Chapter 1

INTRODUCTION  

   

   1

 

1.1 Reaction Kinetics and Mechanism 

Chemical Kinetics  is a part of science of dynamics.  It plays a key 

role  in  elucidation  of  reaction  mechanism.  It  deals  with  the  rate  of 

chemical  reactions,  at  various  conditions  such  as  concentration, 

temperature, influencing the rate of reaction, and the explanation of all 

the rates in terms of the reaction mechanism. The course of the products 

of  the  reaction  is controlled by  the  relative  rates of  several competing 

reactions,  which  in  turn  depend  on  several  factors.  Studies  on  the 

mechanism  of  a  reaction  are  conveniently  made  by  following  the 

quantitative  variation  of  the  rate  under  the  influence  of  varying 

conditions of concentrations and temperature. 

Chemical  kinetics, with  this  view  point,  can  be  contrasted with 

thermodynamics which  provides  a  static  view  point.  Thermodynamics 

deals only in the initial and a final state of a system, but time is not one 

of  the  thermodynamic  variables.  Kinetics  aims  fundamentally  at  the 

details  of  the  process  in  which  a  system  converts  from  one  state  to 

another and the time required  for the transformation. Hence, chemical 

kinetics  provides  information  about  the  rate  of  reaction  on  possible 

pathways, by which  the reactants are  transformed  into products. Thus, 

the  fundamental  of  objective  of  the  study  of  the  kinetics  of  chemical 

reaction is to unfold the mysteries of chemical processes. 

In  chemical  equilibria,  only  the  initial  and  final  stages  of  the 

reactions  are  considered, while  thermodynamics  describes  the  energy 

relations between the reactants and products.1 In chemical kinetics,2 the 

   

   2

 

rate and mechanism of a chemical  reaction  is  to determine  the overall 

stoichiometry  of  the  reaction  and  to  identify  any  side‐reaction.  This 

study  involves  the  determination  of  the  effect  of  changes  in  the 

concentrations of reactant and product species. One reason for studying 

the  rates  of  the  reaction  is  to  predict  how  quickly  a  reaction mixture 

approaches equilibrium. Another is that the study of reaction rates leads 

to an understanding of the mechanism of a reaction and analysis  into a 

sequence of elementary steps. 

Many reactions occur  in a series of steps, each of which  involves 

only one or two molecules. An elementary reaction may be denoted by 

its  chemical  equation  without  displaying  the  physical  state  of  the 

species.  The  slowest  elementary  reaction,  designated  as  the  rate 

determining  step,  controls  the  rate  of  the  overall  reaction.  The  rate 

determining step  is not  just the slowest step,  it must be slow and be a 

crucial gateway for the formation of products.  

The  number  of  molecules  coming  together  to  react  in  an 

elementary  reaction  is  termed  the molecularity  of  that  reaction.  In  a 

unimolecular reaction, a single molecule shakes  itself apart or  its atoms 

into  a  new  arrangement.  In  a  bimolecular  reaction,  two  molecules 

collide, and exchange energy, or undergo  some other kind of changes. 

The  number  of molecules  taking  part  in  the  rate‐determining  step  is 

termed the order of the overall reaction and  it  is theoretically, equal to 

the  sum  of  the  powers  of  concentration  terms  involved  in  the  overall 

   

   3

 

rate law. Accordingly, the reactions are designated as first, second, third 

or higher‐order reactions.  

Many  gas‐phase  reactions  and  liquid‐phase  polymerization 

reactions  are  chain  reactions,  reactions  in  which  an  intermediate 

produced  in  one  step  generates  another  reactive  intermediate  in  the 

subsequent  step(s). The  intermediates  responsible  for  the propagation 

of  a  chain  reaction  (propagation  steps)  are  called  chain  carriers.  The 

chain  carriers may  be  radicals,  ions  or  even  neutrons.  The  first  chain 

carrier  is  formed  in  the  initiation  step of  the  chain  reaction. The  chain 

carrier might attack a product molecule  formed earlier  in  the  reaction. 

Because this attack decreases the net rate of formation of product,  it  is 

called  a  retardation  step.  Elementary  reactions,  in  which  the  chain 

carriers combine and end the chain are called termination steps. A chain 

reaction  often  leads  to  a  complicated  rate‐law.  The  complexity  of  the 

rate law suggests that a complicated mechanism is involved. 

1.1.1 Techniques to study reaction rates 

A wide variety of experimental techniques involving both physical 

and  chemical  methods  are  available  to  investigate  many  types  of 

chemical  reactions.  In  all  this  techniques,  decreasing  concentration  of 

products or corresponding changes in any physical property is measured 

at various time intervals during reaction in progress. 

For  reactions  in  solution,  the mechanism  is  formulated  by  the 

determination  of  different  kinetic  parameters,  the  most  important 

among  them being  the order of  reaction with  respect  to  the different 

   

   4

 

reactants, effect of concentration of the catalyst (if any), ionic strength3, 

solvent4,  dielectric  constant5  of  the  medium  and  temperature2. 

Determination  of  the  stoichiometry  of  the  reaction,  detection  and 

estimation of products  and  effect of  substituents on  the  reaction  rate 

are  also  important  factors,  which  throw  considerable  light  on  the 

mechanism  of  the  reaction  and  confirm  the  rate‐determining  step. 

Further,  the  isolation  of  intermediates  and  identification  of  their 

structure and use of  isotopic methods6 have also proved to be of great 

significance in elucidating reaction mechanism. 

The  selection of a  typical method depends on  the nature of  the 

species  involved  and  how  rapidly  their  concentration  change.  For 

reactions  that  are  relatively  slow,  conductometric,  potentiometric, 

optical  methods,  polarimetry  and  spectrophotometry  are  used.  For 

reactions  in which one or more of the products are gases, the reaction 

rate determination involves monitoring pressure. 

Reactions  in  solutions  involving  ionic  species may be  studied by 

monitoring their conductivity. The change  in EMF of an electrochemical 

reaction  as  given  by  the  Nernst  equation,  can  be  followed 

potentiometrically.  Spectrophotometry measurements  of  the  intensity 

of absorption  in a particular spectral region are widely used to monitor 

concentration. This technique  is particularly useful when one substance 

in the reaction mixture has a characteristic absorption in a conveniently 

accessible region of the spectrum. Reactions that involve a change in the 

   

   5

 

concentrations of H+  ions may be  studied by monitoring  the pH of  the 

solution with a glass electrode. 

Other methods of the monitoring the composition of the reaction 

mixture  include  the  detection  of  fluorescence  and  phosphorescence, 

mass spectrometry, gas chromatography and magnetic resonance (both 

NMR  and  ESR).  Polarimetric  method,  the  observation  of  the  optical 

activity of a reaction mixture, is occasionally employed. In the quenching 

method,  the  reaction  is  stopped  after  being  allowed  to  proceed  for  a 

certain  time  and  the  composition  is  analyzed.  The  entire  reaction 

mixture may be quenched either by sudden cooling or by adding  it to a 

large volume of the solvent. This method  is applicable to reactions that 

are slow enough so that there is little reaction during the time it takes to 

quench the reaction mixture. Fast reactions which have half lives of few 

minutes  are  studied  by  special  techniques  such  as  stopped  flow 

methods, relaxation methods, shock tubes, flash photolysis etc. 

1.1.2 Theories of reaction rates 

There are two well known theories2 of reaction rates: (i) collision 

theory and  (ii) activated complex  theory. Collision  theory suggests  that 

the  reactant  molecules  collide  before  they  react.  When  molecules 

possessing energy equal  to or greater  than the energy of activation  for 

this reaction collide and give activated complex. The activated complex 

decomposes to products. The expression for rate constant is written as  

RTaEeZZfk /−==                                                                             (1) 

   

   6

 

where Z is the total number of molecules colliding per cc per sec and f is 

the fraction of molecules which are in activated state. This theory gives a 

simple and clear picture of the mechanism and predicts the values of the 

rate constant satisfactorily for reactions, which  involve relatively simple 

molecules if the activation energy is known. 

Improvement  to  the collision  theory  is made by considering  two 

factors. (i) All collisions do not yield the products, only collisions, known 

as effective collisions, possessing energy sufficient enough to break the 

bonds  in  the  reacting molecules  lead  to  the  formation of products and 

(ii) the colliding molecules must have proper orientation for the reaction 

to  occur.  If  the  molecules  approach  directly  there  will  be  effective 

collision.  If  the  molecule  collide  in  a  grazing  manner  or  in  poor 

orientation, the collision cannot be effective.   

These shortcomings are overcome  in the Absolute Reaction Rate 

Theory,  simply  designated  as  ARRT.  This  theory  attempts  to  treat  the 

reaction rates from thermodynamic considerations. It is assumed that an 

equilibrium  is  established  between  the  reactants  and  the  activated 

complex. The activated complex then disproportionates at a certain rate 

to give products.  It  is  this  rate  that determines  the overall  rate of  the 

reaction.  The  difference  between  the  energy  of  the  reactant  and  the 

activated complex is the energy of activation Ea for the forward reaction. 

The rate of the reaction for the process  

A+ B   X‡ may be written as 

          =/= KhTk k

              (2)  

   

   7

 

where  k  is  Boltzmann  constant,  h  is  Planck’s  constant  and    K≠    is  the 

equilibrium constant, which is expressed in terms of ∆G≠, the increase in 

Gibb’s  free energy  in the passage  from the  initial state to the activated 

state. The result is                                                                                                                          

RTGehTk /k =/Δ−=                                                                                  (3)  

If the free energy of activation is expressed in terms of entropy and heat 

of activation is ∆H≠ ‐T∆S≠, the equation becomes  

    RTHRS eehTk

=/=/ Δ−Δ=k

                                                   (4) 

The entropy and enthalpy of activation can be calculated from the 

experimental values of rate constant and activation energy. Based on the 

Arrhenius theory Ea can be evaluated by determining the rate constant of 

the  reaction  at  different  temperatures  and  plotting  a  graph  of  log  k 

versus 1/T. In most of the simple cases, the plot will be straight line with 

a negative slope. Then  

                                       (5)     1)987.1303.2( −××−= molcalslopeEa

The values of ∆H≠, ∆S≠ and ∆G≠ can be calculated graphically from 

the slope and  intercept of  log  (k/T) versus 1/T plots  (Eyring plots). The 

sign of the ∆S≠ value thus obtained tells an useful information, that is, a 

negative  sign means  that  the  activated  complex  is more ordered  than 

the reactants and a positive sign means that the activated complex is less 

ordered than the reactant. 

Solvent  effects  provide  important  information  regarding  (i)  the 

nature  of  the  reacting  species  in  the  rate  determining  step  and  (ii) 

structure  of  the  activated  complex.  For  ionic  reactions,  polar  solvents 

   

   8

 

seem  to be  the best mediums. Bronsted7 has given a  relation between 

the  reaction  rate  constant  k  and  the  ionic  strength  (I)  in  a  reaction 

involving ions of  charges ZA and ZB as, 

      21

2loglog IZZkk BAo α+=                                                    (6) 

Here α , a constant for aqueous solution is 0.5 at 298 K and ko is the rate 

constant at zero ionic strength. According to this equation, a plot of log k 

versus I1/2   is a straight line with a slope, equal to (2αZA ZB). The validity 

of this equation has been experimentally tested. 

