21.4: Acidez y basicidad de las aminas (2023)

Objetivos

Después de completar esta sección, deberías poder

1. dar cuenta de la basicidad y nucleofilia de las aminas.
2. explicar por qué las aminas son más básicas que las amidas, y mejores nucleófilos.
3. describen cómo se puede extraer una amina de una mezcla que también contiene compuestos neutros que ilustran las reacciones que tienen lugar con ecuaciones apropiadas.
4. explicar por qué las aminas primarias y secundarias (pero no terciarias) pueden ser consideradas como ácidos muy débiles, e ilustran la utilidad sintética de las bases fuertes que se pueden formar a partir de estos ácidos débiles.

Basicidad de los grupos nitrogenados

En esta sección consideramos la basicidad relativa de las aminas. Al evaluar la basicidad de un grupo funcional orgánico que contiene nitrógeno, la pregunta central que debemos hacernos es: ¿qué tan reactivo (y por lo tanto qué tan básico y nucleófilo) es el par solitario en el nitrógeno? En otras palabras, ¿cuánto quiere romper ese par solitario del núcleo de nitrógeno y formar un nuevo enlace con un hidrógeno? El par solitario de electrones hace que el nitrógeno en las aminas sea denso en electrones, lo que se representa por un color rojo en el mapa de potencial electrostático presente abajo a la izquierda. Las aminas son básicas y reaccionan fácilmente con el hidrógeno de ácidos que son pobres en electrones como se ve a continuación.

Las aminas son uno de los únicos grupos funcionales neutros que se consideran base, lo que es consecuencia de la presencia del par solitario de electrones en el nitrógeno. Durante una reacción ácido/base, los electrones de par solitario atacan un hidrógeno ácido para formar un enlace N-H. Esto le da al nitrógeno en la sal de amonio resultante cuatro enlaces simples y una carga positiva.

Las aminas reaccionan con agua para establecer un equilibrio donde un protón se transfiere a la amina para producir una sal de amonio y el ion hidróxido, como se muestra en la siguiente ecuación general:

\[RNH2_{(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons RNH3^+_{(aq)}+OH^−_{(aq)} \label{16.5.4}\]

La constante de equilibrio para esta reacción es la constante de ionización de base (K _b), también llamada constante de disociación de bases:

\[K_b=\dfrac{[RNH3^+][OH^−]}{[NH2]} \label{16.5.5}\]

pK _b = -log K _b

_{Así como la fuerza ácida de un ácido carboxílico se puede medir definiendo una constante de acidez Ka (Sección 2-8), la fuerza base de una amina se puede medir definiendo una constante de basicidad análoga Kb.} Cuanto mayor sea el valor de K _b y menor sea el valor de pK _b, más favorable será el equilibrio de transferencia de protones y más fuerte será la base.

Sin embargo, los valores de Kb a menudo no se utilizan para discutir la basicidad relativa de las aminas. Es común comparar la basicidad de las aminas mediante el uso de las K _a de sus ácidos conjugados, que es el ion amonio correspondiente. Afortunadamente, los valores _de K a y K _b para las aminas están directamente relacionados.

Considere las reacciones para un par ácido-base conjugado, RNH ₃ ⁺ − RNH ₂:

\[\ce{RNH3+}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{RNH2}(aq)+\ce{H3O+}(aq) \hspace{20px} K_\ce{a}=\ce{\dfrac{[RNH2][H3O]}{[RNH3+]}}\]

\[\ce{RNH2}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{RNH3+}(aq)+\ce{OH-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{b}=\ce{\dfrac{[RNH3+][OH-]}{[RNH2]}}\]

Al sumar estas dos ecuaciones químicas juntas se obtiene la ecuación para la autoionización del agua:

\[\cancel{\ce{RNH3+}(aq)}+\ce{H2O}(l)+\cancel{\ce{RNH2}(aq)}+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\cancel{\ce{RNH2}(aq)}+\ce{OH-}(aq)+\cancel{\ce{RNH3+}(aq)}\]

\[\ce{2H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{OH-}(aq)\]

Dado que la expresión K para una ecuación química formada a partir de la adición de otras dos o más ecuaciones es el producto matemático de las constantes K de las ecuaciones de entrada.

