Bull. S O ~ . Chim. Belg., 73, pp. 753-767, 2 fig. (1964) I_--_____-____- ~-

ETUDE CINBTIQUE DE L’HYDROLYSE DES AMIDES

XII. HYDROLYSE ALCALINE DE L’OXAMIDE, DE LA MALONAMIDE,

DE LA FUMARAMIDE ET DE LA MALEAMIDE (I)

Mme VIGNERON-VOORTMAN, P. CROOY, A. BRUYLANTS et L. BACZYNSKYJ (Louvain)

MUhf6

L’oxamide, la malonamide et la fumaramide subissent l’hydrolyse en milieu alcalin, suivant le schkma classique : la diamide engendre l’acide amique (VI) qui se transforme ensuite en diacide correspondant (VII). Les auteurs en ont fait l’ttude cinktique et dktermink les parametres suivants (valeurs de k A 65OC) :

pour l’oxamide

k12 = 1,2 10-1 1 m-l s-l; AHI, = 9,3 Kcal m-l; ASI, = - 37,s u.e.s. ? Q

t Q kII, = 2,l 10-3 1 m-1 s-1. I AH 11, = 11 Kcal m-1; AS1i2 = - 40,6 u.e.s.

pour la malonamide

kIz = 1,6 10-2 1 m-1 s-1; AHI, = 16,O Kcal m-l;

kIIz = 3,l 10-4 1 m-1 s-1; AHTI,= 11,4 Kcal m-l; ASII, = - 43 u.e.s.

Q t = - 21,6 u.e.s.

=F

pour la fumaramide

kr, = 8,3 10-3 1 m-1 s-1; AH1 = 15,5 Kcal m-l; ASI, = - 24,4 u.e.s.

k ~ r , = 1,2 10-3 1 m-1 s-1; A H I I ~ = 10,3 Kcal m-l; ASII, = - 43,6 u.e.s.

L’hydrolyse de la malkamide est plus complexe; elle se dkroule en trois etapes conskutives compktitives : la cyclisation de la diamide en h i d e (VI),