The value of the slope will be zero, positive or negative depending 

on the nature of charge on the reacting species. If one of the reactants is 

neutral,  the  slope  will  be  zero,  showing  that  the  rate  constant  is 

independent of  ionic strength of  the medium. However, more detailed 

treatment of the effects of ionic strength on reactions between ions and 

neutral molecules  indicates that there  is a small  ionic strength effect.  If 

the  reaction  involves  ions of  like  charges  in  the  rate determining  step, 

the rate constant will increase with the increase in I, but will decrease if 

the  ions are of unlike charges. The extent of variation depends on  the 

magnitude of  ZAZB. 

The  rate  of  a  reaction  in  solution  is  varied  with  changes  in 

pressure, that is, the proportion of products at equilibrium is decreased 

or  increased by pressure according as  the volume change  is positive or 

negative. The van’t Hoff equation  that  relates pressure and  the  rate  is 

given as  

      RTV

pk

T

=/Δ−=⎟⎟

⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛∂

∂ ln                                                                    (7) 

   

   9

 

This equation means that the rate constant of a reaction increases 

with increasing pressure if  ∆V‡, volume of activation is negative, i.e., the 

activated  state has a  smaller volume  than  the  initial  state. Conversely, 

pressure has an adverse effect on the rates if there is a volume decrease 

when the activated complex  is formed. The  integration of this equation 

results in 

     PRTVkk o

=/Δ−= lnln                                                                      (8) 

which helps in the determination of volume of activation from the slope 

of the zero intercept line obtained by plotting log (k/ko) against P. Based 

on the values of ∆V‡, the reactions are classified into three broad classes 

viz.,  slow  reactions  (reaction  between  ions  of  same  sign),  normal 

reactions  (replacement  of  negative  ions)  and  fast  reactions  (reactions 

between ions of opposite sign). 

Enzyme kinetics, the study of the effect of enzymes on the rates 

of  reactions,  is  also  important.  This  kind  of  analysis  leads  to  the 

elucidation  of  the  mechanisms  of  enzyme‐catalysed  reactions.  The 

steady‐state approximation and graphical analyses of data in the form of 

Michaelis‐Menten kinetics  can  reveal detailed  information about  these 

reactions and how they are affected by inhibitors and coenzymes. 

   Enzyme‐catalysed  reactions  may  also  show  a  more  complex 

temperature‐dependence because raising the temperature may provoke 

conformational  changes  and  even  denaturation  and  degradation  that 

lower the effectiveness of the enzymes. The net rate of formation of the 

intermediate  complex  is  the  difference  between  the  rates  of  its 

   

   10

 

formation and  its decay. An  intermediate  is  any  species  that does not 

appear  in  the  overall  reaction,  but  which  has  been  invoked  in  the 

mechanism. 

There  are  also many  specialized  theories  as  Lindemann  theory, 

Kassel‐Rice‐Ramsberger theory, Hinshelwood theory and Slater theory to 

deal  with  unimolecular  reactions  and  Marcus  theory  to  deal  with 

electron transfer reactions. 

1.1.3 Structure reactivity relationships 

A  number  of  quantitative  relationships  have  been  proposed  in 

connection  with  the  effects  of  substituents  on  the  rate  constant  of 

reactions. One  of  the  best  known  and  the most  useful  of  these  is  an 

equation  proposed  by  Hammett8  which  relates  equilibrium  and  rate 

constants  for  the  reactions  of  meta  and  para  substituted  benzene 

derivatives.  The  equation  applies  to  series  of  aromatic  compounds 

having  the  same  reaction  centre.  An  example  of  this  is  a  group  of 

substituted  benzoic  esters.  According  to  the  Hammett  relationship,  a 

rate or equilibrium  constant  for  reaction of  any of  these  compound  is 

related  to  the  value  for  the  unsubstituted  compound  in  terms  of  two 

parameters ρ and σ. In the case of rate constant, the relationship is 

  ρσ+= okk loglog                    (9) 

where ko is the rate constant  for the parent compound. For equilibrium 

constants 

  ρσ+= oKK loglog                 (10) 

   

   11

 

Of these two constants, σ depends only on the substituent, while ρ  is a 

reaction constant, which varies with the reaction and external conditions 

such  as  solvent. Hammett’s  equation  applies  quite  accurately  to  large 

number of rate and equilibrium constants, and is therefore of significant 

value  for predicting such constants  from a small number of values of ρ 

and σ. Substituents with negative σ values attract electrons more weakly 

than  hydrogen.  Reactions  with  positive  ρ  values  are  accelerated  by 

electron withdrawal from the benzene ring, whereas those with negative 

ρ values are retarded by electron withdrawal. 

Excellent monographs are published dealing with the  importance 

of Hammett equation and its modifications. In recent years, the trend of 

correlation  analysis  is  directed  towards  the  separation  of  inductive, 

resonance and steric effects. It was observed earlier that in the study of 

correlation  analysis,  Hammett’s  σ  substituent  constants  are  not 

sufficient  to  explain  the  behavior  of  certain  substituents  at  para 

positions where  strong  resonance  interaction between  the  substituent 

and developing  charge  is possible. This  results  in  the postulation of σ+   

value  by  Brown  and  Okomoto9  for  the  groups  capable  of  electron 

donation by  resonance  in electrophilic aromatic  substitution  reactions. 

Similarly,  to  account  for  the  resonance  interaction  between  electron 

withdrawing  groups  like  –NO2,  ‐CN,  ‐COOH,  ‐COOR  in  the  reactions 

involving  production  of  negative  charge,  exalted  σ−  values  were 

required.9  The  discovery  of  these  equations  resulted  in  the  first 

refinement  of  Hammett  equation  through  duality  of  substituent 

   

   12

 

constants.  The  values  of  σ−  have  been  applied  extensively  to  the 

correlation  of  data  for  aniline  and  phenol  derivatives,  carbanions  and 

radicals and these values have also been applied to nucleophilic aromatic 

substitutions.  Brown’s  equation  involving  σ+  has  been  applied 

extensively  to  solvolysis,  aldehyde  reactions  and  most  notably  to 

electrophilic aromatic substitution. 

The use of σ+ and σ− greatly extends the range of applicability of 

Hammett equation. There are, however, certain situations  in which the 

use  of  σ  is  unsatisfactory,  but  the  use  of  σ+  or  σ−  appears  to  be 

appropriate  for  the  effect  of  cross  conjugation.  To  overcome  this 

difficulty,  a  sliding  scale  of  σ  values  was  proposed  by  Yukawa  and 

Tsunoy.10  However,  the  approach  of  the  Japanese  workers  has  been 

subjected  to  much  criticism  and  particularly  has  been  found  to  be 

unsuitable for two step process. 

Taft  and  Lewis11  first  suggested  that  inductive  and  resonance 

effects could be quantitatively separated, through the eqs. (11) and (12).  

           RIm σασσ +=             (11)   

           RIp ασσσ +=            (12) 

The inductive effect, given by σI, is assumed to operate equally from the 

meta and para positions. The resonance effect given by σR, contributing 

to σM  indirectly  is  the  relay  co‐efficient  (α< 1). The  importance of  the 

separation  of  parameters  into  σI and  σR  type  contributions  is  that  it 

suggests  the possibility of a dual  substituent parameter equation  for a 

reaction series through the equation of the form 

   

   13

 

          RRIIokk σρσρ +=)/(log                                                    (13)    

         Taft12  has  made  efforts  to  evaluate  quantitatively,  the 

inductive and resonance contributions to Hammett values assuming that  

(a) inductive and resonance effects are additive (b) inductive effects are 

equal  in meta  and  para  positions  and  (c)  the  resonance  effect  in  the 

meta position is smaller than in the para position by a constant fraction. 

He put forward an equation, 

                so Ekk δσρ += **)/(log           (14) 

   This  is  of  the  same  form  as  Hammett  equation,  but  another 

term has been added. The polar parameter σ* is a measure of the polar 

effect of a substituent while ρ* measures the reaction sensitivity to the 

polar effect. Similarly Es  is a measure of  the polar effect  introduced by 

the  presence  of  a  substituent while  δ measures  the  sensitivity  of  this 

reaction  to  the  steric  effect.  Taft made  use  of  the  hydrolysis  of  ortho 

substituted benzoate esters as a model reaction, catalyzed both by acids 

and  bases.  To  evaluate  steric  constants,  the  polar  effects  in  the  acid 

catalyzed hydrolysis reaction are assumed to be unimportant. Equation 

(26) is then reduced to: 

               Eskk o δ=)/log(           (15) 

By setting δ =1 for this reaction, we obtain the values of Es which can be 

tabulated. 

If  log k gives a  linear plot against σ*,  it  implies that steric effects 

do not cause rate differences.  If the first plot  is not  linear, one may try 

plotting  log  k  versus  Es.  If  this  is  linear,  equation  (15)  applies  and we 

   

   14

 

conclude that electric effects are not important. If neither of these gives 

a  linear plot, one can  try  (log k/ko – Es) versus σ*. Linearity  in  this plot 

suggests  that  both  steric  and  electronic  effects  play  a  key  role  in 

determining the rate and that δ = 1. If even this is not linear, it is possible 

to  try  with  equation  (14)  to  get  a  good  correlation  of  the  data.  If  a 

correlation  is  expected,  deviation  of  points  from  the  correlation may 

indicate a change in the mechanism. 

To deal with the  influence of –R and +R substituents respectively 

on  reactions  that  are  more  or  less  electron‐demanding  than  the 

ionization of benzoic acid, Yukawa and Tsuno13 and Yasioka14 formulated 

equations (16) and (17), known as Yukawa‐Tsuno equations.      

)(loglog ++Δ++= Ro rkk σσρ           (16) 

)(loglog −−Δ++= Ro rkk σσρ                                                      (17) 

where   = σ+− σ and   = σ−− σ, r± gives a measure of the extend 

to  which  cross  conjugation  of  substituents  with  reaction  centers  

stabilizes the transition sate or product relative to the initial state. The r+ 

in eq.  (16)  can have values varying  from 0  to unity and values greater 

than one are also possible for r− in eq. (17).      

+Δ Rσ −Δ Rσ

1.1.4 Iso‐kinetic relationships 

Variation  in  rate  within  a  reaction  series  may  be  caused  by 

changes  in  either  enthalphy  or  entropy  of  activation  or  both.  Four 

categories can be recognized: 

   

   15

 

i) Changes  in  rate  are  caused  by  changes  in  ΔH‡  when  ΔS‡  is 

substantially  constant.  Many  reaction  series  that  follow  the 

Hammett ρσ relationship fall within this category. 

ii) Changes  in  rate  are  caused  chiefly  by  changes  in  ΔS‡ when  ΔH‡  is 

substantially constant. 

iii) Changes in rate are caused by random changes in both ΔH‡ and ΔS‡ 

iv) Changes  in  rate  are  caused  by  changes  in  both  ΔH‡ and  ΔS‡,  but 

these quantities vary in a parallel fashion. 

