Elementy chemii bioorganicznej. Przedmiot chemii bioorganicznej

Grodno" href="/text/category/grodno/" rel="bookmark">Grodno Państwowy Uniwersytet Medyczny”, kandydat nauk chemicznych, profesor nadzwyczajny;

Profesor nadzwyczajny Katedry Chemii Ogólnej i Bioorganicznej Instytucji Dydaktycznej „Grodno Państwowy Uniwersytet Medyczny”, kandydat nauk biologicznych, profesor nadzwyczajny

Recenzenci:

Katedra Chemii Ogólnej i Bioorganicznej Instytucji Dydaktycznej „Państwowy Uniwersytet Medyczny w Gomelu”;

– głowa Katedra Chemii Bioorganicznej Instytucja Edukacyjna „Białoruski Państwowy Uniwersytet Medyczny”, kandydat nauk medycznych, profesor nadzwyczajny.

Katedra Chemii Ogólnej i Bioorganicznej Placówki Dydaktycznej „Grodno Państwowy Uniwersytet Medyczny”

(protokół z dnia 1 stycznia 2001 r.)

Centralna Rada Naukowo-Metodologiczna Instytucji Oświatowej „Grodeński Państwowy Uniwersytet Medyczny”

(protokół z dnia 1 stycznia 2001 r.)

Sekcja specjalności 1Sprawy medyczne i psychologiczne stowarzyszenia edukacyjno-metodologicznego uniwersytetów Republiki Białorusi na rzecz edukacji medycznej

(protokół z dnia 1 stycznia 2001 r.)

Odpowiedzialny za wydanie:

Pierwszy Prorektor Instytucji Oświatowej „Grodno Państwowy Uniwersytet Medyczny”, profesor, doktor nauk medycznych

Notatka wyjaśniająca

Znaczenie studiowania dyscypliny akademickiej

„Chemia bioorganiczna”

Chemia bioorganiczna jest podstawową dyscypliną nauk przyrodniczych. Chemia bioorganiczna jako samodzielna nauka pojawiła się w drugiej połowie XX wieku na styku chemii organicznej i biochemii. Znaczenie studiowania chemii bioorganicznej wynika z praktycznych problemów stojących przed medycyną i rolnictwem (uzyskiwanie witamin, hormonów, antybiotyków, stymulatorów wzrostu roślin, regulatorów zachowania zwierząt i owadów oraz innych leków), których rozwiązanie nie jest możliwe bez użycia teoretyczny i praktyczny potencjał chemii bioorganicznej.

Chemia bioorganiczna jest stale wzbogacana o nowe metody izolacji i oczyszczania związków naturalnych, metody syntezy związków naturalnych i ich analogów, wiedzę na temat zależności pomiędzy strukturą a aktywnością biologiczną związków itp.

Najnowsze podejścia do edukacji medycznej, związane z przełamywaniem reprodukcyjnego stylu nauczania, zapewnieniem aktywności poznawczej i badawczej studentów, otwierają nowe perspektywy wykorzystania potencjału zarówno jednostki, jak i zespołu.

Cel i zadania dyscypliny akademickiej

Cel: kształtowanie poziomu kompetencji chemicznych w systemie edukacji medycznej, zapewniających późniejsze studiowanie dyscyplin biomedycznych i klinicznych.

Zadania:

Studenci opanowują teoretyczne podstawy przemian chemicznych cząsteczek organicznych w powiązaniu z ich strukturą i aktywnością biologiczną;

Kształcenie: znajomość molekularnych podstaw procesów życiowych;

Kształcenie umiejętności poruszania się w klasyfikacji, strukturze i właściwościach związków organicznych pełniących funkcję leków;

Kształtowanie logiki myślenia chemicznego;

Kształcenie umiejętności stosowania metod analizy jakościowej
związki organiczne;

Wiedza i umiejętności chemiczne, stanowiące podstawę kompetencji chemicznych, przyczynią się do kształtowania kompetencji zawodowych absolwenta.