K _a X K _b = {2 H ₂ O}/(H ₃ O ⁺} {OH ^-} = Kw

\[K_\ce{a}=\dfrac{K_\ce{w}}{K_\ce{b}}\]

pK _a + pK _b =14

Así, si se conoce la K a para _un ion amonio la K _b para la amina correspondiente se puede calcular usando la ecuación K _b = K _w/K _a. _{Esta relación muestra que a medida que un ion amonio se vuelve más ácido (K a aumenta/pK a disminuye) la base correspondiente se vuelve más débil (K b disminuye/pK b aumenta)}

Base más débil _{= K a más grande y pK a más pequeño del ión Amonio}

Base más fuerte = K _a más pequeña y pK _a más grande del ion amonio

Al igual que el amoníaco, la mayoría de las aminas son bases de Brønsted-Lowry y Lewis, pero su fuerza de base puede ser cambiada enormemente por sustituyentes. _{La mayoría de las alquilaminas simples tienen pK a en el rango de 9.5 a 11.0, y sus soluciones acuosas son básicas (tienen un pH de 11 a 12, dependiendo de la concentración).}

Las aminas herterocíclicas aromáticas (como pirimidina, piridina, imidazol, pirrol) son bases significativamente más débiles como consecuencia de tres factores. El primero de ellos es la hibridación del nitrógeno. En cada caso el nitrógeno heterocíclico es sp ² hibridado. El carácter s creciente lo acerca al núcleo de nitrógeno, reduciendo su tendencia a enlazarse a un protón en comparación con los nitrógenos hibridados sp ³. La baja basicidad del pirrol refleja la excepcional deslocalización del par de electrones de nitrógeno asociada con su incorporación en un anillo aromático. _{El imidazol (pK a = 6.95) es más de un millón de veces más básico que el pirrol porque el nitrógeno sp ² que forma parte de un doble enlace es estructuralmente similar a la piridina, y tiene una basicidad comparable.}

Basicidad de aminas comunes (pK _a de los iones amonio conjugados)

Efectos Inductivos en Basicidad del Nitrógeno

Los grupos alquilo donan electrones al nitrógeno más electronegativo. El efecto inductivo hace que la densidad electrónica sobre el nitrógeno de la alquilamina sea mayor que el nitrógeno del amoníaco. La pequeña cantidad de carga extra negativa acumulada en el átomo de nitrógeno hace que el par solitario sea aún más atractivo hacia los iones de hidrógeno. Correspondientemente, las alquilaminas primarias, secundarias y terciarias son más básicas que el amoníaco.

Comparación de la basicidad de las alquilaminas con las amidas

El átomo de nitrógeno es fuertemente básico cuando está en una amina, pero no significativamente básico cuando forma parte de un grupo amida. Mientras que el par solitario de electrones de un nitrógeno de amina se localiza en un lugar, el par solitario en un nitrógeno amida se deslocaliza por resonancia. La densidad electrónica —en forma de un par solitario— se estabiliza mediante la deslocalización de resonancia, aunque no haya una carga negativa involucrada. Aquí hay otra forma de pensarlo: el par solitario en un nitrógeno amida no está tan disponible para enlazarse con un protón; estos dos electrones son demasiado estables al ser parte del sistema de unión pi deslocalizado. El mapa de potencial electrostático muestra el efecto de la resonancia sobre la basicidad de una amida. El mapa muestra que la densidad electrónica, mostrada en rojo, está casi completamente desplazada hacia el oxígeno. Esto disminuye en gran medida la basicidad de los electrones de par solitario sobre el nitrógeno en una amida.

Comparación de aminas y amidas para racionalizar los valores de pK _a de sus ácidos conjugados

Extracción de Amina en Laboratorio

La extracción se emplea a menudo en la química orgánica para purificar compuestos. Las extracciones líquido-líquido aprovechan la diferencia de solubilidad de una sustancia en dos líquidos inmiscibles (por ejemplo, éter y agua). Los dos líquidos inmiscibles utilizados en un proceso de extracción son (1) el disolvente en el que se disuelven los sólidos, y (2) el disolvente de extracción. Los dos líquidos inmiscibles se separan fácilmente usando un embudo separador. Para las aminas se puede aprovechar su basicidad formando la sal protonada (RNH ₂ ⁺ Cl ⁻), la cual es soluble en agua. La sal se extraerá en la fase acuosa dejando atrás compuestos neutros en la fase no acuosa. Luego se trata la capa acuosa con una base (NaOH) para regenerar la amina y NaCl. Luego se realiza una segunda extracción-separación para aislar la amina en la capa no acuosa y dejar atrás NaCl en la capa acuosa.

