transition metal anion complexation agents: sensors, molecular carriers and acid-base titrants.

Durante il mio periodo di dottorato mi sono occupata dello studio delle proprietà acido-base di recettori anionici ed ho indagato sulle loro capacità ad agire come trasportatori anionici. Lo studio si è incentrato su complessi di metalli di transizione come Platino, Palladio, Rodio e Rutenio, coordinati da ditiossamidi variamente sostituite con gruppi alchilici di diversa natura. Questi complessi sono in grado di legare specie anioniche, organiche e non, rendendo possibile il trasporto di queste ultime attraverso membrane organiche. Una piena comprensione delle interazioni intermolecolari reversibili tra un recettore ed un anione ha permesso ai ricercatori di progettare e sintetizzare sensori anionici altamente selettivi che trovano pieno utilizzo nella chimica dei biosensori, nella depurazione delle acque e del suolo, nella catalisi, con ampie applicazioni finanche in ambito biomedico poiché i carrier simulano l’attraversamento di una membrana lipidica cellulare. Nei nostri laboratori ci siamo interessati alle proprietà coordinanti delle diotiossammidi secondarie. I sistemi HBD di una ditiossamide secondaria libera non manifestano alcuna affinità per il cloruro come legante libero, mentre lo possono ospitare quando la ditiossamide è coordinata al platino(II) nel modo di coordinazione κ-S,S Pt, come indicato in Figura 1. Una delle migliori formulazioni schematiche per complessi di tal genere è la seguente: Figura 1 - R= metile, etile, feniletile, isopentile, benzile. Il complesso bis chelato di platino Pt(H2R2N2C2S2)2Cl2 ha natura di coppia ionica di contatto estesamente associata che viene facilmente deidroalogenata da qualsiasi sostanza in grado si comportarsi da base di Broensted formando il composto di tipo (a) indicato i Figura 2. A partire da questo complesso è possibile studiare i seguenti equilibri acido-base: (a) (b) (c) Figura 2: HX ( con X = Cl-, Br-, I-, SCN-, picrate, perchlorate, nitrate, trichloroacetate, trifluoroacetate) Gli equilibri di associazione sopra indicati possono essere monitorati spettrofotometricamente. Le variazioni spettrali indicate in Figura 3 sono poco dipendenti dai gruppi sostituenti delle ditiossammidi, dalle specie acide aggiunte o dal solvente clorurato utilizzato (cloroformio, diclorometano o 1,1,2,2-tetracloroetano). La reazione di equilibrio tra il complesso e l’acido forte può avvenire in singola fase organica oppure attraverso l’interfaccia acqua-cloroformio, come si osserva nella parte bassa della figura 3, la soluzione acquosa di acido cloridrico viene stratificata delicatamente sulla soluzione cloroformica del complesso (a) o (b) indicati in figura 2. Stratificando invece una soluzione di acqua distillata sul complesso (c) o (b) avvengono le reazioni in senso opposto poiché l’acqua risulta essere una base sufficientemente forte da strappare l’acido ai complessi. Le variazioni spettrali sono del tutto analoghe in entrambe le condizioni descritte. Studi effettuati sui fattori che influenzano la velocità di questi equilibri hanno determinato un andamento cinetico del primo ordine. Tutti gli esperimenti condotti in soluzione cloroformica hanno verificato una distribuzione omogenea e rapida dell’acido sull’intera fase organica a dimostrazione che lo stadio lento, determinante la velocità globale del processo, è il passaggio dell’acido attraverso l’interfaccia acqua/cloroformio. Le proprietà di trasporto di acidi da una fase acquosa (donatrice) ad un’altra fase acquosa (ricevente) separate da una fase organica in bulk contenente il composto [Pt(Et2DTO)2], sono state investigate tramite l’utilizzo di un tubo ad U senza alcuna agitazione (Figura 4). I tempi di attraversamento dell’acido e la portata sono stati misurati mediante una cella conduttometrica posta quasi a contatto con la fase organica. In presenza dei nostri carrier (composti tipo a, figura 2) il tempo di arrivo risulta estremamente basso rispetto (poco più di 2.5 minuti) a quelli osservati per carrier già conosciuti in letteratura come, per esempio, un derivato amminico del TREN che, nelle stesse condizioni sperimentali, trasporta acido cloridrico in tempi che si assestano intorno ai sessanta minuti. Si osserva in figura 4 una spiccata variazione cromatica nella fase cloroformica attribuibile alla formazione dei complessi monocloroidrati e dicloroidrati. Quando il fenomeno di