The Hammett equation  is applicable to a reaction series  in which either 

ΔS‡  is  constant  or  in which  the  variation  in  ΔS‡  is  linearly  related15  to 

changes  in ΔH‡. Leffler16 modified the Hammett equation to get an  iso‐

kinetic equation correlating ΔH‡ and ΔS‡ as 

                                                                  (18) =/=/ Δ+Δ=Δ SHH o β

which  holds  good  for  a  particular  temperature.  The  validity  of  the 

relation  can  be  tested  graphically  by  plotting  ΔH‡ versus  ΔS‡.  A  linear 

relationship between entropies and enthalpies of activation  is  taken as 

evidence  to  the point  that all  the  reactions  in a  series proceed by  the 

same  mechanism.17  The  slope  of  such  a  plot  has  units  of  absolute 

temperature and  it  is called the  iso‐kinetic temperature (β) at which all 

reactions  in  the  series  proceed  at  the  same  rate.  The  phenomenon  is 

sometimes  called  the  compensation  effect  because  it  implies  that 

enthalphy  variations  throughout  the  series  of  reactions  are  exactly 

compensated  by  entropy  changes. According  to  Petersen,  in  order  for 

the observed iso‐kinetic relationship to be valid,18 the range of observed 

   

   16

 

ΔH‡  (ΔΔH‡) must  be  twice  the maximum  possible  error  (δ)  in  ΔH‡  i.e.  

ΔΔH‡ > 2δ. 

A  graphical method  for  finding  the  iso‐kinetic  temperature  has 

been suggested by Exner19 when the rate constants are measured at two 

different temperatures. A plot of log k(T2) versus log k(T1) is called Exner 

plot. The linearity of this plot indicates that the reactions in the selected 

series proceed with the same mechanism. The  isokinetic temperature β 

can be calculated by employing the simple equation 

12 loglog kbak +=                                                                        (19) 

where  k2  and  k1  are  the  rate  constants  at  the  temperatures T2 and  T1 

respectively  and  with  T2  >  T1.  The  isokinetic  temperature  β  can  be 

evaluated from the expression 

              bTT

bT−

−=

)/()1(

21

1β                                                                (20) 

where  b  is  the  slope  of  the  Exner  plot.  The  existence  of  isokinetic 

relationship  and  linear  free  energy  relations  is  of  considerable 

importance  and  they  are  valuable  tools  for  chemists  for mechanistic 

investigation when used as supporting evidence along with other types 

of data. 

1.2 Oxidation Reactions – An Overview 

In  varieties  of  chemical  conversions,  oxidation  reactions  have  a 

prominent position. Generally, oxidation  is defined  in two ways;  (i)  loss 

of  electrons  and  (ii)  increase  in  oxidation  number.  Oxidation  of  an 

organic molecule usually corresponds to increasing in oxygen content or 

   

   17

 

to decreasing  its hydrogen content. Oxidation of an organic compound 

may be more broadly defined as a reaction that increases its content of 

any  element  more  electronegative  than  carbon.  Of  course,  when  an 

organic  compound  is  oxidized,  something  else  –  the  oxidizing  agent  – 

must be reduced. Most oxidations in organic chemistry involve a gain of 

oxygen  and  /  or  a  loss  of  hydrogen  (Lavoisier’s  original  definition  of 

oxidation). The  concept of  loss  /  gain of electron(s)  cannot be directly 

applied  to  organic  reactions,  since  in  most  organic  reactions  direct 

electron transfer does not take place.  

Oxidation  in  organic  chemistry  can  be  precisely  defined  as  the 

conversion of  the  functional group  in a molecule  from a  low oxidation 

state  category  to  a  higher  one.  The  conversion  of  functional  groups 

serves  as  a  tool  for  the  study  of  rate  and  mechanism  of  chemical 

reactions. 

Oxidation reactions are classified20  into the  following  five groups 

depending on the type of bond changes involved: 

1. Elimination of Hydrogen 

2. Oxidations Involving Cleavage of C‐C Bonds 

3. Reactions involving replacement of hydrogen by oxygen 

4. Reactions in which oxygen is added to the substrate 

5. Oxidative coupling 

The  important  prerequisite  for  an  oxidant  to  be  useful  are  its 

mildness,  versatility,  selectivity  and operational  simplicity. A  variety of 

oxidants  have  been  used  as  mild  and  selective  oxidizing  reagents  in 

   

   18

 

synthetic  organic  chemistry.  A  number  of  reports  on  the  oxidation  of 

organic compounds by different oxidants are available in the literature. 

Chromium(VI)  containing  compounds,  with  heterocyclic  bases, 

like pyridinium chlorochromate,21,22 2,2’‐bipyridinium chlorochromate,23 

pyridinium bromochromate,24 pyridinium fluorochromate,25 quinolinium 

fluorochromate,26  quinolinium  bromochromate,27  imidazolium  fluoro‐

chromate28 and benzyltrimethylammonium fluorochromate29 have been 

developed to improve the selectivity of oxidation of organic compounds. 

Metal  ion  oxidants  such  as  ammonium  metavanadate,30 

KMnO4,31,32  superoxochromium(III)  ion,33  hexacyanoferrate(III),34  and 

Ce(IV)35  have  been  employed  as  oxidizing  agents  to  carry  out  the 

oxidation  of  various  organic  compounds.  Peroxo  compounds  like 

peroxodisulphate,36  peroxomonosulphate,37  periodate38,  bromate39, 

perborate40,  and  organic  peroxides41  are  economically  and 

environmentally  preferred42  for  oxidation  of  organic  compounds  than 

the  conventional  metal  ion  oxidants.  But,  under  ordinary  conditions, 

oxidation by  these  reagents  is  slow and  requires various metal  ions as 

catalysts.43  Nowadays  the  N‐halo  reagents  are  increasingly  used  as 

oxidants for the oxidation of various organic compounds. As the present 

study employs N‐bromophthalimide and N‐chlorosaccharin as oxidants, 

a  detailed  literature  review  pertaining  to  works  employing  N‐halo 

compounds as oxidants is furnished in the following sections. 

 

   

   19

 

1.3 N‐Halo Compounds as Oxidants 

Synthetic methodology,  the  building  block  of  organic  synthesis, 

continuously  seeks  for  new  reagents,  better  reaction  conditions,  and 

more  efficient  and  selective methods.  In  this  regard,  a  large  group  of 

compounds  entitled  N‐halo  reagents  are  widely  used  in  fine  organic 

synthesis. The application of N‐halo  compounds  in  the  field of organic 

synthesis  is  very  wide,  such  as  oxidation  reactions,  deprotection  and 

protection of different functional groups, halogenation of saturated and 

unsaturated compounds, acylation of alcohols, phenols, amines or thiols, 

epoxidation  of  alkenes,  aziridination  and  finding  more  and  more 

applications.44 The N‐halo reagents  include N‐chloro,  ‐bromo, and  ‐iodo 

derivatives of amines, amides,  imides, urea, saccharins, sulphonamides, 

sulphonimides, etc. The different N‐halo reagents available for synthesis 

and oxidation of organic compounds are listed in Table 1. 

The specific  feature of N‐halo reagents  is the high activity of the  

N–X  bond  and  various  modes  of  its  splitting.  Depending  on  the 

conditions,  a  number  of  highly  reactive  intermediates  can  be  formed 

including halogen  radicals, halogen  cations, halogen anions, N‐radicals, 

N‐cations,  N‐anions,  etc.  Consequently,  N‐halo  reagents  have  the 

potential  to  promote  important  reactions  in  synthetic  and  natural 

products  chemistry.  Since  the  N‐halo  compounds  exhibit  appreciable 

stability both in acid and alkaline mediums, it is probably for this reason 

that  these  reagents  have  frequently  been  used  as  redox  titrants45  in 

analytical chemistry.  

   

   20

 

Table 1. The name and structure of N‐Halo Reagents 

Name  Abbreviate name 

Structure 

N‐Bromosuccinimide  NBS 

N

O

O

Br

Tribromoisocyanuric acid  TBCA 

N

N

N

O

O O

Br

Br

Br

1,3‐Dibromo‐5,5‐dimethylhydantoin 

DBH 

NN

O

O

Br

Br

N‐Bromophthalimide  NBP 

N

O

O

Br

N‐Bromo‐p‐oluenesulphonamide sodium salt (Bromamine‐T) 

BAT 

H3C S

O

O

NBr

Na+

N‐Bromobenzenesulphonamide sodium salt (Bromamine‐B) 

BAB 

S

O

O

NBr

Na+

N,N,N’,N’‐Tetrabromobenzene‐1,3‐disulphonamide 

TBBDA 

SS

NBr2Br2N

O O O O

    Contd…

   

   21

 

N‐Bromosaccharin  NBSA 

S

N

O

O

Br

O

N‐Bromobenzamide  NBB CONHBr

N‐Bromoacetamide  NBA  CH3CONHBr

N‐Chloroacetamide  NCA  CH3CONHCl

N‐Chlorosuccinimide  NCS 

N

O

O

Cl

Trichloroisocyanuric acid  TCCA 

N

N

N

O

O O

Cl

Cl

Cl

1,3‐Dichloro‐5,5‐dimethylhydantoin 

DCH 

NN

O

O

Cl

Cl

N‐Chlorophthalimide  NCP 

N

O

O

Cl

N‐Chloro‐p‐oluenesulphonamide sodium salt (Chloramine‐T) 

CAT 

H3C S

O

O

NCl

Na+

N‐Chlorobenzenesulphonamide sodium salt (Chloramine‐B) 

CAB 

S

O

O

NCl

Na+

    Contd…

   

   22

 

N‐Chlorosaccharin  NCSA 

S

N

O

O

Cl

O

Trichloromelamine  TCM 

N

N

N

NHClClHN

NHCl

N‐Chloronicotinimide  NCN 

N

NHCl

O

N‐Fluoro‐2,4‐dinitroimidazole  NFDNI 

NN

NO2

O2N

F

N‐Iodosuccinimide  NIS 

N

O

O

I

N‐Iodophthalimide  NIP 

N

O

O

I

N‐Iodosaccharin  NISA 

S

N

O

O

I

O

 

Aqueous solutions of halogens have a strong oxidizing character. 

