Microsoft Word - European_Journal_of_Chemistry_1_3_2010_162_167_23 European Journal of Chemistry 1 (3) (2010) 162‐167    European Journal of Chemistry  ISSN 2153‐2249 (Print) / ISSN 2153‐2257 (Online)  2010 EURJCHEM  DOI:10.5155/eurjchem.1.3.162‐167.23        European Journal of Chemistry  Journal homepage: www.eurjchem.com          On  the  structure  of  liquid  methyl  salicylate:  The  role  of  intramolecular  hydrogen bonding  Santiago Aparicio* and Rafael Alcalde  Department of Chemistry, University of Burgos, 09001 Burgos, Spain  *Corresponding author at: Department of Chemistry, University of Burgos, 09001 Burgos, Spain. Tel.: +34947258062; fax: +34947258831.                                                   E­mail address: sapar@ubu.es (S. Aparicio).                ARTICLE INFORMATION    ABSTRACT Received: 03 March 2010  Received in revised form: 11 May 2010  Accepted: 22 June 2010  Online: 30 September  2010  KEYWORDS    A  study  on  the  structure  of  methyl  salicylate  is  reported  using  quantum  mechanical  calculations,  molecular  dynamics  simulations,  vibrational  spectroscopy  and  microwave  dielectric  relaxation  spectroscopy  tools.  The  reported  results  show  that  a  strong  intramolecular hydrogen bonding is developed between the hydroxyl hydrogen and carbonyl  oxygen.  This  intramolecular  interaction  is  maintained  in  gas  and  liquid  phases  and  even  when  diluted  in  inert  solvents.  Interaction  between  neighbour  molecules  is  developed  through dipolar interactions, and thus, intermolecular hydrogen bonding should be discarded  for  pure  liquid  methyl  salicylate.  The  interaction  between  neighbour  methyl  salicylate  molecules do not lead to remarkable changes in the intramolecular hydrogen bonding.  Salicylate  Hydrogen bonding  DFT‐Molecular dynamics   Vibrational spectroscopy  Relaxation spectroscopy    1. Introduction    In  a  previous work  [1],  we  reported  a wide  study  on  the  properties  of  aromatic  esters  in  the  liquid  state  using  a  collection of experimental and computational tools to infer the  molecular  level  features  that  characterized  their  liquid  phase  structure  and  properties.  As  a  continuation  of  that  study,  we  report  here  a  wider  analysis  of  liquid  phase  properties  of  Methyl Salicylate  (MS, CAS number 9041‐28‐5, Scheme 1). MS  is a molecule characterized by the close proximity of hydroxyl  and ester groups,  leading to a strong  intramolecular hydrogen  bonding.  The  question  that  arises  is  the  effect  of  possible  competing  intermolecular  hydrogen  bonding  between  neighbour  molecules  with  the  strong  intramolecular  interaction,  that  is  to  say,  does  the  development  of  intermolecular  interactions  weaken  the  intramolecular  hydrogen  bonding?  The  likely  development  of  intermolecular  hydrogen  bonding  between  neighbour  MS  molecules  should  lead  to  an  out‐of‐plane  movement  of  the  hydroxyl  group  leading  to  a  weakening  of  intramolecular  interaction.  This  weakening  of  intramolecular  hydrogen  bonding  for  the  effective development of  intermolecular  interactions has been  reported  by  our  group  for  other  families  of  ester  molecules  such  as  ethyl  lactate  [2].  Several  literature  studies  have  proposed  that  intramolecular  hydrogen  bonding  remains  almost unaffected in the liquid phase for pure MS, and thus, no  competing effect of possible intermolecular interactions may be  inferred.  Yamada  [3]  studied  the  properties  of  MS  in  CCl4  through  infrared  spectroscopy  showing  strong  intramolecular  hydrogen  bonding  between  hydroxyl  hydrogen  and  carbonyl  oxygen.  