Polarité de la phase mobile

3.1.1. Introduction

La polarité du CO2 supercritique, est un paramètre important, pour son utilisation en tant que principal constituant de la phase mobile en CPS. Comme déjà expliqué, la polarité du CO2 supercritique est proche de celle des alcanes [274] et que donc le CO2 supercritique seul ne permet pas l’élution des composés polaires. La force éluante de la phase mobile en CPS peut être très fortement influencée par l’ajout d’un co-solvant et plusieurs travaux ont été entrepris pour tenter d’évaluer la polarité des phases mobiles constituées de CO2 l’état supercritique.

3.1.2. Solvatochromisme

Une des méthodes permettant la mesure de la polarité est liée à l’utilisation du phénomène de solvatochromisme. Le phénomène de solvatochromisme est lié à la capacité de certains composés à changer de couleur en fonction du solvant dans lequel ils sont dissous. Ce phénomène apparait quand un soluté dissout dans des solvants de polarités différentes manifeste un changement important de la position de l’intensité et de la forme des bandes d’absorption spectrale. Un déplacement bathochromique (rouge) ou hypsochromique (bleu) avec une augmentation de la polarité du solvant est appelé respectivement effet solvatochromique, positif et négatif.

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Typiquement un composé solvatochromique peut être décrit par 2 structures dont les répartitions électroniques sont à l’opposé l’une de l’autre [275], une forme étant quinoïdale, non-polarisée et non aromatique (figure-I.45-A) et l’autre étant zwitterionique, polarisée et aromatique (figure-I.45-B). Le changement dans la bande d’absorption avec un solvant se produit suite à une variation de la contribution de chaque forme dans la résonnance totale, les 2 formes n’étant pas solvatées de la même manière. Si avec une augmentation de la polarité du solvant, l’espèce non polarisée est mieux stabilisée par le solvant que l’espèce zwitterionique alors un effet solvatochromique négatif est provoqué.

Figure-I 45: dérivés merocyanine. 2 formes de répartitions électroniques opposées

Depuis longtemps on sait que le spectre d’absorption UV/vis d’un composé peut être influencé par le milieu l’entourant et que donc un solvant pouvait induire un changement dans le déplacement, l’intensité et la forme d’une bande d’absorption. Brooker et al. [276] furent les premiers à émettre l’idée que le phénomène de solvatochromisme pouvait être utilisé pour évaluer la polarité d’un solvant. La première échelle de polarité basée sur ce principe fut établie par E. Kosower [277] en 1958. Cette méthode était appelée l’échelle Z et elle utilisait l’absorption de transfert de charge intermoléculaire du 1-ethyl-4-(méthoxycarbonyl)pyridinium iodide. Depuis les phénomènes de solvatochromisme ont été largement étudiés et compilés dans plusieurs revues [275, 278, 279].

La mesure du déplacement du maximum d’absorption par rapport à une donnée de référence est directement liée au pouvoir de solvatation du solvant. L’indice de Dimroth-Reichardt ET (30) peut être utilisé pour évaluer sa polarité, si on considère que la polarité d’un solvant peut être définie comme sa capacité de solvatation. L’indice ET (30) est basé sur l’utilisation du colorant N-phénolate bétaine pyridinium chromique (figure-I.46) et est défini comme l’énergie de transition électronique moléculaire de ce composé dissout. Cette énergie est mesurée en kilocalories par mole (kcal/mol) à température ambiante et sous un bar de pression selon l’équation 7 :

99 �� ⁼ℎ������� ⁼ 28591.44 �_��� (7) Avec h : Constante de Planck = 6.63 10-34 J. s NA : Constante d’Avogadro = 6.02 1023 c = 3.1010 cms-1

λmax= longueur d’absorption maximale

νmax et λmax étant respectivement la fréquence et la longueur d’onde d’absorption maximale correspondant à la transition d’un électron d’une orbitale liante π à une orbitale anti liante π* de ce composé.

