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Ácido L-ascórbico: reações de complexação e de óxido-redução com alguns íons metálicos de transição

1. INTRODUÇÃO O ácido L-ascórbico apresenta grande importância para sistemas bioquímicos, farmacológicos, eletroquímicos, processamento de alimentos e outros, sendo suas propriedades redox uma das características químicas de maior interesse1-3.

Dentro da abrangência dos aspectos da química e bioquímica do ácido ascórbico, no presente trabalho será dada atenção às reações de complexação e óxido- redução envolvendo alguns íons metálicos em meio aquoso. Não estão inclusos aspectos analíticos para a determinação do ácido ascórbico ou do ácido deidroascórbico. Vasta literatura encontra-se disponível, como por exemplo os artigos de revisão de Washko et alii4 e Pachla et alii 5, que dão ênfase à análise de ácido ascórbico em amostras biológicas, alimentos e produtos farmacêuticos.

O presente artigo abordará vários parâmetros cinéticos e termodinâmicos importantes para a compreensão da química do ácido ascórbico, contribuindo para o estudo de reatividade, equilíbrios químicos, bioinorgânica e também para o desenvolvimento de métodos analíticos. Na apreciação da literatura abordada a seguir, optou-se por apresentar as sequências de reações conforme consta no artigo original.

2. EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE E DE ÓXIDO-REDUÇÃO DO ÁCIDO L-ASCÓRBICO Vitamina C é o termo frequentemente usado para referir-se ao ácido L-ascórbico, figura_1 (I), e ao seu produto de oxidação inicial, o ácido L-deidroascórbico, sendo que ambos apresentam atividade como vitaminas. No entanto, os isomêros (II), (III) e (IV) (Fig._1) praticamente não apresentam atividades vitamínicas1-3.

O ácido L-ascórbico (H2A) possui a estrutura de um diol que é oxidado formando o ácido L-deidroascórbico (Aox), equação 1. Nos equilíbrios ácidos os ânions (HA- e A2-) são estabilizados pela distribuição da carga através do sistema enona O1=C1-C2=C3-O3, sendo o hidrogênio mais ácido o do grupo hidroxil ligado ao C31-3.

(1) Os processos redox do ácido ascórbico, representados pelas equações (2) a (4), são reversíveis com a formação de radicais livres intermediários. A perda de um elétron (eq. 2), leva à formação do radical L-ascorbato intermediário, HA••• também chamado ácido monodeidroascórbico ou ácido semideidroascórbico. A espécie HA• se dissocia (pKa = -0,45) formando o radical A-• (eq. 3). A perda do segundo elétron leva à formação do ácido deidroascórbico (eq. 4)6-8.

É importante observar que para a oxidação do ácido ascórbico no total dois prótons e dois elétrons são perdidos. No esquema 1 estão apresentados os valores das constantes ácidas e os potenciais de redução para as espécies do ácido ascórbico em solução aquosa.

<formula/> (2)

<formula/> (3)

<formula/> (4) No esquema 1 observa-se que os potenciais padrão de redução diminuem na sequência Eo(Aox/H2A) > Eo(Aox/HA-) > Eo(Aox/A2-). Assim, as propriedades redutoras dessas espécies seguem a seguinte ordem A2- > HA- > H2A6, 9.

Em meio aquoso é importante considerar que o ácido L-deidroascórbico predomina (99%) na forma da espécie bicíclica hidratada, (bc)Aox, equação (5), apresentando uma constante de equilíbrio elevada1,6, K = 6x106 mol L-1.

<formula/> (5) A reação de decomposição do ácido deidroascórbico (eq.6) ocorre através da abertura do anel por hidrólise com a formação do ácido 2,3-diceto-L-gulônico que é considerada irreversível4.

<formula/> (6)

3. REAÇÕES DE COMPLEXAÇÃO DO ÁCIDO ASCÓRBICO COM ALGUNS ÍONS METÁLICOS DE TRANSIÇÃO O ácido ascórbico forma complexos com íons metálicos do tipo MA e MHA, dependendo do pH do meio, mas esses complexos são relativamente instáveis10,11.

Na tabela_1 estão apresentados valores de constantes de equilíbrio entre o ácido ascórbico e alguns íons metálicos, determinados como espécies intermediárias nos mecanismos de reação de oxidação do ácido ascórbico por íons metálicos de transição. Observa-se que a maioria desses complexos são do tipo 1:1 com a espécie HA-e apresentam baixos valores de constante de equilíbrio.

Enquanto que o complexo de íon ouro é do tipo 1:2 e o de íon prata é formado com a espécie A2-e apresentam valores de constante de equilíbrio mais altos1,2.

A combinação de problemas associados às reações de óxido redução rápidas, hidrólise e precipitação de íons metálicos faz com que sejam poucos os trabalhos sobre a formação de complexos com o íon ascorbato (A2-) em meio de baixa acidez, isto é, em condições onde complexos quelatos desprotonados devem ser formados2.