Bases Reactivas Importantes

La importancia de todas estas relaciones ácido-base para la química orgánica práctica radica en la necesidad de bases orgánicas de fuerza variable, como reactivos adaptados a los requerimientos de reacciones específicas. El hidróxido de sodio de base común no es soluble en muchos disolventes orgánicos y, por lo tanto, no se usa ampliamente como reactivo en reacciones orgánicas. La mayoría de los reactivos básicos son sales de alcóxido, aminas o sales de amida. Dado que los alcoholes son ácidos mucho más fuertes que las aminas, sus bases conjugadas son más débiles que las bases amínicas y llenan el hueco en la fuerza de base entre las aminas y las sales de amida.

Nombre Base	Piridina	Trietil amina	Base de Hünig	Base de Barton	T-butóxido de potasio	Sodio HMDS	LDA
Fórmula		(C 2 H 5) 3 N			(CH 3) 3 CO (—) K (+)	[(CH 3) 3 Si] 2 N (—) Na (+)	[(CH 3) 2 CH] 2 N (—) Li (+)
pK a de ácido conjugado	5.3	10.7	11.4	14	19	26	35.7

Basicidad de aminas comunes (pK _a de los iones amonio conjugados)

La piridina se usa comúnmente como eliminador de ácido en reacciones que producen coproductos de ácidos minerales. Su basicidad y nucleofilia pueden ser modificadas por impedimento estérico, como en el caso de 2,6-dimetilpiridina (pK _a =6.7), o estabilización por resonancia, como en el caso de 4-dimetilaminopiridina (pK _a =9.7). La base de Hünig es relativamente no nucleofílica (debido al impedimento estérico), y a menudo se usa como base en reacciones de eliminación de E2 realizadas en disolventes no polares. La base de Barton es una base fuerte, poco nucleofílica y neutra que sirve en casos donde la sustitución electrófila de otras bases amínicas es un problema. Los alcóxidos son bases más fuertes que a menudo se utilizan en el alcohol correspondiente como disolvente, o para mayor reactividad en DMSO. Finalmente, las dos bases amida ven un uso generalizado en la generación de bases enolato a partir de compuestos carbonílicos y otros ácidos de carbono débiles.

Además de actuar como base, 1 ^o y 2 ^o aminas pueden actuar como ácidos muy débiles. Su protón N-H se puede eliminar si reaccionan con una base lo suficientemente fuerte. Un ejemplo es la formación de diisopropilamida de litio (LDA, LiN [CH (CH (CH ₃) _{2] 2}) haciendo reaccionar n-butillitio con diisopropilamina (pK _a 36) (Sección 22-5). LDA es una base muy fuerte y se usa comúnmente para crear iones enolato desprotonando un hidrógeno alfa a partir de compuestos carbonílicos (Sección 22-7).

Ejercicios

24.3 Basicidad de las aminas

Colaboradores y Atribuciones

• Dr. Dietmar Kennepohl FCIC (Professor of Chemistry, Athabasca University)

• Prof. Steven Farmer (Sonoma State University)

• William Reusch, Professor Emeritus (Michigan State U.), Virtual Textbook ofOrganicChemistry

• Organic Chemistry With a Biological Emphasis byTim Soderberg(University of Minnesota, Morris)

Basicidad de la anilina

_{La anilina es sustancialmente menos básica que la metilamina, como es evidente al observar los valores de pK a para sus respectivos ácidos conjugados de amonio (recuerde que cuanto menor sea el pKa del ácido conjugado, más débil es la base).}

Esta diferencia es que la basicidad puede explicarse por la observación de que, en anilina, el par solitario de electrones en el nitrógeno son deslocalizados por el sistema p aromático, haciéndolo menos disponible para la unión a H ⁺ y por lo tanto menos básico. Los electrones de pares solitarios de anilina están involucrados en cuatro formas de resonancia, haciéndolas más estables y por lo tanto menos reactivas en relación con las alquilaminas.

El efecto de la deslocalización se puede observar al visualizar los mapas de potencial electrostático de anilina y metilamina. El nitrógeno de la metilamina tiene una cantidad significativa de densidad electrónica sobre su nitrógeno, que se muestra como un color rojo, lo que explica su basicidad en comparación con la anilina. Mientras que la densidad electrónica del nitrógeno de la anilina se deslocaliza en el anillo aromático haciéndolo menos básico.