Different  species  can  be  responsible  for  such  oxidizing  character 

depending  on  the  acidity  of  the  medium.  Some  of  the  possible 

   

   23

 

equilibria46,47  existing  between  the  oxidizing  species  in  the  aqueous 

solution of halogens are: 

X2(g) X2(aq)

X2(aq) + 2H2O(l) HOX(aq) + H3O+(aq) + X−

(aq)

X2(aq) + 2OH−(aq) XO−

(aq) + H2O(l) + X−(aq)

X2(aq) X+(aq) + X

−(aq)

X2(aq) + H2O(l) H2OX+(aq) + X−

(aq)

HOX(aq) + H2O(l) XO−(aq) + H3O+

(aq)

3XO−(aq) XO3

−(aq) + 2X−

(aq)

X2(aq) + X−(aq) X3

−(aq)

These  oxidant  species  react  readily  with  N‐compounds  to  give  the 

corresponding  N‐halo  compounds.  The  oxidation  products  depend  on 

the ratio [X2(aq)]/[N‐compounds], and on the acidity of the medium. The 

possible reactive species48 of N‐halo compounds in acid solution are >NX, 

HOX, >N+HX or H2O+X  and  the  reactive  species  in  alkaline  solution  are 

>NX, HOX and OX−. 

A review of literature shows that N‐halo compounds such as NCS, 

NBS, NCN, NBB, NBSA, NCSA,  CAT,  BAT,  CAB,  BAB  etc.  are  commonly 

used  for  the oxidation of various organic  compounds  such as alcohols, 

aldehydes, amino acids, keto acids, sulphides, etc. 

N‐Halo  succinimides  are  sources  of  positive  halogens  and  these 

reagents have been exploited as oxidant  for a variety of  substances  in 

both acidic and alkaline mediums.49‐56 Kinetics of oxidation of L‐arginine 

   

   24

 

by NBS in the presence of mercury(II) acetate in perchloric acid medium 

have  been  studied49  with  a  view  to  elucidate  the mechanism  of  the 

reaction and to identify the active species of the oxidant in acid medium. 

A  suitable mechanism  in  consistent with  the  kinetic  results  has  been 

suggested (Scheme 1). 

H2C

H2CCO

NH+Br

OC

H2C

H2CCO

NBr

OC

+ H+

H2C

H2CCO

NBr

OC

+R CH COOH

+NH3

Complex (C)

C

HOOC

C

R

NH +H2C

H2CCO

NH

OC

+ HBr + H+

HOOC

C

R

NH + H2O RCHO + NH3 + CO2

k1

k2

kslow

fast

Scheme1

Kinetics of oxidation of  aromatic  aldehydes by NCS  in  the presence of 

HClO4 and NaCl in aqueous acetic acid medium has been reported.55 The 

observed rate of oxidation  is  first‐order with respect  to  [NCS],  [H+] and 

[Cl−]. The order with respect to aldehyde  is always zero. The product of 

oxidation  is  the  corresponding  acid.  Arrhenius  and  the  activation 

parameters have been calculated. Based on the kinetic results a suitable 

mechanism has been proposed (Scheme 2). 

   

   25

 

NCS + H+ NCSH+

NCSH+ + Cl− Succinimide + Cl2

Cl2 + H2O HOCl + HCl

HOCl + X−C6H4CHO X−C6H4COCl + H2O

X-C6H4COCl + H2O X−C6H4COOH + HClfast

fast

fast

slowk1

fast

K

Scheme 2

In the kinetic study56 of the reaction between iodide ion and NCS, it has 

been  found  that  the  reaction  is  first‐order  in  [NCS],  [I−] and  [H+] and  it 

follows  a  general‐base  catalysis  pathway.  A  mechanism  involving  a 

transfer of Cl+ from NCS to the iodide ion has been proposed (Scheme 3). 

H2C

H2C C

N

C

Cl

O

O

ICl

ClOH

H2C

H2CC

N

CO

O

I−

OH−

+

Scheme 3

N‐Halosulphonamides  have  been  widely  used  in  kinetic  studies  as 

oxidants  both  in  acid  as  well  as  in  alkaline  mediums.  Some  of  the 

reagents of  this  category, which have been  effectively used  in organic 

transformations,  are  Chloramine‐T,57‐62  Bromamine‐T,63  Chloramine‐B64 

and Bromamine‐B.65 The kinetic investigation of the oxidation of glycine 

by  chloramine‐T  has  been  made62b  in  the  presence  of  an  anionic 

surfactant,  sodium dodecyl  sulphate at 313 K. The  rate of  the  reaction 

shows  first‐order dependence on CAT and  fractional‐order dependence 

on glycine, according to eq. (21). 

   

   26

 

2CH3.C6H4SO2N.NaCl + CH2.NH2.COOH → 2CH3.C6H4SO2NH2 + HCN +                 

                                                                                                   CO2 + 2NaCl  (21) 

The  kinetics  of  oxidation  of  ethanolamines  by  bromamine‐B  in 

alkaline buffer medium  (pH 8.7 – 12.2) have been studied.65 Michaelis‐

Menten  type  of  kinetics  has  been  observed.  The  formation  and 

decomposition  constants  of  ethanolamine‐BAB  complex  have  been 

evaluated.  TBBDA  has  been  used  as  effective  oxidizing  agent  for  the 

conversion  of  urazoles  and  bis‐urazoles  to  the  corresponding 

triazolinediones under mild and heterogeneous conditions.66 TBBDA and 

some other poly‐N‐bromo sulphonamide reagents have been used67 for 

the oxidation of 1,3,5‐trisubstituted pyrazolines  to  their  corresponding 

pyrazoles  in  solvent‐free  conditions  and  of  primary  and  secondary 

alcohols  to  corresponding  carbonyl  compounds  in  the  presence  of 

DMSO. 

DBH has also been used  for  the efficient oxidation of mono and 

bis‐urazoles  both  in  solution  and  under  solvent‐free  conditions.68a  The 

oxidation  of  1,3,5‐trisubstituted  pyrazolines  to  the  corresponding 

pyrazoles  using  DBH  under  both  heterogeneous  and  solvent‐free 

conditions has been carried out.68b,c Walters et. al. have studied the use 

of DBH for the oxidation of hydroxylamines to gem‐halonitro compounds 

in the presence of ozone.68d 

TCCA  has  been  used69  for  the  enantioselective  epoxidation  of 

chalcones, enones and alkenes in aqueous acetone and for the oxidation 

of  urazoles  and  bis‐urazoles  to  their  thiazolinediones  under  both 

   

   27

 

heterogeneous and solvent‐free conditions. An interesting application of 

TCCA has been reported70 by Heiagl et. al. in the conversion of α‐amino 

acids  into nitriles by oxidative decarboxylation  in water or methanol  in 

the  presence  of  pyridine.  Using  TCCA,  efficient  oxidation  of  primary 

alcohols  to  carboxylic  acids or methyl esters has been  carried out71  at 

room temperature and in acetone/water or in dichloromethane (eq. 22). 

OH OMe

O

TCCACH3OHCH2Cl2 (22) 

N‐Haloacetamide72,  N‐halobenzamide73,74  and  N‐chloronicotinamide75 

have been used as oxidizing and halogenating agents for a large number 

of compounds. 

Kinetics  of  oxidation  of  few  α‐amino  acids  by  NCN  in  aqueous 

acetic  acid medium  in  presence  of  HCl  has  been  investigated75b.  The 

observed rate of oxidation is first‐order in both [NCN] and [HCl]. A small 

increase  in  rate  is  observed  with  increase  in  [amino  acid].  The 

corresponding aldehydes, ammonia and CO2 have been identified as the 

oxidation  products.  Molecular  chlorine  has  been  postulated  as  the 

reactive oxidizing species (Scheme 4). 

Scheme 4

NCN + H+ + Cl− Nicotinamide + Cl 2

Cl2 + Amino acid complex

complex products

k1

k−1

k−2

k2

k3

slow

   

   28

 

The literature pertaining to N‐bromophthalimide and N‐chlorosaccharin, 

which  are  the  oxidizing  agents  in  the  present  study,  has  been  dealt 

elaborately in the following sections. 

1.3.1 N‐Halosaccharin as oxidant 

N‐Chlorosaccharin has been  introduced as an oxidimetric  titrant 

for use  in aqueous acetic acid medium.45  It  is very stable  in  solid  state 

and  its  solution  in  anhydrous  acetic  acid  has  better  keeping  qualities 

than those of most other oxidants of similar type. 

The  kinetic  study  of  oxidation  of  benzaldehyde  and  o‐chloro‐

benzaldehyde  with  NCSA  in  aqueous  acetic  acid  and  perchloric  acid 

mediums  has  been  reported.76  The  reaction  is  first‐order  each  with 

respect to oxidant and substrate. Both the reactions are acid‐catalyzed. 

The  thermodynamic  parameters  have  been  evaluated.  It  has  been 

suggested that the hydrated form of the substrate  is readily oxidized to 

acid with H2O+Cl species of NCSA (Scheme 5). 

Scheme 5

XC6H4CHO + H2OK1

XC6H4 C OH

OH

H

NCSA + H2O Saccharin + HOClK2

HOCl + H+ H2O+ClK3

XC6H4 C OH

OH

H

+ H2O+Cl XC6H4 CO

OH

H

H O

H

Cl

XC6H4 C OH

O

+ HCl + H3O+

slowk

 

   

   29

 

The  kinetic  studies  of  NCSA  oxidation  of  acetaldehyde  and 

propionaldehyde  in aqueous acetic acid medium have been  reported77 

by Khan et. al. The reactions follow identical kinetics being first‐order in 

NCSA and one to zero order with respect to substrate and [H+]. A positive 

effect on  the oxidation  rate  is observed  for solvents whereas saccharin 

exhibits  a  negative  effect.  A  suitable mechanism  consistent  with  the 

experimental results has been proposed. 

The kinetics of oxidation of keto acids by NCSA  in aqueous acetic 

acid medium  in the presence of perchloric acid has been  investigated.78 

The observed rate of oxidation  is  first‐order each  in [keto acid], [NCSA] 

and  [H+].  The  main  product  is  the  corresponding  carboxylic  acid. 

Hypochlorous acidium  ion  (H2O+Cl) has been postulated as  the  reactive 

oxidizing species. A suitable mechanism, supported by substituent‐ and 

temperature‐effect studies, has been proposed (Scheme 6). 

 

NCSA + H3O+ H2O+Cl + SaccharinK1

C CH2CH2COOH

O

+ H3O+K2 C CH2CH2COOH

+OH

+ H2O

C CH2CH2COOH

+OH

+ H2OK3 C CHCH2COOH

OH

+ H3O+

C CHCH2COOH

OH

H2O+Cl

C CHCH2COOH

OH

H2OCl

fast

C OH

O

+ other products

k

slow

Scheme 6

   

   30

 

A mechanistic approach of oxidation of some primary alcohols by 

NCSA  has  been  made79  in  different  solvents  by  Tiwari  et.  al.  The 

reactions are  first‐order  in NCSA  and HClO4  and  the order  varies  from 

one to zero in substrate. The oxidation is catalyzed by acid and retarded 

by added  saccharin. A positive effect of  solvents establishes a positive 

ion – dipole  interaction. Various thermodynamic parameters have been 

computed. The reactivity increases in the order MeOH > EtOH > PrOH > 

BuOH. A rate degradation of hypochlorite with deprotonation has been 

proposed. 