Não existem muitos trabalhos sobre o isolamento de complexos sólidos de ácido ascórbico. Alguns complexos cristalinos descritos para uma variedade de íons metálicos de transição como TiO2+, Cr3+, Mn2+, Co2+, Ni2+ e Zn2+, foram preparados e isolados a partir da reação do sulfato do íon metálico com ácido ascórbico na presença de hidróxido de bário em ausência total de oxigênio12,13.

Martinez e Uribe14 isolaram um sólido azul intenso a partir da mistura do íon ferro(III) com ascorbato, ao qual foi dada a fórmula [Fe(HA)2]+. O espectro de absorção do complexo é similar ao do intermediário azul observado em estudos em meio aquoso da oxidação do ácido ascórbico por íons ferro(III). Os autores concluíram a partir de estudos químicos e de espectros Mössbauer que o íon ferro está presente no estado de oxidação (III). A partir de espectros RMN eles também sugeriram que o ácido ascórbico está ligado como um quelato bidentado ao ferro através dos átomos de oxigênio dos carbonos (2) e (3), e a estrutura sugerida pelos autores está apresentada na figura_214.

Uma série de complexos de ácido ascórbico do tipo cis-[Pt(RNH2)(ascorbato)] foi sintetizada e isolada, sendo o ligante, R, a espécie cis-1,2-diaminocicloexano (cis-dach). A estrutura determinada por cristalografia de Raios-X está apresentada na figura_3. Como esperado, o ascorbato é um ligante bidentado, e no caso da Pt a ligação não ocorre pelos oxigênios (2) e (3), mas sim por meio do carbono (2) e do oxigênio ligado ao carbono(5)15.

Apesar das muitas especulações sobre as estruturas de complexos envolvendo o ácido ascórbico, a estrutura do tipo da figura_3, tem sido considerada apenas para complexos com platina2.

Dados da literatura têm sugerido que para complexos formados com uma variedade de cátions divalentes como Ca2+, VO2+, Mn2+, Zn2+ e Cd2+, o ácido ascórbico atua como ligante monodentado. Estudos de RMN de 13C levaram à conclusão de que para os íons metálicos Co2+, Fe2+ e Mn2+, em pH 8,5, os complexos ascorbato-íon metálico são formados por quelação com O(2) e O(3) do íon ascorbato16. Estudos similares com Ni2+ em presença de ácido ascórbico mostraram que o ascorbato também está ligado ao íon metalíco pelos oxigênios (2) e (3)17.

Poucos trabalhos são encontrados na literatura sobre a determinação das estruturas de complexos estáveis em solução entre ascorbato e íons metálicos.

No entanto, muitos estudos comprovam a formação de complexos como espécies intermediárias durante as reações de oxidação do ácido ascórbico por íons metálicos2.

4. REAÇÕES DE OXIDAÇÃO DO ÁCIDO ASCÓRBICO POR COMPLEXOS DE ÍONS METÁLICOS DE TRANSIÇÃO Uma série de estudos de reações de oxidação do ácido L-ascórbico foi realizada empregando-se complexos de diversos íons metálicos, e uma valiosa revisão sobre o assunto foi publicada por Davies2.

É importante lembrar que as reações de transferência de prótons que ocorrem simultaneamente com as reações de óxido-redução aumentam a complexidade desses estudos18.

Para as reações envolvendo a oxidação do ácido ascórbico, a maioria dos autores tem proposto a formação do radical ascorbato, protonado (HA•) ou não (A-•), na etapa determinante da reação19-23.

A tabela_2 apresenta os valores da constante de velocidade de reação a 25oC, para a oxidação do ácido L-ascórbico por alguns íons complexos de cobalto(III), ferro(III), cobre(II) e manganês(III). Outros estudos envolvendo complexos com outros íons metálicos de transição estão resumidos no artigo de revisão de Davies2. Artigos mais recentes envolvem diferentes complexos de Mn(III)34, 35, Ni(IV)36e Ru(III)37.

A partir dos exemplos apresentados na tabela_2 pode-se observar a importância do pH, do íon metálico e da presença de diferentes ligantes complexados a esses íons metálicos para a velocidade de reação de oxidação do ácido ascórbico.

Por exemplo, o efeito do pH pode ser observado comparando-se a velocidade de reação para o [Co(phen)3]3-, que em meio básico, região em que predomina a espécie A2-, é 1,4x107 vezes maior que em meio de diferente acidez, onde predomina a espécie HA-.

O efeito da presença de ligantes na velocidade da reação pode ser observado para o íon Fe(III), em meio de igual acidez (HA-), a velocidade da reação é 2,1x105 vezes maior quando esse íon metálico está complexado com fenantrolina comparativamente à complexação com EDTA.

