Reacciones-de-deshidrogenacion-oxidativa-promovidas-por-hierro-y-rutenio -un-estudio-mecanstico

Vista previa del material en texto

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE 
MÉXICO 
 
 
 
 
 
 
PROGRAMA DE MAESTRÍA Y DOCTORADO EN CIENCIAS 
QUÍMICAS 
 
 
REACCIONES DE DESHIDROGENACIÓN OXIDATIVA PROMOVIDAS 
POR HIERRO Y RUTENIO. UN ESTUDIO MECANÍSTICO. 
 
 
TESIS 
 PARA OPTAR POR EL GRADO DE 
 
 
DOCTOR EN CIENCIAS 
 
 
PRESENTA 
 
 
Q. JUAN PABLO SAUCEDO VÁZQUEZ 
 
 
 
 
 
 TUTOR: DRA. MARTHA E. SOSA TORRES AÑO: 2012 
 
UNAM – Dirección General de Bibliotecas 
Tesis Digitales 
Restricciones de uso 
 
DERECHOS RESERVADOS © 
PROHIBIDA SU REPRODUCCIÓN TOTAL O PARCIAL 
 
Todo el material contenido en esta tesis esta protegido por la Ley Federal 
del Derecho de Autor (LFDA) de los Estados Unidos Mexicanos (México). 
El uso de imágenes, fragmentos de videos, y demás material que sea 
objeto de protección de los derechos de autor, será exclusivamente para 
fines educativos e informativos y deberá citar la fuente donde la obtuvo 
mencionando el autor o autores. Cualquier uso distinto como el lucro, 
reproducción, edición o modificación, será perseguido y sancionado por el 
respectivo titular de los Derechos de Autor. 
 
 
 
 JURADO 
 
 
JURADO ASIGNADO: 
 
 
Presidente: Dr. Anatoly Yatsimirsky Facultad de Química, UNAM 
 
Vocal: Dra. María de los Ángeles Paz 
Sandoval 
 CINVESTAV, IPN 
 
 
Vocal: Dr. Armando Cabrera Ortíz Instituto de Química 
 
Vocal: Dr. Juventino José García 
Alejandre 
 Facultad de Química, UNAM 
 
 
Secretario: Dr. David Morales Morales Instituto de Química, UNAM 
 
 
 
Lugar donde se desarrolló el trabajo: 
 
 
 Laboratorio 212, Departamento de Química Inorgánica y Nuclear. División de 
estudios de Posgrado, Facultad de Química, Universidad Nacional Autónoma de 
México. 
 
 
 
 
 
Asesor: Dra. Martha E. Sosa Torres 
 
 
 
 
Sustentante: Q. Juan Pablo Saucedo Vázquez 
 
 
México, D.F. 2012 
 AGRADECIMIENTOS 
 
 
 
A la Universidad Nacional Autónoma de México. 
 
A la Facultad de Química. 
 
Al Posgrado en Ciencias Químicas 
 
A la Dra. Martha Elena Sosa Torres por su dedicación en la dirección de esta 
tesis, por todo su apoyo y por creer en mí. 
 
A los miembros del comité tutelar, la Dra. Silvia Castillo y el Dr. Armando Cabrera 
por sus valiosos comentarios durante el desarrollo del proyecto. 
 
Al Dr. Peter Kroneck por su valiosa colaboración para el desarrollo del proyecto y 
por las discusiones que enriquecieron el trabajo. 
 
Al Dr. Alejandro Solano por su colaboración para el desarrollo del proyecto. 
 
Al CONACyT por la beca 195773 otorgada para realizar los estudios de doctorado. 
 
A la UNAM-DGAPA por los proyectos IN-210108 y el IN-231111. 
 
Al CONACyT por el proyecto 128921. 
 
 
Este trabajo se desarrolló en el laboratorio 212 Departamento de Química 
Inorgánica, División de Estudios de Posgrado, Facultad de Química, UNAM. 
 
Este trabajo fue presentado en los siguientes congresos: 
 
Summer School 2008: Metal Ions in Biology-Key Elements of Life”. Facultad de 
Química, UNAM—DAAD Alemania. (Poster) 
 
QuimiUNAM 2009. Facultad de Química, UNAM. (Presentación oral) 
 
QuimiUNAM 2010. Facultad de Química, UNAM. (Poster) 
 
5to Simposio de Química Inorgánica. FES-Cuautitlán 2012 (Presentación oral) 
 
 
Este trabajo se publicó en el siguiente artículo: 
 
“On the Mechanism of Iron(III)-Dependent Oxidative Dehydrogenation of Amines”. 
Saucedo-Vázquez, J.P.; Ugalde-Saldívar, V.M.; Toscano, A.R.; Kroneck, PMH; 
Sosa-Torres, M.E. Inorg. Chem. 2009, 48, 1214–1222. 
 
 DEDICATORIAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A mi ángel por estar incondicionalmente a mi lado en todo momento, Maura te amo hasta 
la eternidad. A Sofi y Pablito por ser el motor que me mueve todos los días, los amo. 
 SÍMBOLOS Y ABREVIACIONES 
 
 
Símbolos 
 
ε Coeficiente de absortividad molar 
λ Longitud de onda 
μ Fuerza iónica 
μef Momento magnético efectivo 
Å Ángstrom 
A Absorbancia 
A∞ Absorbancia al infinito 
At Absorbancia al tiempo t 
E Potencial redox 
E1/2 Potencial de media onda 
Epa Potencial de pico anódico 
Epc Potencial de pico catódico 
k Constante de velocidad 
pH* pH medido en etanol 
V Volt 
 
 
Abreviaciones 
 
ACCO Ácido 1-aminociclopropano-1-carboxílico oxidasa 
CcO Citocromo c oxidasa 
dmso Dimetilsulfóxido 
DMPO 5,5-Dimetil-1-Pirrolin-N-óxido 
BMPO 5-tert-butoxicarbonil-5-metil-1-pirrolin-N-óxido 
EtOH Etanol 
GOasa Galactosa oxidasa 
IR Infrarrojo 
M.B. Magnetones de Bohr 
RMN Resonancia magnética nuclear 
 SÍMBOLOS Y ABREVIACIONES 
 
 
ROS “Reactive Oxygen Species” 
RPE Resonancia paramagnética electrónica 
SOD Superóxido dismutasa 
TEP Transferencia externa de protón 
THF Tetrahidrofurano 
TIP Transferencia interna de protón 
UV-Vis Ultravioleta-Visible 
γ-colidina 2,4,6-trimetilpiridina 
 
 
 
 
 LIGANTES 
 
 
NOMBRES DE LOS DIFERENTES LIGANTES 
 
 
 
NN
N
N
N
H
H H
 
 
L1 = 1,9-bis(2’-piridil)-2,5,8-triazanonano 
 
 
N
N
N
N N
N
H
 
 
L2 = 1-[3-aza-4-(2-piridil)butil]-2-(2-piridil)-3-[(2-piridil)metil]-imidazolidina 
 
NN
N
N
N
O
N
H H
 
 
L3 = 1,9-bis(2’-piridil)-5-[etoxi-2’’-pridil)metil]-2,5,8-triazanonano 
 
 
NN
N
N
N
O
N
H
 
 
L4 = 1,9-bis(2’-piridil)-5-[etoxi-2’’-pridil)metil]-2,5,8-triazanon-1-eno 
 
 INDICE 
 
 
 
 Página 
 
 RESUMEN 1 
 ABSTRACT 2 
1 INTRODUCCIÓN 3 
2 ANTECEDENTES 6 
 2.1 QUÍMICA DEL HIERRO 6 
 2.2 REACCIONES DE DESHIDROGENACIÓN OXIDATIVA 7 
 2.2.1 Mecanismos de la deshidrogenación oxidativa 8 
 2.2.2 El papel del oxígeno en la deshidrogenación oxidativa 24 
 2.2.3 Reacciones de deshidrogenación oxidativa en sistemas biológicos 27 
 2.3 QUÍMICA DEL OXÍGENO 31 
 2.4 ACTIVACIÓN DE OXÍGENO (INTERACCIONES HIERRO-OXÍGENO) 34 
 2.4.1 Activación de oxígeno en sistemas químicos a través de 
 transferencias electrónicas de esfera interna 35 
 2.4.2 Activación de oxígeno en sistemas biológicos a través de 
 transferencias electrónicas de esfera interna 37 
 2.4.3 Activación de oxígeno en sistemas químicos a través de 
 transferencias electrónicas de esfera externa 42 
 2.4.4 Activación de oxígeno en sistemas biológicos a través de 
 transferencias electrónicas de esfera externa 47 
3 OBJETIVO 50 
 3.1 OBJETIVOS PARTICULARES 50 
4 PARTE EXPERIMENTAL 52 
 4.1 REACTIVOS 52 
 4.1.1 Líquidos 52 
 4.1.2 Sólidos 52 
 4.1.3 Enzimas 53 
 4.2 TÉCNICAS EMPLEADAS 53 
 4.2.1 Espectroscopía Electrónica 53 
 INDICE 
 
 
 4.2.2 Espectroscopía de Resonancia Paramagnética Electrónica 53 
 4.2.3 Experimentos con atrapadores de radicales 54 
 4.2.4 Mediciones Potenciométricas 54 
 4.2.5 Mediciones de oxígeno 54 
 4.2.6 Espectroscopía de infrarrojo 54 
 4.2.7 Espectroscopía de Resonancia Magnética Nuclear 54 
 4.2.8 Análisis Elemental 54 
 4.2.9 Difracción de rayos-X de monocristal 55 
 4.2.10 Electroquímica 55 
 4.3 SÍNTESIS Y PURIFICACIÓN DE MATERIAS PRIMAS 55 
 4.3.1 Síntesis de triclorhidrato de 1,9-bis(2’-piridil)-2,5,8-triazanonano, 
 (L1•3 HCl) 
55 
 4.3.2 Síntesis del ligante 1-[3-aza-4-(2-piridil)butil]-2-(2-piridil)-3-[(2- 
 piridil)metil]-imidazolidina (L2). 
56 
 4.3.3 Síntesis de nitrato de hexadimetilsulfóxidohierro(III), 
 Fe(DMSO)6](NO3)3 
57 
 4.4 Determinación de pH* EN ETANOL 57 
 4.4.1 Bufer de pH* 58 
 4.4.2 Determinación del pKa de γ-colidina 58 
 4.4.3 Determinación de la diferencial dpH/dT para γ-colidina 59 
 4.5 MEDICIONES CINÉTICAS 60 
 4.5.1 Mediciones utilizando espectroscopía electrónica 60 
 4.5.2 Condiciones generales de los estudios cinéticos 61 
 4.5.2.1 Formación del complejo [FeL3]3+ bajo atmósfera de nitrógeno 61 
 4.5.2.2 Cinética de la deshidrogenación oxidativa del complejo [FeL3]3+ 
 bajo atmósfera de N2. 
624.5.3 Condiciones generales de la cinética en presencia de O2 63 
 4.5.3.1 Determinación de la concentración inicial de oxígeno 63 
 4.5.3.2 Formación del complejo [FeL3]3+ bajo atmósfera de nitrógeno 64 
 4.5.3.3 Cinética de la deshidrogenación oxidativa del complejo [FeL3]3+ 
 en presencia de O2. 
65 
 INDICE 
 