trasporto diventa stazionario (50-60 minuti dopo l’avvio dell’esperimento) si evidenzia la formazione di una interfaccia di colore nella zona ascendente che è il probabile risultato di complessi fenomeni di trasferimento di massa e di aumento di densità locale (l’interfaccia è instabile se il sistema è sottoposto a microvibrazioni). La portata dell’acido trasportato, con concentrazione di carrier compreso tra 5*10-5 e 2*10-4, risulta proporzionale alla concentrazione del carrier. Abbiamo verificato il trasporto di HCl utilizzando come carrier altri due complessi aventi anche essi due di siti basici ma che si differenziavano per i gruppi sostituenti le DTO (R= feniletile, benzile). Entrambi i composti hanno manifestano un comportamento molto simile a quello osservato per il complesso [Pt(Et2DTO)2]; infatti sia i tempi di arrivo che la portata in condizioni stazionarie risultavano tra loro paragonabili. (figura 5 a). Se però si usano complessi bimetallici con un solo sito basico (figura 6), a parità di concentrazione di carrier, la portata risulta circa un quarto rispetto a quella complessi con due siti HBD (figura 5b). CAMBIO DI SOLVENTE Sempre con lo scopo di indagare sul meccanismo che favorisce il trasporto dell’acido abbiamo ritenuto opportuno utilizzare altri solventi che avessero delle similitudini con CHCl3 (Figura 8 e 9). Abbiamo verificato che il trasporto veloce non avviene in altri solventi clorurati come il CH2Cl2 e l’1,1,2,2-tetracloroetano. Nella cuvetta a sinistra il solvente in cui è sciolto il complesso è cloroformio e sulla destra il diclorometano, la foto in Figura 8 è stata scattata dopo quindici secondi dall’aggiunta di acido cloridrico acquoso mentre la Figura 9 è stata scattata dopo quattro ore. La sequenza di foto scattate a tempi diversi (qui non presentate) dimostra come la formazione delle coppie ioniche, scandita dalla variazione di colore osservata, è legata al tipo di solvente clorurato usato. La foto in figura 9 rende evidente che in diclorometano la diffusione dell’acido segue il classico meccanismo della legge di Fick con tempi molto lunghi. La medesima prova è stata fatta usando l’1,1,2,2-tetracloroetano, il comportamento di quest’ultimo è simile a quello del diclorometano e pertanto il comportamento dei nostri complessi in questi solventi è molto diverso. Gli esperimenti di trasporto con il tubo ad U, utilizzando il CH2Cl2 come membrana organica, hanno dimostrato che tale solvente non consente il trasporto rapido, ed infatti l’aumento di conducibilità si apprezza poco prima di 300 minuti e la portata risulta minima. Utilizzando miscele cloroformio/diclorometano con percentuali via via crescenti del secondo solvente si osserva un incremento dei tempi di arrivo e una notevole diminuzione della portata solo quando percentuale in volume di diclorometano assume valori rilevanti. Quando la percentuale di diloclorometano è del 55% il tempo di arrivo è di 4 minuti, mentre quando la percentuale di diclorometano è al 70% il tempo di arrivo cresce fino a circa 8 minuti. Questo comportamento di diffusione è diverso a seconda della polarità del solvente e potrebbe essere dovuto al fatto che il diclorometano favorisce meglio la formazione di coppie ioniche aventi maggiore affinità col solvente, quest’ultimo lega troppo fortemente l’acido non consentendone il rilascio ad altre molecole e dunque non permettendone la rapida diffusione su tutto il volume a disposizione. Questa ipotesi è stata avanzata a seguito di misure di conducibilità di soluzioni di HCl in cloroformio, che risulta un non elettrolita confrontate con le stesse soluzioni in diclorometano, il quale a confronto è un elettrolita debole. Ciò spiegherebbe come il diclorometano veicola la formazione delle doppie coppie ioniche in singola fase organica (agitando la soluzione) ma non consenta il trasporto verso soluzioni acquose. Composti come quelli indicati in Figura 10 possono essere coinvolti in reazioni acido base in cloroformio ( e in diclorometano) comportandosi sia da acidi che da basi. Nella forma cloridrata si comportano come acidi con numerose piridine formando specie neutre. Nella loro forma deidroalogenata si comportano da basi con numerosi acidi. (all’inizio usavamo solo acidi forti, poi abbiamo usato altri acidi di forza variabile, lo diremo dopo come possibilità di estrapolare il valore di pKa dell’HCl). Allo scopo di comprendere il meccanismo con cui si verifica il trasporto in CHCl3 