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Ácido trifluoroacético

El ácido trifluoroacético ( TFA ) es un compuesto organofluorado sintético con la fórmula química CF3CO2H . Es un ácido haloacético , con los tres átomos de hidrógeno del grupo acetilo reemplazados por átomos de flúor. Es un líquido incoloro con un olor similar al del vinagre . El TFA es un ácido más fuerte que el ácido acético, con una constante de ionización ácida , K a , que es aproximadamente 34.000 veces mayor, [3] ya que los átomos de flúor altamente electronegativos y la consiguiente naturaleza de atracción de electrones del grupo trifluorometilo debilitan el enlace oxígeno-hidrógeno (lo que permite una mayor acidez) y estabilizan la base conjugada aniónica . El TFA se utiliza comúnmente en química orgánica para diversos fines.

Síntesis

El TFA se prepara industrialmente mediante la electrofluoración de cloruro de acetilo o anhídrido acético , seguida de la hidrólisis del fluoruro de trifluoroacetilo resultante: [4]

es
3COCl2 + 4 HF → CF
3COF + 3H
2+ HCl
CF
3COF + H
2O → CF
3COOH + HF

Cuando se desee, este compuesto se puede secar mediante la adición de anhídrido trifluoroacético . [5]

Una ruta más antigua para obtener TFA se realiza a través de la oxidación de 1,1,1-trifluoro-2,3,3-tricloropropeno con permanganato de potasio . El trifluorotricloropropeno se puede preparar mediante fluoración Swarts de hexacloropropeno . [6]

Usos

Ácido trifluoroacético en un vaso de precipitados

El TFA es el precursor de muchos otros compuestos fluorados como el anhídrido trifluoroacético , el ácido trifluoroperacético y el 2,2,2-trifluoroetanol . [4] Es un reactivo utilizado en síntesis orgánica debido a una combinación de propiedades convenientes: volatilidad, solubilidad en solventes orgánicos y su fuerza como ácido. [7] El TFA también es menos oxidante que el ácido sulfúrico , pero está más disponible en forma anhidra que muchos otros ácidos. Una complicación para su uso es que el TFA forma un azeótropo con agua (punto de ebullición 105 °C).

El TFA se utiliza como un ácido fuerte para eliminar grupos protectores como el Boc utilizado en química orgánica y síntesis de péptidos . [8] [9]

En baja concentración, el TFA se utiliza como agente de apareamiento iónico en cromatografía líquida (HPLC) de compuestos orgánicos, en particular péptidos y proteínas pequeñas . El TFA es un disolvente versátil para la espectroscopia de RMN (para materiales estables en ácido). También se utiliza como calibrador en espectrometría de masas. [10]

El TFA se utiliza para producir sales de trifluoroacetato. [11]

Seguridad

El ácido trifluoroacético es un ácido fuerte. [12] El TFA es nocivo cuando se inhala, causa quemaduras graves en la piel y es tóxico para los organismos acuáticos incluso en concentraciones bajas.

Ambiente

Aunque el ácido trifluoroacético no se produce biológicamente ni abióticamente, [13] es un producto de degradación metabólica del agente anestésico volátil halotano . También se cree que es responsable de la hepatitis inducida por halotano . [14] También puede formarse por fotooxidación del refrigerante comúnmente utilizado 1,1,1,2-tetrafluoroetano (R-134a). [ cita requerida ] Además, se forma como un producto de degradación atmosférica de casi todos los refrigerantes sintéticos de cuarta generación, también llamados hidrofluoroolefinas (HFO), como el 2,3,3,3-tetrafluoropropeno . [15] [16]

El ácido trifluoroacético se degrada muy lentamente en el medio ambiente y se ha encontrado en cantidades cada vez mayores como contaminante en el agua, el suelo, los alimentos y el cuerpo humano. [17] Se han encontrado concentraciones medias de unos pocos microgramos por litro en la cerveza y el té. [18] El agua de mar contiene alrededor de 200 ng de TFA por litro. [19] [20] [21] Se ha discutido la biotransformación por descarboxilación a fluoroformo . [22]

El ácido trifluoroacético es levemente fitotóxico . [23]

Véase también

Referencias

  1. ^ Kreglewski, A. (1962). «Ácido trifluoroacético». Bienvenido al NIST WebBook . 10 (11–12): 629–633 . Consultado el 1 de marzo de 2020 .
  2. ^ WM Haynes.; David R. Lide; Thomas J. Bruno, eds. (2016–2017). Manual de química y física del CRC . CRC Press. págs. 954–963. ISBN  978-1-4987-5429-3.
  3. ^ Nota: Calculado a partir de la relación de los valores de K a para TFA (p K a  = 0,23) y ácido acético (p K a  = 4,76)
  4. ^ ab G. Siegemund; W. Schwertfeger; A. Feiring; B. Inteligente; F. Behr; H. Vogel; B. McKusick. "Compuestos de flúor orgánicos". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a11_349. ISBN 978-3527306732.
  5. ^ Wilfred LF Armarego y Christina Li Lin Chai (2009). "Capítulo 4: Purificación de sustancias químicas orgánicas". Purificación de sustancias químicas de laboratorio (6.ª ed.). págs. 88-444. doi :10.1016/B978-1-85617-567-8.50012-3. ISBN 978-1-85617-567-8.
  6. ^ Gergel, Max G. (marzo de 1977). Disculpe señor, ¿le gustaría comprar un kilo de bromuro de isopropilo?. Pierce Chemical. págs. 88-90.
  7. ^ Eidman, KF; Nichols, PJ (2004). "Ácido trifluoroacético". En L. Paquette (ed.). Enciclopedia de reactivos para síntesis orgánica . Nueva York: J. Wiley & Sons. doi :10.1002/047084289X.rt236.pub2. hdl : 10261/236866 . ISBN . 978-0-471-93623-7.
  8. ^ Lundt, Behrend F.; Johansen, Nils L.; Vølund, Aage; Markussen, Jan (1978). "Eliminación de grupos protectores de t-butilo y t-butoxicarbonilo con ácido trifluoroacético". Revista internacional de investigación de péptidos y proteínas . 12 (5): 258–268. doi :10.1111/j.1399-3011.1978.tb02896.x. PMID  744685.
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  18. ^ Marco Scheurer, Karsten Nödler (2021). "Trifluoroacetato (TFA) de sustancias perfluoroalquiladas de cadena ultracorta en cerveza y té: una extracción acuosa no intencionada". Química alimentaria . 351 : 129304. doi :10.1016/j.foodchem.2021.129304. ISSN  0308-8146. PMID  33657499. S2CID  232115008.
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