 
 4.5.4 Estudio de la deshidrogenación oxidativa del complejo [RuL3]3+ 66 
 4.5.4.1 Caracterización del compuesto [RuL2](B(Ph)4)2 67 
 4.5.4.2 Cinética de la deshidrogenación oxidativa del complejo [RuL3]3+ 
 en presencia de O2. 
67 
 4.5.5 Otros estudios cinéticos 68 
 4.5.5.1 Efecto isotópico primario para la deshidrogenación oxidativa de 
 [FeL3]3+ bajo atmósfera de N2. 
68 
 4.5.5.2 Preparación de soluciones de D2O-DCl 68 
 4.5.5.3 Preparación del buffer en CH3CH2OD 67 
 4.5.5.4 Síntesis de L2 deuterado 69 
 4.6 ESTUDIOS ENZIMÁTICOS ACOPLADOS 70 
 4.6.1 Determinación de O22- por catalasa 70 
 4.6.2 Determinación de O2- por superóxido dismutasa (SOD) 71 
 4.7 ESTUDIO DE RESONANCIA PARAMAGNÉTICA ELECTRÓNICA (RPE) 72 
 4.7.1 Experimentos con atrapadores de radicales 73 
5 RESULTADOS Y DISCUSIÓN 74 
 5.1 CARACTERIZACIÓN DE MATERIAS PRIMAS Y LIGANTES 75 
 5.1.1 [Fe(DMSO)6](NO3)3 75 
 5.1.2 Ligante L1•3HCl 77 
 5.2 CARACTERIZACIÓN DEL SISTEMA BUFFER EN ETANOL 80 
 5.3 ESTUDIO CINÉTICO DE LA DESHIDROGENACIÓN OXIDATIVA DE [FeL3]3+ BAJO 
 ATMÓSFERA DE NITRÓGENO. 83 
 5.3.1 Primer paso de la reacción, formación del complejo [FeL3]3+ bajo 
 atmósfera de N2. 
89 
 5.3.2 Segundo paso de la reacción, deshidrogenación oxidativa del 
 complejo [FeL3]3+ en atmósfera de N2. 
90 
 5.3.3 Ley de velocidad y mecanismo 93 
 5.4 ESTUDIO CINÉTICO DE LA DESHIDROGENACIÓN OXIDATIVA DE [FeL3]3+ EN 
 PRESENCIA DE OXÍGENO. 101 
 5.4.1 Primer paso de la reacción, formación del complejo [FeL3]3+ en 
 presencia de O2. 
106 
 INDICE 
 
 
 5.4.2 Segundo paso de la reacción, deshidrogenación oxidativa del 
 complejo [FeL3]3+ en presencia de O2. 
108 
 5.4.3 Transferencia electrónica hacia O2: Esfera interna vs esfera externa 113 
 5.4.3.1 Reacción para demostrar la presencia de O22- en el medio de la 
 reacción. 114 
 5.4.3.2 Reacción para demostrar la presencia de O22- en el medio de la 
 reacción. 116 
 5.4.4 Ley de velocidad y mecanismo 117 
 5.4 DESHIDROGENACIÓN OXIDATIVA DE [RUL3]3+ EN PRESENCIA DE OXÍGENO 126 
 5.4.1 Caracterización del compuesto [RuL2](B(Ph)4)2 127 
 5.4.2 Estudio espectroscópico de la reacción de deshidrogenación 
 oxidativa de [RuL3]3+ en presencia de O2 
130 
 5.4.3 Segundo paso de la reacción, deshidrogenación oxidativa del 
 complejo [RuL3]3+ en presencia de O2. 131 
 5.4.4 Ley de velocidad y mecanismo 135 
 5.6 Comparación de las reactividades de hierro y rutenio 139 
6 RESUMEN Y CONCLUSIONES 142 
 6.1 ESTUDIO CINÉTICO DE LA DESHIDROGENACIÓN OXIDATIVA DE [FeL3]3+ BAJO 
 ATMÓSFERA DE NITRÓGENO 142 
 6.2 ESTUDIO CINÉTICO DE LA DESHIDROGENACIÓN OXIDATIVA DE [FeL3]3+ EN 
 PRESENCIA DE OXÍGENO 144 
 63 COMPARACIÓN DE LAS CONSTANTES DE VELOCIDAD 147 
APENDICE 1 149 
APENDICE 2 158 
APENDICE 3 162 
 
 
 RESUMEN 
Un ejemplo del papel de los metales de transición en la reactividad de sustratos 
orgánicos es la deshidrogenación oxidativa (DO) de aminas y alcoholes. En este 
trabajo se presenta un estudio cinético y espectroscópico de la DO de la amina en 
el complejo [FeL3]3+ promovida por el hierro, L3 = 1,9-bis(2'-piridil)-5-[(etoxi-2''-
piridil)metil]-2,5,8-triazanonano. Esta reacción muestra diferencias significativas en 
su reactividad, cuando se lleva a cabo bajo atmósfera de nitrógeno o de oxígeno. 
Experimentos espectroscópicos y electroquímicos bajo nitrógeno ayudaron a 
identificar dos complejos de Fe(II) como productos, el complejo [FeL3]2+ y el 
complejo Fe(II)-monoimina: [FeL4]2+, L4 = 1,9-bis(2'-piridil)-5-[(etoxi-2''-piridil)metil] -
2,5,8-triazanon-1-eno. El complejo [FeL4]2+ se forma por la desproporción del 
complejo de partida [FeL3]3+ mediante un mecanismo de reacción de tres pasos, 
muy probablemente a través intermediarios radicales centrados en ligante. La ley 
de velocidad puede ser descrita por una ecuación velocidad de segundo orden, -
d[(FeL3)3+]/dt = kEtO-[(FeL3)3+][EtO-], con kEtO- = 4.92±0.01x104 M-1s-1 (60 °C, μ = 
0.01 M). La detección de catálisis básica general y la determinación de un efecto 
cinético isotópico primario (kEtO-H/kEtO-D = 1.73) representan la primera 
demostración de que la desprotonación se convierte en el paso determinante de 
velocidad seguido de la transferencia de electrones en el mecanismo de 
deshidrogenación oxidativa. 
Por otra parte, cuando la reacción se llevó a cabo bajo oxígeno, se obtuvo solo el 
producto de DO [FeL4]2+. Para esta reacción, se determinó la ley de velocidad de 
reacción de tercer orden: -d[(FeL3)3+]/dt = kDO[(FeL3)3+][EtO-][O2], con kDO = 3.8± 
0.01x107 M-1s-1 (60 °C, μ = 0.01 M). La reacción de deshidrogenación bajo 
oxígeno, procede vía oxidaciones sucesivas del intermediario Fe(II)-radical por el 
oxígeno para obtener el producto de Fe(II). La ausencia de catálisis básica general 
y las expresiones de velocidad experimental y teórica demuestran que la primera 
reducción de O2 al radical O2- se convierte en el paso determinante de la velocidad 
de reacción como se espera para este tipo de reacciones que implican esta 
primera reducción del oxígeno. La detección de O22- libre mediante una reacción 
acoplada con catalasa es una demostración de que la reducción sucesiva de 
oxígeno por el intermediario Fe(II)-radical va a través de transferencias mono-
electrónicas de esfera externa. 
Finalmente, con el objetivo de proponer un mecanismo general para la reacción de 
DO bajo oxígeno, se estudió la reacción de DO para el complejo [RuL3]3+ en 
presencia de oxígeno. Del estudio cinético se determinó la ley de velocidad de 
reacción de tercer orden: -d[(RuL3)3+]/dt = kOD[(RuL3)3+][EtO-][O2], con kDO = 
1.01x107 M-1s-1 (60 °C, μ = 0.01 M) destacando que la constante de velocidad 
obtenida para el complejo de rutenio es menor que la obtenida para la reacción del 
complejo de hierro. Basados en los resultados anteriores, se propone un 
mecanismo de reacción análogo al propuesto para la reacción de DO en el 
compuesto de hierro en O2 para acceder al producto de DO [RuL4]3+. 
 1
 ABSTRACT 
A particular example of the role of transition metals in the reactivity of organic 
substrates is the oxidative dehydrogenation (OD) of amines and alcohols. In this 
work we present a kinetic and spectroscopic study for the iron-promoted OD of the 
amine in the [FeL3]3+ complex, L3 = 1,9-bis(2′-pyridyl)-5-[(ethoxy-2′′-pyridyl)methyl]-
2,5,8-triazanonane. This reaction shows significant differences in the reactivity, 
when they are carried out under nitrogen or oxygen atmosphere. Spectroscopic 
and electrochemical experiments under nitrogen helped to identify reaction 
intermediates and the two Fe(II) final products, the [FeL3]2+ complex and the Fe(II)-
monoimine complex: [FeL4]2+, L4 = 1,9-bis(2′-pyridyl)-5-[(ethoxy-2′′-pyridyl)methyl]-
2,5,8-triazanon-1-ene. [FeL4]2+ is formed by disproportionation of the starting 
complex [FeL3]3+ by a three-step reaction mechanism, most likely via ligand-
centered radical intermediates. The rate law can be described by the second-order 
rate equation, -d[(FeL3)3+]/dt = kEtO-[(FeL3)3+][EtO-], with kEtO- = 4.92 ± 0.01x104 M-
1s-1 (60 °C, μ = 0.01 M). The detection of general base catalysis and a primary 
kinetic isotope effect (kEtO-H/kEtO-D = 1.73) represents the first kinetic demonstration 
that the deprotonationbecomes rate determining followed by electron transfer in 
the oxidative dehydrogenation mechanism. 
On the other hand, when the reaction was carried out under oxygen, a single 
product was obtained, the OD product [FeL4]3+. For this reaction, we determined 
the third order rate law -d[(FeL3)3+]/dt = kOD[(FeL3)3+][EtO-][O2], with kOD = 3.8 ± 
0.01 x107 M-1s-1 (60°C, μ = 0.01 M). The dehydrogenation reaction, under oxygen, 
proceeds via successive oxidations of the Fe(II)-radical intermediate by dioxygen 
to yield Fe(II) complex. Absence of general base catalysis and the experimental 
and theoretical rate law expressions show to us that the first reduction of O2 to O2- 
radical becomes rate determining as expected for the reactions that involves this 
first reduction of oxygen The detection of free O22- by coupled reaction with 
catalase is a demonstration that successive dioxygen reduction by Fe(II)-radical 
intermediate goes via outer sphere mono-electronic transfer. 
Finally, in order to propose a general mechanism for the OD reaction under 
oxygen, we studied the OD reaction for the [RuL3]3+ complex under oxygen. From 
the kinetic study we determine the third order experimental rate law -d[(RuL3)3+]/dt 
= kOD[(RuL3)3+][EtO-][O2], with kOD = 1.01x107 M-1s-1 (60°C, μ = 0.01 M). It is worth 
noting that the rate constant obtained for the ruthenium system is lower than that 
obtained for the iron system. From the kinetic study, we propose a reaction 
mechanism via free radicals as we propose for the DO reaction in the iron complex 
in O2 to access the dehydrogenation product [RuL4]3+. 
 2
 1. INTRODUCCIÓN 
 
 3
 
El hierro es el metal de transición más común en la biología1. Las plantas, 
animales y bacterias usan el hierro en reacciones cruciales para su sobrevivencia 
como por ejemplo en el transporte de oxígeno (respiración, contracción muscular). 
En proteínas como la citocromo c nitrito reductasa2, el centro activo contiene cinco 
citocromos tipo c, los cuales son complejos biológicos potencialmente 
hexacoordinados con átomos de nitrógeno como donadores. Por ello, la síntesis y 
el estudio de la reactividad de muchos compuestos de coordinación con hierro y 
ligantes polidentados nitrogenados se realizan pensando en modelos químicos 
que reproduzcan las propiedades espectroscópicas, estructurales y en el mejor de 
los casos funcionales de este tipo de complejos biológicos. 
 
Una reacción que tiene particular importancia tanto en sistemas biológicos como 
químicos es la deshidrogenación oxidativa (DO) de aminas y alcoholes. Así, en 
este trabajo se describe la reacción de DO que presenta el ligante L3 = 1,9-bis(2’-
piridil)-5-[(etoxi-2’’-piridil)metil]-2,5,8-triazanonano promovida por su coordinación a 
Fe(III) en el complejo octaédrico [FeL3]3+. Del estudio espectroscópico de esta 
reacción se demostró que existen diferencias notables en la reactividad cuando la 
reacción se lleva a cabo en atmósfera de nitrógeno o en atmósfera de oxígeno 
(Figura 1.1). En la reacción que se llevó a cabo bajo nitrógeno se observó la 
presencia de dos productos con el hierro reducido, Fe(II), uno de ellos con el 
ligante reducido [FeL3]2+ y otro que corresponde al producto de la 
deshidrogenación oxidativa con el ligante oxidado [FeL4]2+. Cuando la reacción se 
llevó a cabo en presencia de oxígeno, se obtuvo un solo producto, el producto de 
deshidrogenación oxidativa [FeL4]2+. 
 
