19.10 Interpretação dos espectros

 

Após decidir a melhor configuração dos componentes do espectrômetro de

massas e obter o espectro de massas da amostra, o analista precisa

interpretá-lo! A interpretação pode parecer complicada, à primeira vista,

mas se feita de modo sistemático ela fica mais fácil. No caso de amostras

orgânicas, o primeiro objetivo do analista é, idealmente, obter a fórmula

molecular, que pode levar à estrutura molecular e à identificação desejada.

Pode-se, obviamente, cortar caminho. A identidade perfeita entre o espectro

da amostra e o de uma substância padrão conhecida obtida nas mesmas

condições é, freqüentemente, prova suficiente da estrutura. Não há garantia

de que as duas substâncias são as mesmas, entretanto, porque isômeros de

posição diferentes podem levar aos mesmos esquemas de fragmentação.

Na sistemática da interpretação, a primeira e mais importante regra é que

o espectro de massas de uma única substância é sempre muito mais fácil de

interpretar do que o espectro combinado de uma mistura. Por isto, tente

obter a amostra mais pura possível ou separe a mistura antes de usar a

espectrometria de massas. Após obter o espectro de massas, o analista pode

usar uma das seguintes técnicas:

 

1. Uma técnica matemática, ou de “números”, para a identificação.

2. Seu conhecimento químico e das vias de fragmentação para escrever

uma estrutura possível.

3. A comparação entre um espectro obtido de uma biblioteca compilada e o

experimental.

 

Usualmente nenhuma destas técnicas, usadas isoladamente, leva à

identificação inequívoca. O melhor é combinálas de forma inteligente.

Antes disso, porém, vamos olhálas, separadamente, mais de perto.

 

19.10.1 A técnica matemática

 

A espectrometria de massas é um método de separar e caracterizar íons de

massas diferentes e isto pode ser feito com alta acurácia, mesmo para íons

que contêm isótopos diferentes, logo os dados da Tabela 19.1 podem ser um bom ponto de partida. Em princípio, o íon mais interessante é o íon

molecular porque fornece o peso molecular da espécie. A identificação do

íon molecular, entretanto, pode ser muito difícil. No caso de espectros EI, a

fragmentação pode ser tão extensiva que praticamente só os fragmentos

iônicos são registrados e a intensidade do íon molecular é muito baixa ou

ele nem é registrado. No caso de outros modos de ionização, o íon pode

aparecer como (M + 1)+ + ou (M – 1). No primeiro caso, a solução é diminuir

a energia de ionização (< 70 eV). Este procedimento diminui

consideravelmente a sensibilidade do experimento mas permite, com

freqüência, a identificação do íon molecular porque a fragmentação é

menos extensiva. O segundo problema, a observação de íons diferentes do

íon molecular, tem de ser resolvido com a prática do analista.

Neste estágio vamos definir o íon molecular como sendo “o íon de maior

massa de uma determinada espécie que contém todos os elementos

presentes na forma isotópica mais abundante”. Assim, o íon molecular do

diclorometano (Fig. 19.1) mostra um pico em m/z = 84 unidades que

corresponde a 12 1 35 C HCl , mas é evidente que outros picos estão próximos

2 2

deste valor, que também provêm do íon CH + Clporém têm composição

2 2

isotópica diferente e que o pico mais intenso (o pico base) ocorre em m/z =

49 unidades. Somente alguns elementos do interesse da química orgânica

são monoisotópicos (Tabela 19.1). Embora isto complique o aspecto geral

do espectro de massas, os picos de isótopos podem ser muito úteis na

identificação das estruturas. Os efeitos dos isótopos de C, H, N e O serão

examinados adiante quando estudarmos o íon molecular mais

detalhadamente, mas como o efeito de alguns isótopos é importante e muito

óbvio, vamos discuti-lo aqui.