The  kinetic  and  mechanistic  considerations  of  the  degradative 

oxidation of substituted mandelic acids by NCSA  in aqueous acetic acid 

medium have been reported.80 The reaction rate  is a direct  function of 

both  [oxidant]  and  [substrate]  in  the  lower  concentration  region  but 

tends towards zero order at higher concentrations. A retarding trend of 

H+  ions,  solvent  composition  and  saccharin  on  the  system  has  been 

observed. 

Mechanism  of  oxidation  of  some  active methylene  compounds, 

CH3COCH2CO2Et  and  CH2(COOEt)2  by  NCSA  in  aqueous  acetic  acid 

medium has been  studied.81 The  reaction  is  first‐order with  respect  to 

both [oxidant] and [substrate]. The reaction is acid‐catalyzed. The effects 

of variation of solvent and ionic strength on the reaction have also been 

examined. The reaction rate is retarded by the addition of saccharin. The 

stoichiometry  of  the  oxidation  is  1:2 which  shows  the  formation  of  a 

transitory  complex  between  the  enolic  form  of  the  substrate  and  the 

   

   31

 

oxidant.  A  plausible  mechanism  with  a  suitable  rate  law  has  been 

envisaged. 

NCSA oxidation of 2‐alkanones has been investigated82 in aqueous 

acetic acid and perchloric acid mediums. The reaction exhibits first‐order 

dependence  in  the  oxidant.  The  order  of  the  reaction with  respect  to 

substrate and perchloric acid varies from one to zero. The reaction rate 

is  retarded  by  the  addition  of  saccharin  and  increasing  percentage  of 

binary mixture of acetic acid and water, whereas the primary salt effect 

shows slightly increasing trend in rate. The proposed complex‐formation‐

mechanism involves H2O+Cl as oxidizing species (Scheme 7). 

Scheme 7

HOCl + H+ H2O+ClK2

NCSA + H2O HOCl + SaccharinK1

R C CH2R

OH+

R C CHR

OH

R C CHR

OH

+ H2O+Clk

slowR C CHR

O

+ H2O + HCl

R C CHR

O

+ H2Ofast

R C CH

O

R

OH

+ H+

NCSA  has  been  shown  to  undergo  an  electrophilic  Ritter‐type 

reaction  with  alkenes  in  acetonitrile.83  N‐Halosaccharins  have  been 

used84  for  regioselective  cleavage  of  epoxides  into  vicinal  halohydrins 

and dihalides in the presence of triphenyl phosphine (eq. 23). 

O

PhONCSA (or) NBSA1% aq. CH3CN

PhOCH2CH(OH)CH2X (23)

 

   

   32

 

Sanchez and Fumarola have reported85 an efficient method for benzylic 

and α‐carbonylic bromination using NBSA under mild conditions (eq. 24).  CH3 CH2Br

(i) NBSA, 5% Benzoyl peroxide

(ii) dark, 80 oC, 2h(24)

 

NBSA has been successfully used86 for chemoselective oxidation of thiols 

to their corresponding disulphides in CH2Cl2 under microwave irradiation 

in high yields  (eq. 25). NBSA has been applied87 as an efficient  reagent 

for the oxidative cleavage of oximes to the corresponding aldehydes and 

ketones under microwave  irradiation with reasonable yields by Khazaei 

et. al. They have also reported88 the above transformation with NBSA in 

water and acetone as solvent at  room  temperature or by conventional 

heating (eq. 26). 

 

(25)R SHNBSA

CH2Cl2R S S R

 

 NOH

R2R1

NBSA

Acetone / H2O

O

R2R1

(26) 

1.3.2 N‐Bromophthalimide as oxidant 

N‐Bromophthalimide  acts  as  a moderate  oxidant  with  a  redox 

potential of 1.09 V.89 The reaction of NBP with acetophenone has been 

studied90  in  presence  of  excess  of mercuric  acetate  in  aqueous  acetic 

acid medium. The reaction  is first‐order  in [NBP] and fractional order  in 

[acetophenone].  Variation  of  phthalimide, mercuric  acetate  and  ionic 

strength  shows  an  insignificant  effect  on  reaction  rate.  The 

   

   33

 

stoichiometric  ratio  of  substrate:oxidant  is  1:2  and  the  products  are 

benzoic acid and formaldehyde. Hammett plot of log k versus σ+ gives a 

ρ+  value  of  −0.52  and  Exner’s  plot  gives  an  isokinetic  temperature  of    

263 K. Thermodynamic and activation parameters have been evaluated 

and  a mechanism  consistent with  the  kinetic  data  has  been  proposed 

(Scheme 8). 

Scheme 8

fastPh C CH3

O+ NBP

K1

Adduct

Adductk

slow NH

O

O

+ Intermediate

Intermediate + NBP + H2OPh C OH

O+ NH

O

O

+ CH2O + HBr

The  oxidative  kinetics  of  some  para‐substituted  benzaldehydes 

has been carried out with NBP in presence of excess of mercuric acetate 

in aqueous acetic acid medium.91 Results of detailed kinetic effects, viz., 

solvent,  temperature,  concentration  and  salt  effects,  support  the 

Michaelis‐Menten  type  of  mechanism.  The  stoichiometric  ratio  of 

NBP:aldehyde  is  1:1  and  the  product  of  the  reaction  is  benzoic  acid. 

Thermodynamic  and  activation  parameters  have  been  determined. 

Based  on  substituent‐effect  studies  and  other  kinetic  observations,  a 

suitable mechanism has been proposed (Scheme 9). 

   

   34

 

C6H5 C H

O

+ H2O C6H5CH(OH)2

C6H5CH(OH)2 + N

O

O

Brfast

K1

HOC

O

C6H5 H

H

N

O

O

Br

Adduct

Adductk

slowPh C OH

O+ NH

O

O

+ HBr

Scheme 9

The oxidation of the dipeptide, glycylglycine, has been carried out92 with 

NBP  in  presence  of mercuric  acetate.  The  study  reveals  a  first‐order 

dependence on [NBP] and fractional order dependence on glycylglycine. 

Michaelis‐Menten type mechanism has been proposed with the support 

of thermodynamic parameters (Scheme 10). 

N

O

O

Br + H2N CH2 CONHCH2COOHfast

K1Adduct

Adductk

slowHN CH CONHCH2COOH + NH

O

O

+ HBr

HN CH CONHCH2COOHH2Ofast

O CH CONHCH2COOH + NH3

Scheme 10

Potentiometric and visual end‐point titrations with NBP and NBSA 

have  been  reported93  for  the  determination  of  vitamin  C  in  various 

pharmaceutical  preparations.  During  this  titration,  ascorbic  acid  is 

oxidized  to dehydroascorbic acid. Also, NBP and NBSA have been used 

for  the  determination  of  some  sulpha  drugs  and  carbohydrates,  on 

account of  their  stability and  reactivity.94 These  two halo  reagents are 

   

   35

 

reported  to  be  better  brominating  agents  in  the  estimation  of  para‐

aminobenzoic acid in pharmaceutical preparations.95,96 

The kinetics of the oxidation of aspirin by NBP, BAT and NBS have 

been  studied97  in  aqueous  perchloric  acid  at  303  K.  The  oxidation 

reaction follows  identical kinetics with first‐order  in [oxidant], fractional 

order  in  [aspirin],  and  inverse  fractional  order  in  [H+]. Under  identical 

experimental conditions, the extent of oxidation with different oxidizing 

agents  is  in  the order, NBS > BAT > NBP. Based on  the solvent  isotope 

and  temperature  effect  studies,  a  suitable  mechanism  has  been 

proposed. 

The kinetics of oxidation of glycine by NBP has been studied98  in 

the presence of an anionic surfactant, sodium dodecyl sulphate in acidic 

medium at 303 K. The reaction is first‐order in [NBP] and fractional order 

in [glycine] and [H+]. The addition of phthalimide has no significant effect 

on the reaction rate. The main oxidation product is found to be HCN. The 

various activation parameters have been computed. A mechanism well 

suited to the kinetic results has been proposed. 

The  oxidation  of  α‐hydroxy  acids,  namely mandelic  acid,  lactic 

acid, malic  acid,  benzilic  acid  and  atrolatic  acid with  NBP  to  give  the 

corresponding  carbonyl  compounds has been  carried out99  in order  to 

ascertain whether  the alcoholic OH or  the  carboxylic OH  is  involved  in 

the oxidative decarboxylation process. The effect of pH on reaction rate 

and primary  kinetic  isotope effect establish  that  the alcoholic OH  gets 

oxidized. The  reactive  species  is acyl or alkyl hypobromite at higher or 

   

   36

 

lower pH, respectively. The NBP and NBS oxidations of α‐hydroxy acids 

are found to be well correlated. 

NBP has been found100 to be an efficient and selective reagent for 

the  mild  oxidative  cleavage  of  oximes  to  yield  the  corresponding 

carbonyl compounds  in good to excellent yields  (eq. 27). NBP has been 

used  for  the  facile  oxidation  of  thiols  to  symmetrical  disulphides  in  a 

mixture of acetone‐water under microwave irradiation.101 Both aromatic 

and  aliphatic  thiols  are  selectively  oxidized  in  good  to  excellent  yields 

(eq. 28). Reaction of substituted benzene rings with NBP under neutral 

conditions gives the corresponding bromo derivatives with a preference 

for  the  formation of para over  the ortho  isomers102a  (eq. 29). NBP has 

also been used for the bromination of some deoxyhexoses.102b 

 NOH

R2R1

NBP

Acetone / H2O

O

R2R1

(27)(R = aromatic or aliphatic)

 

(28)R SHNBP

Acetone / waterR S S R (R = aromatic or aliphatic)

R R

(29)NBP

Et2O

Br

(R = OMe, NHAc, NEt2, OH, CONH2)

The present  investigation deals with  the kinetics of oxidation of 

(arylthio)acetic acids and diaryl sulphides with NCSA and NBP. Therefore, 

some of the previous works relating to the oxidation of organic sulphur 

   

   37

 

compounds with N‐halo reagents and other oxidants are mentioned and 

discussed hereunder. 

1.4 Oxidation of Organic Sulphur Compounds 

The  oxidation  of  sulphides  to  sulphoxides  is  of  significant 

importance in organic chemistry both for fundamental research and for a 

wide  range  of  applications.103  The  synthesis  of  sulphoxides  has  been 

reported for the first time by Marcker in 1865 and since then, a number 

of methods have been developed  for  the  conversion of  sulphides  into 

sulphoxides. 

1.4.1 Studies of oxidation of (arylthio)acetic acids 

  (Phenylthio)acetic  acid  (PTAA)  and  (substituted  phenyl‐

thio)acetic acids were found to possess many biological activities and act  

as  herbicides,104  systemic  fungicides,105  pesticides,106  and  are  used  to 

activate  the  growth  of  certain  plants.106,107  Certain  (phenylthio)acetic 

acids were found to be of great use as precursors in the biosynthesis of a 

penicillin.108  The  degree  of  dissociation  and  the  ionization  of  several 

(substituted  phenylthio)acetic  acids  have  been  measured  at  various 

experimental conditions and solvent systems.109‐111 From the comparison 

of Hammett ρ value of (phenylthio)acetic acids (0.30) with the ρ values 

of  β‐phenylpropionic  acids  (0.24)  and  phenoxyacetic  acids  (0.23)  it  is 

clear  that  thio  group  transmits  inductive  effect more  effectively  than 

methylene  or  oxo  group111 and  the  order of  dissociation  constant109  is 

phenoxyacetic acid < PTAA <  β‐phenylpropionic acid. 