 
1Bertini, I.; Gray, H.; Lippard, S.; Valentine, J. S. Bioinorganic Chemistry. University Science Books. 
USA, 1994, pp. 1-9. 
2 Kroneck, P. M. H.;Einsle, O.; Messerschmidt, A.; Stach, P.; Bourenkov, G. P.; Bartunik, H. D.; 
Huber, R. Nature. 400, 1999, 476. 
 1. INTRODUCCIÓN 
 
 4
N
N
NFe
N
N
N
O HH
N
N
NFe
N
N
N
O
N
N
NFe
N
N
N
O HH
N
N
NFe
N
N
N
O
III
II
O2
N2
II
II
+
+
[FeL3]3+
 [FeL4]2+
40% rend.4
4 4H++
2 2
2H2O
3+
2+ 2+
2+
 [FeL3]2+
40% rend.
 [FeL4]2+
75% rend.
4H++
 
Figura 1.1 Productos de la reacción de deshidrogenación oxidativa en el complejo 
[FeL3]3+ cuando se lleva a cabo bajo atmósfera de nitrógeno o en atmósfera de oxígeno. 
 
Mediante el estudio cinético de la reacción de DO del complejo [FeL3]3+ bajo 
nitrógeno, se demostró que la reacción es sensible a la concentración de la base 
EtO- y se determinó una ley de velocidad de reacción de segundo orden -
d[(FeL3)3+]/dt = kEtO-[(FeL3)3+][EtO-], con kEtO- = 4.92 ± 0.01x104 M-1s-1 (60° C, μ = 
0.01 M). La determinación de catálisis básica general y la determinación de un 
efecto cinético isotópico primario, son la primera demostración cinética de que en 
la DO bajo atmósfera de nitrógeno, la desprotonación es el paso limitante de la 
reacción. Los resultados anteriores nos llevaron a proponer un mecanismo de 
reacción que procede a través de la desproporcionación del complejo [FeL3]3+ que 
incluye una reacción de oxido-reducción en la que un intermediario de Fe(II) es 
oxidado por una molécula del complejo inicial mediante una transferencia 
electrónica de esfera externa para obtener los dos productos principales [FeL3]2+ y 
[FeL4]2+. El mecanismo de reacción propuesto incluye la formación de dos 
intermediarios radicales centrados en el nitrógeno de la poli-amina coordinada 
determinados mediante estudios de rpe. 
 
 1. INTRODUCCIÓN 
 
 5
Por otro lado, se realizó un estudio cinético para la DO del complejo [FeL3]3+ en 
oxígeno, el cual dió evidencia de que la reacción es sensible a la concentración de 
la base EtO- y a la concentración de O2. Así, se determinó una ley de velocidad de 
reacción de tercer orden -d[(FeL3)3+]/dt = kDO[(FeL3)3+][EtO-][O2], con kDO = 3.8 ± 
0.01 x107 M-1s-1 (60° C, μ = 0.01 M). Ensayos acoplados con las enzimas 
superóxido dismutasa (SOD) y catalasa hicieron posible la determinación de la 
naturaleza de las especies derivadas de oxígeno (ROS). Con estos estudios, se 
propone que la reacción procede vía oxidaciones sucesivas de un intermediario 
Fe(II)-radical por dioxígeno a través de transferencias monoelectrónicas de esfera 
externa para obtener el complejo de hierro (II), [FeL4]2+. A partir de la evidencia 
experimental, se concluye que bajo estas condiciones, el complejo octaédrico 
[FeL3]3+ inicial puede llevar a cabo la reacción de DO por dos caminos 
paralelamente, uno de ellos es el que se da con el oxígeno actuando como 
oxidante de las especies intermediarias y el otro se da con el complejo inicial 
[FeL3]3+ actuando como oxidante de las especies intermediarias. 
 
Finalmente, con el objetivo de tener mayor evidencia experimental para el 
planteamiento de un mecanismo general para la reacción de deshidrogenación 
oxidativa bajo O2, se estudió un sistema análogo de Ru(III) como metal de 
transición y el mismo ligante hexadentado L3. Los resultados del estudio cinético 
de la deshidrogenación oxidativa del complejo [RuL3]3+ en presencia de oxígeno 
nos llevaron a determinar una ley de velocidad experimental de tercer orden -
d[(RuL3)3+]/dt = kDO[(RuL3)3+][EtO-][O2], con kDO = 1.01X107 M-2s-1 (60°C, μ = 0.01 
M), destacando que la constante de velocidad obtenida para el sistema de rutenio 
es menor que la obtenida para el sistema de hierro. La presencia de radicales 
libres como especies intermediarias en el mecanismo de reacción se demostró 
mediante un estudio de rpe. Basados en los resultados anteriores, se propone un 
mecanismo de reacción análogo al propuesto para la reacción de DO en el 
compuesto de hierro en O2 para acceder al producto de deshidrogenación 
oxidativa [RuL4]3+. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 6
 
 2.1 Química del hierro 
El hierro es el metal de transición más común en la biología. Todas las plantas, 
animales y bacterias usan el hierro para procesos y reacciones que son cruciales 
para la sobrevivencia de los organismos terrestres. 
La distribuciónde complejos de hierro en los organismos vivos depende mucho de 
la función de éste3. Una de las clasificaciones más comunes de las metaloenzimas 
de hierro se basa en el tipo de ligantes coordinados a éste. Así, podemos clasificar 
a las metaloenzimas de hierro de la siguiente forma: 
(i) Hemoproteínas en las que el complejo hierro-porfirina son parte de 
diferentes proteínas cuya función es la de acarreadores de O2, activadores 
de O2 o alternativamente proteínas de transferencia electrónica. 
(ii) Proteínas hierro-azufre4, muchas de las cuales están involucradas en 
reacciones de transferencia electrónica. 
(iii) Proteínas no hémicas, no hierro-azufre, que incluyen proteínas de 
almacenamiento y de transporte. 
En proteínas como la citocromo c nitrito reductasa2, el centro activo contiene cinco 
átomos de hierro coordinados a un grupo hemo cada uno y dos histidinas en las 
posiciones axiales, es decir, este tipo de citocromos son complejos de origen 
biológico potencialmente hexacoordinados con átomos de nitrógeno como 
donadores. Por ello, la síntesis de muchos compuestos de coordinación con hierro 
y ligantes polidentados nitrogenados se realizan pensando en modelos químicos 
que reproduzcan las propiedades espectroscópicas, estructurales y en el mejor de 
los casos funcionales de este tipo de complejos biológicos que de otra forma 
serían difíciles de estudiar en los procesos biológicos reales. Un ejemplo particular 
de este tipo de reacciones es la deshidrogenación oxidativa de aminas y 
alcoholes, las cuales encontramos tanto en sistemas biológicos como en sistemas 
químicos y cuya importancia será explicada en la siguiente sección. 
 
3 Crichton, R. R. Biological Inorganic Chemistry. An Introduction. Elsevier, Italy, 2008, pp. 210-239. 
4 Gómez-Manzo, S.; Solano-Peralta, A.; Saucedo-Vázquez, J.P.; Escamilla-Marván, J.E.; Kroneck, 
P.M.H.; Sosa-Torres, M.E. Biochemistry. 49, 11, 2010, 2409. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 7
 
2.2 Reacciones de deshidrogenación oxidativa 
Los metales de transición pueden jugar un papel determinante en la reactividad de 
sustratos orgánicos. Su influencia va desde la inhibición o activación de 
sustituciones nucleofílicas, promoción de algunos tipos especiales de síntesis 
asistida por el metal como la oxidación de ligantes, hasta la introducción de 
nuevos patrones de reactividad en los sustratos. Un caso especial de reactividad 
de los ligantes se da en numerosos amino-complejos de Cu(II)5, Ni(II)6, Co(III)7, 
Fe(II)8, Ru(II)9 y Os(II)10 y alcohol-complejos de Ru(II)11, Ru(III)12 en los cuales se 
observa una oxidación de los ligantes, llegando a la obtención de especies 
monoimino y diimino en el caso de los amino-complejos y a los compuestos 
carbonílicos en el caso de los alcohol-complejos con la reducción del metal en 
ambos casos. Esta reactividad de los ligantes amino y alcohol promovida por su 
coordinación a metales de transición es la llamada reacción de deshidrogenación 
oxidativa. 
 
 
5 Ardizzoia, G.: Brenna, S.; Castelli, F.; Galli, S.; Masciocchi, N. Inorg. Chim. Acta. 363, 2010, 324. 
6 Biondini, D.; Brinchi, L.; Germani, R.; Goracci, L.; Savelli, G. Eur. J. Org. Chem. 2005, 3060; 
Kang, S.;Kim, J.; Dilli, J. Bull. Korean Chem. Soc. 28, 6, 2007, 1053; Dilli, S.; Maitra, A. S.; 
Patsalides, E. Inorg. Chem. 21, 1982, 2832; Truex, T. J.; Holm, R. H. J. Am. Chem. Soc. 94, 1972, 
4529; Curtis, N. F. J. Chem. Soc. A. 1971, 2834. 
7 Iha, N. Y. M.; Almeida, M. A.; Utsuno, S. Polyhedron. 17, 1998, 3379; Yamaguchi, M.; Saburi, M.; 
Yoshikawa, S. J. Am. Chem. Soc. 106, 1984, 8293 
8 Goto, M.; Koga, N.; Ohse, Y.; Kurosaki, H.; Komatsu, T.; Kuroda, Y. J. Chem Soc. Chem. 
Commun. 1994, 2015; Goedken, V.; Busch, D. J. Am. Chem. Soc. 94, 1972, 7355; Da Costa, F. M.; 
Toma, H. E. J. Chem. Soc. Dalton. Trans. 1983, 2051; Kuroda, Y.; Tanaka, N.; Goto, M.; Sakai, T. 
Inorg. Chem. 28, 1989, 2163; Morgenstern-Baradau, I.; Lambert, F.; Maseras, F. Inorg. Chim. Acta. 
297, 2000, 338; Ugalde-Saldívar, V. M.; Sosa-Torres, M. E.; Ortiz-Frade, L.; Bernès, S.; Höpft, H. J. 
Chem. Soc. Dalton Trans. 2001, 3099; M.; Ugalde-Saldívar, V. M.; Sosa-Torres, M. E.; González, I. 
Eur. J. Inorg. Chem. 2003, 978; Ugalde-Saldívar, V. M.; Höpft, H.; Farfán, N.; Toscano, A. R.; Sosa-
Torres, M. E. Inorg. Chim. Acta. 2005, 358, 3545; Takeshita, M.; Kanda, N.; Sakai, T. Inorg. Chem. 
24, 1985, 582. 
9 Cabort, A.; Therrien, B.; Stoeckli-Evans, H.; Bernauer, K.; Süss-Fink, G. Inorg. Chem. Com. 5, 
2002, 787; Lane, B. C.; Lester, J. E.; Basolo, F. J. Am. Chem. Soc. Chem. Comun 1971, 1618; 
Adcock, P. A.; Keene, F. R.; Smythe, R. S.; Snow, M. R. Inorg. Chem. 23, 1984, 2336; Keene, F. 
R.; Salmon, D.; Meyer, T. J. Am. Chem. Soc. 98, 1976, 1884; F. Richard Keene, M. Ridd, J. Am. 
Chem. Soc. 103, 1981, 5733. 
10 Lay, P. A.; Sargeson, A. M. Inorg. Chim. Acta. 449, 1992, 198; Lay, P. A.; Sargeson, A. M.; 
Skelton, B. W.; White, A. H. J. Am. Chem. Soc. 104, 1982, 6161; Dwyer, J. W.; Hogarth, J. W. J. 
Am. Chem. Soc. 75, 1953, 1008; Hogarth, J. W. J. Am. Chem. Soc. 77, 1955, 6152. 
11 Alvarez, V. E.; Allen, R. J.; Matsubara, T; Ford, P.C. J. Am. Chem. Soc. 96, 1974, 7686; Tovrog, 
B. S.; Diamond, S.; Mares, F. J. Am. Chem. Soc. 101, 1979, 5067. 
12 Gagne, R. R. ; Marks, D. N. Inorg. Chem. 23, 1984, 65. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 8
La reacción de deshidrogenación oxidativa de ligantes amino promovida por 
metales de transición, requiere necesariamente de la remoción de pares de 
electrones y pares de protones durante el proceso de oxidación del ligante (Figura 
2.1). 
M
X
X
NX
NX
H
H
M
X
X
NX
NX
M
X
X
NX
NX
H
H
n+
-2H+
-2e-
(n-1)+2 (n-1)++ + 2 H+
 
Figura 2.1 Pérdida de dos electrones y dos protones en el ligante en una reacción de 
deshidrogenación oxidativa. 
 