Também verifica-se, a partir da Tabela_2, que o íon ferro(III) reage muito mais rapidamente com o ácido ascórbico que o cobalto (III); por exemplo, o [Fe (C2O4)3]3-reage 5,1x106 vezes mais rapidamente com o ácido ascórbico do que o [Co(C2O4)3]3- em meio no qual predomina a espécie HA-.

4.1. Reações de oxidação do ácido ascórbico por complexos de Fe(III) O ácido ascórbico apresenta várias funções importantes no corpo, estando envolvido no metabolismo de vários tecidos e em múltiplos processos bioquímicos.

Alguns estudos concluem que a absorção de íons ferro, especialmente quando complexado com glicina, é favorecida em presença de ácido ascórbico devido a reação de óxido-redução, que mantém a forma biodisponível, íons Fe(II), em solução. Sendo a acidez do meio muito importante na cinética dessa reação, assim como na solubilidade de sais de íons Fe(II)/(III)38-41.

O mecanismo originalmente proposto para a reação do íon Fe(III) aquoso com H2A é de um processo de transferência de elétrons por esfera interna que envolve a formação de um complexo quelato com Fe(III) (eq. 7 e 8). Em seguida, um elétron é transferido a partir do ascorbato para o Fe(III) para produzir o radical de complexo-Fe(III) (eq. 9). Este, então, é convertido para o ácido deidroascórbico (Aox) (eq. 9 a 11). A etapa determinante deste mecanismo é a formação do complexo intermediário, FeHA2+ 42-44.

<formula/> (7)

<formula/> (8) Foi proposto que no rearranjo do complexo monodentado para quelato (eq. 7 e 8), ocorre uma transferência intramolecular de elétrons a partir do ascorbato para o íon férrico. O complexo do metal reduzido dissocia-se para produzir Fe2+ e um radical ascorbato (eq. 10) que sofre reações rápidas com outro íon Fe3+ para produzir mais um íon Fe2+ e o ácido deidroascórbico (Aox)44: <formula/> (9)

<formula/> (10)

<formula/> (11) Em vários estudos a formação do complexo Fe(III)-ascorbato, como uma espécie azul com máximo de absorção em l = 550 nm (e = 11 L mol-1 cm-1)19, 31, 42-44, foi detectada como um intermediário, durante a redução de Fe(III) a Fe(II) em meio aquoso.

Lawrence e Ellis44 examinaram essa reação através de medições espectrofotométricas com variações de espectro entre 450-650 nm e detectaram um rápido aumento inicial na absorbância (l = 550 nm), atribuído à formação de um complexo instável, seguido de uma lenta diminuição dessa absorbância. A esse complexo intermediário foi atribuída a fórmula [FeHA]2+. Esses autores determinaram uma constante de equilíbrio para o complexo intermediário ao redor de 0,55 mol L-1 (eq. 8)44.

Um outro estudo cuidadoso em condições de excesso de íons Fe(III), reagindo com ácido ascórbico, mostrou que a reação ocorre em dois estágios, primeiro com um aumento rápido da absorbância, em 560 nm (t1/2 = 10 - 20 ms) seguido de uma diminuição lenta (t1/2 = 200 - 400 ms). A etapa rápida desta reação foi atribuída à substituição de moléculas de H2O pela molécula de H2A com formação das espécies [Fe(HA)]2+ (eq. 14 e 15) e [Fe(H2A)]3+ (eq. 16). Para simplificação os autores desses estudos omitiram o número de moléculas de água coordenadas aos complexos [Fe(HA)]2+ e [Fe(H2A)]3+ (eq. 14-17), embora alguns trabalhos42-44 apresentem esses complexos com o ácido ascórbico agindo como ligante quelato, ou seja [Fe(HA)(H2O)4]2+ e [Fe(H2A)(H2O)4]3+. O modelo proposto é apresentado pela série de reações a seguir42: <formula/> (12)

<formula/> (13)

<formula/> (14)

<formula/> (15)

<formula/> (16)

<formula/> (17) A etapa lenta da reação foi encontrada como sendo uma reação de transferência de elétrons por esfera externa com a participação das espécies [Fe(H2O)6]3+ e [Fe(H2O)5OH]2+, que é inibida pela presença de ferro(II). Como Ka= 2x10-3 mol L-1 (25oC e força iônica 1 mol L-1) é bem maior que K1= 8x10-5mol L-1, a desprotonação da espécie [Fe(H2O)6]3+ deve ocorrer em maior extensão do que com o H2A como função da diminuição da concentração de H+. Assim, os autores registraram que a espécie [Fe(H2O)5OH]2+ é mais reativa do que [Fe(H2O)6]3+ 42.