? t

t t

~~~

(1) X. Mme VIGNERON-VOORTMAN, P. CROOY et A. BRUYLANTS, Bull. SOC. Chim. Belg., 73, 241-254 (1964).

754 A. BRUYLANTS ET COLL.

l’ouverture du cycle en acide amique (VII) et enfin la transformation de I’acide amique en diacide (VIII), d’aprks les lois suivantes :

VI = kra [diamide] [OH-] VII = ~ I I , [imide] [OH-] + ~ I I , [imide] [OH-12 VIII = [acide amique] [OH-]

les parametres correspondants (valeurs de k A 65oC) sont :

=F % = 5,4 10-1 1 m-1 s-1; AHI, = 6,4 Kcal m-1; ASI~ = - 43 u.e.s.

kI2

=f =F ~ I I , = 490 1 m-1 s-l

~ I I ~ = 3,2 lo8 l2 m-2 s-1; AHII, = 18,7 Kcal m-l; A h , = + 10,6 u.e.s.

~ I I I ~ = 2,15 10-41 m-1 s-1; AHIII, = 18 Kcal m-1; ASIII, = - 24,2 u.e.s.

; AHII, = 13,4 Kcal m-l; ASII~ = - 8,8 u.e.s.

=F ;t;

% =F

INTRODUCTION

Dans plusieurs memoires (1-4) de cette serie, nous avons fait part des travaux de ce laboratoire relatifs ii I’hydrolyse des diamides.

Nous rendons compte maintenant des principaux resultats des recherches entreprises en milieu alcalin, sur les deux premiers termes de la sCrie homologue, l’oxamide et la malonamide, sur le couple d’iso- meres gkometriques la mal6amide et la fumaramide, ainsi que sur les acides amiques correspondants.

Rappelons, i ce propos, que la reaction d’hydrolyse, d’apres nos premieres observations (*), comporte deux etapes consecutives compkti- tives : la diamide engendre, en effet, l’acide amique, qui constitue le terme de I’h6mihydrolyse; I’acide amique se transforme ensuite en diacide.

Notons egalement qu’il y a lieu d’envisager, lorsque la configuration s’y prete, une hemihydrolyse en deux &apes, avec I’imide comme inter- mediaire (3).

D’apres ces vues, l’oxamide et la fumarainide doivent subir, ii coup sOr, l’hydrolyse en deux ttapes.

( a ) A. BRUYLAWS et O.B. NAGY, Bull. SOC. Chim. Belg., 73, 132-3 (1964). (9) Mile B. VIGNERON, P. CROOY, F. KEZDY et A. BRUYLANTS, ibid., 69,

(4) F. KEZDY et A. BRUYLANTS, ibid., 68,225-243 (1959). 616-617 (1960).

HYDROLYSE DES AMIDES 755

En revanche, l’hydrolyse de la maleamide pourrait se rkaliser en trois Ctapes consecutives compCtitives :

HC-CONHa HGCO HG-COO- HC-COO-

OH- HC-CONH2 H M O HGCONHz HC-COO-

L’imide makique est, en effet, connue comme se formant aiskment B partir de la maleamide (5 ) .

Par contre, I’imide malonique est douee d’une stabilitk plus faible que la prkddente; elle n’est d’aillewrs pas dkcrite explicitement dans la littkrature. I1 est donc probable que l’hydrolyse de la malonamide se rCalise en deux &apes seulement.

Ce sont ces questions que nous avons cherchC B rksoudre.

PARTIE EXPGRIMENTALE

LES RBACTIFS

Oxamide

et sublimke, Fus. 419OC (dk.); % Now. 31,75; % N ~ c . 31,81.

Acide oxamique La mkthode classique (8,’) donne de bons rendements. On peut aussi le

prtparer B partir d’oxamide en se basant sur le fait que la premibre fonction amide est hydrolysk cent fois plus vite que la seconde. On dissout, a cet effet, l’oxamide pure dans l’eau B 9OoC, puis, aprks refroidissement, on ajoute de la soude de faGon A realiser un milieu 0,l N. Aprks deux heures, on neutralise et I’acide oxamique prkcipite, Fus. 20O0C (dk.).

.Malonamide

S’obient par amidification de l’oxalate d’kthyle. RecristalliSee dans l’eau

Produit U.C.B. Fus. 168,8-17OoC.

Acide malonamique Est obtenu par amidification du malonate acide d’tthyle

Fumaramide, A cide fumaramique, Malkamide, Acide malkamique. Cf. rkf. 1.

(6) J. RINKERS, Rec., 48, 961 (1928). (8 ) L. OELKERS, B., 22, 1569 (1889). (7) F.H. WESTHEIMER et M.H. SHOOKOFF, J. Am. Chem. SOC., 62, 269

(8) G. JEFFERY et A. VOOEL, J . Chem. SOC., 1934,1102. (1940).

756 A. BRUYLANTS ET COLL.

0 15 20 4,75 4,75 4,75 0,19 0,47 0,65 0,41 0,99 1,4

Maldimide Est preparee par dkcomposition thermique de la maleamide. Fus. 91-93oC.

Solutions titrees U.C.B. p.a.