La oxidación de aminas puede llevar a la obtención de gran variedad de productos 
(incluyendo nitrilos13, especies nitro y compuestos carbonílicos formados por 
rompimiento de especies imino altamente reactivas formadas en la oxidación), sin 
embargo, la oxidación de aminas coordinadas a centros metálicos lleva 
cuantitativamente al producto de deshidrogenación. La naturaleza de los 
productos obtenidos y sus velocidades de formación pueden variar dependiendo 
de las condiciones de reacción y están profundamente influenciadas por la 
naturaleza de los iones metálicos. 
 
 
2.2.1 Mecanismos de la deshidrogenación oxidativa 
Como se mencionó anteriormente, la reacción de deshidrogenación oxidativa 
resulta en la remoción de un par de electrones y un par de protones del grupo 
amino durante el proceso de oxidación. Así, para la reacción de deshidrogenación 
oxidativa existen dos mecanismos posibles14: 
 
 
13 Bernskoetter, W.; Brookhart, M. Organometallics. 27, 2008, 2036. 
14 Keene, F. R. Coord. Chem. Rev. 187, 1999, 121. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 9
 
TIPO 1: Mecanismos que involucran transferencia de dos electrones del ligante al 
metal, lo cual puede resultar de una transferencia de un hidruro o vía la extracción 
de un protón con una transferencia subsiguiente de dos electrones. 
 
TIPO 2: Mecanismos que involucran oxidaciones consecutivas de un electrón del 
ligante, acopladas a remociones de protones, lo cual involucra necesariamente 
radicales libres como intermediarios. 
 
En algunos casos cuando se parte de metales con bajos estados de oxidación 
como Fe(II), Ru(II), Os(II), Co(II) y Ni(II), el paso inicial es la oxidación de un 
electrón del centro metálico para promover la deshidrogenación oxidativa. 
 
Para complejos de Fe(II) con ligantes bidentados se han realizado algunos 
estudios cinéticos de los cuales se han reportado las leyes de velocidad 
correspondientes aunque no se da evidencia experimental ni de los intermediarios 
ni de los productos de la reacción. De estos estudiosdestaca el estudio de la 
oxidación de ligantes dentro de una serie de complejos del tipo [Fe(CN)4(1,2-
diamina)]2- {1,2-diamina = etilendiamina, (R)-1,2-diaminopropano, (R,R)-1,2-
diaminociclopentano, (R,R)-1,2-diaminociclohexano, N,N’-dimetiletilendiamina} 
estudiada por Goto15 y sus colaboradores, reportando que los resultados 
obtenidos para cada complejo son similares. Así, los autores plantean un 
mecanismo de reacción general en donde el primer paso es la oxidación del 
complejo [Fe(CN)4(1,2-diamina)]2- a [Fe(CN)4(1,2-diamina)]–, este complejo 
oxidado es el que da lugar a la reacción de deshidrogenación oxidativa. Los 
autores concluyen que la desproporcionación del complejo de Fe(III) en dos 
complejos de Fe(II), uno con la diamina intacta y uno con el ligante oxidado 
(diimina) así como la dependencia de la velocidad de reacción con los iones OH-, 
confirma la presencia de intermediarios de Fe(III). Con estos resultados plantean 
que la transferencia intramolecular de un electrón del nitrógeno desprotonado al 
 
15 Goto, M.; Takeshita, M.; Kanda, N.; Sakai, T. Inorg. Chem. 24, 1985, 582; Kuroda Y.; Tanaka, 
N.; Goto, M.; Sakai, T. Inorg. Chem. 28, 1989, 2163. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 10
centro de Fe(III) permite la formación de especies Fe(II)-radical , la cual 
posteriormente se oxida a una especie Fe(III)-radical. Una transferencia posterior 
del radical de nitrógeno al Fe(III) genera el producto final de Fe(II)-diimina con la 
liberación de dos protones (Figura 2.2). 
 
N
Fe
N
H H H
H
H
HH H
N
Fe
N
H H
H
H
HH H
N
Fe
N
H H
H
H
HH H
N
Fe
N
H H
H
H
HH H
N
Fe
N
H
H
HH H
H
N
Fe
N
H
H
HH H
H
N
Fe
N
H
H
H
H
(CN)4
III OH-
OH-
rápido
(CN)4
III
(CN)4
II
k
Fe
FeII
III
(CN)4
III
(CN)4
II
(CN)4
III
(CN)4
II
Fe
III
Fe
II
rápido
Fe
III
Fe
II
rápido
2 OH-
 
][OH](en))[(Fe(CN)sdmmol3.19X10
dt
](en))d[(Fe(CN) 2
4
16244 −−−−
−
=− 
Figura 2.2 Mecanismo de reacción propuesto por Goto15 para la deshidrogenación 
oxidativa del complejo [Fe(CN)4(en)]-. 
 
Un mecanismo similar plantea Da Costa16 para la deshidrogenación oxidativa del 
mismo complejo [Fe(CN)4(en)]2- en el que la participación de la base OH- la 
verifican con un estudio cinético a diferentes valores de pH. Además su sistema 
involucra la participación de oxidantes externos como [Fe(CN)6]3-. Las especies 
intermediarias propuestas por los autores son similares a las planteadas 
anteriormente (Fe(III)-radical), aunque como en el caso anterior no se tiene 
evidencia experimental de la participación de las mismas en el proceso redox 
intramolecular (Figura 2.3). 
 
16 Da Costa, F. M.; Toma, H. E. J. Chem. Soc. Dalton. Trans. 1983, 2051. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 11
 
N
N
Fe
H H
HH
H
H
H
H N
N
Fe
H H
HH
H
H
H
H
N
N
Fe
H
HH
H
H
H
H
N
N
Fe
H
HH
H
H
H
HN
N
Fe
H
HH
H
H
H
HN
N
Fe
H
HH
H
H
H
(CN)4
II
(CN)4
III oxidación
electroquímica
+ OH-
kavance
kregreso
(CN)4
III
(CN)4
II[Fe(CN)6]3-
lento
ktransf. electrónica
(CN)4
II
+
OH-
rápido
(CN)4
II
 
 
Figura 2.3 Mecanismo propuesto por da Costa16 para la formación de una monoimina a 
partir de un complejo de Fe(II). 
 
Otros mecanismos se han informado para complejos con metales diferentes al 
hierro, Keene17 y colaboradores realizaron un estudio cinético extenso de la 
reacción de deshidrogenación oxidativa que presenta el complejo 
[Ru(bpy)2(ampy)]2+ (Figura 2.4). Los autores concluyen que la particular eficiencia 
que tiene el rutenio en la promoción de las reacciones de deshidrogenación 
oxidativa, se debe en parte a la capacidad del rutenio para formar intermediarios 
con altos estados de oxidación (RuIV), permitiendo una ruta de baja energía para el 
proceso de intercambio electrónico que se requiere para la oxidación del ligante. 
 
 
17 Keene, F. R.; Ridd, M. J.; Snow, M. R. J. Am. Chem. Soc. 105, 1983, 7075. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 12
N
N
Ru
H H
(bpy)2
II k1
-e-
2+
N
N
Ru
H H
(bpy)2
III
3+
N
N
Ru
H
(bpy)2
III
2+
+ H+
k2
k3I II
I II+
k4
k5 N
N
Ru
H H
(bpy)2
II
2+
+
N
N
Ru
H
(bpy)2
IV
3+
k6
N
N
Ru
H
(bpy)2
II
2+
+ H+
 
Figura 2.4 Mecanismo propuesto por Keene17 para la deshidrogenación oxidativa del 
complejo [Ru(bpy)2(ampy)]2+. 
 
Otro ejemplo de la reactividad de este tipo de sistemas, es la reacción de 
deshidrogenación oxidativa que presentan algunos compuestos con cobalto, en 
este caso en un compuesto de coordinación de Co(III) con el ligante pentadentado 
pydien18 se da una oxidación asistida por oxígeno dando el correspondiente 
producto de deshidrogenación, los autores proponen un mecanismo que explica la 
formación de la imina, vía radicales libres (Figura 2.5), aunque las evidencias para 
comprobarlo son escasas. 
 
18 Raleigh, C. J.; Martell, A. E.; Inorg. Chem. 25, 1986, 1190. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 13
N
N
Co
N
O
N
N
H
H
H
O
N
N
Co
N
O
N
N
H
H
O
H
N
N
Co
N
O
N
N
H
H
H
O
H
N
N
Co
N
O
N
N
H
H
O
H
H
N
N
Co
N
OH
N
N
H
H
H
N
N
Co
N
O
N
N
H
H
H
O
N
N
Co
N
OH
N
N
H
H
H H
N
N
Co
N
OH
N
N
H
H
3+ -H
+
3+
4+
3+
2-
4+
3+
2-
-
2+ 3+
-
 
a) b) 
Figura 2.5 Mecanismos de reacción propuestos por Martell18 para una deshidrogenación 
oxidativa, a) transferencias por pares de electrones, b) transferencias mono-electrónicas 
sucesivas. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 14
Un estudio completo acerca de los pasos que sigue la reacción de 
deshidrogenación oxidativa, lo encontramos en el trabajo de Ugalde-Saldívar19. En 
este trabajo se reportó que cuando se hace reaccionar el ligante pentadentado L1, 
L1 = 1,9-bis(2’piridil)-2,5,8-triazanonano, con [Fe(Me2SO)6](NO3)3 bajo atmósfera 
de N2 usando etanol ó metanol como disolventes, se obtuvo el compuesto de 
coordinación [FeL4]2+, donde L4 es un ligante con diferencias respecto al ligante 
original L1. Las diferencias encontradas fueron que el ligante se encontraba 
oxidado en una de las aminas en posición 2, es decir, que se había dado una 
reacción de deshidrogenación oxidativa en el complejo, además se observó un 
aumento en la denticidad del ligante cuando se pasa del ligante pentadentado L1 
al ligante hexadentado L4, L4 = 1,9-bis(2’-piridil)-5-[etoxi-2’’-piridil)metil]-2,5,8-
triazanon-1-eno (Figura 2.6) con la incorporación de un fragmento –etoxi (L4) 
cuando la reacción se hace en etanol como disolvente y con la incorporación de 
un fragmento -metoxi (L5) cuando el disolvente es metanol. Una aportación 
importante de este trabajo fue la caracterización del complejo [FeL4](BPh4)2 
obtenido como producto de la reacción de deshidrogenación oxidativa antes 
descrita, para este compuesto, se presentó el estudio de cristalografía de rayos-X 
y un estudio de resonancia magnética nuclear ya que esta molécula resultó ser 
diamagnética. 
NN
N
Fe
N
N
H
NH
O
NN
N
N
N
H H
H
IICH3CH2OH
N2
+
[Fe(Me2SO)6](NO3)3 [FeL4]2+
L1
 
Figura 2.6 Reacción entre el ligante L1 y el complejo [Fe(Me2SO)6]3+ donde se obtiene 
como producto un complejo de Fe(II) con el aumento y denticidad del ligante19. 
 