Wymagania dotyczące opanowania dyscypliny akademickiej

Wymagania dotyczące poziomu opanowania treści dyscypliny „Chemia bioorganiczna” określa standard kształcenia wyższego pierwszego stopnia w cyklu dyscyplin ogólnozawodowych i specjalnych, opracowany z uwzględnieniem wymagań podejście oparte na kompetencjach, które określa minimalną zawartość dyscypliny w postaci uogólnionej wiedzy chemicznej i umiejętności, które składają się na kompetencje bioorganiczne absolwenta uczelni:

a) wiedza uogólniona:

- rozumieć istotę przedmiotu jako nauki i jej powiązania z innymi dyscyplinami;

Znaczenie w zrozumieniu procesów metabolicznych;

Pojęcie jedności struktury i reaktywności cząsteczek organicznych;

Podstawowe prawa chemii niezbędne do wyjaśnienia procesów zachodzących w organizmach żywych;

Właściwości chemiczne i znaczenie biologiczne głównych klas związków organicznych.

b) umiejętności uogólnione:

Przewidzieć mechanizm reakcji w oparciu o wiedzę o budowie cząsteczek organicznych i sposobach rozrywania wiązań chemicznych;

Wyjaśnić znaczenie reakcji dla funkcjonowania układów żywych;

Wykorzystaj zdobytą wiedzę na studiach z biochemii, farmakologii i innych dziedzin.

Struktura i treść dyscypliny akademickiej

W tym programie struktura treści dyscypliny „chemia bioorganiczna” składa się ze wstępu do dyscypliny oraz dwóch sekcji, które obejmują ogólne zagadnienia reaktywności cząsteczek organicznych, a także właściwości związków hetero- i wielofunkcyjnych biorących udział w procesy życiowe. Każda sekcja podzielona jest na tematy ułożone w kolejności zapewniającej optymalne przyswojenie i przyswojenie materiału programowego. Dla każdego tematu prezentowana jest uogólniona wiedza i umiejętności, które stanowią istotę kompetencji bioorganicznych uczniów. Zgodnie z treścią każdego tematu określane są wymagania dotyczące kompetencji (w formie systemu uogólnionej wiedzy i umiejętności), do tworzenia i diagnozowania których można opracować testy.

Metody nauczania

Do głównych metod nauczania, które adekwatnie realizują cele studiowania tej dyscypliny należą:

Wyjaśnienia i konsultacje;

Lekcja laboratoryjna;

Elementy nauczania problemowego (praca dydaktyczna i badawcza studentów);

Wprowadzenie do chemii bioorganicznej

Chemia bioorganiczna to nauka badająca strukturę substancji organicznych i ich przemiany w powiązaniu z funkcjami biologicznymi. Przedmioty badań chemii bioorganicznej. Rola chemii bioorganicznej w tworzeniu podstaw naukowych dla postrzegania wiedzy biologicznej i medycznej na współczesnym poziomie molekularnym.

Teoria budowy związków organicznych i jej rozwój na obecnym etapie. Izomeria związków organicznych jako podstawa różnorodności związków organicznych. Rodzaje izomerii związków organicznych.

Fizykochemiczne metody izolacji i badania związków organicznych ważnych w analizie biomedycznej.

Podstawowe zasady systematycznej nomenklatury IUPAC dla związków organicznych: nomenklatura substytucyjna i rodnikowo-funkcjonalna.

Struktura przestrzenna cząsteczek organicznych, jej związek z rodzajem hybrydyzacji atomu węgla (hybrydyzacja sp3, sp2 i sp). Wzory stereochemiczne. Konfiguracja i konformacja. Konformacje łańcuchów otwartych (okludowane, hamowane, pochylone). Charakterystyka energetyczna konformacji. Wzory projekcyjne Newmana. Bliskość przestrzenna niektórych odcinków łańcucha jako konsekwencja równowagi konformacyjnej i jako jedna z przyczyn dominującego powstawania cykli pięcio- i sześcioczłonowych. Konformacje związków cyklicznych (cykloheksan, tetrahydropiran). Charakterystyka energetyczna konstrukcji krzesła i wanny. Połączenia osiowe i równikowe. Związek struktury przestrzennej z aktywnością biologiczną.

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Znać przedmioty badań i główne zadania chemii bioorganicznej,

· Potrafi klasyfikować związki organiczne ze względu na budowę szkieletu węglowego i charakter grup funkcyjnych, stosować zasady systematycznej nomenklatury chemicznej.