O^–

N⁺

Figure-I 46: structure du N-phénolate bétaïne pyridinium chromique servant à calculer ET(30)

Cette méthode est largement utilisée pour évaluer la polarité d’un solvant et de nombreux colorants ont été étudiés et sont utilisés en tant que composés solvatochromiques [279].

a. Etude solvatochromiques en milieu supercritique

En ce qui concerne les fluides supercritiques, J. Hyatt [280] fut le premier à classer le CO2 supercritique sur une échelle de polarité comme tous les solvants organiques en utilisant des composés solvatochromiques. Différents composés ont été utilisés, notamment le 2-nitroanisole, pour étudier l’impact de la pression sur la densité de différents fluides supercritiques purs (eau, fréon, ammoniac, CO2) et par conséquent sur leur polarité [281]. Le composé utilisé par Reichardt pour son étude a l’inconvénient de ne pas être soluble dans le CO2 et ne peut donc, de ce fait, être utilisé pour mesurer la polarité de ce dernier. En revanche un composé très proche, le penta tert butyl bétaine, est soluble à la fois dans le CO2 liquide ou supercritique et a permis de déterminer que la polarité du CO2 était proche de celle du méthylcyclohexane [280] avec une valeur d’énergie de transition (ET) proche de 33,8 Kcal/mol.

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C. Yonker [281] étudia pour sa part, l’effet de la pression sur la polarité de mélanges binaires composés de CO2 et de méthanol. La première observation est que l’ajout du méthanol a un effet bathochrome, c’est-à-dire que la fréquence de la bande d’absorption maximum du 2-nitroanisole diminue (ou la longueur d’onde d’absorption maximum augmente), traduisant une augmentation de la polarité. D’autre part, il nota que l’effet de l’augmentation de la pression sur la polarité de la phase mobile était dépendant du pourcentage de méthanol.

J. Deye et T. Berger [274, 282] ont quant à eux, utilisé le Nile Red (figure-I.47), pour connaitre la force éluante de mélanges CO2/méthanol (figure-I 48).

O

N H

O

N

Figure-I 47: Structure du Nile Red

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b. Additifs et polarité

On sait que l’un des effets des additifs est de réduire les temps de rétention des composés analysés. La question est de savoir si cette diminution des temps de rétention est due ou pas à une augmentation de la polarité de la phase mobile. T. Berger [242] estimait que le méthanol n’était en fait pas très polaire et il affirma que l’ajout d’un troisième constituant plus polaire pouvait avoir un impact sur la polarité de la phase mobile. Il analysa des acides hydro benzoïques sur une colonne cyanopropyle et des polyacides sur une colonne diol [284] ; il observa une importante diminution des temps de rétention lors de l’ajout d’acide citrique dans la phase mobile composée de CO2 et de méthanol. Il nota que lorsqu’il augmentait le pourcentage de co-solvant contenant l’acide citrique, les temps de rétention diminuaient mais qu’en revanche, l’augmentation de la concentration en acide citrique pour une quantité donnée de co-solvant avait pour effet de légèrement augmenter les temps de rétention contrairement à ce qui aurait pu être envisagé. Dans un autre article T. Berger [13] a étudié la polarité de différents mélanges ternaires CO2/MeOH/TFA avec des proportions de TFA dans le co-solvant allant jusqu’à 10%. Il s’avère que la forte concentration en TFA a un léger effet sur la polarité de la phase mobile. En effet la phase mobile constituée de 60% de CO2 et 40% de méthanol contenant 10% TFA (CO2/MeOH/TFA 60/36/4) a la même polarité qu’une phase mobile composée de 40% CO2 et 60% de méthanol pur. En revanche, avec un co-solvant moins polaire tel que le dichlorométhane, l’effet de l’additif est plus important avec une polarité supérieure au méthanol pur pour un mélange CO2/DCM/acide trichloroacétique 80/18/2. D’après T. Berger, la diminution des temps de rétention par l’ajout d’additif est due à un effet de celui-ci à la fois sur les silanols, sur l’ionisation des solutés et sur la polarité de la phase mobile. Plus récemment C. West [218] a réalisé une évaluation de la polarité de phases mobiles composées de CO2 supercritique et de méthanol contenant de l’acétate d’ammonium dissout dans l’eau. L’étude solvatochromique avec du Nile Red a mis en évidence que pour une concentration de 20 mM d’acétate d’ammonium dans le méthanol et pour des proportions de co-solvant allant de 0 à 100%, l’ajout d’un additif n’avait que très peu d’effet sur la polarité de la phase mobile.