Amberlites I.R.A. 120 de ROHM et HAAS Cy.

Acides et bases mindrales

Rksines

30,1(’) 30,2 - 2,37 - 0,58 293 294

MODE OP~RATOIRE

On peut suivre la variation de concentration soit par des titrages alcali- mdtriques de I’acide organique (NaOH N/50) sur des parties aliquotes apres passage sur echangeur d’ions, soit par spectrophotometrie en continu. Des details Bventuels sont donnes A propos de chaque cas.

RESULTATS EXP~RIMENTAUX

A. L’OXAMIDE ET L’ACIDE OXAMIQUE

On sait par des resultats anterieurs (7) que la premiere &ape de l’hydrolyse est cent fois plus rapide que la seconde. Nous avons donc determine kI sur l’oxamide mCme, a des temperatures assez basses (OOC, 15OC, 20OC, 30,20C). Comme elle est peu soluble, les solutions sont peu concentrkes (1,6 10-3 m 1-1) et pour les titrages on preleve des kchantillons de 50 ml. La soude caustique est en ex& : la constante de vitesse apparente est donc d’ordre un. (Tableau I).

TABLEAU I

Constantes de vitesse (kI) et coefficients thermiques de l’oxamide (Camide = 1,6 10-3 m 1-1)

AS; = - 37,s u.e.s. ? A H I ~ = 9,3 Kcal m-l;

La seconde 6tape est mesuree directement sur l’acide oxamique (5,4.10-2 m 1-1) dans un domaine de temperature plus eleve (40OC, 50OC,

HYDROLYSE DES AMlDES 757

T OC

krrl 104 S-1

km2 103 1 m-1 s-l

60OC) et en degdndrescence d’ordre par rapport la soude (5’0. 10-1 ml-1) (Tableau 11).

30,1(7) 40 50 60

298 4,8 893 -

0,25 1 0,56 0,96 127

B. LA MALONAMIDE ET L’ACIDE MALONAMIQUE

Vu les conditions stCriques dkfavorables, il semble qu’on puisse dcarter a priori l’hypothkse de la formation intermddiaire de la maloni- mide au cours de l’hbmihydrolyse.

En rdalitd, le spectre d’une solution alcaline de la malonamide prdsente un important effet bathochrome par rapport a la solution neutre. De plus, la densitd optique au maximum (A = 265 mp) ddcroit au cours du temps et son logarithme est une fonction lin6aire de t . La valeur de k ~ , (kr, = 13,2.10-3mn-l pour l’exp. 14) qu’on en ddduit est identique a celle qu’on obtient par dosage de l’acide organique libCrC (k~, = 13,3.10-3mn-l pour I’exp. 11). On peut donc se demander s’il y a eu cyclisation rapide avec formation d’ion carboximidure ou simplement une dissociation ionique. Cette dernikre hypothkse doit seule Qtre retenue. En effet, le spectre d’une solution de malonamide initialement alcaline et neutralisde ensuite (exp. 72) se rdvkle absolument identique celui de la solution neutre (exp. 73, Fig. 1). De plus, quand on traite une quantitd connue de malonamide (1 gr) par la quantitt stoechiomdtrique de soude et puis qu’on neutralise, on retrouve la malo- namide inchangde (Fus. 168,8-170OC).

I1 est ainsi Ctabli que la malonamide s’hydrolyse en deux reactions consdcutives compdtitives. Or, dans les cas de ce genre, l’hydrolyse de la premikre fonction est activke par la prksence d’une seconde fonction amide, tandis que l’hydrolyse de l’acide amique est au contraire ralentie

758 A. BRUYLANTS ET COLL.

par l’ion carboxylate. Par consequent, il est assez facile d’isoler chacune des &apes. En fait, Q des temperatures infkrieures Q 35OC, il est ais6 de mesurer k~ car la reaction ne depasse pas sensiblement le stade de l’acide malonamique, tandis qu’aux temperatures suptrieures Q 50OC la pre- mihe &tape perd sa signification cindtique au profit de la seconde.

I

Spectres de l a Ma lonamide

I T 3 20°C t

no

0

0

I \ I h

- .- ~~

72 milleu neutralise

73 milieu neutre

210 X en m p

Fig. 1 - Spectres de la malonamide dans differentes conditions.

En pratique, on suit la reaction soit par spectrophotometrie, soit par dosage de l’acide organique libere (tableau 111), on degenhre l’ordre par rapport Q la soude et on opkre Q differentes temperatures.

L’analyse du tableau I11 montre que les deux reactions consecutives competitives sont d’ordre un vis-A-vis de la soude.