Diferenças na velocidade de reação de oxidação do ácido ascórbico por [Fe (H2O)6]3+ e [Fe(H2O)5OH]2+ também foram observadas nos estudos realizados por Bänsch et alii19 em condições de excesso de H2A (cerca de dez vezes) em relação a íons Fe(III). Uma maior constante de velocidade, de cerca de 5x102 vezes, para hidroxos, comparada a de aquo complexos de Fe(III) (Tabela_2), foi explicada pelos diferentes mecanismos de tranferência de elétrons envolvendo essas duas espécies. A oxidação do H2A por [Fe(H2O)6]3+, que é menos lábil, segue um mecanismo de transferência de elétrons por esfera externa, enquanto que a oxidação por [Fe(H2O)5OH]2+segue um mecanismo de esfera interna19.

O fato de o íon [Fe(H2O)6]3+ ser a forma predominante de ferro(III) em meio mais ácido, somado à sua baixa reatividade comparada com [Fe(H2O)5OH]2+, faz com que essas duas espécies sejam importantes para estudos cinéticos das reações de ferro(III) na ausência de outros ligantes45.

Até aqui foi dada atenção às reações envolvendo apenas aquocomplexos de ferro (III) e, como apresentado na tabela_2, a presença de outros ligantes influenciam fortemente a velocidade de reação do ferro(III) com o ácido ascórbico. A seguir as reações de alguns desses complexos serão abordados com maiores detalhes.

Outras evidências para a formação de complexos intermediários entre íons Fe (III) e ácido ascórbico têm sido publicadas. Nos estudos de Keypour et alii43 foi observada a formação de duas espécies de vida curta em pH 2 durante a reação de cloreto de Fe(III) com ácido ascórbico. Eles determinaram uma das espécies como sendo [FeHA]2+, e a outra foi admitida como sendo um complexo de Fe(II) com o radical ascorbato43.

Nos estudos da reação do tris(oxalato)ferrato(III) com ácido ascórbico, Martinez et alii22 observaram uma espécie de vida curta, considerada um complexo misto de Fe(III)-oxalato-ascorbato. A partir dos dados cinéticos para a formação da espécie intermediária, os autores descreveram um processo controlado pela reação de substituição de ligantes, a qual é inversamente proporcional à concentração de íons H+. Segue-se uma etapa relativamente lenta de transferência de elétrons por esfera interna, que é independente do pH, da concentração do ácido ascórbico e da força iônica22.

Muitos dos sistemas estudados envolvendo Fe(III)-ácido ascórbico apresentam mecanismo de transferência de elétrons por esfera interna. Contudo trabalhos com 2,2'-bipiridina e 1,10-fenantrolina e seus derivados como ligantes ao Fe (III) apresentam mecanismo de transferência de elétrons por esfera externa32, 33, 47.

Bänsch et alii20 realizaram estudos cinéticos da oxidação do ácido ascórbico pelo íon complexo [Fe(CN)6]3-em solução aquosa como função do pH, da temperatura e da pressão. Os estudos foram realizados em condições de pseudo- primeira ordem com a concentração de ácido ascórbico vinte vezes maior em relação a de íons Fe(III), em uma faixa de pH entre 0 e 7 e força iônica 1 mol L-1 a 25oC. Os resultados indicaram que uma constante de velocidade limite é atingida em pH £ 1,0, isto é, onde está presente unicamente a espécie H2A20.

Na região entre 5,0 £ pH £ 5,3 a velocidade da reação é independente da acidez do meio, o que foi atribuído à reação redox principalmente associada com a espécie HA-, considerada a espécie predominante nessas condições. Com o pH próximo a 7, observou-se um aumento significativo do valor de kobs, atribuído à presença da espécie A2-que começa a se formar nessas condições. Os autores concluiram que a reação de redução do complexo [Fe(CN)6]3-ocorre por um mecanismo de transferência de elétrons por esfera externa20.

Nos estudos da reação de oxidação do ácido ascórbico pelo complexo dimérico [Fe2(CN)10]4-, foi proposto que a reação ocorre em três estágios, com a redução dos dois íons centrais Fe(III). O primeiro estágio é a redução de um íon Fe (III) para formar um dímero composto de Fe(III,II), em seguida ocorre a redução do outro íon Fe(III) formando um dímero de Fe(II). No terceiro estágio foi observado uma pequena variação de absorbância que não foi estudada em detalhes46.

Nesses estudos, os mecanismos para ambos os estágios foram considerados similares e envolvem a formação de um íon do tipo [Fe2(CN)10]n-.M+.Ap- onde n = 4 ou 5, Ap- é a espécie reagente ascorbato com p = 1 ou 2 e M+ = Li+, Na+ ou K+. Foram calculadas as constantes de velocidade de pseudo-segunda ordem 6,44x103, 2,48x109 e 1,25x103, 2,98x108 mol-1L s-1 a 19oC para as espécies HA- e A2- para o primeiro e segundo estágios, respectivamente. A reação é afetada por cátions alcalinos, aumentando a velocidade com o aumento do tamanho do íon metálico: Li+<Na+<K+ 46.