Wojcik  and  Paluszkiewicz  [4]  analyzed  the  infrared  spectra  of  MS  and  showed  that  MS  molecules  form  intramolecular  hydrogen  bonding  in  gas,  liquid  and  solid  phases. Berthelot et al. [5] showed that mixing MS with octanol  or dimethylsulfoxide does not  lead  to  remarkable  changes  for  intramolecular hydrogen bonding  in MS molecules. Mitsuzuka  et al. [6] analyzed the OH stretching vibration of MS, showing a  weak and broad band because of the intramolecular hydrogen  bonding, this band showed similar characteristics for small size  clusters  formed  with  molecules  such  as  water  or  methanol,  discarding  the  transformation  of  intra  to  intermolecular  hydrogen  bonding.  Palomar  et  al.  [7]  reported  a  vibrational  study  of  intramolecular  hydrogen  bonding  in  MS  which  was  discussed  together with quantum mechanical  calculations,  the  results  showed  a  fair  agreement  between  experimental  and  calculated  results  with  bands  assigned  considering  intramolecular  hydrogen  bonding  between  the  hydroxyl  and  carbonyl  groups.  Melandri  et  al.  [8]  reported  a  rotational  spectroscopy study on MS showing  that  the ground electronic  state  of  this  molecule  adopts  a  form  stabilized  through  the  development of intramoleculecular hydrogen bonding between  the hydroxyl and carbonyl groups. Massaro et al. [9] reported a  vibrational  analysis  of  MS  isomers  showing  that  the  lowest  energy  isomer  is  the  MS1  form  (Scheme  1),  in  which  intramolecular hydrogen bonding between hydroxyl hydrogen  and carbonyl oxygen is developed. These authors also showed  that  the  form MS2  (Scheme 1),  in which hydrogen bonding  is  developed  between  the  hydroxyl  hydrogen  and  the  methoxy  oxygen moieties is also very stable. We reported in a previous  study  [1]  results  in  agreement  with  those  reported  by  the  remaining authors showing that the MS1 form, Scheme 1, is the  most  stable  isomer  and  that  the  transformations between  the  different  isomers  evolves  through  large  torsional  barrier  because  of  the  strength  of  the  intramolecular  hydrogen  bonding.  We  reported  that  the  MS2  isomer  is  only  2.95  kcal  mol‐1  less  stable  than  MS1  form,  but  the  transformation  between  both  isomers  evolves  through  a  very  large  torsional  barrier (13.54 kcal mol‐1), therefore we may expect that if MS2  isomer appears it will remain in this form because of the large  energy required to evolve through the more stable MS1 form.  Aparicio and Alcalde / European Journal of Chemistry 1 (3) (2010) 162­167  163     MS1    MS2    Scheme 1    In  this  work  we  will  analyze  the  structure  of  liquid  MS  using four different experimental / computational approaches:  i.  Quantum  mechanical  calculations  of  gas  phase  isolated  molecules,  ii. Molecular  dynamics  simulations  in  liquid  phase,  iii.  Liquid phase vibrational  spectroscopy and  iv.  Liquid phase  microwave  dielectric  relaxation  spectroscopy.  The  main  objective  of  the  work  is  to  analyze  the  competing  role  of  intermolecular  hydrogen  bonding  between  neighbour  MS  molecules  and  its  effect  on  the  strength and characteristics of  intramolecular hydrogen bonding.    2. Experimental and Computational Methods    These  methods  have  been  described  in  deep  in  previous  works, and thus they will be only briefly explained in this work.  Quantum mechanical  calculations were performed on  isolated  MS monomers in gas phase with the Gaussian 03 package [10]  according  to Density  Functional Theory  (DFT)  approach, with  the Becke gradient corrected exchange functional [11] and Lee‐ Yang‐Parr  correlation  functional  [12]  with  three  parameters  (B3LYP) [13] method, 6‐311++G** basis set was used along this  work. Atoms in a molecule (AIM) calculation [14] were carried  out  using  the  AIM2000  program  [15].  Classical  molecular  dynamics simulations (MD) were carried out using the TINKER  molecular  modelling  package  [16],  with  all  simulations  performed in the NPT ensemble. MS molecules were described  according  to  the  OPLS‐AA  force  field  [17]  for  molecular  dynamics simulations,  force  field parameterization and details  of the simulation may be found in a previous work [1].  