· Zna główne rodzaje izomerii związków organicznych, potrafi określić możliwe typy izomerów korzystając ze wzoru strukturalnego związku.

· Znać różne rodzaje hybrydyzacji orbitali atomowych węgla, kierunek przestrzenny wiązań atomowych, ich rodzaj i liczbę w zależności od rodzaju hybrydyzacji.

· Znać charakterystyki energetyczne konformacji cząsteczek cyklicznych (konformacje krzesła, wanny) i acyklicznych (konformacje hamowane, ukośne, zaćmione) cząsteczek, potrafić je zobrazować za pomocą wzorów projekcyjnych Newmana.

· Zna rodzaje naprężeń (skrętnych, kątowych, van der Waalsa) występujących w różnych cząsteczkach, ich wpływ na stabilność konformacji i cząsteczkę jako całość.

Rozdział 1. Reaktywność cząsteczek organicznych w wyniku wzajemnego oddziaływania atomów, mechanizmy reakcji organicznych

Temat 1. Układy sprzężone, aromatyczność, efekty elektronowe podstawników

Układy sprzężone i aromatyczność. Koniugacja (p, p- i p, p-koniugacja). Sprzężone układy o otwartym łańcuchu: 1,3-dieny (butadien, izopren), polieny (karotenoidy, witamina A). Sprzężone systemy obiegu zamkniętego. Aromatyczność: kryteria aromatyczności, reguła aromatyczności Hückela. Aromatyczność związków benzenoidowych (benzenu, naftalenu, fenantrenu). Energia koniugacji. Struktura i przyczyny trwałości termodynamicznej karbo- i heterocyklicznych związków aromatycznych. Aromatyczność związków heterocyklicznych (pirol, imidazol, pirydyna, pirymidyna, puryna). Atomy azotu pirolu i pirydyny, układy aromatyczne z nadmiarem i niedoborem p.

Wzajemne oddziaływanie atomów i sposoby jego przenoszenia w cząsteczkach organicznych. Delokalizacja elektronów jako jeden z czynników zwiększających stabilność cząsteczek i jonów, jej powszechne występowanie w cząsteczkach ważnych biologicznie (porfina, hem, hemoglobina itp.). Polaryzacja połączeń. Elektronowe efekty podstawników (indukcyjne i mezomeryczne) jako przyczyna nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej i powstawania centrów reakcji w cząsteczce. Efekty indukcyjne i mezomeryczne (dodatnie i ujemne), ich oznaczenie graficzne we wzorach strukturalnych związków organicznych. Podstawniki oddające i odbierające elektrony.

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Zna rodzaje koniugacji i potrafi określić rodzaj koniugacji na podstawie wzoru strukturalnego związku.

· Zna kryteria aromatyczności, potrafi wyznaczać związki aromatyczne cząsteczek karbo- i heterocyklicznych za pomocą wzoru strukturalnego.

· Potrafi ocenić udział elektronowy atomów w powstaniu pojedynczego układu sprzężonego, zna budowę elektronową atomów azotu pirydyny i pirolu.

· Znać efekty elektroniczne podstawników, przyczyny ich występowania i potrafić graficznie przedstawić ich działanie.

· Potrafi sklasyfikować podstawniki jako oddające i pobierające elektrony w oparciu o wywoływane przez nie efekty indukcyjne i mezomeryczne.

· Potrafić przewidzieć wpływ podstawników na reaktywność cząsteczek.

Temat 2. Reaktywność węglowodorów. Podstawienie rodnikowe, addycja elektrofilowa i reakcje podstawienia

Ogólne wzorce reaktywności związków organicznych jako chemiczna podstawa ich biologicznego funkcjonowania. Reakcja chemiczna jako proces. Pojęcia: substrat, odczynnik, centrum reakcji, stan przejściowy, produkt reakcji, energia aktywacji, szybkość reakcji, mechanizm.

Klasyfikacja reakcji organicznych ze względu na wynik (dodawanie, podstawienie, eliminacja, redoks) i mechanizm - rodnikowe, jonowe (elektrofilowe, nukleofilowe), skoordynowane. Rodzaje odczynników: rodnikowe, kwasowe, zasadowe, elektrofilowe, nukleofilowe. Homolityczne i heterolityczne rozszczepianie wiązań kowalencyjnych w związkach organicznych i powstałych cząstkach: wolne rodniki, karbokationy i karboaniony. Struktura elektronowa i przestrzenna tych cząstek oraz czynniki determinujące ich względną stabilność.