3.2. pH et CO2

L’expérience prouve que contrairement à l’analyse par CPS des composés basiques qui nécessitent bien souvent l’ajout d’un additif dans la phase mobile, l’analyse des acides peut se faire dans la majorité des cas, sans l’addition d’un acide dans la phase mobile. Ceci est dû semble-t-il au caractère acide de la phase mobile lorsque celle-ci est composée de CO2 et d’éthanol (ou de méthanol).

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En effet tout comme l’eau réagit avec le CO2 pour former l’acide carbonique suivant le schéma réactionnel décrit dans le schéma-1.4, en présence de CO2 supercritique, l’éthanol forme l’hydrogénocarbonate d’éthyle correspondant selon la réaction suivante.

On peut donc penser qu’en CPS, l’alcool utilisé en tant que co-solvant coexiste avec l’hydrogénocarbonate d’alkyl et le carbonate correspondant. R. Pell et W. Lindner [124] ont montré lors de travaux sur les phases stationnaires chirales à base d’échangeurs d’anions utilisés en CPS, que le carbonate de méthyle issu de la réaction du CO2 sur le méthanol agissait comme un contre ion et que le proton issu de l’acide carbonique servait à protoner le sélecteur chiral permettant ainsi le mécanisme d’échange d’ions.

Le pH de la phase mobile en CPS est donc lié à la présence de l’hydrogénocarbonate d’alkyl. Des études ont été réalisées pour déterminer le pKa de ces acides, notamment par Vidal et al. [285] qui ont utilisé l’électrophorèse capillaire. Ils sont arrivés à la conclusion que le pKa de l’hydrogénocarbonate d’alkyl était légèrement supérieur à celui de la première constante de dissociation de l’acide carbonique (pka = 6,37). Ils ont également montré que la longueur de la chaine de l’ester n’avait que peu d’influence sur le pKa. Grâce à une méthode spectroscopique, J. Gohres [286] est parvenu à déterminer que le pKa du carbonate de méthyle était de 5,7 dans le CO2 subcritique.

Différentes études ont été réalisées afin de déterminer le pH d’une phase mobile en CPS. La première idée qui vient à l’esprit est d’utiliser une méthode potentiométrique comme il est d’usage de le faire en chimie des solutions. Cependant, il s’avère, que cette technique se heurte à différents problèmes, tels que l’étanchéité de l’installation soumise à des fortes pressions ou la stabilité des mesures [287, 288]. La spectrophotométrie peut également être utilisée pour déterminer le pH d’une solution sous pression. C’est notamment la méthode qui avait été employée par Neumann et al. [289] pour mesurer la

CO₂ H+ O R O^– O O R O H O R O H R O O H O + + CO₂ H₂O H₂CO_{3 H}+ HCO₃- 2H+ CO₃ 2-+ ₊ +

Schéma-I 4: (a), réaction entre l’eau et le CO2 pour donner successivement des ions hydrogénocarbonate et des ions carbonate. (b) réaction entre le CO2 et un alcool pour donner l’hydrogénocarbonate d’alkyl correspondant ou le carbonate

(a)

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constante de dissociation de différents acides tels que l’acide acétique et l’acide cacodylique. Pour ce faire, ils avaient utilisé des indicateurs colorés, le 2,5-dinitrophénol et le p-nitrophénol. La même technique avait été employée par Toews et al. [290] pour mesurer le pH de solutions aqueuses en présence de CO2 dans des conditions supercritiques. Les changements observés dans le spectre UV du bleu de bromophénol utilisé en tant qu’indicateur coloré avait permis de mesurer le pH de la solution. Les conditions opératoires variaient de 25°C à 70°C et de 7 à 20 MPa pour un pH mesuré allant de 2,8 à 2,95. L’acidité mesurée est la conséquence de l’attaque nucléophile de l’eau sur le CO2 formant ainsi l’acide carbonique. Selon J. Hallett [291], cette réaction ne se produit qu’avec une pression comprise entre 1,0 et 5,0 MPa et l’acide carbonique n’est stable à pression atmosphérique qu’en dessous de sa température de fusion qui est de -36°C [292]. En 2000, Wen et Olesik démontrèrent qu’il était possible de mesurer le pH d’un mélange méthanol/eau/CO2. Les pH mesurés variaient de 4,2 à 4,7. Cependant ces valeurs ne présagent pas du pH d’une phase mobile en CPS car la proportion d’eau variait de 25 à 30% et celle de CO2 de 1 à 20%, valeurs donc très différentes de celles utilisées en CPS. Plus récemment C. West [218] a développé une méthode pour calculer le pH en CPS basée sur la modification du spectre UV d’indicateurs colorés. L’étude des spectres UV du rouge de méthyle et du bleu de thymol en phase aqueuse à différents pH et dans les conditions supercritiques a permis d’évaluer le pH de mélanges binaires CO2/MeOH. D’après C. West, le pH serait aux alentours de 5. L’augmentation du pourcentage de méthanol a pour effet d’augmenter l’acidité de la phase mobile certainement par formation d’acide méthoxylcarbonique. Il a également été observé durant cette étude que l’addition d’un additif basique ne conduisait pas à une augmentation du pH vers des conditions basiques mais qu’en revanche cela avait pour effet de stabiliser le pH lorsque la concentration en co-solvant était augmentée.