 
 
19 Ugalde-Saldívar, V. M.; Sosa-Torres, M. E.; Ortiz-Frade, L.; Bernès, S.; Höpft, H. J. Chem. Soc. 
Dalton Trans. 2001, 3099; Ugalde-Saldívar, V.M. 2002. Evaluación de la reactividad de 
compuestos de hierro con el ligante picdien. Tesis de Doctorado-Universidad Nacional Autónoma 
de México. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 15
Para esta reacción que se estudió electroquímicamente por medio de 
voltamperometría cíclica fue posible observar además de los reactivos y 
productos, a las especies intermediarias involucradas en la reacción de 
deshidrogenación oxidativa. Conbase en estos estudios electroquímicos, se 
plantea un mecanismo para la reacción del ligante pentadentado, L1 y el Fe(III) a 
través de una complicada serie de pasos que incluyen: la formación de del 
complejo [FeL1’X]2+, L1’ = 1,9-bis(2’piridil)-2,5,8-triazanon-1-eno, X = etanol. Este 
complejo [FeL1’X]2+ sufre un ataque nucleofílico al carbono imínico por una 
molécula de etanol, formando un nuevo complejo intermediario que es lábil y libera 
uno de los fragmentos piridilo para formar un cetal por el ataque nucleofílico 
subsecuente del etanol. El cetal libre, reacciona entonces con otra molécula del 
complejo deshidrogenado [FeL1’X]2+ para dar como producto a un compuesto de 
Fe(II) con un ligante de tamaño y capacidad de coordinación incrementados. 
(Figura 2.7): 
NN
N
N
N
H H
H
N
N
Fe
N
X
N
NH
H
N
N
Fe
N
X
N
NH
H
N
N
Fe
N
X
N
NH
N Fe
N
X
X
N
NH N
O
O
N
O
O
N
N
Fe
N
X
N
NH
H
NN
N
Fe
N
N
H
NH
O
OH
N
N
Fe
N
X
N
NH
H
O
N
N
Fe
N
X
N
NH
H
O
OH
CH3CH2OH
N2
III
+
[FeL1]3+
[Fe(Me2SO)6](NO3)3
III
[FeL1]3+
X = CH3CH2OH
II
[FeL1']2+
II
H2
+
+
II
[FeL1']2+
+ CH3CH2OH
II
[FeL4]2+
L1
II
II
 
Figura 2.7 Mecanismo de reacción propuesto por Ugalde-Saldívar19 para la reacción de 
deshidrogenación oxidativa del complejo [FeL1X]3+ donde se observa un aumento de 
tamaño y capacidad de coordinación del ligante original. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 16
La voltamperometría cíclica de L1•3HCl presenta tres señales de reducción no 
reversibles con potenciales de pico catódico a Epc = -1.187, -1.371 y -1.527 V 
(Figura 2.8 c) con sus correspondientes señales de oxidación. La figura 2.8 a 
presenta la voltamperometría cíclica del compuesto [Fe(Me2SO)6](NO3)3, con un 
potencial de media onda de una señal cuasi-reversible a E1/2 = -0.559 V para el 
par redox Fe(III)/Fe(II). Finalmente, la Figura 2.8 b, muestra la voltamperometría 
cíclica de una mezcla estequiométrica (1:1) del compuesto [Fe(Me2SO)6](NO3)3 
con el ligante L1•3HCl. La señal cuasi-reversible a E1/2 = -0.475 V (Fc-Fc+) 
corresponde al par redox Fe(III)/Fe(II), y dado que el potencial de esta mezcla se 
comparó con el descrito previamente en la figura 2.8 a, se propone, que en este 
paso el ligante, L1, está coordinado al hierro (III). Además, se observa otra señal 
no reversible a Epc = -1.126 V que corresponde a los protones libres formados en 
la siguiente reacción: 
Fe3+ + (H3L1)3+ → (FeL1)3+ + 3H+ 
Esta última señal es tres veces más intensa que aquéllas asignadas al ligante 
Figura 2.8 c, lo cual es consistente con la propuesta anterior. Así, el primer 
compuesto formado corresponde a una especie de hierro (III). 
-1.6 -1.2 -0.8 -0.4 0.0 0.4
 
(c)
(b)
(a)
Epc= -1.187 V
Epc= -1.126 V
E1/2= -0.559 V
E1/2= -0.475 V
E (V/Fc+-Fc)
 
Figura 2.8 Voltamperometrías cíclicas obtenidas en disolución etanólica19 de (a) 
[Fe(Me2SO)6](NO3)3, 10-3 M; (b) Mezcla de L1•3HCl y [Fe(Me2SO)6](NO3)3, 10-3 M cada 
uno, y (c) L1•3HCl, 10-3 M. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 17
Para confirmar el estado de oxidación del compuesto de hierro, inicialmente 
formado, se realizó la voltamperometría cíclica de la reacción, iniciando el barrido 
en la dirección anódica a potencial de corriente nula. Al inicio (0.0 µmol) no se 
observa señal alguna de oxidación (Figura 2.9 a) por lo que se concluye que el 
primer compuesto es una especie de Fe(III), las señales observadas en el 
voltamperograma son idénticas a las observadas en la Figura 2.8 b. 
-2.0 -1.5 -1.0 -0.5 0.0 0.5
E1/2 = -0.458 V
E1/2 = -0.479 V
Epa = -0.365 V
(d)
(b)
(c)
(a)
 E (V/Fc+-Fc) 
Figura 2.9 Voltamperometrías cíclicas obtenidas19 para una mezcla de 5.0 μmol de 
L1•3HCl y 5.0 μmol de [Fe(Me2SO)6](NO3)3. El barrido de potencial se inicia en sentido 
anódico desde Ej = 0, cuando se añaden diferentes cantidades de etóxido de litio (LiEtO): 
(a) 0.0; (b) 6.0; (c) 12.0 μmol. 
 
Cuando se realiza una voltamperometría cíclica bajo las condiciones descritas 
anteriormente con una adición gradual de una disolución 0.2 M de etóxido de litio a 
una solución etanólica de una mezcla estequiométrica (1:1) de 
[Fe(Me2SO)6](NO3)3 con el ligante L1•3HCl (Figura 2.9 b,c) se observa que se 
genera una corriente anódica al principio, la cual incrementa gradualmente de 
acuerdo a la cantidad de etóxido de litio agregada, por lo que la señal de oxidación 
que aparece a un potencial anódico Epa = -0.365 V puede asignarse sin 
ambigüedad a una especie de Fe(II). 
 2. ANTECEDENTES 
 
 18
 
Cuando se alcanza el potencial de inversión y el barrido lineal está ahora en la 
dirección negativa (barrido catódico) se observa una señal en Epc = -0.5435 V que 
corresponde a la especie original de Fe(III) reducida al electrodo. La señal a Epc = 
-1.133 V corresponde a la reducción de los protones libres y disminuye conforme 
LiOEt se va agregando. Al final de la neutralización (18 µmol LiOEt) la corriente 
anódica permanece constante y únicamente se observa un sistema redox a E1/2 = 
-0.458 V (Figura 2.9 d). 
 
De los resultados de las voltamperometrías cíclicas anteriores, se ha demostrado 
que cuando se hace reaccionar L1 y Fe(III) en cantidades estequiométricas con la 
adición correspondiente del LiOEt, se forma un complejo [FeL1X]3+ el cual se 
transforma a un compuesto reducido: [FeL4]2+ con el ligante oxidado. 
 
En otro experimento diferente, se hicieron reaccionar [Fe(Me2SO)6](NO3)3 y L2 en 
una mezcla estequiométrica 1:1 en atmósfera de argón. El espectro de RMN-1H 
del sólido obtenido (rendimiento 43%) corresponde al mismo del producto de la 
reacción de [Fe(Me2SO)6](NO3)3 y L1. De estos resultados y los de la 
voltamperometría cíclica se concluye que el complejo de Fe(III) y L1 inicialmente 
formado sufre una reacción redox intramolecular para formar un complejo de 
hierro(II) con una imina en el ligante coordinado. El rendimiento del 43% indica 
que se requieren dos equivalentes de Fe(III) para oxidar completamente al ligante. 
Bajo estas condiciones el rendimiento óptimo esperado sería del 50%. 
 
Sosa-Torres20 y colaboradores reportaron un estudio de la interacción de los 
cationes redox-activos Fe(III) y Cu(II) con el ligante L2. Para el caso del estudio 
con Fe(III)20,21, los autores reportan que cuando se hace reaccionar una mezcla 
equimolar de [Fe(Me2SO)6](NO3)3 y L2 en etanol (0.1 M LiCl), se obtienen 
voltamperogramas que muestran un proceso reversible con E1/2 = -0.428 V. En 
este experimento el barrido de potencial se inició en el potencial de circuito abierto 
 
20 Ugalde-Saldívar, V. M.; Höpft, H.; Farfán, N.; Toscano, A. R.; Sosa-Torres, M. E. Inorg. Chim. 
Acta. 2005, 358, 3545. 
21 Ugalde-Saldívar, V. M.; Sosa-Torres, M. E.; González, I. Eur. J. Inorg. Chem. 2003, 978. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 19
o potencial de corriente nula (Ej=0 = -0.385 V), en dirección negativa (barrido 
catódico Figura 2.10 a) y en dirección positiva (barrido anódico Figura 2.10 b). 
-1.6 -1.2 -0.8 -0.4 0.0 0.4
-0.3
-0.2
-0.1
0.0
0.1
0.2
E
pc
 = -0.501 
(b)Epa = -0.976 
E
pc
 = -1.246 
E
1/2
 = -0.428 
E
pa
 = -0.355 
(a)
 
 
j (
μA
 c
m
-2
)
E (V/Fc+-Fc) 
Figura 2.10 Voltamperometrías cíclicas obtenidas20 para una mezcla de L2 y 
[Fe(Me2SO)6](NO3)3 10-3 M: (a) El barrido de potencial inició en la dirección negativa, 
barrido catódico; (b) El barrido de potencial inició en la dirección positiva, barrido anódico. 
 
Es importante mencionar que Ej=0 se midió con un potenciómetro de alta 
impedancia para evitar que se de alguna reacción electroquímica en la disolución, 
así, el valor de Ej=0 indica la proporción de las especies químicas redox en la 
disolución. Este valor indica la proporción de la concentración molar de 
Fe(III)/Fe(II) en disolución y se localiza alrededor del potencial de media onda para 
este sistema de acuerdo con la ecuación de Nernst. Cuandoel barrido de 
potencial se inicia en dirección negativa (dirección catódica Fig. 2.10 a), se 
observa un pico de reducción a Epc = -0.501 V que corresponde al proceso de 
reducción de [FeL3]3+ a [FeL3]2+. En dirección positiva (barrido anódico, Fig. 2.10 
b), se observa una pequeña señal de oxidación a Epa = -0.355 V. Esto sugiere que 
una pequeña cantidad del complejo de Fe(II) esta presente al inicio. En ambos 
voltamperogramas se observa un pico a Epc = -1.246 V que corresponde a la 
 2. ANTECEDENTES 
 
 20
reducción de los protones liberados durante el proceso de la deshidrogenación 
oxidativa descrito en la Figura 2.11, se observa además una señal a Epa = -0.946 
V que corresponde a la oxidación del hidrógeno formado. 
 