   

   38

 

  Srinivasan  and  Pitchumani112  have  reported  the  substituent 

effects on  the  1H NMR  spectra of  (substituted phenylthio)acetic  acids. 

The chemical shifts of the methylene protons (in Hz)  in C6H5XCH2COOH, 

(X = O, S, SO or SO2) are S: 329, SO: 339, SO2: 367 and O: 421. This  is in 

accordance with the electronegativity order (S < SO < SO2 < O) and also 

consistent with the acidities of the acid. PTAA undergoes a one electron 

reduction polarographically113 to give PhS− and acetic acid. The half wave 

potential for the reduction  is 2.425 V. Photoinduced decarboxylation of 

PTAA  to  methyl  phenyl  sulphide  was  photosensitized  by  benzo‐

phenone,114,115  aromatic  ketones,116  aromatic  nitro  compounds117  and 

heterocyclic compounds.118 

  The oxidation of  (phenylthio)acetic acid  is  interesting and only 

very few reports on the kinetics of oxidation of (phenylthio)acetic acids 

are  available.  Sodium  metaperiodate,119  hydrogen  peroxide,120 

microsomal  fractions  of  rat  liver  homogenates,121  sodium‐N‐chloro‐

benzenesulphonamide,122  iodobenzene  dichloride123  and  potassium 

peroxodisulphate124  oxidize  PTAA  and  yield  phenylsulphinylacetic  acid. 

Potassium  bromate  oxidizes  PTAA  solution  containing  potassium 

bromide and hydrochloric acid by absorbing two equivalents of bromine 

rapidly forming sulphoxide.125 

  The  kinetics  of  oxidation  of  PTAA  by  peroxomonophosphoric 

acid in 10% aqueous acetonitrile126 is first‐order each in oxidant and the 

pH dependence of the rate was rationalized in terms of different species 

of peroxomonophosphoric acid. Kinetics of oxidation of PTAA with  the 

   

   39

 

isoelectronic  and  isostructural  peroxoanions  viz.,  peroxodisulphate127 

and  peroxodiphosphate128  ions were  extensively  studied  by  Srinivasan 

and Pitchumani. Both oxidants follow second order kinetics, first‐order in 

each  reactant.  The  reaction  is  accelerated  by  electron  withdrawing 

substituents  and  a  good  correlation exists between  the  rate  constants 

and σ+/σ− constants. A mechanism  involving a bimolecular nucleophilic 

displacement of the sulphur on the peroxoanion in the rate‐determining 

step has been proposed. 

  The  kinetics  of  chloramines‐T  (CAT)  oxidation  of  PTAA129  in 

alkaline medium  indicates  first‐order  dependence  in  [CAT]  and  [PTAA] 

and a near  inverse  first order dependence  in  [OH−]. The oxidation  rate 

considerably  decreases  with  increase  of  pH.  The  reaction  exhibits  a 

positive salt effect and added p‐toluenesulphonamide increases the rate. 

The oxidation has been shown to proceed via two paths, the major path 

involving  CAT  as  the  main  oxidizing  species  and  the  other  involving 

hypochlorite ion. 

  Rajagopal130 has studied the kinetics of Cr(VI) and picolonic acid 

catalyzed  Cr(VI)  oxidation  of  PTAA  in  50%  aqueous  acetic  acid.  The 

mechanism  of  Cr(VI)  oxidation  envisages  the  formation  of  a  cation 

radical  intermediate    in  the  rate‐determining  step.  This  cation  radical 

intermediate may  attack  the  Cr=O  bond  of  Cr(V)  to  form  a  complex 

which on solvolysis yields sulphoxide.   Picolinic acid catalyzed oxidation 

also proceeds via the sulphur cation radical as a result of the interaction 

between PTAA and active cyclic  intermediate  formed between chromic 

   

   40

 

acid  and  picolinic  acid.  The  reaction  is  first‐order  each  in  substrate, 

oxidant  and  picolinic  acid.  The  kinetics  of  oxidation  of  PTAA  by 

phenyliodosodiacetate  (PIA)  has  been  investigated130  in  aqueous 

acetonitrile.  The  reaction  is  first‐order  each  in  PIA  and  PTAA.  A 

mechanism  involving  the  reversible  formation  of  an  iodine  (III)‐

sulphonium  ion  intermediate  complex,  followed  by  its  decomposition 

has been proposed for this oxidation. The reactivity data well correlated 

with Hammett σ constants and gave the reaction constant −1.35. 

  Gurumurthy et al.131a have studied  the kinetics of oxidation of 

several  (phenylthio)acetic  acids  by  ceric  ammonium  nitrate  in  the 

presence of perchloric acid spectrophotometrically in 50% (v/v) aqueous 

acetic acid. The order with respect to Ce(IV)  is one and with respect to 

(phenylthio)acetic acid  is  found  to be 0.8. A  linear plot of 1/kobs versus 

1/[substrate] with an intercept on the rate axis suggests the formation of 

an  equilibrium  complex  between  the  reactants  prior  to  the  rate‐

determining  step.  The  added  acrylonitrile  retards  the  reaction  rate 

considerably  suggesting  that  the  oxidation  process may  involve  a  free 

radical mechanism. A good correlation is found to exist between log k1.8 

and Hammett σ constants.    

                The  kinetics  of  oxidation  of  several  substituted  ethyl 

phenylthioacetates  by  Bromamine‐B  has  been  studied131b  in  50%  (v/v) 

aqueous ethanol medium. Two mechanisms  (Schemes 11a and b) have 

been proposed. In the presence of Hg(II), rate = k[C1][H2O+Br] and in the 

absence, rate = k[S][H2O+Br]. 

   

   41

 

BAB + H2O HOBr + C6H5SO2NH2

HOBr + H+ H2O+Br

Hg(II) + S C1

C1 + H2O+Br SO + 2H+ + Br−

Scheme 11a [in the presence of Hg(II)]

slow

BAB + H2O HOBr + C6H5SO2NH2

HOBr + H+ H2O+Br

+ H2O+Br SO + 2H+ + Br−

Scheme 11b [in the absence of Hg(II)]

S slow

  Kabilan  et  al.132  have  studied  the  kinetics  of  oxidation  of 

(phenylthio)acetic acid by pyridinium  fluorochromate  in aqueous acetic 

acid  medium.  A  Michaelis‐Menten  type  of  kinetics  is  observed.  A 

mechanism  involving  the  formation  of  phenylsulphinylacetic  acid  in  a 

slow step has been proposed. 

  Thenraja et al.133 have followed the kinetics of oxidation of alkyl 

aryl sulphides, diphenyl sulphide and  (arylthio)acetic acids by N‐chloro‐

succinimide  in  75%  acetonitrile‐25% water mixture  in  the  presence  of 

perchloric acid. The oxidation has been  found  to be  first‐order both  in 

NCS and substrate. While the rate of oxidation of methyl phenyl sulphide 

or  diphenyl  sulphide  increases with  [H+],  that  of  PTAA  decreases. NCS 

and  its protonated  species have been proposed as  the active oxidizing 

species in the oxidation of sulphides and NCS itself as the active species 

in  the  case of  (arylthio)acetic acids. Structure‐Reactivity  correlations  in 

   

   42

 

the  two cases yield ρ values of −3.33 and −2.73 respectively, providing 

evidence for the formation of chlorosulphonium ion intermediate.  

Read et al.134 have investigated the kinetics and mechanism of the 

oxidation of (phenylthio)acetic acid and thiodiglycolic acid by potassium 

ferrate  under  pseudo  and  non‐pseudo  first‐order  conditions.  (Phenyl‐

thio)acetic acid is oxidized to the sulphone and Fe(II) within 300 seconds. 

Above  a  pH  value  of  8.7  the  kinetics  is  first‐order  in  [H+], whereas  at 

lower  pH  values  the  kinetics  is  independent  of  [H+].  The  possible 

mechanism  involves  a  reaction  between  protonated  ferrate  and  the 

(phenylthio) acetic acid as the rate‐determining step. 

  The  kinetics  of  oxidation  of  phenylsulphanylacetate  ions  by 

Bromamine‐T have been studied at three temperatures in aqueous KOH 

by Srinivasan et al.135 The reaction follows overall second‐order kinetics, 

first‐order  in each reactant. The Hammett correlation  is excellent giving 

a  high  ρ  value  of  −2.42. A mechanism  involving  an  attack  of  BrO−  on 

phenylsulphanylacetate  ion  in  the  rate  determining  step  has  been 

proposed.  Mechanistic  investigations  of  the  oxidation  of  phenyl‐

sulphanylacetate  ions  by  potassium  hexacyanoferrate(III)  in  aqueous 

NaOH  were  done  by  Srinivasan  and  Subramaniam.136  The  oxidation 

follows  first‐order kinetics  in each of  the oxidant, substrate and OH− at 

constant  ionic  strength. While  the added  radical  scavenger, acrylamide 

enhances  the  rate,  potassium  hexacyanoferrate(II)  retards  it.  Rate 

studies with  substituted  phenylsulphanylacetate  ions  give  an  excellent 

Hammett correlation with a positive reaction constant (ρ  = 1.31). On the 

   

   43

 

basis  of  the  kinetic  evidence,  a  mechanism  which  involves  an  initial 

reversible  proton  abstraction  followed  by  another  reversible  electron 

transfer step has been postulated. 

1.4.2 Studies of oxidation of sulphides and sulphoxides  

Harville  et  al.  have  reported137  that  treatment  of  aliphatic  and 

aromatic  sulphides  with  NCS  or  NBS  in  a  large  volume  of  anhydrous 

methanol  yields  the  corresponding  sulphoxide  in  excellent  yields.  The 

probable mechanism  for  the  formation of  sulphoxides  in  this  system  is 

considered to parallel that suggested by Oae and coworkers138 involving 

the  initial  formation  of  an  intermediate  halosulphonium  compound 

which reacts with the excess methanol to yield an alkoxysulphonium salt. 

Dialkyl  and  alkyl  aryl  sulphides  oxidized with NBS  in  aqueous medium 

undergo C–S bond cleavage, but aromatic sulphides are oxidized to the 

sulphoxides under the same reaction conditions. Oxidation of sulphides 

with NBS  has  been  carried  out139  using  anhydrous  solvents  at  various 

temperatures. It has been shown that certain aromatic sulphides can be 

oxidized to sulphoxides in 70% dioxane‐water by NBS.  