Attenuated  total  reflection  infrared  (ATR‐FTIR)  spectroscopy  studies  were  developed  with  a  Nicolet  Nexus  spectrometer  together with a Smart Thermal ARK device. The  ATR  accessory  contains  a  Zinc  Selenide  crystal,  which  temperature  is  controlled  through  a  built‐in  controller,  and  measured  through  a  RTD  temperature  sensor  to  ±1  oC.  Microwave  dielectric  relaxation  spectroscopy  (DRS)  measurements  were  performed  according  to  a  coaxial  reflection  technique  using  a  vector  network  analyzer  (Agilent  N5230A)  in  the  200  MHz–20  GHz  frequency  range  with  an  Agilent 85070E dielectric probe kit and an Agilent N4691B ECal  electronic  calibration  module;  the  cell  temperature  was  controlled with  an  external  circulating  bath  and measured  to  ±1·10‐2  K  with  a  platinum  resistance  thermometer,  the  measurement  and  calibration  procedures  were  previously  reported [18].     3. Results and Discussion    AIM analysis of B3LYP/6‐311++G** results obtained for MS  monomer  in  gas  phase  is  reported  in  Table  1  and  Figure  1.  According  to  the  AIM  approach,  two  main  criteria  must  be  fulfilled  to  define  a  true  hydrogen  bonding  [19,20]:  i)  a  bond  path between  two atoms, with  the existence of a bond critical  point, BCP, in the middle of the path and ii) the electron density  at BCP, ρBCP, and the laplacian of that electron density,  BCP2 ,  must  be  within  the  0.002–0.035  and  0.024–0.139  ranges,  respectively, (both in atomic units). A bond path is reported in  Figure  1  for  the  interaction  between  hydroxyl  hydrogen  and  carbonyl  oxygen  with  a  BCP  (BCP‐H_bonding)  close  to  the  hydrogen  donor.  Moreover,  a  ring  critical  point  (RCP)  is  also  obtained,  thus,  reinforcing  the  idea of  a  strong  intramolecular  hydrogen  bond  for  the most  stable MS  isomer,  Figure  1.  The  values of ρBCP, and  BCP2  reported in Table 1 are in the high  limit of the requirements to define a hydrogen bond, and thus, a  strong interaction may be inferred.      Figure  1.  AIM  analysis  for  MS.  (a)  Molecular  graph;  small  red  dots  represent  bond  critical  points  (BCP),  small  yellow  dots  represent  ring  critical  points  (RCP),  pink  lines  represent  bond  paths,  yellow  lines  represent  ring  paths,  large  dots  represent  attractors  (atoms;  black:  carbon, gray: hydrogen, red: oxygen). (b) Contour plot for the Laplacian of  electron density,  2 ;  green curves  represent positive  isosurface values  of  2  and black curves represent negative  isosurface values of  2 . In  panel a, we show BCP corresponding to intramolecular hydrogen bonding  (BCP‐H_bonding).    The  energetic  properties  of  BCP  associated  with  the  intramolecular  hydrogen  bonding  also  provide  valuable  information about the characteristics of this interaction. Kinetic  energy  density, G,  is  always  positive,  and  its  ratio  to  electron  density,  G  /  BCP,  may  be  used  to  define  the  character  of  the  interaction,  considering  that  it  use  to  be  larger  than  1.0  for  closed shell (hydrogen bonding, ionic bonds and van der Waals  interactions) and less than 1.0 for shared interactions (covalent  bonds) [14]. Potential energy density (or virial field), V, that is  always  negative,  is  related  to  the  covalency  of  the  interaction  [21]  and  with  hydrogen  bonding  strength  through  several  empirical relationships [22,23]. Moreover, total energy density,  H,  the  sum  of  G  and  V,  should  be  positive  for  closed  shell  interactions, such as hydrogen bonding, indicating that kinetics  energy  density  dominates  the  potential  energy  density,  and  negative  for  shared  interactions  [14].  