c. LA FUMARAMIDE ET L’ACIDE FUMARAMIQUE

La configuration de la fumaramide est telle que l’interaction fonc- tionnelle est rdduite au minimum : les vitesses d’hydrolyse ne sont donc pas trks differentes et les deux reactions ne peuvent pas &re isolees.

Pour determiner la cinetique de cette reaction, nous avons suivi l’avancement de la reaction, par dosage alcalimetrique de l’acide libere, jusqu’Q 70%, Q quatre temperatures et en dCgCnCrescence d’ordre par rapport A la soude. Les constantes apparentes et ~ I I , ) sont ensuite

HYDROLYSE DES AMIDES 759

TOC I nOExp 1 [OH-IN 1 kI, . 103mn-l

16O 10 0,500 8,57

20,6O 11 0,500 13,3

20,6O 14 0,500 13,2 (spect.)

20,6O 13 1 29,6 (spect.)

30° 12 0,500 31,l

kII, . 108 Inn-1 500 6 0,500 4,09

600 7 0,500 796

700 8 0,500 11,4

700 9 0,250 598

t; +

kr2 , 104 1 m-1 s-1 -

2,85

496

10,3

~II, . 1W 1 m-1 s-l

1,36

2,53

3,84

TABLEAU IV Constantes de vitesses (kI et kn) et coefficients thermiques de I'hydrolyse alcaline

de la fumaramide (Camide = 4,275 10-3 m 1-1; COH- = 2,5 10-1 m 1-1)

0,480 0,410 0,357 0,275

I I

6,15 10,8 15,2 33,l

ToC 1 kII/kI graph. 1 kr, lo6 s-l

20 27,5 30 40

t;

t;

AH; = 15,5 Kcal m-1;

AHz2 = 10,3 Kcal m-1;

ASI, = - 24,4 u.e.s.

ASXI, = - 43,6 u.e.s.

760 A. BRUYLANTS ET COLL.

6tablies par la mkthode graphique, comme dans le cas de la succinami- de (4) (tableau IV).

Pour contrbler ces rbultats, nous avons fait une cinktique de l’acide fumaramique (Camide = 6,26.10-3 m 1-l; COH- = N) par spectrophoto- mktrie, en suivant la diminution de la densite optique initiale (D = 0,92; A = 292 mp) de la solution a 25OC. La valeur de la constante de vitesse trouvke par cette methode : ~ I I , = 1,4.lO-4 I m-1 s-1 est en concordance avec la valeur trouvee par la mkthode precddente (1,6.lO-4 lm-1 s-1).

D. LA M A L ~ M I D E , L’ACIDE MAL~AMIQUE ET LA M A L ~ I M I D E

I. Etude de l’hkmihydrolyse aux dkpens de la maliimide (kn)

L’hCmihydrolyse comporte, comme dam les cas de la succinamide (3),

de la phtalamide et de la cyclohexane dicarboxamide-1,2 cis (9), deux etapes consdcutives competitives avec la formation intermediaire de l’imide, dont l’ion prksente dans l’ultra-violet une absorption selective (A = 310 mp), qui est de loin supdrieure 9 celle d’autres espkes molCcu- laires rkagissantes. On peut donc suivre la reaction d’aprhs la variation de la densite optique de la solution en fonction du temps.

Nous avons procCd6 A une serie d’expdriences, degenCrCes par rapport a I’alcali catalyseur, pour des valeurs de pH variant de 9,6 B 14, en mesurant en fonction du temps la densit6 optique d’une solution millibme molaire d’imide (tableau V).

D’aprbs ces valeurs expkrimentales, nous avons constat6 que la corrdation entre la constante apparente (kII,) et la concentration en alcali (21 20,3OC)

n’est valable que pour les valeurs de pH de 9,6 A 12,6 (Exp. 19, 24, 25, 27, 28, 29) et permet la determination de la constante rtelle : ~ I I , =

38,l 1 m-1 s-1, et de la constante d’aciditk de la malkimide : K, = Kh. Kw = 9.10-11.

Pour des concentrations en soude suffisamment Blevkes, l’expression prCcCdente tombe en defaut parce qu’elle est bas6e sur l’hypothtse que seule l’imide non ioniske subit l’hydrolyse. Or, pour des pH > 12, l’ion

(9) P. CROOY et A. BRUYLANTS, Bull. SOC. Chim. Belg., 73, 44-56 (1964).

HYDROLYSE DES AMIDES 76 1

TABLEAU V

Constantes de vitesse apparentes (kn,) de l’hydrolyse alcaline de la malgimide

[imide] = 1 10-3 m 1-1; A = 310 m p; d = 1 cm

To C

14,2

20,3

30

Exp.

44 43

27 28 25 29 24 19 26 31 30 32 21 38 34

41 40 39

0,250 0,500

3,99.10-5 5,02. 6,3 1.10-5

10-4 0,04 + NaCI4,S

0,04 0,100 0,125 0,250 0,3 75 0,500 0,900 1

0,125 0,250 0,500

PH ____

13,4 13,7

996 937 998

10 12,6 12,6 13 13,l 13,4 13,57 13,7 13,95 14

13,l 13,4 13,7

8,7 9,7

11,8