The  kinetics  of  oxidation  of  several  substituted  phenyl  methyl 

sulphides  by  N‐chloroacetamide  yielding  sulphoxides  have  been 

studied140  in acidic aqueous acetonitrile medium. The  reaction displays 

first‐order dependence each  in  [sulphide],  [NCA] and  [H+]. The reaction 

rate is not influenced by the addition of acetamide, mercuric acetate and 

acrylamide. Hammett correlation yields a ρ value of −3.29 establishing a 

polar  mechanism  involving  the  rate‐limiting  formation  of  a 

   

   44

 

chlorosulphonium cation by the electrophilic attack of a protonated NCA 

on  the  sulphur.  The  formation  of  a  halosulphonium  cation  is  also  the 

rate‐limiting step in the oxidation of sulphides by NCS.141 

The kinetic and mechanistic study of oxidation of sulphides with 

N‐bromoacetamide (NBA)  in the presence of Hg(II) salts suggests142 that 

both NBA and sulphide  form complexes with Hg(II)  ions and  that  these 

complexes participate  in  the  rate‐determining step. The  formation of a 

halosulphonium  cation  which  hydrolyses  to  sulphoxide  has  been 

discussed.  It has also been concluded that  in the oxidation of sulphides 

with N‐chloroamides, the presence of Hg(II) is not necessary.143 

Chowdhury  et  al.  have  studied144  the  kinetics  of  oxidation  of 

sulphides by N‐bromobenzamide to yield the corresponding sulphoxides. 

The  reaction  is  first‐order with  respect  to NBB,  sulphide and hydrogen 

ion.  Protonated  NBB  has  been  postulated  as  the  reactive  oxidizing 

species. Reactivity of the sulphides towards NBB has been analyzed using 

multiparametric correlation equations. A mechanism involving formation 

of a halogenosulphonium cation  in  the  rate‐determining step has been 

proposed (Scheme 12). 

RCONHX + H+ RCON+H2X

R1SR2 +

R2

SR1

XRCON+H2X + RCONH2

slow

R2

SR1

X + H2Ofast

R2

SR1

OH + HX

R2

SR1

OHfast

R2

SR1

O + H+

Scheme 12

   

   45

 

The  oxidation with  NBB  does  not  require  the  presence  of  Hg(II)  as  a 

bromine  scavenger,  in  contrast  to  the  NBA‐mediated  oxidation  of 

sulphides.145 

A simple and highly selective oxidation of sulphides to sulphoxides 

by  NBS  catalyzed  by  β‐cyclodextrin  in  water  has  been  reported.146  A 

series  of  sulphides  are  oxidized  selectively  at  room  temperature  in 

excellent  yields.  This  reaction  proceeds  without  overoxidation  to 

sulphones under mild conditions using water as a solvent. Oxidation of 

alkyl  aryl  sulphides  by  NBS  in  the  presence  of  mercuric  acetate 

exhibits147  a  clean  second‐order  kinetics,  first‐order  in  each  reactant. 

Change  in  ionic  strength  and  variation  of  added  succinimide  and 

mercuric acetate concentrations have no effect on the rate. The reaction 

affords a negative ρ value  (−2.0). Addition of H+ catalyzes the reaction. 

These  results  are  argued  in  favour of  a mechanism  involving  the  rate‐

limiting electrophilic attack of NBS in neutral medium (and of NBS as well 

as  NBSH+  in  acid  medium)  on  the  sulphide  sulphur  resulting  in  the 

formation  of  sulphonium  ion  which  undergoes  fast  hydrolysis  to 

sulphoxide. 

   A kinetic study of the oxidation of aryl methyl and diaryl sulphides 

by  NCS  in  a  mixed  acetonitrile  –  water  solvent  containing  0.001  M 

perchloric acid has revealed133 that NCS and its protonated form are the 

oxidizing species (Scheme 13). 

   

   46

 

Scheme 13

Z Cl + H+

slow

H Z Cl

Z Cl + R1SR2

R2

SR1

Cl Zδ+ δ− fast

R2

SR1

Cl + Z−

slow+ R1SR2H Z Cl

R2

SR1

Cl + ZH

R2

SR1

Cl + H2Ofast

R2

SR1

O + HCl + H+

Z− + H+ ZHfast

Kinetics  of  osmium(VIII)  catalyzed  oxidation  of  methyl  phenyl 

sulphide by Bromamine‐B in alkaline medium has been followed148 in 1:1 

t‐butanol – water solvent. The product is methyl phenyl sulphoxide and a 

suitable mechanism has been proposed. The osmium(VIII)‐catalyzed BAB 

oxidation  of  some  diaryl  and  dimethyl  sulphoxides  to  sulphones  in  a 

strongly  alkaline  (pH  ~11.5)  t‐butanol‐water  medium  has  been 

investigated.149 The kinetics of oxidation of methyl phenyl sulphoxide by 

CAT  in  the presence of HCl  (0.05  ‐ 0.08 M) and NaCl  (0.4  ‐ 0.7 M) has 

been studied150 at 10 oC. The oxidation of phenyl methyl sulphoxides by 

CAT has been  carried out151  in buffered ethanol  ‐ water  (1:1 v/v, pH = 

7.0).  A  possible mechanism  involving  three  rate‐controlling  steps  has 

been  proposed  with  the  derivation  of  mixed‐order  rate  law. 

Mahadevappa  and  others  have  reported152  RNHCl  as  the  oxidizing 

species in the Os(VIII)‐catalyzed oxidation of diphenyl sulphoxide by CAT 

in alkaline medium. 

   

   47

 

Lee  et  al.153  have  reported  that  the  oxidation  of  sulphides  and 

sulphoxides by permanganate in anhydrous acetone solution is catalyzed 

by Lewis acids such as FeCl3, ZnCl2 and HgCl2. The reaction  is first‐order 

each  in  permanganate  and  Lewis  acid.  But  the  order with  respect  to 

sulphide  is  first‐order  at  low  concentration  and  zero‐order  at  high 

concentration  of  sulphide. Hammett  analysis  of  the  rate  constants  for 

the oxidation of a  series of  substituted  thioanisoles gives a negative ρ 

value  indicating  an  electron  deficient  transition  state.  Based  on  the 

kinetic  results  a mechanism  involving  the  rate‐limiting  step  of  ligand 

formation  i.e.,  the  attachment  of  the  sulphide  to  manganese  by  a 

coordinate covalent bond has been proposed. Similar kinetic results are 

observed with the oxidation of sulphoxides also and hence a mechanism 

analogous to the one proposed  for the oxidation of sulphides has been 

suggested (Scheme 14). 

 

 

 

 

 

 

MeS

PhO +

OMn

O OZnCl2

O MeS

PhO

OMn

O OZnCl2

O

MeS

Ph

OMn

O OZnCl2

OO

MeS

Ph

O

O+ MnO3ZnCl2

−

Scheme 14

 

  The  Cr(VI)  oxidation  of  alkyl  aryl  and  diphenyl  sulphides  and 

sulphoxides  has  been  studied  in  aqueous  acetic  acid  and  in  aqueous 

acetonitrile by  Srinivasan  and others.154,155 Baliah  and  Satyanarayana156 

   

   48

 

have postulated the  formulation of a cation radical  intermediate  in  the 

rate‐determinig step for Cr(VI) oxidation of aryl methyl sulphoxides.  This 

cation radical  intermediate may attack the Cr=O bond of Cr(VI) or Cr(V) 

species  to  form  a  complex  which  on  solvolysis  yields  sulphone.  An 

analogous mechanism has been proposed by Srinivasan et ai.155  in  the 

Cr(VI) oxidation of diphenyl sulphoxides.  

  The  kinetics  and  mechanistic  aspects  of  Ru(III)  catalyzed 

oxidation of several diaryl, dialkyl, and alkyl aryl sulphoxides with HSO5− 

have been reported.157 The reaction exhibits first order dependence each 

in oxidant and reductant in the absence of Ru(III). If Ru(III) catalyzes the 

reaction a mixed order dependence on the concentration of Ru complex 

is  observed.  A mechanism  involving  nucleophilic  attack  of  sulphoxide 

sulphur on Ru=O has been proposed (Scheme 15). 

  

                             

 

 

  Scheme 15

Ru(III) + HSO5−

RuV = O + HSO4−

RSOR'

R'S

RRuV O

O

δ+ δ−Products

Brovo et al. have explored158  the use of bromine as a catalyst  in 

the oxidation of  sulphides  to  sulphoxides with H2O2  in CH2Cl2/H2O and 

found  that  the  oxidation  in  this  system  is  strongly  dependent  on  the 

structure of the sulphides. Both alkyl and aryl sulphides can be efficiently 

oxidized159,160  to  the  sulphoxides  using  NaBrO3  in  combination  with 

NH4Cl in aqueous acetonitrile in the presence of Mg(HSO4)2. 

   

   49

 

Iodosobenzene  (PhIO)  as  an  efficient  oxidant  of  alkyl  aryl 

sulphides  to  the  corresponding  sulphoxides  has  been  described161  by 

Kannan  et  al.  This  oxidation  may  be  carried  out  in  a  suspension  of 

acetonitrile  or  in  the  solid  state.  Systematic  studies  of  kinetics  of 

oxidation  of  alkyl  aryl,  dialkyl  and  diphenyl  sulphides  to  the 

corresponding  sulphoxides  with  PhIO  catalyzed  by  MnIII(salen),162,163 

CrIII(salen)164  and  FeIII(salen)165  complexes  (salen  =  N,N’‐ethylenebis‐

(salicylideneaminato)) in acetonitrile medium have been reported. Single 

electron  transfer,  SN2  and  Michaelis‐Menten  type  mechanisms  have 

been envisaged for the above three systems, respectively. The oxidation 

of  various  sulphides  to  sulphoxides with  PhIO  –  (salen)CrIII  system has 

been reported166 by Kim et al. 

The  oxidation  of  various  para‐substituted  methyl  phenyl 

sulphoxides with several substituted oxo(salen)manganese(V) complexes 

has been reported by Chellamani et al.167 The reaction follows an over all 

second‐order  kinetics,  first‐order  each  in  sulphoxide  and  oxo(salen)‐

manganese(V)complex.  The  less  nucleophilic  sulphoxides  are  more 

sensitive to substituent effect compared to the corresponding sulphides. 

These results are interpreted with a SN2 mechanism (Scheme 16). 

 

   

 

 

 

(Salen)MnV

O

+ ArSOMe (Salen)MnV

O SOAr

Me

(Salen)MnIII + ArSO2Me

slow

Scheme 16

   

   50

 

Oxidation of the diaryl sulphides to the corresponding sulphoxides 

ith phenyliodoso diacetate (PIA), or poly(diacetoxyiodo)styrene (PDAIS) 

in  the   of  KBr  in water has  been  reported168  In the oxidation 

of  diaryl  sulphides  with  PDAIS,  however,  the  major  product  is  the 

sulphone, whilst that in the case of PIA is the sulphoxide. The kinetics of 

oxidation  of  several  substituted  alkyl  aryl  sulphides  by  PIA  have  been 

investi

actions involving a heterolytic splitting of O–O bond, which is 

promo

w

  presence

gated169  in  acetonitrile‐water mixture.  The  reaction  is  fractional 

order  in  [sulphide]  and  first‐order  in  [oxidant].  Hammett  and  Taft 

correlation analyses have been carried out. A mechanism involving a pre‐

equilibrium between oxidant and sulphide has been proposed. 