The  ratio  G  /  BCP  reported  in  Table  1  is  lower  than  1.0  for  the  intramolecular  hydrogen  bonding,  although  for  closed  shell  interactions  as  these ones they should be larger than 1.0; nevertheless, values  slightly  lower  than  1.0  have  been  previously  reported  for  remarkably  strong  hydrogen  bondings  in  other  compounds   164  Aparicio and Alcalde / European Journal of Chemistry 1 (3) (2010) 162­167    Table 1. AIM analysis of MS computed in gas phase at the B3LYP/6‐311++G* theoretical level. Electron density at BCP (BCP–H_bonding, Figure 1), ρBCP, laplacian  of electron density at BCP,  2 BCP, donor–acceptor interatomic distance, r, eigenvalues, λi, of hessian of electron density, ellipticity, ε, kinetic energy density, G,  potential  energy density  (or virial  field), V,  total  energy density, H,  and  ratio between G and electron density at BCP,  computed at  the BCP corresponding  to  intramolecular hydrogen bonding. Values calculated for optimized structure reported in Figure 1.  ρBCP / a.u.  2 / a.u.  r / Å  λ1  λ2  λ3  ε  G H  V  G / ρBCP  0.040  0.136  1.78  ‐0.063  ‐0.062 0.263 0.016 0.036 ‐0.001  ‐0.037  0.90     [21]. H value is almost null, pointing again to strong hydrogen  bond.  As  a  rule,  the  larger  the  G  values,  the  stronger  the  interaction,  and  thus,  a  strong  intramolecular  hydrogen  bond  may be inferred from the value reported in Table 1.  Moreover,  the  BCP2 plot  reported  in  Figure  1b  shows  a  clear  charge  concentration  between  hydrogen  bond  donor  and  acceptor  atoms  for  the  intramolecular  hydrogen  bond.  We  should  remember  that  BCP2 <  0  shows  charge  concentration,  whereas  BCP2 >  0  indicates  charge  depletion.  The  large  charge  depletion  between  hydroxyl  hydrogen  and  carbonyl  oxygen corresponds to the strong hydrogen bond, however the  charge concentration on the hydrogen is not strongly polarised  toward oxygen.  Although  DFT  /  AIM  analysis  performed  in  the  previous  paragraphs  supports  remarkable  conclusions  on  the  characteristics  of  intramolecular  hydrogen  bonding,  these  calculations  were  performed  on  isolated  gas  phase  MS  monomers, and thus the effect of surrounding molecules should  be  considered.  To  study  these  effects  classical  molecular  simulations were performed  to  analyze  the behavior  of  liquid  phases;  relevant  results  are  reported  in  Figure  2.  The  first  structural  feature inferred from MD simulations is the relative  position  of  neighbour  hydroxyl  and  carbonyl  groups.  Results  reported  in  Figure  2  shows  the  time  evolution  along  simulations of  two dihedrals, φ1 and φ2. The first dihedral, φ1,  shows if the atom close to hydroxyl oxygen is carbonyl oxygen  or methoxy  oxygen,  that  is  to  say,  if  intramolecular  hydrogen  bonding is developed through MS1 (φ1 close to 0o) or through  the  MS2  isomers  (φ1  close  to  180o).  The  results  reported  in  Figure  2  shows  that  φ1  ~  10  o  (in  agreement  with  results  reported  by  Melandri  et  al.  [8]),  thus  pointing  to  a  clear  prevalence of MS1 isomer. Nevertheless, a small population of  MS2  isomers  (<  5  %)  is  present  along  the  simulations,  this  population  of  MS2  isomers  remains  almost  constant  maybe  because  of  the  large  torsional  barrier  required  for  the  transformation  of  MS2  to  MS1  [1].  The  second  dihedral,  φ2,  shows  the  position  of  OH  group  related  to  the  aromatic  ring  and COO group, and thus,  from this dihedral we may infer the  effect  of  surrounding  MS  molecules  on  intramolecular  hydrogen bonding. φ2  values  reported  in Figure 2  are  around  34o, and thus, neighbour molecules lead to a slight out‐of‐plane  movement of hydroxyl hydrogen. Nevertheless, the value of φ2  in  liquid  MS  is  small  and  thus  the  strong  intramolecular  hydrogen  bonding  is  also  present  in  liquid  phases  of MS. We  have  also  computed  the  number  of  intermolecular  hydrogen  bonds per MS molecule in liquid MS. We define each occurrence  within 2.85 Å, no remarkable effect of considered angles, within  reasonable  values,  was  found  on  the  extension  of  hydrogen  bonding,  and  thus,  a  60o  value  was  used  for  all  the  possible  interactions.  