(*) Concentration rkalisk au moyen de tampon borique ou de soude caustique.

imidure seul est susceptible d’exister. Nous supposons donc qu’il y a deux rkactions paralleles : celle de I’imide et celle de l’imidure, et que i’expression la plus gknkrale de la vitesse doit s’kcrire :

Cette hypothese peut alors se verifier en dkduisant la corrdlation entre la constante apparente ( ~ I I , ) et les deux constantes rdelies (h2, k1r.J

RemplaGons la concentration de i’imide [IH] par sa valeur en fonc- tion du pH, il vient :

762 A. BRUYLANTS ET COLL.

simplifions et mettons en 6vidence :

Ainsi, en portant dans un diagramme

en fonction de [OH-], tous les points expdrimentaux entre pH 9 et pH 14 se situent sur une droite (tableau V, Fig. 2). A 1’Bchelle du diagramme 2,

Fig. 2 - Corrklation des diffkrentes constantes de vitesse avec le pH, dans l’hydrolyse alcaline de la malkimide.

les valeurs correspondant au bas pH semblent ne pas ob6ir la loi. En r6alitB, dans un diagramme a Bchelle approprike, la lin6aritB se mani- feste 6galement. La pente de la droite donne la valeur de k11, (44,l 12

HYDROLYSE DES AMIDES 763

m-2 s-1) et l’ordonnke b l’origine celle de ~ I I , (35,5 1 m-1 s-1) qui corres- pond bien b celle trouvke au moyen de l’expression particulibre.

En travaillant, d’aprbs cette methode, b trois tempkratures, on obtient differentes valeurs de ~ I I , et de ~ I I ~ , dont on peut ddduire les enthalpies et les entropies d’activation (tableau VI).

TABLEAU VI

Constantes de vitesse r&elles (kIIz, kIIa) et coefficients thermiques de l’hydrolyse alcaline de la malkimide

20,3 1 393.10-4 1 35,5 I 49.10-4 I 4491

78 . 10-4 I 70,2 I 1 5 5 . W4 1 139,5 30 I I

AH;, = 13,4 Kcal m-1; ASII, t = - 8,8 u.e.s.

= 18,7 Kcal m-l; AS:, = + l0,6 u.e.s.

TI. Etude de l’hkmihydrolyse aux dkpens de la malbamide

Ddterminat ion de ~ I I

Le schCma de l’hkmihydrolyse alcaline de la malkamide, proposk par analogie avec celui de la phtalamide et de la cyclohexane-dicar- boxamide-1,2 cis (9) ainsi que de la succinamide (3) comporte donc l’imide comme intermddiaire. Le problkme cindtique a donc Ct6 rCsolu de fa(;on analogue.

On a d’abord exploit6 la relation :

kII, log D = log (Cste cd) - - 2,303

dkduite du systbme d’kquations relatifs b deux reactions conskcutives competitives dans le cas oa k ~ ,

En procbdant b une sCrie d’expkriences de concentration millibme molaire en amide et de concentration en soude variant de 0,25 A 1 m 1-1, on obtient effectivement des droites concentration-temps dont les pentes ont k11,/2,303 pour valeur (tableau VII).

k q .

764 A. BRUYLANTS ET COLL.

14,2 0,250 0,500 2 3 337

TABLEAU VII

Constantes de vitesse (kul) de la malkamide

20,3 0,250 0,500 1 498 691 897

T°C 1 [OH-]N

I I

kIl . 103 s - ~ kI, . 101 1 m-l s-l

La concordance des resultats ( ~ I I , ) obtenus aux depens de la malea- mide et de la maleimide (tableau V) met hors de doute la formation de celle-ci comme intermediaire de l’htmihydrolyse.

Cycl i sa t ion de l a maldamide : de te rmina t ion de kI

La determination de k ~ , est basde sur la relation classique :

20,3O

14,2O

oh I’on peut exprimer les concentrations de l’imide (0) en densite op- tique (D) :

0,025 1,288

0,025 1 2,7 3’22 I 1,008

En portant le premier membre de ]’equation en fonction du temps, on obtient une droite, dont la pente vaut k1,/2,303. Nous avons fait dans ce but quatre series d’experiences h faible concentration en base (ta- bleau VIII).

14,20 1 0,040 1 3,83 I 0,960

HYDROLYSE DES AMIDES 765

111. Hydrolyse alcaline de l’acide maliamique (km)