abbiamo intrapreso uno studio sistematico del comportamento dei nostri complessi studiando le loro reazioni con una serie di basi e di acidi. La prima parte dello studio ha compreso l’utilizzo di piridine variamente sostituite scelte in base al loro pKa coprendo un range che va da 2.9 a 10. Siamo riusciti a correlare il valore di basicità di un’ammina con la costante di reazione col complesso. L’ammina sottrae l’acido al complesso formando il cloruro di piridinio, secondo l’equilibrio: Per valutare i parametri termodinamici delle reazioni abbiamo determinato le costanti di equilibrio a 5 diverse temperature comprese tra 10 e 30 °C, utilizzando dapprima il complesso [Pt(Et2DTO)2]-HCl estendendo poi gli esperimenti al complesso [Pt(Bn2DTO)2]-HCl. Il grafico in Figura 11 è il risultato della sovrapposizione di tutte le costanti di equilibrio alle diverse temperature investigate. Le rette estrapolate dagli adattamenti lineari per ciascun complesso alle diverse temperature sono praticamente coincidenti e questo è una conseguenza del contributo trascurabile della variazione di entropia standard di reazione. Nel caso del complesso [Pt(Bn2DTO)2]-HCl, che ha le ditiossamidi con gruppi alchilici ingombranti con potere sigma donatore minore, tutte le rette giacciono nella parte più bassa del piano. I due grafici correlano la costante di equilibrio (pKc) al pKa della piridina usata e dimostrano che in tutti i casi osservati i valori di ΔG° risultano determinati fondamentalmente dal parametro entropico. La relazione da noi trovata si è rivelata corretta anche per ammine diverse dalle piridine. Se la relazione continua ad essere lineare per basi aventi pKa maggiori, è facile prevedere che superato un certo valore di pKa le costanti di equilibrio assumeranno valori talmente elevati da poter considerare le relative reazioni praticamente complete. Con questo presupposto abbiamo cercato di verificare se era possibile utilizzare la reazione tra i complessi monocloridrati e le ammine come metodo per determinare la concentrazione delle stesse. Per completare le indagini sulle interazioni intercorrenti fra acidi forti e i nostri complessi abbiamo anche provato a studiare le reazioni di associazione indicate in figura 12, sia in cloroformio quanto in diclorometano, oltre all’acido cloridrico abbiamo provato altri acidi organici come acido picrico, acido α-Cloro-propionico e dicloroacetico. I complessi dibasici possono assumere due molecole di HCl in successione. La costante relativa al primo equilibrio è molto elevata mentre la costante relativa al secondo ha valori che ci consentono di valutare più facilmente i parametri termodinamici e quindi è su quest’ultima che ci soffermiamo. I valori dei parametri termodinamici sono illustrati nella tabella 1. Il valore negativo del ΔS° quando il gruppo alchilico è l’etile ha un valore troppo elevato nei termini di un associazione 1:1, anche i valori negativi di ΔH° sono eccessivamente elevati per essere associabili ad una interazione debole ma piuttosto potrebbero essere attribuiti ad un legame stabile. La perdita eccessiva di entropia associata al processo, in linea teorica, può essere imputata ad una riorganizzazione del solvente attorno alla appena formata doppia coppia ionica. Per giustificare i valori negativi troppo elevati di ΔH° abbiamo pensato di ricorrere al ciclo termodinamico illustrato in Figura 13: nella parte superiore viene mostrato il sistema privo di solvente per il quale il ΔH è definito intrinseco, nella parte inferiore tutte le specie impegnate nella reazione sono solvatate; questa è la condizione sperimentale e di questa misuriamo il ΔH°. Il valore di ΔH°obs misurato sperimentalmente risulta maggiore del ΔHi evidentemente perché un maggior numero di molecole di solvente possono legarsi al complesso indicato in figura con III. La figura 14 mostra le titolazioni effettuate sul complesso [Pt(Bn2DTO)2]-HCl alla concentrazione costante 1×10–4 M con alcune piridine aventi pKa crescente. Si sono ottenuti discreti risultati solo quando la Kc risulta intorno a 10, mentre per valori maggiori di 60 la precisione diventa ottima è abbiamo verificato una deviazione standard intorno al 5% rispetto al valore medio. Complex [Pt(Bn2DTO)2]-HCl = 1×10–4 M costante a) pyridine, Kc=2.16; b) 3-methylpyridine Kc=9.18; c) 3,6-ludidine Kc = 63 = 445-447 nm (seconda reaz. non si osserva) ABS per Pt 1×10–4 M da circa 0.48 a 0.95 (0.5-1) FIGURA X1 Figura 14 Aggiungere