The  calculated  number  of  intermolecular  hydrogen  bonds  per  MS  molecules  is  lower  than  0.1,  thus  discarding  remarkable  intermolecular  interactions  between  neighbour MS molecules. This result  is  in agreement with  low  value of intermolecular interaction energy previously reported  for MS  [1] which  is  only  a  15 %  larger  than  the  value  for  its  parent  molecule  methyl  benzoate  for  which  intermolecular  hydrogen bonding  is not possible. We  should  remark  that  the  development  of  intermolecular  hydrogen  bonding  may  be  hindered by two main factors: i. The strength of intramolecular  hydrogen  bond,  that  hinders  the  out‐of‐plane  movement  of  hydroxyl  hydrogen  required  to  develop  effective  intermolecular  hydrogen  bonding  and  ii.  The  almost  planar  shape of MS molecules that hinders the approach of neighbour  MS molecules  (steric  hindrance).  Therefore MD  results  shows  that  intramolecular  hydrogen  bonding  is  very  slightly  weakened  in  liquid  phases  but  remarkable  intermolecular  hydrogen bonding  should be discarded,  and  thus,  interactions  between  neighbour  molecules  should  be  developed  mainly  through dipolar  interactions as  for  its parent molecule methyl  benzoate [1].    Figure  2. Time  evolution  of  the  reported  dihedral  angles  obtained  from  molecular dynamics simulations at 298 K / 0.1 MPa.    A  detailed  theoretical  analysis  of  IR  results  for  MS  was  previously reported by Massaro et al. [9] and experimental data  were  reported  by  Varghese  et  al.  [24].  ATR‐FTIR  results  obtained in this work are reported in Figures 3–6.     Figure  3. (a)  Calculated  and  (b)  experimental  IR  spectra  of  MS.  Scaling  factor for calculated spectrum is 0.96.  Aparicio and Alcalde / European Journal of Chemistry 1 (3) (2010) 162­167  165    Figure 4. ATR‐FTIR Spectra of MS in CCl4 at different concentrations, in the (a) C=O and (b) O‐H regions. Blue line  shows spectrum for pure MS. All experiments at 298 K. For results in CCl4 (black lines): xMS =0.010, 0.025, 0.030,  0.035, 0.10 and 0.15 (from bottom to top).    In Figure 3 we compare the experimental spectrum of pure  MS  in  liquid  phase  compared  with  the  gas  phase  calculated  spectrum  using  B3LYP/6‐311++G**  approach,  the  experi‐ mental spectrum is well reproduced by the calculations, only in  the high frequency region (2800‐3500 cm‐1) we may appreciate  some  differences.  The  gas  phase  calculated  O‐H  stretching  vibration  leads  to  a  narrow,  sharp  and  intense  peak  with  maximum  at  3341  cm‐1,  whereas  for  the  experimental  liquid  spectrum  a  broad  band  with  maximum  at  3188  cm‐1  is  obtained. The peak at  lower  frequencies  in both experimental  liquid (2955 cm‐1) and gas phase calculated (2937 cm‐1) spectra  are  assigned  to CH3 group. Another  remarkable  feature  in  the  spectra  of MS  is  the peak due  to C=O, which  appears  at  1642  cm‐1 and 1674 cm‐1, for gas and liquid phases, respectively. The  C=O  signal  is  a  narrow  and  sharp  peak  in  contrast  with  the  wide C=O band for liquid MS.    Figure 5. ATR‐FTIR spectra of pure MS as a function of temperature.   To  analyze  the  extension  of  intramolecular  hydrogen  bonding,  ATR‐FTIR  spectra  of  MS  solutions  in  CCl4  were  recorder for different concentrations, Figure 4. The analysis of  the  C=O  peak  shows  that  the  frequencies  and  shapes  of  this  peak  do  not  change  remarkably  with  increasing  MS  concentration  and  they  are  almost  equal  to  the  peak  in  pure  liquid MS. A slight shifting toward lower frequencies (~ 8 cm‐1)  and  a  peak  broadening  are  obtained  on  going  from  highly  diluted MS  in  CCl4  toward  pure  liquid  MS.  