Reaktywność węglowodorów. Radykalne reakcje podstawienia: reakcje homolityczne z udziałem wiązań CH atomu węgla zhybrydyzowanego sp3. Mechanizm podstawienia rodnikowego na przykładzie reakcji halogenowania alkanów i cykloalkanów. Pojęcie procesów łańcuchowych. Pojęcie regioselektywności.

Drogi powstawania wolnych rodników: fotoliza, termoliza, reakcje redoks.

Reakcje addycji elektrofilowej ( AE) w szeregu węglowodorów nienasyconych: reakcje heterolityczne obejmujące wiązania p pomiędzy atomami węgla zhybrydyzowanymi sp2. Mechanizm reakcji hydratacji i hydrohalogenacji. Kataliza kwasowa. Reguła Markownikowa. Wpływ czynników statycznych i dynamicznych na regioselektywność reakcji addycji elektrofilowej. Cechy reakcji addycji elektrofilowej do węglowodorów dienowych i małych cykli (cyklopropan, cyklobutan).

Reakcje podstawienia elektrofilowego ( SE): reakcje heterolityczne z udziałem chmury p-elektronów układu aromatycznego. Mechanizm reakcji halogenowania, nitrowania, alkilowania związków aromatycznych: p - i S- kompleksy. Rola katalizatora (kwasu Lewisa) w tworzeniu cząstki elektrofilowej.

Wpływ podstawników w pierścieniu aromatycznym na reaktywność związków w reakcjach podstawienia elektrofilowego. Orientujące oddziaływanie podstawników (orientantów pierwszego i drugiego rodzaju).

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Zna pojęcia substrat, odczynnik, centrum reakcji, produkt reakcji, energia aktywacji, szybkość reakcji, mechanizm reakcji.

· Zna klasyfikację reakcji według różnych kryteriów (ze względu na wynik końcowy, sposób zrywania wiązań, mechanizm) i rodzajów odczynników (rodnikowe, elektrofilowe, nukleofilowe).

· Zna budowę elektronową i przestrzenną odczynników oraz czynniki decydujące o ich stabilności względnej, potrafi porównać stabilność względną odczynników tego samego typu.

· Znać metody powstawania wolnych rodników i mechanizm reakcji podstawienia rodnikowego (SR) na przykładach reakcji halogenowania alkanów i cykloalkanów.

· Potrafi określić statystyczne prawdopodobieństwo powstania możliwych produktów w reakcjach substytucji rodnikowej oraz możliwość regioselektywnego przebiegu procesu.

· Zna mechanizm reakcji addycji elektrofilowej (AE) w reakcjach halogenowania, hydrohalogenowania i hydratacji alkenów, potrafi jakościowo ocenić reaktywność substratów na podstawie efektów elektronowych podstawników.

· Zna regułę Markownikowa i potrafi wyznaczyć regioselektywność reakcji hydratacji i hydrohalogenacji na podstawie wpływu czynników statycznych i dynamicznych.

· Zna cechy reakcji addycji elektrofilowej do węglowodorów sprzężonych dienów i małych cykli (cyklopropan, cyklobutan).

· Znać mechanizm reakcji podstawienia elektrofilowego (SE) w reakcjach halogenowania, nitrowania, alkilowania, acylowania związków aromatycznych.

· Potrafi określić, na podstawie efektów elektronowych podstawników, ich wpływ na reaktywność pierścienia aromatycznego i ich działanie orientujące.