Si se compara el potencial redox del par [FeL3]3+/[FeL3]2+ = -0.428 V con el 
potencial del par [FeL1]3+/[FeL1]2+ = -0.475 V el desplazamiento anódico del 
primero se puede explicar en términos de la formación de un compuesto [FeL3]3+ 
más estable, en este caso conteniendo un ligante hexadentado. Así, estas 
observaciones son consistentes con los primeros dos pasos propuestos en la 
Figura 2.11: 
N
N
NFe
N
N
N
O H H
N
N
NFe
N
N
N
O
N
N
NFe
N
N
N
O H H
N
N
N
N N
N
H
N
N
N
X
N
NFe
X
N
H H
H
O
+ IIII III2
+
[Fe(Me2SO)6](NO3)3
III
 
Figura 2.11 Reacción de deshidrogenación oxidativa20 en el complejo [FeL3]3+ a partir del 
ligante imidazolidínico L2 y [Fe(Me2SO)6]3+. 
 
El siguiente paso en el mecanismo de reacción propuesto puede ser representado 
por una reacción química de desproporcionación espontánea y lenta de la especie 
[FeL3]3+, produciendo los dos de compuestos de Fe(II) descritos en la Figura 2.11. 
Uno de estos compuestos corresponde al complejo [FeL4]2+ con un ligante imina y 
el otro se propone como un complejo [FeL3]2+ que contienen al ligante con la 
función amina intacta. Doce horas después de mezclar los reactivos iniciales, se 
observan los potenciales de tres sistemas redox (Figura 2.12 a). El primer sistema 
tiene una señal a Epa = 0.0075 y 0.158 V y corresponde al potencial redox 
irreversible del producto [FeL4]2+. Para probar la presencia de este producto, se 
 2. ANTECEDENTES 
 
 21
realizó la voltamperometría del compuesto: [FeL4][BPh4]2. Los valores de los picos 
de oxidación encontrados, coinciden con los mencionados anteriormente (Figura 
2.12 b). El potencial redox de E1/2 = -0.428 V que corresponde al par redox 
[FeL3]3+/[FeL3]2+ que todavía está presente. La señal de oxidación a Epa = -0.355 V 
se asigna a la especie [FeL3]2+ confirmando la reacción de desproporcionación. La 
señal a Epc = -1.246 V corresponde a la señal de reducción de los protones 
formados durante la reacción química espontánea. Dado que este paso de 
reacción requiere al menos 12 h ([Fe(Me2SO)6]3+ = [L2] = 10-3 M, atmósfera de 
nitrógeno) para ser observado, se concluye que la deshidrogenación oxidativa es 
el paso lento de la reacción. 
-1.6 -1.2 -0.8 -0.4 0.0 0.4
-0.2
0.0
0.2
0.4
Epc = -1.246 V
E1/2 = -0.428 V
Epa = 0.075 V
Epa = -0.355 V
Epa = 0.158 V
(b)
(a)
 
j (
μA
 c
m
-2
)
E (V/Fc+-Fc) 
Figura 2.12 Voltamperometrías cíclicas obtenidas20 para diferentes disoluciones, el 
barrido de potencial se inicia en Ej=0: (a) –○– mezcla de L2 - Fe(III), 5.0 µmol cada uno 
con 18 µmol de LiEtO en 5.0 mL de electrolito soporte y (b) – –[FeL’B][B(Ph)4]2 10-3 M. 
 
 
Adicionalmente, la voltamperometría cíclica de una mezcla equimolar de FeCl2 y 
L2 en etanol presenta un potencial de media onda determinado a E1/2 = -0.409 V 
para el sistema reversible Fe(III)/Fe(II) que es muy similar al asignado a la especie 
[FeL3]2+ (E1/2 = -0.428 V), confirmando que [FeL3]2+ es uno de los productos de la 
 2. ANTECEDENTES 
 
 22
reacción de desproporcionación. Cuando la disolución verde del complejo de Fe(II) 
se expone al aire, esta cambia a una disolución color púrpura intenso, esto indica 
que el complejo [FeL3]2+ es oxidado por oxígeno molecular al producto final 
[FeL4]2+. Por otro lado, el producto final [FeL4]2+ es un sistema redox irreversible a 
Epa = 0.0075 y 0.158 V (Figura 2.12 b). Estos altos potenciales explican la alta 
estabilidad de este complejo y el por qué es inerte a la oxidación por oxígeno 
molecular. 
 
Por otro lado, recientemente, en estudios hechos con cobre, se publicaron 
resultados experimentales y teóricos en donde se presenta la reacción de 
deshidrogenación oxidativa de un ligante octaaza en un complejo bimetálico de 
Cu(II)22, la reacción presentada en este estudio es bimolecular y espontánea 
observándose la oxidación de uno de los grupos amina del ligante de uno de los 
complejos [CuII2(H4L)]4+ y la reducción del Cu en el otro complejo (Figura 2.13). 
Para esta reacción los autores resaltan que no se necesita la presencia de una 
base externa o de algún agente oxidante externo para que se lleve a cabo la 
reacción. 
N
Cu
N
Cu
NH
NH
HN
NH NH NH
II II
4+
2
MeCN
[CuII2(H4L)]4+ 
N
Cu
N
Cu
N
N
HN
NH N N
NN
NH2
N
NH2
NH2 NH2 N
I
2+ 4+
+
+ 2[Cu(NCMe)4]+
I
+
+
+
+
 
Figura 2.13 Deshidrogenación oxidativa en el un complejo bimetálico de Cu con un 
ligante macrocíclico22. 
 
22 Christian, J.; Arbuse, A.; Fontrodona, X.; Martinez, M.A.; Llobet, A.; Maseras, F. Dalton Trans. 
2009, 6013.; Christian, G.; Llobet, A.; Maseras, F. Inorg. Chem. 49, 2010, 5977. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 23
En el mecanismo de reacción propuesto se plantea que el primer protón extraído 
del nitrógeno del ligante LH4 para dar inicio a la deshidrogenación oxidativa, es 
una reacción ácido-base intramolecular (Figura 2.14). 
Rutas de reacción propuestas
Intermediario 1
Intermediario 2
Transferencia
 Electrónica
 
Reactivos Producto 1
[H2L'CuII]2+ + [H2L'CuII]2+
d9 d9
[H2L'CuIII]2+ + [H2L'CuI]2+
d8 d10
[HL'CuII]+ + [H3L'CuII]3+
d9 d9
[L'CuI]+ + [H4L'CuI]3+
d10 d10
[H4L']2+ + [CuI]+
d10
Producto 2
Transferencia de H
Transferencia de H+
Transferencia de H
 + TE interna
(TE)
Transferencia de H+
+ TE interna
 
Figura 2.14 Mecanismo de reacción propuesto por Maseras22 para la deshidrogenación 
oxidativa en un complejo bimetálico de Cu2+ con un ligante macrocíclico. 
 
Debido a las similitudes que presenta la reacción de deshidrogenación oxidativa 
de este complejo de cobre con la reacción de deshidrogenación para el complejo 
de hierro [FeL3]3+ reportada por Sosa-Torres23 y colaboradores y la cual es el tema 
de investigación del presente trabajo, los autores presentan un estudio teórico en 
el que comparan ambas reacciones y los mecanismos propuestos. En dicho 
estudio los autores denominan como mecanismo de transferencia externa de 
protón (TEP) al seguido en la reacción con Fe(III) y mecanismo de transferencia 
interna de protón (TIP) al seguido por el complejo bimetálico de Cu(II) . De este 
estudio los autores reportan que la reacción de deshidrogenación oxidativa para el 
complejo de Fe(III) vía TEP es exotérmica (ΔE = -433 KJ/mol) y la energética del 
sistema está dirigida por la protonación de la base etóxido (ΔE1 = -149 KJ/mol y 
 
23 Saucedo-Vázquez, J. P.; Ugalde-Saldívar, V. M.; Toscano, A. R.; Kroneck, P.M.H.; Sosa-Torres, 
M. E. Inorg. Chem. 48, 3, 2009, 1214. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 24
 
ΔE2 = -363.3 KJ/mol). Para el complejo de cobre se plantea la posibilidad de que el 
mecanismo seguido sea TEP y del estudio teórico se obtiene que para este 
mecanismo la reacción sería exotérmica, pero con una ΔE = -109.2 KJ/mol, el cual 
es un valor menor al obtenido para el sistema con hierro, esto debido a que el 
paso en el que se da la transferencia electrónica es altamente endotérmica (ΔE = 
+243.8 KJ/mol) y por lo tanto sería cinéticamentedesfavorable. 
 
Para el mecanismo TIP se encuentra que la reacción es termodinámicamente 
favorable para ambos sistemas debido a que tanto la reacción con Cu(II) como la 
de Fe(III) son endotérmicas, ΔE = -7.24 KJ/mol y ΔE = -107.1 KJ/mol 
respectivamente. Concluyen además que la coordinación del disolvente al Cu(I) 
después de la disociación del ligante, juega un papel determinante en el 
mecanismo de la reacción, ya que según los cálculos hechos, sin la estabilización 
de esta especie por el disolvente coordinante la reacción sería altamente 
endotérmica y no podría llevarse a cabo. 
 
2.2.2 El papel del oxígeno en la deshidrogenación oxidativa 
Existen varios ejemplos en la literatura de la influencia de oxidantes externos 
sobre la reacción de deshidrogenación oxidativa, algunos de estos oxidantes son 
[Fe(CN)6]3-, ClO2-, H2O2 y O2. De estos compuestos, el O2 ha demostrado ser 
particularmente efectivo como oxidante en las reacciones de deshidrogenación 
oxidativa y a pesar de que se encuentra presente en algunas de las reacciones de 
deshidrogenación oxidativa, generalmente no se le da relevancia que merece a su 
participación en la reacción. 
 
En 1972 Goedken y Busch24 investigaron la deshidrogenación oxidativa de 
ligantes macrocílclicos tetraaza coordinados a Fe(II) (Figura 2.15). Estos 
investigadores pudieron aislar un intermediario de Fe(III) en acetonitrilo el cual 
según su planteamiento para el mecanismo de reacción, presenta la reacción de 
 
24 Goedken V.; Busch D. J. Am. Chem. Soc. 94, 1972, 7355. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 25
deshidrogenación oxidativa. Plantean que esta reacción redox intramolecular se 
da vía un mecanismo de radicales libres y es catalizada por la presencia de O2, 
aunque como en otros casos no se tiene evidencia experimental que sustente esta 
hipótesis. 
N N
N N H
H
Fe
N N
N N H
H
Fe
N N
N N
H
Fe
N N
N N
H
Fe
-H+
CH3CN, H+
[O]II III II
II
[O]
[O] = O2, H2O2 
 
Figura 2.15 Deshidrogenación oxidativa de un ligante tetraaza coordinado a Fe(II)24. 
 
En trabajos recientes, se ha intentado dar mayor importancia a la presencia del 
oxígeno como parte fundamental para que se lleve a cabo la reacción de 
deshidrogenación oxidativa. Tal es el caso de la reacción de deshidrogenación 
que se presenta en aminas coordinadas a Au25 y Ru26. En el caso particular de la 
reacción catalizada por compuestos de Au, se tiene claro que el oxígeno es 
fundamental para que se de la oxidación del ligante, ya que se han realizado 
estudios controlando la cantidad de oxígeno presente en el medio de reacción. 
 