A dificuldade de interpretação dos resultados envolvendo reações com Fe(III) em amplos intervalos de pH e em presença de possíveis ligantes, é devido a uma grande variedade de complexos de ferro(III) que podem estar presentes. Podendo- se incluir hidroxo complexos com a ocorrência de formação de precipitados em altos valores de pH42. Outro exemplo, são os resultados apresentados por Hynes e Kelly48 mostrando que a decomposição de [FeCl]+é uma complicação a mais na reação de cloreto de ferro(III) com ácido ascórbico.

4.2. Reações de oxidação do ácido ascórbico por complexos de Co(III) Reações redox envolvendo complexos de Co(III), cineticamente inertes, têm apresentado importantes oportunidades para o estudo de mecanismos de reações de transferência de elétrons por esfera externa e interna em complexos de íons metálicos. Em muitos casos não existe a formação do complexo de Co(III) com o ácido ascórbico ou o ascorbato, uma vez que a reação redox é muito mais rápida8, 9, 23, 26-28.

A reação de redução do íon hexaaquocobalto(III) pelo ácido ascórbico foi estudada em meio de alta concentração de íons hidrogênio (0,6 - 3,0 mol L-1), onde apenas a espécie H2A está presente como redutora, e nessas condições ambas as espécies [Co(OH)(aq)]2+ e [Co(aq)]3+ foram consideradas. O mecanismo da reação foi esquematizado de acordo com a sequência de reações apresentadas a seguir8: <formula/> (18)

<formula/> (19)

<formula/> (20)

<formula/> (21)

<formula/> (22) Mesmo em altas concentrações de íons hidrogênio, usadas por Rickmanet alii8, a reação é rápida e foi seguida por técnicas de parada instantânea de fluxo ("stopped flow"). Não foi evidenciada a formação de um complexo intermediário, e a reação de transferência de elétrons foi atribuída como sendo um mecanismo de esfera externa8.

Estudos cinéticos da reação de redução de alguns complexos de íon cobalto por ácido ascórbico em meio de tampão acetato (pH entre 3,6 e 5,0) mostraram que tanto para [Co(phen)3]3+ como [Co(bipy)3]3+ a reação é aproximadamente 107 vezes mais rápida na presença da espécie A2- em relação à espécie HA- (Tabela 2).

O complexo [Co(en)(phen)2]3+ é reduzido apenas pela espécie A2-, enquanto que os complexos [Co(en)2(phen)]3+ e [Co(en)3]3+ não são reduzidos por íons ascorbato. Nenhum desses complexos é reduzido pela espécie H2A.

Os autores explicaram as diferentes reatividades pela correspondência aos potenciais de redução desses complexos (0,391 V para [Co(phen)3]3+/2+, 0,316 V para [Co(bipy)3]3+/2+ e -0,214 V para [Co(en)3]3+/2+), que não explicam por que o complexo [Co(EDTA)]- não é reduzido pelo ácido ascórbico apesar de seu alto potencial redox (0,60 V)25.

A reação de oxidação do H2A por [Co(C2O4)3]3- foi estudada em meio ácido, 3 £ pH £ 528, e em meio alcalino, 8 £ pH £ 1023. Nos dois estudos a reação global foi representada por: <formula/> (23) Os dados cinéticos foram quantitativamente analisados, sugerindo um mecanismo de transferência de elétrons por esfera externa com formação do radical intermediário A-• na etapa determinante da velocidade da reação23.

Nesses trabalhos concluiu-se que a reação (eq. 23) é extremamente dependente do pH, sendo a espécie A2- (ânion ascorbato) mais reativa em comparação com as espécies protonadas H2A e HA- 23, 28.

Os estudos da reação de oxidação do H2A por [Co(C2O4)3]3- em uma ampla faixa de pH (3-10) em meio de tampão universal onde foram combinados dados cinéticos (log kobs vs pH) com o diagrama de distribuição do ácido ascórbico confirmam a ordem de reatividade H2A < HA-< A2- (Fig._4)29, 30.

Os estudos do efeito catalítico de íons ferro e da acidez na reação de oxidação do H2A por [Co(C2O4)3]3- foram realizados em presença de excesso de EDTA, para evitar a hidrólise de íons ferro e precipitação do oxalato de Co(II), facilmente observados em pH>8 29, 30.

Na figura_4 observa-se que para pH<5, onde as espécies H2A e HA- estão presentes, a reação é mais lenta mesmo em presença do catalisador. Na faixa de pH entre 5 e 9, o valor de kobs para a reação catalisada praticamente independe da acidez do meio, o que é caracterizado por um patamar. Para a reação não catalisada, esse patamar é menor, e o valor de kobs aumenta a partir de pH 7,5, quando começa a surgir a espécie A2- em solução29, 30.