Temat 3. Właściwości kwasowo-zasadowe związków organicznych

Kwasowość i zasadowość związków organicznych: teorie Brønsteda i Lewisa. Stabilność anionu kwasowego jest jakościowym wskaźnikiem właściwości kwasowych. Ogólne wzorce zmian właściwości kwasowych lub zasadowych w powiązaniu z naturą atomów w centrum kwasowym lub zasadowym, działanie elektronowe podstawników w tych centrach. Właściwości kwasowe związków organicznych z grupami funkcyjnymi zawierającymi wodór (alkohole, fenole, tiole, kwasy karboksylowe, aminy, CH-kwasowość cząsteczek i kationów kabrowych). zasady p i N- podstawy. Podstawowe właściwości cząsteczek obojętnych zawierających heteroatomy z samotnymi parami elektronów (alkohole, tiole, siarczki, aminy) i anionów (jony wodorotlenkowe, alkoholanowe, aniony kwasów organicznych). Właściwości kwasowo-zasadowe heterocykli zawierających azot (pirol, imidazol, pirydyna). Wiązania wodorowe jako specyficzny przejaw właściwości kwasowo-zasadowych.

Charakterystyka porównawcza właściwości kwasowych związków zawierających grupę hydroksylową (alkohole jednowodorotlenowe i wielowodorotlenowe, fenole, kwasy karboksylowe). Charakterystyka porównawcza podstawowych właściwości amin alifatycznych i aromatycznych. Wpływ charakteru elektronowego podstawnika na właściwości kwasowo-zasadowe cząsteczek organicznych.

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Zna definicje kwasów i zasad zgodnie z teorią protolityczną Bronsteda i teorią elektronów Lewisa.

· Znać klasyfikację Bronsteda kwasów i zasad w zależności od charakteru atomów centrów kwasowych lub zasadowych.

· Zna czynniki wpływające na moc kwasów i stabilność ich sprzężonych zasad, potrafi dokonać porównawczej oceny mocy kwasów na podstawie stabilności odpowiadających im anionów.

· Zna czynniki wpływające na wytrzymałość baz Bronsteda, potrafi przeprowadzić ocenę porównawczą wytrzymałości baz z uwzględnieniem tych czynników.

· Zna przyczyny powstawania wiązania wodorowego, potrafi zinterpretować powstawanie wiązania wodorowego jako specyficzny przejaw właściwości kwasowo-zasadowych substancji.

· Zna przyczyny występowania tautomerii keto-enolowej w cząsteczkach organicznych, potrafi je wyjaśnić z punktu widzenia właściwości kwasowo-zasadowych związków w powiązaniu z ich aktywnością biologiczną.

· Zna i potrafi przeprowadzić reakcje jakościowe pozwalające na rozróżnienie alkoholi wielowodorotlenowych, fenoli, tioli.

Temat 4. Reakcje podstawienia nukleofilowego przy tetragonalnym atomie węgla i reakcje eliminacji konkurencyjnej

Reakcje podstawienia nukleofilowego przy zhybrydyzowanym atomie węgla sp3: reakcje heterolityczne wywołane polaryzacją wiązania węgiel-heteroatom (pochodne halogenowe, alkohole). Grupy, które odchodzą łatwo i trudno: związek pomiędzy łatwością opuszczenia grupy a jej strukturą. Wpływ czynników rozpuszczalnikowych, elektronowych i przestrzennych na reaktywność związków w reakcjach mono- i bimolekularnego podstawienia nukleofilowego (SN1 i SN2). Stereochemia reakcji podstawienia nukleofilowego.

Reakcje hydrolizy pochodnych halogenowych. Reakcje alkilowania alkoholi, fenoli, tioli, siarczków, amoniaku, amin. Rola katalizy kwasowej w podstawieniu nukleofilowym grupy hydroksylowej. Pochodne halogenowe, alkohole, estry kwasów siarkowego i fosforowego jako odczynniki alkilujące. Biologiczna rola reakcji alkilowania.

Mono- i bimolekularne reakcje eliminacji (E1 i E2): (odwodnienie, dehydrohalogenacja). Zwiększona kwasowość CH jako przyczyna reakcji eliminacji towarzyszących podstawieniu nukleofilowemu przy atomie węgla zhybrydyzowanym sp3.

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Znać czynniki decydujące o nukleofilowości odczynników oraz strukturę najważniejszych cząstek nukleofilowych.

· Znać ogólne prawa reakcji podstawienia nukleofilowego przy nasyconym atomie węgla, wpływ czynników statycznych i dynamicznych na reaktywność substancji w reakcji podstawienia nukleofilowego.