 
 
25 Zhu, B.; Angelici, R.J. Chem. Comm. 2007, 2157.; Aschwanden, L.; Mallat, T.; Krumeich, F.; 
Baiker, A. J. Mol. Catal. A: Chem. 309, 2009, 57. 
26 Murahashi, I.; Okano, Y.; Sato, H.; Nakae, T.; Komiya, N. Synlett. 11, 2007, 1675. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 26
n(H2C) N H (CH2)n
N
n(H2C) N
n(H2C) N
 
(CH2)n
N
H
n(H2C) N
 
Au/O2
1/Au/O2
1
2 3
4
Au/O2
+ "H2O"
+ "H2O"
 
Figura 2.16 Deshidrogenación oxidativa de aminas usando catalizadores de Au en 
presencia de O225. 
En complejos de rutenio26 se ha reportado la participación del oxígeno como 
reactivo catalizador de la deshidrogenación oxidativa, en dicho trabajo, Murahashi 
y colaboradores plantean la presencia de peróxido de hidrógeno como producto de 
la reacción, a pesar de que la reacción es interesante desde el punto de vista de la 
reactividad del oxígeno, no se dan detalles acerca del mecanismo mediante el cual 
se genera el peróxido en el medio de reacción. 
H
RCH NH
HOO
RCH NHRCH NHRC N
H
HOO
RC N
RC N
RCH2NH
RunRun RunRun
RunRun
O2
RunRun
H2O2
RunRun
RunRun
H2O2 1/2 O2 + H2O
+
RCH2NH2
O2
1/2 O2 + H2O 
Figura 2.17 Mecanismo de reacción propuesto por Murahashi26 para la deshidrogenación 
oxidativa de una amina secundaria coordinada a un complejo bimetálico de rutenio. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 27
 
2.2.3 Reacciones de deshidrogenación oxidativa en sistemas biológicos 
Las reacciones de deshidrogenación oxidativa de alcoholes y aminas se 
encuentran presentes en sistemas biológicos, por ejemplo, el Zn(II) está presente 
como sitio activo de la alcohol deshidrogenasa27, el Cu(II) tanto en la galactosa 
oxidasa28,29 como en la amino oxidasa30. El Fe(II) está presente en sistemas que 
contribuyen a la degradación de enzimas por deshidrogenación31. 
 
La galactosa oxidasa (GOasa) es una enzima que tiene un cobre tipo 2 (geometría 
plana cuadrada con ligantes donadores por N/O) en su centro activo y cataliza la 
oxidación de alcoholes primarios a sus aldehídos correspondientes y 
simultáneamente reduce oxígeno molecular a peróxido de hidrógeno. El 
mecanismo de reacción de la GOasa se ha estudiado extensivamente (Figura 
2.18) y se propone que comienza con la coordinación del alcohol a la especie 
activa A de Cu(II) para formar la especie B. En esta especie B se da una reacción 
ácido-base intramolecular en la cual el tirosinato axial extrae el protón del alcohol, 
seguido por una transferencia electrónica intramolecular del intermediario radical 
cetilo aniónico (no presentada en el esquema) al Cu(II) reduciéndolo a Cu(I), esta 
especie C de Cu(I) reacciona con dioxígeno para formar el complejo D 
hidroperoxo-Cu(II) liberando el aldehído como producto de deshidrogenación. 
Finalmente, se libera peróxido de hidrógeno y se coordina una molécula de agua 
al Cu(II) para regenerar la especie activa A. 
 
27 Fisher, H. F.; Conn, E.; Vennesland, B.; Westheimer, F. H. J. Biol. Chem. 1953, 687; Höög, J. O.; 
Strömberg, P.; Hedberg, J. J.; Griffiths, W. J.; Chemico-Biological Interactions. 143, 2003, 175. 
28 Whittaker, M. M.; Whittaker, J. W. Biophys. J. 1993, 64,762. 
29 Gamez, P.; Koval, I.; Reedijk, J. Dalton Trans. 2004, 4079; Klinman, J. P. Chem. Rev. 96, 1996, 
2541. 
30 Mure, M.; Mills, S.; Klinman, J. P. Biochemistry, 41, 30, 2002, 9269. 
31 Stadtman, E. Science. 257, 1992, 1220. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 28
O
H
H
Cu
O
O S
O O
H
O
H
O S
O
H
RH
H
O
H
O S
O
H
R
OH
O S
H
Cu
Cu
Cu
NHis
NHis
RCH2OH
H2O
NHis
NHis
NHis
NHis
NHis
NHis
O2
RCHO
H2O
H2O2
A
B
C
D
Transferencia
 de 2H+ y 2e-
2+
2+
1+
2+
+ H+ 
Figura 2.18 Mecanismo de la reacción catalizada por la galactosa oxidasa propuesto por 
Whittaker28. 
 
Una reacción enzimática de oxidación que resulta muy interesante, es la reacción 
que cataliza la enzima ácido 1-aminociclopropano-1-carboxílico (ACC) oxidasa 
(ACCO), ya que en dicha reacción los productos de reacción son etileno, CO2 y el 
producto de oxidación CN- (Fig. 2.19). 
 
CO2
NH3
H
H
H
H
- + O2 + Asc
ACCO
+ CO2 + HCN + DHAsc
+
 
Figura 2.19 Reacción catalizada por la enzima ácido 1-aminociclopropano-1-carboxílico 
oxidasa32; Asc = ascorbato, DHAsc = dehidroascorbato. 
 
 2. ANTECEDENTES 
 
 29
 
Para esta reacción existen dos propuestas de mecanismos de reacción planteados 
por Rocklin32 y Thrower33. Los dos mecanismos presentan algunas diferencias 
entre sí, sin embargo, ambos mecanismos plantean la existencia de un 
intermediario radical aminílico-Fe(III) (Figura 2.20 C) como el precursor de los 
productos de la reacción, de aquí la importancia que tiene este mecanismo para 
nuestro estudio, ya que esta especie intermediaria radical aminílico-Fe(III) tiene 
una estructura muy parecida a uno de los intermediarios que proponemos para la 
reacción de deshidrogenación oxidativa del complejo [FeL3]3+ el cual discutiremos 
más adelante. 
 
En el mecanismo propuesto por Rocklin32 y colaboradores, se plantea que la 
especie inicial en la enzima es de Fe(II) con tres ligantes aminoácido en posición 
facial y tres moléculas de agua ocupando los sitios restantes (Figura 2.20 A), esta 
forma de coordinación facilita la coordinación bidentada(N,O) del sustrato ACC y 
del O2, de tal forma que se facilita la interacción de ambos sustratos, haciendo 
posible además la transferencia electrónica entre ellos. En este mecanismo se 
plantea que primero se da la coordinación del ACC al Fe(II) disminuyendo el 
potencial redox del intermediario penta-coordinado [Fe(II)(His)2(Asp)(ACC)] 
permitiendo la unión del oxígeno como sexto ligante. Los electrones de este nuevo 
compuesto se deslocalizan del centro metálico hacia el O2 generando el oxi-
aducto (Fe(III)-O2-) ( Figura 2.20 B). Es entonces que el compuesto B, sufre una 
reacción de oxidación, comenzando con la extracción del protón amínico del ACC 
por el superóxido coordinado para formar el intermediario con hidroperóxido y el 
radical aminilíco alojado en la ciclopropil amina del ACC, dicho radical promueve la 
ruptura del anillo de ciclopropano y conlleva a la liberación de etileno, CO2 y un ión 
cianuro (Figura 2.20 C). El papel del ascorbato en el mecanismo propuesto es el 
de reducir completamente las especies peroxo para prevenir la liberación de 
especies reactivas de oxígeno que pudieran causar un daño irreversible en la 
enzima. 
 
32 Rocklin,A,; Tierney, D.; Kofman, V.; Brunhuber, N.; Hoffman, B.; Christoffersen, R.; Reich, N.; 
Lipscomb, J.; Que, L. Jr. Proc. Natl. Acad. Sci. USA. 96, 1999, 7905. 
33 Thrower, J.; Mirica, L.M.; McCusker, K.P.; Klinman, J.P. Biochemistry. 45, 2006, 13108. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 30
Asp
O
His
His
H
H
H H
O
H
H
Fe
OH2
OH2
His
His
Fe
O
N
His
His
O
O
O
FeIII
N
O
O
 O2
ACC
2 H2O
Asp
HCN, CO2
H2C CH2
dehidroascorbato ascorbato
Asp
OH
H
OH
C
A
B
 
Figura 2.20 Mecanismo de reacción de la ácido 1-aminociclopropano-1-carboxílico 
oxidasa propuesto por Rocklin32. 
 
En el mecanismo propuesto por Thrower33 y colaboradores, se propone al ácido 
ascórbico (AA) como el donador del electrón necesario para la reducción del 
peróxido mediante el mecanismo descrito en la Figura 2.21. La extracción de un 
electrón de la amina por la especie oxo-FeIV genera el radical aminilo que 
promoverá la ruptura del anillo de ciclopropano. De igual manera que en el 
mecanismo anterior se forma una especie FeIII-superóxido con características de 
radical libre (FeIII-O2●) (Figura 2.21 - 1), el cual es rescatado por la donación de un 
hidrogeno desde el AA generando un radical libre ácido mono-dehidroascórbico. 
Este radical promueve la ruptura del enlace O-O donando un hidrogeno y 
terminando como ácido dehidroascórbico, y generando la especie oxo-FeIV (Figura 
2.21 - 3). La formación del radical aminilo se da mediante la reducción del centro 
metálico y la formación de la especie hidroxo-FeIII (Figura 2.21 - 5) de la cual se 
promueve la ruptura del anillo de ciclopropano. 
 
 2. ANTECEDENTES 
 
 31
FeE
O2C
NH2
OH
OH
FeE
O2C
NH2
OH
OH
FeE
O2C
NH2
O
O
FeE
O2C
NH2
O
O
O
FeE
O2C
NH2
O
O
FeE
O2C
HN
O
O
FeE
O2C
NH
O
O
FeE
HN
O
O
C
R1
R2
O2
II
C
R1
R2
O2 -
C
R1
R2
III
O2
III
(1)
(2)
RDS
H2
C
R1
R2
IV
(3)
H
H O
C
R1
R2
II
O (5)H2
C
R1
R2
III
OH
Asc
DHAsc
(4)
III
OH
C
R1
R2
III
OH
R1, R2 =
R1, R2 = CH3
(~108 s-1)
(~106 s-1)
CO2
 
Figura 2.21 Mecanismo de reacción de la ACCO para sustratos cíclicos y acíclicos 
propuesto por Thrower33. 
 
2.3 Química del oxígeno 
Es indudable que antes de comenzar a tratar la química del oxígeno, debemos 
recordar la importancia que este tiene para la existencia de la vida en la tierra, 
sabemos que el aire es indispensable para la vida humana y esto se debe a la 
participación del oxígeno como aceptor de electrones en la cadena respiratoria. 
 
Una característica química importante del oxígeno es su habilidad para aceptar 
pares de electrones. Aunque son menos frecuentes, también existen los casos en 
donde el oxígeno se ve involucrado en transferencias monoelectrónicas las cuales 
son en general de un costo energético mayor que las transferencias por pares de 
electrones hacia el oxígeno. Estas diferencias energéticas en los procesos de 
transferencia mono y bielectrónicos se ponen de manifiesto cuando se examinan 
 2. ANTECEDENTES 
 
 32
los potenciales redox de las diferentes especies derivadas del oxígeno, por 
ejemplo, si revisamos el potencial redox del par O2/O2-, este tiene un valor de – 
0.05 V a pH = 0 y la segunda reducción del oxígeno, es decir, la reducción de 
superóxido a peróxido presenta un potencial de + 1.44 V. Cuando la reducción del 
oxígeno a peróxido se lleva a cabo vía la transferencia de dos electrones en un 
solo paso, el potencial redox tiene un valor de + 0.695 V, lo cual nos indica que el 
proceso de transferencia bielectrónica es termodinámicamente más favorable34 
(Figura 2.22) 
O2 HO2 H2O2 H2O + OH 2H2O
-0.05(+0.12) +1.44 +0.80 +2.72
+1.13
+1.66
+0.695(+0.78)
+0.73(+0.79)
+1.763
+1.229(+1.27)
pH = 0
O2 O2- H2O2 H2O + OH 2H2O
-0.33(-0.16) +0.89 +0.38 +2.31
+0.64
+1.20
+0.281(+0.36)
+0.31(+0.37)
+1.349
+0.815(+0.86)
pH = 7
O2 O2- HO2- HO- + O - 4HO-
-0.33(-0.16) +0.20 -0.03 +1.77
+0.09
+0.65
-0.065(+0.02)
-0.03(+0.01)
+0.867
+0.401(+0.44)
pH = 14
 
Figura 2.22 Diagramas de Latimer para la reducción de oxígeno a agua a pH 0, 7 y 1434. 
 