3.3.Réactivité des amines avec le CO2

En CPS, le fait d’utiliser du CO2 comme phase mobile peut avoir un impact direct sur le soluté notamment si celui-ci possède une fonction amine. En effet le CO2 et les amines peuvent réagir pour former différentes espèces selon les conditions opératoires et notamment des acides carbamiques. Il y a quelques années, du fait de la réactivité des amines avec le CO2, certains auteurs tels que S. Fields [293], affirmaient qu’il était difficile voire impossible d’analyser des amines en CPS. La règle qui avait été émise par Dandge

et al. [208] en 1985, était que l’incompatibilité entre les amines et le CO2 était liée à leur basicité et que toute amine ayant un pKa supérieur à 9, réagissait avec le CO2 et de ce fait ne pouvait être analysée en CPS. Fields fit des essais d’analyses en CPS capillaire sur différentes amines et montra que cette règle pouvait s’appliquer aux amines primaires et aux amines secondaires sauf lorsqu’elles sont stériquement encombrées (dicylcohexylamine) mais pas aux amines tertiaires. Sandra et al. Confirmèrent ces résultats en analysant

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des amines tertiaires telles que la N,N-diméthylbenzylamine ou la triéthylamine à haute température. Les questions qui restaient posées étaient de connaitre les réactions mises en jeu entre le CO2 et les amines ainsi que les paramètres expérimentaux influençant ces équilibres. Plus récemment, A. Sayari [294] a étudié la réactivité d’amines supportées sur silice avec du CO2 en milieu anhydre par RMN. Il est arrivé à la conclusion que dans ces conditions l’amine se transformait en isocyanate puis en urée selon le mécanisme réactionnel décrit dans le schéma-I.5 toutes ces espèces étant en équilibre.

Schéma-I 5: mécanisme réactionnel de formation d'urée par action du CO2 sur une amine en milieu anhydre [294]

La réactivité du CO2 est essentiellement due à la charge partielle positive au niveau du carbone et à la forte électronégativité des 2 atomes d’oxygène. De ce fait, il est susceptible de subir des attaques nucléophiles de la part de molécules possédant un azote ou un oxygène nucléophile. Dans une étude réalisée en 1990, O. Gyllenhaal [295] a analysé par CPS capillaire, différentes amines aliphatiques en utilisant successivement du CO2 et du protoxyde d’azote en tant que phase mobile. Étonnamment, il ne nota pas de différence entre l’élution de l’octylamine avec ces 2 phases mobiles, ne permettant pas de ce fait, de confirmer ou d’infirmer la réaction entre le CO2 et les amines.

Afin d’élucider la question de la réaction entre le CO2 à l’état supercritique et les amines, Fischer

et al [296] ont réalisé des analyses de RMN couplée à un système CPS avec une phase mobile composée à

100% de CO2. Ce dispositif permettait d’étudier le comportement des amines en présence de CO2 supercritique. Une série d’analogues de la benzylamine fut analysée. Au vu des résultats, il était clair que la réactivité du CO2 sur ces amines était différente en fonction de l’encombrement stérique du proton de l’amine. En effet, pour la N-méthyl-benzylamine, il y avait formation d’acide carbamique alors qu’avec la