The  signals  in  the  2800‐3500 cm‐1 show the same characteristics of the C=O one:  slight red‐shifting (~ 7 cm‐1) and signal broadening.  The  effect  of  temperature  on  intramolecular  hydrogen  bonding  is reported  in Figure 5 using the variation of  the C=O  ATR‐FTIR  peak.  The maxima  of  this  peak  do  not  change with  increasing temperature and only a weakening of peak intensity  is  obtained.  Therefore,  intramolecular  hydrogen  bonding  remains  in  liquid  MS  up  to  high  temperatures,  as  we  may  expect  considering  the  gas  phase  calculations  reported  in  the  previous paragraph.  Therefore,  these  ATR‐FTIR  results  points  to  i.  Strong  intermolecular  hydrogen  bonding    between  the  hydroxyl  hydrogen  and  carbonyl  oxygen  both  in  gas  phase  (obtained  through DFT calculations), diluted in inert solvents such as CCl4  or  in pure  liquid MS with a weak effect of  temperature and  ii.  Absence  of  remarkable  intermolecular  hydrogen  bonding  and  thus no effect on the intramolecular interaction.  Finally, a DRS study in the microwave frequency region was  performed on pure liquid MS as a function of temperature. The  frequency dependence of the real, ' , and imaginary, '' , parts  of the complex dielectric function,  * , for pure MS is reported  in  Figure  6,  in  the  278.15–358.15  K  temperature  range.  The  analysis of experimental dielectric results was done according  to a relaxation time distribution involving two Debye processes  (eq. 1, k = 2):              k i i i i1 * 21         (1)  where i is the imaginary unit, ν stands for the frequency,    is  the  dielectric  constant  in  the  high  frequency  limit,  i the  relaxation amplitude and  i the relaxation time. Fitting results  are reported  in Table 2 and Figure 7. The dielectric relaxation  spectrum of pure MS shows a  complex  temperature variation,  mainly  for  the  real  component.  Nevertheless,  a  well  defined  peak  in  the  imaginary  component  is  obtained,  that  shifts  toward  higher  frequencies  (faster  relaxation)  as  temperature  rises.  The  two  Debye  terms  required  to  describe  pure  MS  dielectric  relaxation  behaviour  shows  also  a  complex  temperature trend. The first Debye term, relaxation process 1,  is  the  most  important  one  for  almost  the  full  temperature  range, only for T > 328.15 K the second Debye term, relaxation  process 2, develops a relevant role. Process 1 appears at lower  frequencies  than  process  2,  and  thus,  process  1  has  to  be  assigned  to  a  slower  relaxation  process.  The  intensity  of  process 1 decreases with  increasing  temperature, whereas  for  process 2 the inverse behavior is obtained, Figure 7. Moreover,  relaxation  time  of  process  1  also  decreases  with  increasing  temperature  whereas  for  process  2  it  evolves  through  a  minimum. The data reported in Figure 7 for relaxation time of  process  1  show  that  two  regimes  may  be  inferred   for   this   166  Aparicio and Alcalde / European Journal of Chemistry 1 (3) (2010) 162­167        Figure 6. Real, ’, and imaginary, ’’, parts of the complex dielectric function of MS as a function of temperature. Solid lines are obtained considering two Debye  processes and parameters from Table 1, experimental points are not included for the sake of clarity.      Figure 7. Relaxation amplitudes, Δi and relaxation times, i, obtained from the fit of experimental dielectric spectra according to two Debye processes, for MS as a  function of temperature, T. Processes (●) 1 and (○) 2; (—) polynomial fittings for guiding purposes      process. In order to confirm these two separate zones for τ1, an  analysis according to the Eyring equation was carried out:    RT H R S k h T i                lnln        (2)  where  H and  S are  the  molar  enthalpy  and  entropy  of  activation respectively. Linear fits were done for T 318.15 and  for T318.15 K from the data reported in Table 2. Thus, for the  slower  relaxation  time, 1 ,  H =  12.52  kJ  mol‐1  and  S =  ‐ 8.90  J mol‐1 K‐1 were obtained  for T318.15 K whereas  H =  2.82 kJ mol‐1 and  S = ‐39.07 J mol‐1 K‐1 were obtained for T   318.15  K.  