Venkatachalapathy et al. have demonstrated170 the application of 

clays as supports for tetrabutylammonium periodate  in the oxidation of 

sulphides to sulphoxides. Kim et al. have investigated171 the periodic acid 

hydrate  (H5IO6)  in  the presence of  FeCl3 as a mild and highly  selective 

oxidant  for  the  oxidation  of  sulphides  to  sulphoxides  in  acetonitrile 

medium.  

Hydrogen peroxide and alkyl peroxides have been widely used as 

oxidant, solely or in combination with other reagents as catalysts, for the 

oxidation  of  sulphides  to  sulphoxides.  Modena  and  others  have 

studied172 the oxidation of organic sulphides by H2O2 and other organic 

peroxides. They have found that these reactions are electrophilic oxygen 

transfer re

ted by a concerted inter‐ or intra‐molecular proton transfer. Silica 

gel and alumina mediate the TBHP  (t‐butyl hydroperoxide) oxidation of 

   

   51

 

sulphides  and  sulphoxides.4   Ravikumar  t  al.  have  reported17   the 

transformation  of  various  sulphides  into  sulphoxides  by  H2O2  in 

hexafluoro‐2‐propanol as the solvent.  

The  oxidation  of  dialkyl  and  diphenyl  sulphides  by  pyridinium 

chlorochromate155  is  found  to  be  catalyzed  by  organic  acids  and  a 

Michaelis‐Menten  behaviour  has  been  reported.  Pyridinium  flouro‐

chromate  also  oxidizes  several  aryl  methyl,  alkyl  phenyl,  dialkyl  and 

diphenyl  sulphides  to  the  corresponding  sulphoxides  and a  rate‐

determining electrophilic oxygen  trans

1 e 3

 

fer  from PFC  to  the sulphide has 

been 

nic  effect  (ρ  =  ‐3.3)  and  also  supported  by  the 

observ

proposed.174  The  oxidation  of  several  sulphides  by  quinolinium 

bromochromate  has  been  found27b  to  result  in  the  formation  of  the 

corresponding  sulphoxides. A mechanism  involving  the  formation  of  a 

sulphurane  intermediate  in  the  slow  step  has  been  proposed.  Very 

recently  it has been reported that the oxidation of organic sulphides by 

morpholinium  chlorochromate  proceeds  through  a  sulphonium  cation 

intermediate.175 

Ce(IV)‐catalysed autooxidation of sulphdes has been described176a 

by Riley et al. A zwitter ion R2S+OO− has been envisaged as the probable 

intermediate.  But,  for  the  oxidation  of  dilakyl,  alkyl  aryl  and  diaryl 

sulphides  with  Ce(IV)  carried  out  in  the  absence  of  oxygen,176b  an 

electron  transfer  mechanism  has  been  proposed  on  the  basis  of 

observed  electro

ation that alkyl aryl sulphides are significantly more reactive than 

dialkyl  sulphides and  that  the  reaction  rate  is  slowed by added Ce(III). 

   

   52

 

Lead  tetraacetate  (LTA)  has  been  found177  to  oxidize  various  organic 

sulphides  to  sulphoxides.  In  this  work,  Banerji  has  reported  that  this 

oxidation  is  catalyzed by H+  and  susceptible  to  changes  in  the  solvent 

composition. A mechanism involving a nucleophilic attack of sulphide on 

lead  in  LTA  in  the  rate‐determining  step  has  been  postulated  

(Scheme 17). 

 

      

S1

2+ Pb(OAc)3 - OAc

R

R

slowS

1

2

+R

RPb(OAc)3 + OAc-

SR

R2

+1OH + OAc- S

R1

R2

O + AcOH

Scheme 17

S1

2

+R

RPb(OAc)3 S

1

2

+R

ROH Ac2O Pb(OAc)2+ ++ AcOH

Kinetic studies of oxidation of organic sulphur compounds using several 

other  oxidants  such  as  selenonic  acids,178  Zn(MnO4)2,179 

peroxomonosulphate  ion37b etc. are also  found  in  large numbers  in  the 

literature. 

1.5 Scope of the Present Investigation 

Kinetic study is an expanding field of research in chemistry with a 

to industrially  o

thodologies,  to  improve  the  selectivity  or  to  increase  the 

focuses  on  the  oxidation  of 

 

scope  of  developing  newer  reagents  which  can  be  used  for  the 

conversion  of  substrates    commercially,  r  biologically 

important products. The new method is to make easy the hurdles in the 

existing me

yield  of  the  product.  The  present  study 

   

   53

 

(arylth

p

lity  both  in  acid  and  alkaline 

mediu

ns,  deprotection  and  protection  of  different 

functio  

io)aceic acids and diaryl sulphides using the N‐halo compounds, N‐

bromo thalimide and N‐chlorosaccharin. 

The role of N‐halo compounds  in the synthetic field  is very wide. 

The diverse nature of the chemistry of these compounds  is due to their 

ability  to  act  as  sources  of  halonium  cations,  hypohalite  species  and 

nitrogen anions, which act both as bases and nucleophiles.180 The N‐halo 

compounds are considered to be disinfectants and antiseptic.72e The N‐

halo  compounds  have  appreciable  stabi

ms.   The electronegativities of halogens, except  fluorine, are  less 

than that of nitrogen. Hence, they acquire a positive charge when linked 

with nitrogen. The electronegativity of nitrogen  is  further enhanced by 

linking  it with certain electron‐withdrawing groups. The N–X bond  in N‐

halo compounds  is fairly strong electrophilic, since halogen  leaves as X+ 

ion in reactions.181  

From  the  literature  works  cited  in  the  previous  sections  it 

becomes clear that the N‐halo compounds, commonly used in studies of 

oxidation of organic substrates such as alcohols, aldehydes, amino acids, 

keto  acids,  sulphides,  etc.,  are NCS, NBS, NCN,  CAT,  BAB, NBB, NBSA, 

NCSA, NBP, etc. Various organic  functional group  transformations  such 

as  oxidation  reactio

nal  groups,  halogenations of  saturated  and  unsaturated 

compounds, acylation of alcohols, phenols, amines or thiols, epoxidation 

of alkenes, aziridination etc. have been carried out182,183 using NBP and 

NCSA. These two reagents have also been used94 as oxidimetric reagents 

   

   54

 

for  the  estimation  of  different organic  compounds.  Yet,  there  is  scant 

information  in  the  literature  about  the  kinetics  and  the  mechanistic 

aspects  of these  re ctions.  Although  the  works  n  the  kinetics  of 

oxidation  of  organic  sulphur  compounds,  particularly,  (arylthio)acetic 

acids  and  diaryl  sulphides with  NCS,  NBS,  NCA  and  NBB  are  abound, 

those with NCSA and NBP are not traceable. All these aspects are taken 

into  consideration  while  choosing  NCSA  and  NBP  as  oxidants  in  the 

present study. 

Oxidation  reactions,  capable  of  converting  sulphides  to 

sulphoxides  and  then  to  sulphones  are  perhaps  useful  in  the 

detoxification  of  harmful  and  poisonous  substances  like  nerve  agents 

and  mustard  gas.184  Organic  sulphoxides  are  also  useful  synthetic 

intermediates  for  the  construction  of  various  chemical  and  biological 

systems and so

  a o

me play key roles  in  the activity of some enzymes.185,186 

They  o t h p s

i

n

t t r

ften  play  an  importan   role  as  t era eutic  agent   such  as  anti‐

ulcer  (proton  pump  nhibitor),187  antibacterial,  antifungal,  anti‐

atherosclerotic,188  anthelmintic,189  anti‐hypertensive,190  and  cardiotonic 

agents191  as  well  as  psychoto ics192  and  vasodilators.193  Insecticides, 

which  are  sulphoxides  are  commercially  manufactured  by  oxidizing 

sulphides with H2O2 and the conversion of penicillins to their S‐oxides is 

commercially  important  for  cephalosporin derivatives.194  The oxidation 

of  sulphides  is  he mos   straight‐forward method  fo   the  synthesis  of 

sulphoxides. The  conditions of  the  reaction,  that  is,  time,  temperature 

and  the  relative  amount  of  oxidants,  have  to  be  controlled  to  avoid 

   

   55

 

forming side‐products of the oxidation. In view of these aspects, organic 

sulphides  are  chosen  as  substrates  for  the  present  investigation.  The 

experiments have been focused to explore the following aspects. 

(1) The  order  of  the  reaction with  respect  to  [oxidant],  [substrate] 

and [H+] 

(3) The effect of ionic strength of the medium on the reaction 

(2) The effect of dielectric  constant of  the  reaction medium on  the 

reaction 

rate 

 product of the oxidant, phthalimide or saccharin 

n 

  and  diaryl  sulphides,  the  methods  of  kinetic 

 

presented in Chapter 2. Chapters 3 and 4 describe the results obtained in 

the  kinetic  studies  of  oxidation  of  several  para‐substituted 

limide  (NBP) 

and N‐chlorosaccharin (NCSA), respectively.  

(4) The effects of added substances, viz.,  free‐radical scavenger and 

the reduced

(5) The effect of substituents on the phenyl ring of the substarte on 

the reactio

(6) Determination of reaction constant and isokinetic temperature 

(7) Determination of activation parameters for the reaction, and 

(8) Elucidation of a suitable mechanism for the reaction. 

The experimental aspects of  the study  including  the preparation 

of  (arylthio)acetic  acids

measurements,  product  analysis  and  the  tables  of  kinetic  runs  are

(phenylthio)acetic  acids  (listed below) with N‐Bromophtha

   

   56

 

(Arylthio)acetic acids (p‐XC6H4SCH2COOH) 

S CH2COOHX

 

X =        

H  :  Phenylth o)acetic acid  (H‐ ) 

OCH3  :  (4‐Methoxyphenylthio)acetic acid  (OMe‐S) 

CH3   :  (4‐Methylphenylthio)acetic aci

( i S

d  (Me‐S) 

F  :  (4

Cl  :  (4‐Chlorophenylthio)acetic acid  (Cl‐S) 

NO2   :  (4‐Nitrophenylthio)acetic acid  (NO2‐S) 

  

a er  obtained  in  etic studies of 

oxidation  se ide  with 

N‐chlorosa h

4SC6H

X       

H

hyldiphenyl sulphide  (Me‐S) 

Cl  :  4‐Chlor S) 

NO2   : 4‐ (NO2‐S)  

‐Fluorophenylthio)acetic acid  (F‐S) 

    

Ch pt  5 describes the results the kin

of  veral para‐substituted diaryl sulph s (listed below)

cc arin.  

Diaryl sulphides (p‐XC6H 5) 

   SX

=  

  :  Diphenyl sulphide  (H‐S) 

OCH3  :  4‐Methoxydiphenyl sulphide  (OMe‐S) 

CH3   :  4‐Met

odiphenyl sulphide  (Cl‐

  Nitrodiphenyl sulphide