Basicidad de arilaminas sustituidas

La adición de sustituyentes sobre el anillo aromático puede hacer que las arilaminas sean más o menos básicas. Los sustituyentes que son aceptores de electrones (-Cl, -CF ₃, -CN, -NO ₂) disminuyen la densidad de electrones en el anillo aromático y en la amina haciendo que la arilamina sea menos básica. En particular, el grupo nitro de la para-nitroanilina permite dibujar una forma de resonancia adicional, que estabiliza aún más los electrones del par solitario del nitrógeno, haciendo que la arilamina sustituida sea menos básica que la anilina. Este efecto es análogo al discutido para la acidez de los fenoles sustituidos en la Sección 17.2.

Los sustituyentes donadores de electrones (-CH ₃, -OCH ₃, -NH ₂) aumentan la densidad de electrones en el anillo aromático y en la amina haciendo que la arilamina sea más básica. En el caso de la par-metoxianilina, el par solitario en el grupo metoxi dona densidad electrónica al sistema aromático, y se puede dibujar un contribuyente de resonancia en el que se coloca una carga negativa sobre el carbono adyacente al nitrógeno, lo que hace que la arilamina sustituida sea más básica que la anilina.

Aumentó la basicidad de la Para-metoxianilina debido a la Donación de Electrones

La densidad electrónica de desplazamiento de anilina, p-nitroanilina y p-metoxianilina se observa en sus mapas de potencial electrostático relativo. Para p-Nitroanilina prácticamente toda la densidad electrónica, mostrada como un color rojo/amarillo. se tira hacia el grupo nitro aceptor de electrones. En p-metoxianinline el grupo metoxi donador de electrones dona densidad electrónica al anillo. Se muestra que la amina en la p-metoxianilina tiene más densidad electrónica, mostrada como un color amarillo, cuando se compara con la amina en anilina.

Colaboradores y Atribuciones

• Dr. Dietmar Kennepohl FCIC (Professor of Chemistry, Athabasca University)

• Prof. Steven Farmer (Sonoma State University)

• William Reusch, Professor Emeritus (Michigan State U.), Virtual Textbook ofOrganicChemistry

• Organic Chemistry With a Biological Emphasis byTim Soderberg(University of Minnesota, Morris)

Acidez de Aminas

Normalmente pensamos en las aminas como bases, pero hay que recordar que las aminas 1º y 2º-también son ácidos muy débiles (el amoníaco tiene _un pK a = 34). Al respecto cabe señalar que el pK _a se está utilizando como medida de la acidez de la propia amina en lugar de su ácido conjugado, como en el apartado anterior. Para el amoníaco esto se expresa mediante la siguiente ecuación hipotética:

NH ₃ + H ₂ O ^____ > NH ₂ ^(—) + H ₂ O- H ⁽⁺⁾

Los mismos factores que disminuyeron la basicidad de las aminas aumentan su acidez. Esto se ilustra con los siguientes ejemplos, que se muestran en orden de acidez creciente. Cabe señalar que los cuatro primeros ejemplos tienen el mismo orden y grado de acidez incrementada ya que exhibieron basicidad disminuida en la tabla anterior. El primer compuesto es una 2º-amina típica, y los tres próximos a él se caracterizan por diversos grados de deslocalización de pares de electrones de nitrógeno. Los dos últimos compuestos (azul sombreado) muestran la influencia de los grupos sulfonilo y carbonilo adyacentes sobre la acidez N-H. De la discusión anterior debe quedar claro que la basicidad de estos nitrógenos se reduce correspondientemente.

Compuesto					C 6 H 5 SO 2 NH 2
pK a	33	27	19	15	10	9.6

Los ácidos mostrados aquí pueden convertirse en sus bases conjugadas por reacción con bases derivadas de ácidos más débiles (bases más fuertes). A continuación se muestran tres ejemplos de tales reacciones, con el hidrógeno ácido coloreado de rojo en cada caso. Para la conversión completa a la base conjugada, como se muestra, se requiere una base de reactivo aproximadamente un millón de veces más fuerte.

C 6 H 5 SO 2 N H 2 + KOH C 6 H 5 SO 2 NH (—) K (+) + H 2 O	una base de sulfonamida
(CH 3) 3 CO H + NaH (CH 3) 3 CO (—) Na (+) + H 2	una base de alcóxido
(C 2 H 5) 2 N H + C 4 H 9 Li (C 2 H 5) 2 N (—) Li (+) + C 4 H 10	una base amida