Activation  enthalpies  are  low  in  the  whole  temperature range, which is more remarkable for T   318.15 K  and this relaxation process 1 evolves through a highly ordered  transition  state,  as  the  negative  values  of  activation  entropies  show. Therefore relaxation process 1 has to be assigned to the  dwelling time of MS molecules, that is to say, the residence time  of  a  MS  molecule  in  a  certain  arrangement  of  neighbour  MS  molecules.  Nevertheless,  the  low  activation  enthalpy  together  with the negative activation entropies favour the release of MS  molecules,  and  thus,  we  may  conclude  that  the  interaction  between  neighbour  molecules  is  not  developed  through  intermolecular  hydrogen  bonding,  that  should  lead  to  larger  activation enthalpies. Hence intermolecular interactions should  be  developed  mainly  through  dipolar  interactions,  and  thus,  allowing  maintaining  the  strong  intramolecular  hydrogen  bonding  in  agreement  with  results  reported  in  previous  sections. Nevertheless,  the  shape of MS molecules hinders  the  relaxation of MS molecules  in clusters  formed through dipolar  interactions; this would justify the large values of τ1 that points  to  slow  relaxation  of  MS  molecules  involved  in  clusters  with  neighbour  molecules.  As  the  temperature  increases,  the  amplitude of this process decreases and the relaxation is faster,  because  considering  that  the  interaction  between  neighbour  molecules  is  developed  mainly  through  dipolar  interactions,  these  are  remarkably weakened with  increasing  temperature,  therefore the relaxation is faster, and the number of molecules  involved  in  clusters  is  lower,  therefore  the  amplitude  decreases.    Table  2.  Parameterization  of  experimental  dielectric  spectra  according  to  two  Debye  processes  for  MS  in  the  200  MHz  –  20  GHz  frequency  range.  Limiting high–frequency permittivity, , relaxation times, i (for the i Debye  process), relaxation amplitudes, Δi, and static dielectric constant, s.  T / K Δ1  Δ2  1 / ps  2  / ps  s    2   278.15 7.23 0.14 114.57  19.74  2.22  9.6 0.723 288.15 7.02 0.14  88.73  16.18  2.04  9.2 0.715 298.15 6.85 0.24  72.46  11.95  1.71  8.8 0.628 308.15 6.57 0.22  59.47    9.37  1.61  8.4 0.620 318.15 6.29 0.31  50.64  10.92  1.50  8.1 0.739 328.15 5.78 0.57  45.51  14.70  1.36  7.7 0.817 338.15 4.96 1.14  41.80  17.97  1.20  7.3 0.952 348.15 4.16 1.75  39.95  18.32  0.99  6.9 1.101 358.15 3.03 2.70  38.10  19.03  0.77  6.5 1.263   Aparicio and Alcalde / European Journal of Chemistry 1 (3) (2010) 162­167  167  The  assignment  of  relaxation  process  2  is  not  simple,  moreover  considering  its  complex  temperature  behaviour.  Nevertheless,  we  may  consider  that  once  a  MS  molecule  is  released  from  a  cluster  formed  with  neighbour  molecules,  it  has to rotate to  find a new favourable configuration, and thus,  this  fast  relaxation  would  lead  to  process  2.  The  increasing  amplitude  of  this  process  2 with  increasing  temperature may  be  explained  considering  that  as  the  temperature  rises  the  number  of molecules  involved  in  clusters  is  smaller  and  thus  the rotation process is more important in comparison with the  dwelling process attributed to process 1 in previous paragraph.  τ2 evolves through a minimum with temperature (~ 308.15 K).  