Os resultados da Figura_4 para a reação não catalisada estão em concordância com a seguinte sequência de reações: <formula/> (24)

<formula/> (25)

<formula/> (26)

<formula/> (27)

<formula/> (28)

<formula/> (29)

5. REAÇÕES DE OXIDAÇÃO DE ÁCIDO ASCÓRBICO POR ÍONS METÁLICOS DE TRANSIÇÃO CATALISADAS POR ÍONS FERRO O efeito catalítico de íons ferro também foi estudado em alguns outros sistemas envolvendo reações redox do ácido ascórbico com peróxido de hidrogênio49 e complexos de crômio (IV)31, 50.

Nos estudos do efeito catalítico de íons ferro, na ausência ou presença de agentes complexantes, tem sido mostrado que o íon ferro é reciclado entre os estados de oxidação di e tripositivos31.

Algumas das sequências de reações propostas envolvem a formação de complexos Fe (III)-ascorbato ou Fe(III)-quelante-ascorbato que reagem na etapa determinante da velocidade da reação31, 51, 52.

Um exemplo interessante é a reação lenta de diperoxocromio (IV) derivado do dietilenetriamina, Cr(IV)(dien)(O2)2, com o acido ascórbico em meio de tampão acetato, a qual é fortemente catalisada por íons de Fe(III) ou Fe(III), tanto na ausência como na presença de EDTA. Na ausência de EDTA, a reação é de primeira ordem (k = 4x103 mol-1L s-1) tanto para o Cr(IV) como para o catalisador (eq. 30)31.

A sequência de reações proposta envolve a formação do complexo Fe(III)- ascorbato, K = 5x103 mol-1L (eq. 31). Esse complexo reage com o oxidante Cr (IV), na etapa determinante com constante de velocidade de segunda ordem, k = 1,5x103 mol-1L s-1 (eq. 32), produzindo Cr(III) e o radical ascorbato (HA•), e este último rapidamente reage com Cr(IV) (eq. 33). As reações que seguem são todas muito rápidas (eq. 33-35)31.

<formula/> (30)

<formula/> (31)

<formula/> (32)

<formula/> (33)

<formula/> (34)

<formula/> (35) Os estudos da redução de Cr(IV) catalisada por íons ferro em presença de EDTA mostraram que em altas concentrações de ácido ascórbico existe a formação de um complexo entre Fe(III)/EDTA e ascorbato, K = 88 mol-1L (eq. 36). Em seguida ocorre uma reação de óxido-redução que destrói o complexo originando o radical HA•, que é a etapa determinante da velocidade da reação, k = 3,2x103 mol-1L s- 1 (eq. 37)31.

<formula/> (36)

<formula/> (37)

<formula/> (38)

<formula/> (39) As duas sequências de reações anteriores mostram um resultado interessante para a reação de Fe(III) com o ascorbato: as velocidades de formação dos complexos Fe(III)-ascorbato ou Fe(III)/EDTA-ascorbato são menores do que o processo de transferência de elétrons que resulta na destruição dos mesmos31.

As razões entre as concentrações das formas oxidada e reduzida do íon ferro nesses sistemas são dependentes da velocidade específica de dois processos redox. O primeiro envolvendo a oxidação do Fe(II) representado pelas equações (30 e 39) e o segundo envolvendo a reação de redução do íon Fe(III) (eq. 34 e 37)31.

Para a reação da redução de Cr(IV) por ácido ascórbico catalisada por ferro em ausência ou presença de EDTA foi proposto um mecanismo de transferência de elétrons por esfera interna31.

Nos estudos da reação de oxidação do ácido ascórbico pelo [Co(C2O4)3]3- catalisada por íons ferro em ampla faixa de pH (Fig._4) observa-se que o efeito catalítico é acentuado em condições onde predomina a espécie HA-, faixa de pH entre 5 e 8. Esse efeito é explicado pela formação do complexo entre Fe(III)/ EDTA e ascorbato (eq. 40), que é rapidamente destruído devido a reações redox com a formação do radical HA· 29, 30.

Para a reação catalisada em presença de excesso de EDTA o mecanismo pode ser representado pela sequência de reações 40 a 44 29,30: <formula/> (40)

<formula/> (41)

<formula/> (42)

<formula/> (43)

<formula/> (44) Pela sequência de reações 40-44 conclui-se que a reação de transferência de elétrons entre Co(III) e Fe(II) é muito mais rápida do que a reação do complexo de Co(III) com o ácido ascórbico, e a reação de Fe(III) com ácido ascórbico é sempre muito rápida, como já apresentado na tabela_2.

6. REAÇÕES DE OXIDAÇÃO DO ÁCIDO ASCÓRBICO POR OXIGÊNIO CATALISADAS POR ÍONS METÁLICOS Muitos dos trabalhos realizados sobre reações catalisadas dizem respeito à chamada "autoxidação" do ácido ascórbico, isto é, o processo de oxidação do ácido ascórbico pelo oxigênio dissolvido em soluções aquosas. Os cátions metálicos normalmente usados como catalisadores na oxidação do ácido ascórbico são Cu2+, Fe3+, Ni2+ e Co3+, sendo que apenas o potencial de redução dessas espécies não é suficiente para explicar a seletividade e habilidade específica para esse efeito catalítico53.