Os efeitos de isótopos “pesados” mais comuns ocorrem em compostos

que contêm cloro, bromo, enxofre ou silício. Cloro e bromo têm dois

isótopos naturais e enxofre e silício têm três. Quando estiver estudando

organometálicos, entretanto, lembre-se de que muitos deles são

poliatômicos (Hg, por exemplo, tem sete isótopos naturais, todos com

abundância significativa).

Moléculas que contêm um átomo de cloro como o cloro-etano (Fig. 19.1)

têm dois picos na região do peso molecular separados por duas unidades de

massa que correspondem a algumas moléculas que contêm o isótopo cloro-

35 e outras que contêm o isótopo cloro-37. As intensidades destes dois

picos podem ser preditas a partir da abundância natural dos dois isótopos

(Tabela 19.1), mas é melhor, ao considerar este problema, expressar as

abundâncias como percentagens, atribuindo ao isótopo mais abundante a

percentagem 100. Isto significa que os dois picos em 64 e 66 unidades

devem ter intensidades na razão 100:32 ou cerca de 3:1. Como se pode ver

no espectro da Fig. 19.1, isto é exatamente o que se observa. Este arranjo de

picos de intensidades 3:1 separados por duas unidades é uma indicação

muito boa da presença de um átomo de cloro na molécula. Os picos em 49 e

51 unidades observados na Fig. 19.1 mostram que isto não se aplica apenas

ao íon molecular, mas também a todos os fragmentos que contêm um átomo

de cloro. No caso de bromo, o arranjo é de dois picos com

aproximadamente a mesma intensidade (100:98), separados por duas

unidades de massa. Como o flúor e o iodo são monoisotópicos, eles não dão

um arranjo característico semelhante.

É fácil calcular as intensidades esperadas quando os íons têm mais de um

átomo de cloro. Em geral, acha-se o arranjo dos isótopos fazendo a

expansão da expressão binomial (a+ b)n, onde a é a abundância do isótopo

mais leve, b é a abundância do isótopo mais pesado e n é o número de

átomos do elemento no íon. Assim, pode-se prever que no caso de dois

átomos de cloro, deve-se observar picos em M, (M + 2) e (M + 4) com

intensidades relativas 9:6:1, que podem ser vistos em 84, 86 e 88 unidades

no dicloro-metano. Esta expressão geral pode ser estendida para o caso

mais geral de dois elementos poliisotópicos diferentes em um fragmento

usando (a + b)n(c+ d)m, onde c, d e m referem-se ao segundo elemento.

Existem programas de computador que calculam estas intensidades com

acurácia e, em muitos casos, fazem parte dos programas de operação

padronizados fornecidos com o instrumento.

A técnica matemática pode também ser útil no caso de substâncias que

contêm somente os elementos comuns em compostos orgânicos, C, H, N e O. Muitos livros-texto ensinam que devido à presença de 13C em todas as

moléculas orgânicas, deve-se esperar encontrar um pico com uma unidade

de massa acima do íon molecular cuja intensidade normalizada, sendo o íon

molecular de 12C igual a 100, é igual a 1,15 vez o número de átomos de

carbono. Isto permite o cálculo aproximado do número de átomos de

carbono de uma molécula: basta medir as intensidades do íon molecular e

do íon (M + 1). (Isto só se aplica, entretanto, para modos de ionização em

que os íons (M + 1) não se formam no processo de ionização.) No caso de

moléculas que só contêm um dos quatro elementos acima, é mais acurado

calcular as intensidades relativas por meio das expressões

 

para todas as moléculas de fórmula C wHxNyOz.

Se o íon molecular puder ser identificado, é possível obter o peso

molecular e medir as intensidades dos íons (M + 1) e (M + 2). Existem

tabelas que relacionam as possíveis estruturas moleculares para todas as

combinações possíveis destes quatro elementos até m/z = 500 unidades,

bem como as intensidades relativas das duas massas que estão acima do íon

molecular. Isto permite reduzir o número de alternativas possíveis para a

molécula até um número relativamente pequeno [14].