We may consider that up to 308 – 318 K the population of MS  molecules  involved  in  clusters,  process  1,  decreases  remarkably whereas for larger temperatures its variation is not  so  remarkable,  therefore  up  to  308  –  318  K  rotation  of  MS  molecules  is  more  easy  (faster  relaxation)  as  temperature  increases  but  for  larger  temperature  the  number  of  MS  molecules  not  involved  in  clusters  is  very  larger,  which  may  hinder  the  rotation  of  MS  molecules  (slight  shifting  toward  slower relaxation times). Therefore as main conclusions of DRS  study we  obtained  i.  Neighbour MS molecules  do  not  interact  through  intermolecular  hydrogen  bonding  and  ii.  Two  relaxation processes may be inferred assigned to dwelling time  of MS molecules  in dipolar clusters and  to  free rotation of MS  molecules.    References    [1]. Aparicio, S.; Alcalde, R.; Dávila, M. J.; García, B.; Leal, J. M. J. Phys. Chem.  B 2007, 111, 4417‐4431.  [2]. Aparicio, S.; Alcalde, R. Green Chem. 2009, 11, 65‐78.  [3]. Yamada, H. Bull. Chem. Soc. Jpn. 1959, 32, 1051‐1056.  [4]. Wojcik, M.J.; Paluszkiewicz, C. Can. J. Chem. 1983, 61, 1449‐1452.  [5]. Berthelot, M.; Laurence, C.; Lucon, M.; Rossignol, C. J. Phys. Org. Chem.  1996, 9, 626‐630.  [6]. Mitsuzuka, A.; Fujii, A.; Ebata, T.; Mikami, N. J. Phys. Chem. A 1998, 102,  9779‐9784.  [7]. Palomar, J.; De Paz, J. L. G.; Catalám, J. Chem. Phys. 1999, 246, 167‐208.  [8]. Melandri,  S.;  Giuliano,  B.  M.;  Maris,  A.;  Favero,  L.  B.;  Ottaviani,  P.;  Velino, B.; Caminati, W. J. Phys. Chem. A. 2007, 111, 9076‐9079.  [9]. Massaro, R. D.; Dai, Y.; Blaistein‐Barojas, E. J. Phys. Chem. A 2009, 113,  10385‐10390.  [10]. Frisch, M. J.; Trucks, G. W.; Schlegel, H. B.; Scuseria, G. E.; Robb, M. A.;  Cheeseman,  J.  R.;  Montgomery,  Jr.,    J.  A.;  Vreven,  T.;  Kudin,  K.N.;  Burant,  J.  C.;  Millam,  J.  M.;  Iyengar,  S.  S.;  Tomasi,  J.;  Barone,  V.;  Mennucci,  B.;  Cossi,  M.;  Scalmani,  G.;  Rega,  N.;  Petersson,  G.  A.;  Nakatsuji, H.; Hada, M.; Ehara, M.; Toyota, K.; Fukuda, R.; Hasegawa, J.;  Ishida, M.; Nakajima, T.; Honda, Y.; Kitao, O.; Nakai, H.; Klene, M.; Li, X.;  Knox,  J.E.;  Hratchian,  H.  P.;  Cross,  J.B.;  Adamo,  C.;  Jaramillo,  J.;  Gomperts,  R.;  Stratmann,  R.  E.;  Yazyev,  O.;  Austin,  A.  J.;  Cammi,  R.;  Pomelli,  C.;  Ochterski,  J.  W.;  Ayala,  P.  Y.;  Morokuma,  K.;  Voth,  G.  A.;  Salvador, P.; Dannenberg, J.J.; Zakrzewski, V. G.; Dapprich, S.; Daniels,  A. D.; Strain, M. C.; Farkas, O.; Malick, D.  K.;Rabuck,A.D.; Raghavachari,  K.;  Foresman,  J.  B.;  Ortiz,  J.  V.;  Cui,  Q.;  Baboul,  A.  G.;  Clifford,  S.;  Cioslowski,  J.;    Stefanov,  B.  B.;  Liu,  G.;  Liashenko,  A.;  Piskorz,  P.;  Komaromi, I.; Martin, R. L.;  Fox, D. J.; Keith, T.; Al‐Laham, M. A.; Peng,  C.  Y.;  Nanayakkara,  A.;  Challacombe,  M.;  Gill,  P.  M.  W.;  Johnson,  B.;  Chen, W.; Wong, M. W.; Gonzalez, C.; Pople, J. A. Gaussian 03 (Revision  C.02), Gaussian, Inc., Wallingford CT, 2004.  [11]. Becke, A.D.  Phys. Rev. A 1988, 38, 3098‐3100.  [12]. Lee, C.; Yang, W.; Parr, R. G. Phys. Rev. B 1988, 37, 785‐789.  [13]. Becke, A. D.  J. Chem. Phys. 1993, 98, 5648‐5652.  [14]. Bader,  R.F.W.  Atoms  in  Molecules:  a  Quantum  Theory,  Oxford  University Press, Oxford, 1990.  [15]. Biegler‐König, F.; Schönbohm, J.; Bayles, D. J. Comput. Chem. 2001, 22,  545‐559.  [16]. Ponder,  J.  W.  Tinker:  Software  tool  for  molecular  design.  4.2  ed,  Washington University School of Medicine, 2004.  [17]. Jorgensen, W. L.; Maxwell, D. S.; Tirado‐Rives, J. J. Am. Chem. Soc. 1996,  118, 11225‐11236.  [18]. Aparicio,  S.; Alcalde, R.; García, B.;  Leal,  J. M. Chem. Phys. Lett. 2007,  444, 252‐257.  [19]. Koch, U.; Popelier, P. L. A.  J. Phys. Chem. 1995, 99, 9747‐9754.   [20]. Popelier, P. L. A.  J. Phys. Chem. A 1998, 102, 1873‐1878.   [21]. Hibbs, D.E.; Overgaard, J.; Piltz, R.O. Org. Biomol. Chem. 2003, 1, 1191‐ 1198.   [22]. Espinosa, E.; Lecomte, C.; Molins, E. Chem. Phys. Lett. 1999, 300, 745‐ 748.  [23]. Espinosa, E.; Molins, E.; Lecomte, C.  Chem. Phys. Lett. 1998, 285, 170‐ 173.  [24]. Varghese,  H.  T.;  Panicker,  C.  Y.;  Mannekutla,  J.  R.;  Inamdar,  S.  R.  Spectrochim. Acta A 2007, 66, 959‐963.