l’ammina ad una concentrazione costante di complesso permette di titolare ammine che hanno una concentrazione minima di circa 2×10–4 M. Se invece si aggiunge il complesso all’ammina la situazione cambia significativamente. In questo caso, infatti, si riesce a titolare 2 mL di ammina alla concentrazione di 4×10–5 M. Le variazioni spettrali osservate, nel caso di una ammina con pKa >7.5 (tutte le ammine terziarie, secondarie e primarie) sono rappresentate in figura 15a, mentre in fig. 15b viene riportata la variazione di assorbanza a 520 nm rispetto alla concentrazione totale di Pt presente in soluzione: il punto di intersezione delle due rette 1 e 2 individua il punto di equivalenza e la concentrazione dell’ammina di partenza, a causa della diluizione, sarà data dalla formula: C_iniziale=C_(P.E.) [〖Pt〗_aggiunto ]/([〖Pt〗_aggiunto ]-C_(P.E.) ) Se l’ammina ha un pKa compreso tra 7.5 e 5, è necessario utilizzare il complesso Pt(Benz2DTO)2-HCl e prestare maggiore attenzione all’individuazione del P.E. perché la retta relativa al primo equilibrio curva più dolcemente in prossimità del punto di equivalenze, rendendolo più difficilmente individuabile. (Figura 16) (a) (b) Figura 15 - titolazione della 1-dodecilammina con il complesso Pt(Et2DTO)2*HCl Abbiamo pensato di estendere la possibilità di titolare, mediante l’utilizzo dei precedenti complessi alcune sostanze note in campo farmacologico aventi siti basici azotati con lo scopo di poter fornire un metodo semplice, rapido e poco costoso per eventuali controlli quantitativi. In particolare abbiamo verificato la possibilità di verificare la quantità di principio attivo in alcuni farmaci noti come le benzodiazepine. Per il momento riusciamo a verificare efficacemente quantitativamente solo quelle benzodiazepine che contengono gruppi amminici primari, secondari o terziari. Stiamo studiando delle modifiche ai nostri complessi per renderli ancora più acidi nel tentativo di estendere la possibilità di determinare anche farmaci con pKa inferiore a 5. Abbiamo esteso lo studio sulle titolazioni acido-base all’acido picrico, il quale può fungere da titolante. L’acido picrico utilizzato è stabilizzato con un 35% di acqua, tramite titolazione di quest’ultimo con il nostro complesso stiamo stati in grado di valutare realmente il titolo dell’acido e dunque il suo contenuto reale di acqua. Inoltre abbiamo effettuato titolazioni di ammine aventi pKa molto poco basico. Questi composti sono risultati estremamente versatili, un altro utilizzo utile sarebbe quello di estrapolare il valore di pKa di acidi considerando le reazioni di associazione con i complessi. Tali valori risultano dall’estrapolazione del valore di pKa a partire dai pKc di reazione. FLOP SUL MECCANISMO Nel tentativo di chiarire ulteriormente il meccanismo che consente il trasporto veloce ci è sembrato opportuno ripetere l’indagine fatta con il solvente CHCl3 anche con il CH2Cl2. Ma abbiamo ottenuto dei risultati non facilmente interpretabili. Le costanti di formazione dei complessi mono e diidroalogenati con HCl risultano addirittura maggiori rispetto a quelle ottenute in CHCl3 e più facilmente le piridine riescono a rimuoverlo. Con molta evidenza il ruolo del solvente è fondamentale nel trasporto di acidi o basi ma, in questo caso non siamo ancora riusciti a chiarire quale possa essere la driving force che determina la facilità di diffusione in cloroformio e non in diclorometano. Per determinare la natura elettrolitica di un complesso carico con un solo sito HBD (Figura 19), abbiamo provato a misurarne la conducibilità in metanolo. Nello svolgimento delle normali attività di laboratorio si poteva osservare, in tempi brevi, l’anomala variazione di colore della soluzione del complesso che da giallo diventata verde per poi assestarsi in una accesa colorazione blu lasciando concentrare la soluzione. Questa variazione di colore ha stimolato la nostra curiosità. Dopo diverse prove di elettrochimica ed NMR Dosy, effettuate in collaborazione con il gruppo dei fotochimici e chimici organici del dipartimento, è stato possibile attribuire la struttura al composto blu e dimostrare che si veniva a formare un composto formato dall’assemblaggio spontaneo di sei molecole di complesso indicato in Figura 19. L’esamero, la cui rappresentazione migliore è indicata in Figura 20, è estremamente stabile in metanolo, è solubile in cloroformio ma si disassembla nei rispettivi monomeri in presenza di acidi.