Esta técnica é ideal para o uso de computadores e existem programas que

fazem estes cálculos para um dado íon molecular com relativa facilidade. A

Tabela 19.4 mostra um cálculo típico em que todas as possíveis

combinações de C, H, N e O para a massa 100 foram incluídas,

considerando-se apenas os valores 12, 1, 14 e 16 e incluindo algumas

restrições, destinadas a remover anomalias evidentes tais como H 100. A aplicação de regras de valência para cada átomo reduzem a lista até um

número razoável de estruturas prováveis. Esta técnica simples leva a apenas

10 fórmulas moleculares possíveis para a massa 100. A regra do nitrogênio (Seção 19.10.2) é uma conseqüência destas regras de valência. Regras

químicas simples mostram que algumas combinações não são razoáveis.

As intensidades de (M + 1) e (M + 2) destas moléculas também são

listadas. Observe que para um íon molecular com m/z = 100 u com

intensidades 6,9 e 0,2 considerando o íon molecular = 100, a fórmula mais

provável é C6H12O. Infelizmente, pelo menos 19 estruturas diferentes são conhecidas para esta fórmula, mas pelo menos as possibilidades estruturais

foram drasticamente reduzidas. (O índice de oito picos da Wiley relaciona

122 possibilidades para a massa 100 u.) É sempre possível obter o espectro

em alta resolução, com a massa do íon molecular tendo resolução de

algumas partes por milhão, isto é, 0,0001 u, e isto torna a identificação mais

positiva. Usando as massas acuradas tabeladas para cada isótopo, pode-se

calcular a massa exata até quatro casas decimais para uma das combinações

da massa nominal 100 u. Isto mostra que cada combinação tem massa

diferente e no exemplo escolhido (massa 100,0888 unidades), o cálculo

mostra que a fórmula provável deduzida a partir das medidas de baixa

resolução muito provavelmente está correta.

Uma fórmula que usa as massas acuradas dos quatro elementos mais

comuns em moléculas orgânicas é

 

que pode ser usada se dados de alta resolução estiverem disponíveis. Os

programas de computador de alguns instrumentos incluem os algoritmos

necessários para muitos destes cálculos. Porém, nem sempre é possível

medir a massa acurada, mesmo quando se pode usar um espectrômetro de

alta resolução, porque a medida é muito demorada, especialmente no caso

de técnicas associadas como CGMS. Se a resolução é moderada, o uso da

técnica não é possível.

 

Tabela 19.4 a Fórmulas possíveis para a massa 100 (geradas por computador)

 

Compostos possíveisbcom massa = 100 (sem regras de valência)

C H N O C H O C H N 2 2 3 2 4 4 3 5 122

 

C2H4N4O C4H6NO2 C6H12O

 

C H NO C H N O C H N 3 2 3 4 8 2 6 14

 

C3H4N2O2 C4H10N3 C7H16

 

C H N O C H O C H N 3 6 3 5 8 2 7 2

 

C3H8N4 C5H10NO C8H4

 

Compostos prováveisc(usando as regras de valência)

 

intensidades d

 

Composto Massa M M + 1 M + 2

acurada

 

C H N O 100,038511 100 3,7038 0,0329 2 4 4

 

C3H4N2O2 100,027278 100 4,0702 0,4236

 

C H N 100,074896 100 4,9330 0,0552 3 8 4

 

C4H4O3 100,01604 100 4,5561 0,6037

 

C H N O 100,063683 100 5,2994 0,0391 4 8 2

C5H8O2 100,05243 100 5,6658 0,5286

 

C H N 100,100048 100 6,4686 0,1755 5 12 2

 

C6H12O 100,088815 100 6,8350 0,1965

 

C H 100,1252 100 8,0042 0,2720 7 16

 

C8H4 100,0313 100 8,8733 0,3445

 

a Os programas de computador foram desenvolvidos por R. J. Barnes. b Compostos possíveis são todas as combinações de CwHxNyOzque dão massa nominal 100, desde que as condições × >1, y < 4, z < 4, × < 2w + y + 2 sejam obedecidas. cCompostos prováveis são encontrados com o auxílio de um algoritmo que encontra todos os compostos legítimos de uma certa massa nominal que também obedecem as regras de valência.

d As intensidades de pico relativas são encontradas com o auxílio de um algoritmo que expande os termos polinomiais completos de probabilidade. Todos os valores de massas e

abundâncias estão na Tabela 19.1.