A maioria dos estudos cinéticos envolvendo reações de autoxidação do ácido ascórbico envolvem a catálise por íons cobre. Essas reações são de grande interesse por serem usadas em sistemas bioquímicos como modelos para metaloenzimas oxidases que contêm cobre(II), como por exemplo ascorbato oxidase, polifenol oxidase e ceruloplasmina51, 52, 54-57.

Desses estudos o mecanismo geral proposto apresenta as seguintes etapas: a) formação de um complexo ascorbato-cobre(II), b) transferência de carga a partir do ligante (ascorbato) para o metal produzindo a espécie Cu(I) e c) rápida reoxidação do Cu(I) pelo oxigênio molecular regenerando o catalisador51, 52, 55, 56, 58.

Alguns estudos também propõe um mecanismo de reação em cadeia com a transferência de dois elétrons para o oxigênio, tendo como espécie reativa complexos diméricos de cobre-ascorbato, com a participação efetiva da espécie Cu(III) no ciclo catalítico, representado no esquema de reações a seguir (eq.

45-53)54, 59: Início: <formula/> (45)

<formula/> (46)

<formula/> (47)

<formula/> (48)

<formula/> (49)

<formula/> (50) Propagação: <formula/> (51)

<formula/> (52) Término: <formula/> (53) O consumo de oxigênio durante a reação de oxidação de ácido ascórbico catalisada por íons cobre(II) foi monitorado amperometricamente com eletrodo seletivo de O2 e espectrofluorimetricamente através do efeito supressor do O2 na intensidade de radiação emitida pelo complexo [Ru(bipy)3]2+ 56.

Sasso et alii56 realizaram estudos em solução, saturada com oxigênio, com concentração inicial de ácido ascórbico (4,13x10-2 mol L-1), KNO3 0,10 mol L-1, pH 2,17 (HNO3) e concentração de íons Cu(II) entre (0,05-0,4)x10-3 mol L-1 a 25oC. Observou-se que a velocidade do consumo de oxigênio é independente da concentração inicial de [Ru(bipy)3]2+ (3-30 mmol L-1) e é de meia-ordem com respeito a concentração de oxigênio56. A constante de velocidade de pseudo-meia ordem observada foi 46(mol L-1)-1/2min-1, semelhante ao valor 48 (mol L-1)-1/ 2 min-1 obtido nos estudos de Jameson e Blackburn59.

Estudos cinéticos comparando o efeito catalítico de íons Cu(II) e Fe(III) na oxidação do ácido ascórbico pelo oxigênio molecular, em meio ácido (pH 2 - 5,5), mostraram que a atividade catalítica do íon Cu(II) é maior que a do íon Fe(III) para a autoxidação da espécie HA-. Porém para a oxidação da forma protonada, H2A, o íon Fe(III) teve efeito catalítico melhor do que o íon Cu (II). Em meio contendo agente quelante essa ordem catalítica pode ser diferente, sendo também função da acidez do meio51.

A formação de um complexo do íon metálico com o ácido ascórbico, na etapa de pré-equilíbrio, explica a dependência da velocidade da reação em relação a acidez do meio e a maior reatividade do íon metálico com o ânion monoprotonado, HA-, do que com a forma protonada, H2A51.

A diferença das reatividades dos íons Cu(II) e Fe(III) para a oxidação das espécies HA- e H2A é explicada como função das diferentes constantes de formação de complexos dos íons metálicos com essas duas espécies. Para a oxidação da forma H2A existe maior probabilidade de formação do complexo FeH2A3+ comparado com CuH2A2+devido à maior carga do íon férrico51.

Taqui Khan e Martell52 também estudaram o efeito catalítico de íons quelatos de Cu(II) e Fe(III) na reação de oxidação do ácido ascórbico pelo oxigênio molecular, em meio ácido (pH 2,25-3,45). Os autores observaram que para quelatos de um mesmo íon metálico a velocidade diminui com o aumento da estabilidade e da carga negativa do composto metal-quelato.

As atividades catalíticas dos quelatos de cobre(II) diminuíram na seguinte ordem: iminodiacetato de cobre(II), Cu(II)-IMDA > 2-hidroxietilimino-diacetato de cobre(II), Cu(II)-HIMDA > etilenodiaminotetracetato de cobre(II), Cu(II)- EDTA52.