En maintenant la malCamide A une temfirature suffisamment ClevCe, les deux Ctapes de l’hkmihydrolyse sont a ce point rapides que la trans- formation de l’acide maldamique s’en trouve isolCe et que sa vitesse (~I I I ) peut &re aisdment mesur6e (tableau IX). En pratique, des tchan- tillons de 10 cm3, obtenus en mklangeant des volumes Cgaux de malea- mide (Camide = 2,5.10-2 m 1-l) et de soude caustique (COH- = 5,O.lO-’ et 2,5.10-1 m 1-1) son maintenus au thermostat (66 a 8 6 0 0 pendant des temps connus. On dose I’acide malCique libirk, aprks neutralisation de I’alcali sur la colonne d’kchangeurs d’ions. En portant les valeurs de log (a/2)/a - x (a = aciditt totale en fin de reaction; a - x = la concentration courante en acide maltamique et x I’aciditC de la solution) en fonction du temps, on obtient des droites : I’ordre est donc unitaire par rapport a l’amide. I1 l’est Cgalement par rapport a l’alcali (exp. no 4 et 5).

TABLEAU IX

Constantes de vitesse (km) et coefficients thermiques de I’acide maikamique

(Camid8 = 2.5 . 10-2 m 1-1)

No exp. ...__

COH- To C 76 krIrz.104 1 rn-’s-l 1 2,s I 2,8 4,7 1 10 1 9,4

t t AH^^^, = 18 Kcal m-’; ASIIT, = - 24,2 u.e.s.

CONCLUSIONS

Nous avons donc mesurd les parambtres cinetiques et les coefficients thermiques de l’hydrolyse alcaline de quatre diamides : I’oxamide, la malonamide, la fumaramide et la maldamide. Alors que les trois premibres subissent l’hydrolyse en deux Ctapes, la dernikre se transforme en acide malkique en trois reactions conskcutives compktitives.

En comparant la constante de vitesse de la premibre Ctape, compte tenu du facteur statistique, (k1/2) (tableau X) celle de I’acCtamide

766 A. BRUYLANTS ET COLL.

k1,/2 krr, I k1z‘2 1 Diamide A 6 5 O C k ~ ,

i 1 1 m-1 s-1,

___ ____

oxamide 1,2. 10-1 I 0,6. 10-1 2’1. 28,6 -

malonamide 1’6. 0,8. 3 , l . lod4 25’8

malkamide 5’4. 10-1 2,7. 10-1 2,15. lo-** 1255

(ko = 6,3.lO-4 1 m-1 s-1 65OC), on constate qu’une diamide s’hydrolyse de loin plus rapidement que la monoamide correspondante de m&me degrk de carburation. Cette accdlkration ne peut &tre attribuke qu’8 l’effet polaire Clectrocapteur exerc6 par la seconde fonction amide (celle qui ne subit pas la transformation) sur la premihre.

En outre, le fait que la vitesse d’hydrolyse de la malkamide ddpasse de trois ordres de grandeur celle de l’acktamide alors que la vitesse d’hydrolyse de la fumaramide est peu diffkrente conduit A admettre l’intervention d’un effet de champ.

Les rapports k1/2k11 pour les trois premitres et k1/2kIII pour la dernibre montrent que l’acide amique - ou plus exactement l’ion carboxylate - s’hydrolyse plus lentement que la diamide corres- pondante; la diffkrence de vitesse est d’autant plus grande que la fonc- tion amide est plus proche du groupe nCgatif carboxylate : ce dernier agit donc par efet de champ.

C’est pour cette raison qu’il est possible d’ktablir entre les deux constantes de vitesse de chacune des diamides CtudiCes une corrklation par l’kquation de Bjerrum, mise sous la forme :

- r A Q

198

1,9

0,9

1 log( kIpkI1)

rA0 = 2,67

Les valeurs des distances interfonctionnelles ( ~ A O ) ainsi calculkes (tableau X) sont en accord satisfaisant avec celles obtenues pour les acides dicarboxyliques, aux dCpens de leurs constantes d’ionisation, et celles fournies pour les acides amiques a partir de leurs constantes de vitesse (l).

TABLEAU X Calcul des distances interfonctionnelles (rA0) des diamides par la formule de

1 Bjerrum : rAO = 2,67

log(kr/2krd

8,3.10-3 4,15.10-3 1,2.10-3 I I I I 3’5 I l i9 fumaramide

* Valeur de ~ I I I ,

HYDROLYSE DES AMIDES 767

Les auteurs remercient le Fonds National de la Recherche Scienti- fique (F. N. R. S.) pour le subside accorde au Laboratoire ainsi que 1’In- stitut pour 1’Encouragement de la Recherche Scientifique dans 1’ Indus - trie et I’Agriculture (I. R. S. I. A.) pour la bourse de spkcialisation ac- cordke A deux d’entre eux (M*’e V.-V. et P. C.).

Laboratoire de Chimie GPnPrale et Organique UNlVERSITh DE LOUVAIN

CommuniquC a la SociCtC Chimique de Belgique, le 28 avril 1964