 

Um outro guia, também baseado nas propriedades numéricas dos átomos

do íon, é igualmente útil quando se têm dados de alta resolução. Muitos

elementos encontrados em moléculas orgânicas têm massas atômicas

ligeiramente superiores a um número inteiro, isto é, eles têm “excesso” de

massa, mas flúor e iodo, que são monoisotópicos, têm massas ligeiramente

inferiores a um número inteiro, isto é, têm “deficiência” de massa, que

permite sua fácil identificação quando a massa é medida com acurácia. Isto

explica também o uso de perfluoro-querosene como material de calibração,

especialmente em alta resolução, em que seus fragmentos, numerosos e

espalhados por uma grande faixa de massas, podem ser distinguidos

facilmente dos fragmentos da maior parte dos compostos.

 

19.10.2 Interpretação química Mesmo quando se mede acuradamente a massa de íons isolados ou de

pequenos grupos de isótopos, o resultado não dá informações sobre as

estruturas químicas correspondentes a uma determinada fórmula molecular.

Para isso, o analista tem de interpretar os picos principais do espectro de

massas. A excelência da interpretação depende da prática do analista, mas,

com a ajuda da química orgânica, algumas “regras” podem ajudar a

simplificar a tarefa. O ponto de partida é novamente, quando possível, o íon

molecular que é sempre uma espécie com número ímpar de elétrons e

massa molecular par, para C, H, O e N, exceto se contiver um número

ímpar de nitrogênios. Em sua forma mais simples, esta regra do nitrogênio

estabelece que moléculas com número ímpar de átomos de nitrogênio têm

massa molecular ímpar e aquelas com número par de átomos de nitrogênio

(inclusive 0) têm massa molecular par. Não há exceções e, por isso, a regra

é um guia útil na identificação de nitrogênio em moléculas, bem como uma

maneira de verificar se o íon molecular foi corretamente identificado.

Quando a ionização é feita com elétrons de 70 eV, o íon molecular

inicialmente formado tem energia em excesso e, como a maior parte das

ligações de compostos orgânicos tem energia entre 10 e 12 eV, é muito alta

a probabilidade de que o íon molecular sofra fragmentação em espécies

menores carregadas ou fragmentos ionizados que são observados no

espectro de massas. O mecanismo exato da fragmentação depende de

muitos fatores e não daremos maiores explicações por enquanto, exceto que

as fragmentações normalmente ocorrem por uma das seguintes maneiras:

 

1. A carga e o elétron desemparelhado ficam em um dos fragmentos e uma

molécula neutra é eliminada. Isto só é possível se ocorrer rearranjo do

íon imediatamente antes da fragmentação.

2. Ocorre quebra de ligações simples para dar um fragmento catiônico e um

radical neutro. Este processo, que dá um íon com número par de

elétrons, pode continuar, dando fragmentos cada vez menores até que o

excesso de energia se dissipe.

 

Os dois caminhos podem ser mostrados esquematicamente como:

O espectro de massas da maior parte dos íons contém, portanto, um íon

 

molecular de massa par com fragmentos predominantemente de massa

ímpar, a menos que ocorra um rearranjo. O fragmento que é eliminado da

molécula original depende das energias relativas das ligações da molécula e

de fatores de estabilização, como a conjugação, que ocorrem nos

fragmentos que podem se formar. O conhecimento da química orgânica das

espécies é útil, portanto, na predição das vias de fragmentação da molécula.