 
 
34 Sawyer, D. T. Oxygen Chemistry. Oxford University Press, New York. 1991. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 33
El primer científico en usar la palabra radical fue Guyton de Morveau y lo utilizó 
para definir una entidad química que reacciona con oxígeno para formar ácidos. 
Desde aquel entonces las especies radicales han sido objeto de numerosos 
estudios y debates entre los químicos hasta la aceptación de su existencia como 
intermediarios y aún como especies estables en los años 50’s. La definición 
moderna de radical es para aquel átomo o grupo de átomos que tienen un electrón 
desapareado. En este sentido la molécula diatómica de oxígeno (O2) se puede 
considerar como una especie biradical debido a que tiene dos electrones 
desapareados (Figura 2.23) localizados en diferentes orbitales y con el mismo 
espín. 
2s 2s
σ
σ ∗
2p
σ
σ ∗
2p
π ∗
Orbital atómico
 del oxígeno
Orbital atómico
 del oxígeno
Orbital molecular
 del dioxígeno
π 
 
Figura 2.23 Diagrama de orbitales moleculares para los orbitales externos de la molécula 
de dioxígeno 35. 
 
 
35 Huheey. J. E.; Keiter, E. A.; Keiter, R. L. Inorganic Chemistry. Principles of Structure and 
Reactivity. 4th ed. Harper Collins College Publishers. New York USA. 1993. pp. 160-162. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 34
En sistemas vivos, así como en sistemas químicos se han encontrado diferentes 
especies químicas derivadas del oxígeno molecular, a este conjunto de especies 
se les conoce como especies reactivas de oxígeno ROS (por sus siglas en inglés 
Reactive Oxygen Species). Estas incluyen las especies derivadas de la reducción 
del oxígeno molecular: los radicales superóxido/hidroperóxido (O2•-/ HO2•), 
peróxido de hidrógeno (H2O2) y el radical hidroxilo (OH•); las especies 
provenientes de la reacción de radicales centrados sobre carbono con oxígeno 
molecular: radicales peroxilo (RO2•), radicales alcoxilo (RO•) e hidroperóxidos 
orgánicos (ROOH); y otros oxidantes que pueden resultar en la formación de 
radicales libres, tales como ácido hipocloroso (HOCl), peroxinitrito (ONOO-) y el 
oxígeno singulete (O21Δg). Algunos autores incluyen en esta clasificación al ozono 
(O3), el óxido nítrico (•NO) y al dióxido de nitrógeno (•NO2) debido a que estas 
especies químicas son fuente de radicales exógenos e incluso los óxidos de 
nitrógeno pueden producir radicales endógenos.2.4 Activación de oxígeno (Interacciones hierro-oxígeno) 
Sin lugar a duda una de las reacciones que más interés tiene para muchas áreas 
de la ciencia es la activación del oxígeno en diferentes procesos biológicos y 
químicos. En química de coordinación podemos dividir estos procesos en dos 
grandes grupos, los que se dan a través de transferencias electrónicas de esfera 
interna, es decir, en los que el dioxígeno forma enlaces formales con los metales 
durante los procesos redox, llegando a la obtención de intermediarios metal-
oxígeno (M(n+1)+-OO•, M(n+1)+I-OO-) e incluso llegando a la obtención de complejos 
con el metal en altos estados de oxidación como en el caso de los ferrilos y 
ferroilos (FeIV=O, FeV=O). El otro grupo de reacciones es aquel que se da 
mediante transferencias electrónicas de esfera externa, es decir, en las que la 
transferencia electrónica se da sin la formación de enlaces metal-oxígeno, dando 
como resultado la liberación de especies reactivas de oxígeno (O2-, O22-, OH•) 
hacia el medio de reacción. 
 
 2. ANTECEDENTES 
 
 35
2.4.1 Activación de oxígeno en sistemas químicos a través de transferencias 
electrónicas de esfera interna 
Los metales de transición y en particular el hierro juegan un papel fundamental en 
sistemas biológicos, pero ninguno de estos papeles tiene tanta atención entre los 
químicos como la activación del oxígeno, es por ello que encontramos en la 
literatura un sinnúmero de sistemas químicos que funcionan como modelos de 
dichos sistemas biológicos. Además de estos sistemas modelo, también 
encontramos reacciones en las que las interacciones metal-oxígeno son parte de 
alguna reacción que no pretende modelar algún sistema biológico. 
 
Existen varios ejemplos en la literatura en los cuales se dan transferencias 
electrónicas de esfera interna para sistemas en los que existe una interacción 
entre un metal de transición y el dioxígeno. Collman y colaboradores publicaron36 
un modelo químico de la enzima citocromo c oxidasa (CcO), en este modelo se 
estudia la selectividad de un modelo funcional del sitio activo de la CcO que 
mimetiza el ambiente de coordinación y la localización relativa del Fea3, el CuB y la 
tirosina244. 
 
 
 
Figura 2.24 Modelos sintéticos de la citocromo c oxidasa36. 
 
 
36 Collman, J. P.; Devaraj, N.; Decréau, R.; Yang, Y.; Yan, Y.; Ebina, W.; Eberspacher, T.; 
Chidseyet, C. Science. 315, 2007, 1565. 
 
 2. ANTECEDENTES 
 
 36
Cuando este modelo se somete a condiciones en las que el complejo se encuentra 
completamente reducido y el flujo de electrones se convierte en el paso limitante 
de la reacción, se da la reducción completa de oxígeno a agua con un 96 % de 
efectividad, es decir, no existe liberación de especies reactivas de oxígeno al 
medio de reacción. En estas condiciones, se plantea un mecanismo de esfera 
interna, en cual uno de los pasos clave para transferencia electrónica es la 
formación de un aducto Fe-oxígeno tipo ferrilo (FeIV=O) y un radical fenólico 
(Figura 2.25). 
 
OH OH OCuI
FeII
O2
CuI
FeIII
Tres transferencias
electrónicas rápidas
O
O-
Transferencia de H+
CuII-OH
FeIV
O
 
A 
 
 
B 
Figura 2.25 A) Mecanismo de esfera interna propuesto para la reducción de O2 a H2O en 
un modelo de la citocromo c oxidasa. B) Espectro de epr de los intermediarios ferrilo y 
radical fenólico36. 
 
La síntesis de especies de Fe-O con altos estados de oxidación del hierro, ha sido 
el objetivo de varios investigadores, tal es el caso del grupo de Que en el que se 
han llegado a estabilizar y caracterizar mediante diferentes técnicas este tipo de 
compuestos37, 39. Este tipo de oxo complejos se han estabilizado con la ayuda de 
 2. ANTECEDENTES 
 
 37
 
ligantes macrocíclicos cuando son tratados con algún agente de transferencia de 
oxígeno como es el caso del peróxido37, ozono38 e incluso iodosilbenceno39 
(PhIO). El ligante macrocíclico con el que se han logrado aislar estos 
oxocomplejos es el derivado tetrametilado del ciclam TMC (1,4,8,11-tetrametil-
1,4,8,11-tetraazaciclotetradecano), cuando se hace reaccionar el complejo 
[Fe(II)(TMC)(OTf)2] con un equivalente de PhIO a -40 ºC en acetonitrilo como 
disolvente, se forma el oxocomplejo [Fe(IV)(O)(TMC)(CH3CN)]2+ el cual se 
caracterizó por espectroscopía Mössbauer, espectrometría de masas y además se 
logró obtener la cristalografía de rayos X de alta resolución (Figura 2.26) 
encontrándose una distancia de 1.646 Å para el enlace Fe-O. 
 
 
Figura 2.26 Estructura cristalina del oxocomplejo [FeIV(O)(TMC)(CH3CN)]2+.39 
 
2.4.2 Activación de oxígeno en sistemas biológicos a través de 
transferencias electrónicas de esfera interna 
Respecto a aquellas enzimas que activan oxígeno a través de transferencias 
electrónicas de esfera interna, podemos hacer una clasificación general 
dependiendo del ambiente químico del metal en el sitio activo, de tal forma que 
 
37 de Oliveira, F.; Chanda, A.; Banerjee, D.; Shan, X.; Mondal, S.; Que Jr. L.; Bominaar, L.; Münck, 
E.; Collins, T. Science. 315, 2007, 835. 
38 Grapperhaus, C.;Mienert, B.; Bill, E.; Weyhermu1ller, T.; Wieghardt, K. Inorg. Chem. 39, 2000, 
5306. 
39 Rohde, J.; In, J.; Lim, M.; Brennessel, W.; Bukowski, M.; Stubna, A.; Münck, E.; Nam, W.; Que, L. 
Jr. Science. 299, 2003, 1037. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 38
podemos encontrar enzimas que contienen el grupo prostético hemo, enzimas con 
centros bimetálicos y enzimas no hémicas de hierro o cobre (Figura 2.27)40. 
 
Dentro de las enzimas que contienen un grupo prostético hemo, encontramos a la 
citocromo c oxidasa, el citocromo P450, diferentes peroxidasas y la catalasa. En 
los sistemas biológicos también se pueden encontrar sistemas bimetálicos en el 
sitio activo, en el caso de la enzima metano monooxigenasa el sitio activo contiene 
dos átomos de Fe(II) y en el caso de la tirosinasa encontramos dos átomos de Cu 
(I) en el sitio activo. Existen, además, muchos ejemplos en los que la naturaleza 
escogió iones de hierro o de cobre para llevar a cabo diferentes reacciones de 
oxidación, debido a la elevada biodisponibilidad de estos dos metales además de 
sus propiedades electrónicas y sus potenciales redox accesibles. Los ejemplos 
más ilustrativos son las enzimas Rieske dioxigenasa y las oxigenasas 
dependientes de pterina y α-cetoácido, en las cuales se encuentran átomos de 
Fe(II) no hémicos en el sitio activo y las enzimas amino oxidasa e hidroxilasas de 
cobre, en las que encontramos Cu(I) en el sitio activo. 
 E-FeII
 E-FeIII -
E-FeIII - H
E-FeIV
Superoxo
Peroxo
Oxo
OO
OO
O
Citocromo P450
Peroxidasas hémicas
Catalasas
O2
H+, e-
H+, -H
 Mn+ Mn+
 Mn+ M(n+1)+
M(n+1)+ M(n+1)+
M(n+2)+ M(n+2)+
2O
-
- -
OO
O2
O
O2
O
Metano monooxigenasa
(Mn+ = FeII)
Tirosinasa
(Mn+ = CuI)
 Mn+
 M(n+1)+-
M(n+1)+- H)
 FeV uII FeIV
 (
 C - 
OO
O
O2
O
Dioxigenasas Rieske
(Mn+ = FeII)
Hidroxilasas y 
amino oxidasa
(Mn+ = CuII)
Oxigenasas dependientes
de Pterina
(Mn+ = FeII)
H+, e-
2e- de un
 cofactor
 
OO
O O
 
Figura 2.27 Esquema general de la activación de oxigeno por enzimas con diferentes 
cofactores a) hémicas, b) binucleares y c) no hémicas40. 
 
40 Que, L.; Tolman, W. Nature. 455, 2008, 333. 
 2. ANTECEDENTES 
 
 39
 
Las enzimas activadoras de oxígeno más estudiadas son los citocromos P45041,42, 
estas enzimas son oxidantes poderosos capaces de llevar a cabo la catálisis de 
diferentes reacciones como la hidroxilación de enlaces C-H saturados, la 
epoxidación de dobles enlaces, reacciones de dealquilación, oxidación de 
sustratos aromáticos, entre otras. En general el citocromo P450 usa oxígeno 
molecular insertando