N-tert-butyl-N-benzylamine et la N-isopropyl-N-benzylamine, il n’y avait pas formation d’acide

carbamique. Faisant suite aux études de L. Siret [224] et de N. Bargmann-Leyder [221], sur les interactions entre le CO2 et les β−bloquants, Fischer étudia par RMN la réactivité potentielle du CO2 sur le métoprolol. Or, il s’avéra que le CO2 ne réagissait pas avec ce composé, du fait certainement de l’encombrement stérique de l’amine. Sur un analogue moins encombré la réactivité fût mise en évidence par la formation d’un précipité blanc confirmant l’impact de l’encombrement stérique. En revanche, les expériences décrites

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ci-dessus, ne mettent pas en jeu un solvant comme cela est quasiment toujours le cas en CPS et de ce fait ne reproduise pas exactement les conditions lors d’une analyse en CPS. Z. Dijkstra [297] réalisa également des analyses de RMN (15N, 13C, 1H) d’amines dans le CO2 supercritique. L’étude sur l’isopropylamine montra que la transformation en acide carbamique n’était pas totale, contrairement aux observations réalisées par Fischer sur des dérivés de la benzylamine et que le ratio acide carbamique/amine dépendait de la température et de la pression. Dijkstra a également fait barboter du CO2 dans de l’isopropylamine pure, provoquant la formation de cristaux blanc accompagnée d’un fort dégagement de chaleur et en a conclu qu’il s’agissait de cristaux d’acide carbamique. En revanche pour Ethier et al. [298] le résultat de la réaction d’une amine primaire pure avec le CO2 est le carbamate de l’ammonium. En fait, comme décrit par Switzer

et al. [299], il s’agit de 2 réactions successives qui mènent au carbamate, dont l’acide carbamique est

l’espèce intermédiaire.

Schéma-I 6: réaction entre le CO2 et une amine primaire [299]

Comme décrit sur le schéma-I.6, la première phase de la réaction conduit à la formation de l’acide carbamique par attaque nucléophile de l’amine sur le CO2. Du fait de l’absence de solvant, l’amine est en très large excès par rapport à l’acide carbamique et au CO2. L’acide carbamique est alors déprotoné pour former le carbamate d’ammonium de l’amine de départ (phase 2). Nous avons alors 3 espèces en présence, l’amine, l’acide carbamique et le carbamate d’ammonium. Au fur et à mesure que la concentration en carbamate d’ammonium augmente, la concentration en amine diminue et celui-ci ne peut plus servir de solvant ; il est remplacé par une quantité accrue d’espèces ionisées, qu’ils ont dénommé « liquide ionique réversible ». Ce liquide ionique est stabilisé par l’acide carbamique présent grâce à des liaisons hydrogènes. En 2003, Hampe et al. [300] ont publié des résultats sur la réactivité des amines avec le CO2 mais cette fois-ci en présence de solvant et à pression atmosphérique, donc une nouvelle fois pas exactement dans les conditions CPS. Grâce à une étude RMN et spectrofluorométrique, la formation d’acide

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carbamique et de carbamate a été mise en évidence. En faisant barboter du CO2 dans une solution de 1-(aminométhyl) naphtalène ou de 1-1-(aminométhyl)pyrène) dissout dans le DMSO, ils ont déterminé que les acides carbamiques issus de ces amines se formaient. De même en balayant cette solution avec de l’azote, la réaction était réversible avec une perte de CO2 puis régénération de l’amine qui captait instantanément un proton de l’acide carbamique encore présent en solution, pour former le sel de carbamate d’alkylammonium sous la forme d’un précipité blanc.

De nouvelles études ont été réalisées quelques années plus tard par Masuda et al. [301] mais cette fois dans différents solvants afin de comprendre l’impact du solvant dans la réaction du CO2 avec les amines. De la même manière que E. Hampe, ils ont fait barboter du CO2 dans une solution d’amine dissoute dans différents solvants. Ils sont arrivés à la conclusion que les espèces formées lors de la réaction du CO2 sur une amine était solvant-dépendante. En effet avec des solvants protophiles, polaires mais aprotiques tels que le DMSO, la DMF ou la pyridine, la formation de l’acide carbamique correspondant était quantitative. Avec des solvants protophiles, aprotiques mais moins polaires comme le dioxane, un mélange contenant