Se heteroátomos estiverem presentes, a quebra na ligação com o carbono

adjacente é muito provável. Isto ocorre porque o elétron é facilmente

abstraído do par de elétrons desemparelhado. Se a molécula tem

ramificações, pode-se predizer que a quebra ocorrerá no átomo de carbono

da ramificação, ficando a carga com o fragmento mais ramificado. As

ligações carbono-carbono são mais fracas, em geral, do que as ligações

carbono-hidrogênio e, em conseqüência, no caso de hidrocarbonetos

saturados a fragmentação ocorre por perda de CnH n 2+1.

Estas regras simples devem, entretanto, ser usadas com cuidado porque

até mesmo a fragmentação de moléculas simples leva a um espectro complicado devido à fragmentação primária, à fragmentação secundária

(íons secundários) e a rearranjos de fragmentos. Este último fenômeno, nem

sempre completamente entendido, dá, freqüentemente, fragmentos, que em

muitos casos são característicos. O exemplo mais comum é o íon muito

intenso com m/z = 91 u observado em moléculas aromáticas que têm uma

cadeia lateral de carbonos. A quebra inicial dá C + H CH que se estabiliza

6 5 2

por ressonância como o íon tropílio, C + H:

7 7

 

Outro rearranjo muito importante e útil na diagnose é o rearranjo de

McLafferty, cujo nome se deve ao espectroscopista que primeiro o

reconheceu em ésteres metílicos [15]. Vamos usar o mesmo exemplo mas o

processo pode ocorrer em qualquer molécula com um hidrogênio γ em

relação a um heteroátomo em ligação dupla, como —C = O, —S = O ou —

P = O.

 

Observe que seis centros estão envolvidos e o fragmento iônico, o enol com

m/z = 74 unidades, se forma a partir de qualquer éster metílico cuja cadeia

tem mais de três carbonos. O pico de McLafferty, que ocorre sempre na

massa 74 u, é um pico intenso porque o processo é favorável

energeticamente. O pico de rearranjo é, portanto, característico de todos os

ésteres metílicos. O processo ocorre com muitos compostos que têm uma

relação de seis centros, cada classe de compostos dando origem a um pico

de McLafferty de massa característico (Tabela 19.5). Os fragmentos iônicos

têm massa oposta (par ou ímpar) à dos fragmentos produzidos diretamente. Assim, para moléculas que contêm C, H e O, e fragmentos

predominantemente ímpares, os fragmentos de McLafferty têm massa par e

podem ser localizados mais facilmente. Quando as moléculas contêm

número ímpar de átomos de nitrogênio, os fragmentos têm massa ímpar.

Embora as vias de fragmentação características de moléculas diferentes

só possam ser bem compreendidas com a experiência, dois tipos de

tabulação são freqüentemente úteis quando se tenta interpretar um espectro

de massas desconhecido:

 

Tabela de fragmentos iônicos comuns A Tabela 19.5 pode ajudar no

diagnóstico de grupos particulares, mas ela deve ser usada com cuidado

porque é seletiva e muitos compostos diferentes podem dar fragmentos

semelhantes.

Lista de fragmentos eliminados comuns A Tabela 19.6 lista alguns

fragmentos comumente eliminados do íon molecular. Ela é muito útil, se

usada com cuidado, porque agora o problema é examinado do outro lado

da escala de massas. Em vez de identificar um íon de uma dada massa

(freqüentemente muito pequena), a Tabela 19.6 permite que o

espectroscopista procure, a partir do íon molecular, picos que estejam em

uma massa menor predeterminada que pareça provável em determinado

caso. De novo, a tabela é seletiva, mas observe que não existem

fragmentos eliminados comuns de massa entre 2 e 14 unidades e se

algum pico com estas características for observado, muito provavelmente

o íon molecular não foi identificado corretamente.

 

A técnica de contar para baixo a partir do íon molecular é um processo

matemático muito útil porque ajuda a determinar uma estrutura

desconhecida. Ele deve, porém, ser feito sempre começando a contagem, a

cada vez, no íon molecular e não passando de um fragmento para o outro. A

interpretação química ainda se baseia em uma técnica matemática, porém

ela está apoiada em conceitos mecanísticos da química orgânica.