As atividades catalíticas dos quelatos de ferro(III) diminuíram na seguinte ordem: 2-hidroxietiliminodiacetato de ferro(III), Fe(III)-HIMDA > nitrilotriacetato de ferro(III), Fe(III)-NTA > 2- hidroxietilenodiaminotriacetato de ferro(III), Fe(III)-HEDTA > etilenodiaminotetracetato de ferro(III), Fe(III)-EDTA > ciclohexanodiaminotetracetato de ferro(III), Fe(III)-CDTA > dietilenotriamino- pentacetato de ferro(III), Fe(III)-DTPA52.

As atividades catalíticas dos quelatos tanto de cobre(II) como de ferro(III) foram independentes da concentração de oxigênio. Foi encontrada uma relação linear entre a estabilidade do composto metal-quelato e sua atividade catalítica. As diferenças nas reatividades dos vários compostos metal-quelato estudadas foram interpretadas com base nas energias de reação52.

Estudos em presença de quelatos mostraram que a velocidade da reação de autoxidação do ácido ascórbico catalisada por compostos quelatos de Fe(III) é dez vezes mais rápida do que por compostos quelatos de Cu(II); por exemplo, em pH 3,45 a constante de velocidade para Fe-EDTA é 1,0x102 mol-1 L s-1e para Cu- EDTA é 1,2x101mol-1L s-1 52.

O mecanismo proposto pelos autores é uma participação direta da espécie metal- quelato no processo de transferência de elétrons. Numa etapa de pré-equilíbrio há a formação da espécie MLHA(n-1)+ (eq. 55), sendo a etapa determinante a transferência do elétron a partir do ascorbato para o íon metálico gerando a espécie MLHA•(n-1)+ (eq. 56). Essa última espécie se dissocia em ML(n-1)+ e A-• (eq. 57) que são oxidados em etapas rápidas pelo O2 do ar, dissolvido na solução52.

Assim, a velocidade da reação não depende da concentração do oxigênio, pois esse participa apenas de etapas rápidas. O mecanismo pode ser ilustrado pela sequência de reações abaixo52: <formula/> (54)

<formula/> (55)

<formula/> (56)

<formula/> (57)

<formula/> (58) É interessante considerar os estudos de oxidação do ácido ascórbico por íons Cu (II), realizados na ausência de oxigênio dissolvido em solução. Nesse caso não existe regeneração de Cu(II), devido à oxidação de Cu(I) pelo oxigênio, não havendo portanto um efeito catalítico de íons cobre na autoxidação de ácido ascórbico24.

Xu e Jordan24 estudaram a reação direta de íons cobre(II) aquoso com ácido ascórbico em ausência de oxigênio, meio NaClO4/HClO4 1 mol L-1 sobre condições de [Cu2+] > [ácido ascórbico]. Essa última condição foi para garantir apenas a formação de complexos 1:1 de cobre(II)-ascorbato e também minimizar a possível reação de ascorbato com seus produtos de oxidação.

Devido a labilidade do Cu(II) aquoso os autores propuseram um mecanismo de reação de esfera interna, com a etapa determinante sendo a formação do radical HA• com constante de velocidade, k = 2x10-2 s-1. Entretanto, Cu(II) é um doador em potencial de dois elétrons podendo ocorrer um processo de transferência de dois elétrons dando Cu(0) que reage com Cu2+ aquoso para produzir Cu+ 24: <formula/> (59)

<formula/> (60) Os autores também observaram um forte efeito catalítico de ânions Cl- e acetato para a reação de oxidação, não catalisada, do ácido ascórbico por íons Cu(II).

Esse aumento da velocidade pode ser explicado por esquemas similares de reação para ambos os ânions. Para o Cl- os autores concluíram que o mecanismo de reação pode ser tanto por esfera externa (14 vezes mais rápido do que em ausência de Cl-) ou por esfera interna (600 mais rápida do que em presença de Cl-)24.

Observaram também que o acetato é 50-100 vezes mais efetivo do que cloreto para catalisar a oxidação do ascorbato pelo Cu(II). Uma conclusão simplificada é que os ânions reduzem a barreira energética para transformar Cu2+em Cu+, explicando a aceleração da velocidade24.

No entanto os estudos de Harel60 mostram que o NaCl inibe a oxidação do ácido ascórbico e as reações que produzem O2-•, H2O2 e HO• por evitar a interação de metais de transição (Fe, Cu) com o oxigênio. Se o metal de transição está complexado com um ligante fraco como acetato ou ADP, o NaCl evita a interação entre o oxigênio e o metal. Mas, se o íon metálico está complexado com um ligante forte como citrato ou EDTA, o efeito do NaCl é fraco ou não existe60.

Estudos realizados por Sarma et alii61 mostraram que a autoxidação do ácido ascórbico catalisada por íons Cu(II) foi evitada pela presença de antocianinas (derivadas de cianidinas). Esse efeito de proteção do ácido ascórbico foi atribuído, não somente a formação de complexos quelatos com íons cobre, mas também a mecanismos envolvendo a formação de complexos mistos de ácido ascórbico-cobre-antocianina61.