19.10.3 Correlações entre espectros e espectros comparados por computador

 

Embora possa ser muito interessante interpretar o espectro a partir de

primeiros princípios usando as sugestões dadas anteriormente (Seções

19.10.1 e 19.10.2), problemas de tempo e custo exigem outros

procedimentos. Uma opção interessante é comparar o espectro de massas de

uma amostra de estrutura desconhecida com os espectros de uma biblioteca,

especialmente se o espectro está em um formato que permite a leitura por

computador. Isto permite a comparação rápida com um número elevado de

espectros depositados nas várias bibliotecas disponíveis antes da escolha da

melhor solução. As bibliotecas mais comumente usadas são a biblioteca de

espectros de massas da Wiley, com 130 000 espectros, e a da NIST, com 62

000 espectros [7]. Hoje, até espectrômetros de massa de preços

relativamente baixos são capazes de consultar todos os espectros destas

duas bases em alguns segundos. Há, entretanto, limites mesmo para os

programas mais avançados. De fato, 200 000 espectros pode parecer um

número muito elevado, mas eles representam apenas 10% de todos os

compostos orgânicos conhecidos. É claro, também, que estas bibliotecas

não podem conter os espectros de todos os novos compostos produzidos

pelo laboratório do analista, embora muitas delas disponham de um

conjunto de arquivos que permitem a inclusão de novos compostos no

acervo da biblioteca principal.

 

Tabela 19.5 Fragmentos iônicos comuns

 

Valor de m/z Íons comumente Inferências possíveis

associados com

a massa

 

15 −

 

18 −

26 −

 

27 −

 

28 −

 

29 −

 

30 Aminas

 

Nitrocompostos

 

31 Álcoois primários

 

36/38 (3:1) Compostos de cloro

 

39 −

 

40 −

 

41 −

 

Nitrilas alifáticas

 

43 Compostos contendo propila

 

Compostos contendo acetila (metilcetonas,

por exemplo)

Aminas alifáticas

 

Amidas primárias

 

45 Éter metílico

 

Álcoois

 

47 Tiocompostos

 

50 Compostos aromáticos

 

51 Compostos aromáticos

 

55

 

56

 

57 Compostos contendo butila

 

Etilcetonas, ésteres propanoato

 

58 a Cetonas

 

Aminas

 

59 Ésteres metílicos

Amidas primáriasa

 

C H CH(OH)—R 2 5

 

Éter

 

60 Ácidos carboxílicos, a açúcares

 

61 Acetatos de alquila

 

Tiocompostos

 

65 Compostos aromáticos

 

66

 

69 Fluorocarbonetos

 

70

 

71 C H —R 5 11

 

Propilcetonas, ésteres de butila

 

72 Cetonas

 

Aminas

73 Álcool, éter

 

Derivados de trimetil-silila

 

Ésteres de etila

 

74 a Ésteres de metilaÁcidos carboxílicos

 

75 Benzenos dissubstituídos

 

Trimetil-silil-éter

 

76 Derivados de benzeno

 

77 Benzenos monossubstituídos

 

78 Benzenos monossubstituídos

 

79/81 (1:1) Compostos de bromo

 

80/82 (1:1) Compostos de bromo

 

83/85/87(9:6:1) Clorofórmio

 

85 C H CO—R 4 9

 

91 Compostos aromáticos (possivelmente

benzílicos)

92 Piridinas substituídas

 

91/93 (3:1) Cloretos de alquila

 

93/95 (1:1) Compostos de bromo

 

94 C H O—R 6 5

 

99 Etilenocetal

 

105 Compostos de benzoíla

 

122 Benzoatos de alquila

 

123 Benzoatos de alquila

 

127 Compostos de iodo

 

128 Compostos de iodo

 

135/137 (1 :1) Compostos de bromo

 

141 Compostos de iodo

 

147 Trimetil-silil-éter

 

149 Ftalatos de dialquila

 

a Fragmento de McLafferty.