· Zna mechanizmy mono- i bimolekularnego podstawienia nukleofilowego, potrafi ocenić wpływ czynników sterycznych, wpływ rozpuszczalników, wpływ czynników statycznych i dynamicznych na przebieg reakcji według jednego z mechanizmów.

· Znać mechanizmy eliminacji mono- i bimolekularnej, przyczyny współzawodnictwa pomiędzy substytucją nukleofilową a reakcjami eliminacji.

· Zna regułę Zajcewa i potrafi wyznaczyć główny produkt reakcji odwodnienia i dehydrohalogenacji niesymetrycznych alkoholi i haloalkanów.

Temat 5. Reakcje addycji i podstawienia nukleofilowego przy trygonalnym atomie węgla

Reakcje addycji nukleofilowej: reakcje heterolityczne z udziałem wiązania p węgiel-tlen (aldehydy, ketony). Mechanizm reakcji oddziaływania związków karbonylowych z odczynnikami nukleofilowymi (woda, alkohole, tiole, aminy). Wpływ czynników elektronowych i przestrzennych, rola katalizy kwasowej, odwracalność reakcji addycji nukleofilowej. Półacetale i acetale, ich otrzymywanie i hydroliza. Biologiczna rola reakcji acetalizacji. Reakcje addycji aldolowej. Podstawowa kataliza. Struktura jonu enolanowego.

Reakcje podstawienia nukleofilowego w szeregu kwasów karboksylowych. Struktura elektronowa i przestrzenna grupy karboksylowej. Reakcje podstawienia nukleofilowego przy atomie węgla zhybrydyzowanym sp2 (kwasy karboksylowe i ich pochodne funkcyjne). Środki acylujące (halogenki kwasowe, bezwodniki, kwasy karboksylowe, estry, amidy), charakterystyka porównawcza ich reaktywności. Reakcje acylowania - powstawanie bezwodników, estrów, tioestrów, amidów - i ich reakcje odwrotnej hydrolizy. Acetylokoenzym A jest naturalnym, wysokoenergetycznym środkiem acylującym. Biologiczna rola reakcji acylowania. Pojęcie podstawienia nukleofilowego przy atomach fosforu, reakcje fosforylacji.

Reakcje utleniania i redukcji związków organicznych. Specyfika reakcji redoks związków organicznych. Pojęcie transferu jednego elektronu, transferu jonów wodorkowych oraz działanie układu NAD+ ↔ NADH. Reakcje utleniania alkoholi, fenoli, siarczków, związków karbonylowych, amin, tioli. Reakcje redukcji związków karbonylowych i dwusiarczków. Rola reakcji redoks w procesach życiowych.

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Zna budowę elektronową i przestrzenną grupy karbonylowej, wpływ czynników elektronowych i sterycznych na reaktywność grupy okso w aldehydach i ketonach.

· Zna mechanizm reakcji nukleofilowej addycji wody, alkoholi, amin, tioli do aldehydów i ketonów, rola katalizatora.

· Zna mechanizm reakcji kondensacji aldolowej, czynniki decydujące o udziale związku w tej reakcji.

· Zna mechanizm reakcji redukcji związków okso z wodorkami metali.

· Znać centra reakcji obecne w cząsteczkach kwasu karboksylowego. Potrafić przeprowadzić ocenę porównawczą mocy kwasów karboksylowych w zależności od budowy rodnika.

· Zna budowę elektronową i przestrzenną grupy karboksylowej, potrafi przeprowadzić ocenę porównawczą zdolności atomu węgla grupy okso w kwasach karboksylowych i ich pochodnych funkcyjnych (halogenki kwasowe, bezwodniki, estry, amidy, sole) do ulega atakowi nukleofilowemu.

· Znać mechanizm reakcji podstawienia nukleofilowego na przykładach acylowania, estryfikacji, hydrolizy estrów, bezwodników, halogenków kwasowych, amidów.

Temat 6. Lipidy, klasyfikacja, budowa, właściwości

Lipidy zmydlające się i niezmydlające. Neutralne lipidy. Tłuszcze naturalne jako mieszanina triacylogliceroli. Główne naturalne wyższe kwasy tłuszczowe tworzące lipidy: palmitynowy, stearynowy, oleinowy, linolowy, linolenowy. Kwas arachidonowy. Cechy nienasyconych kwasów tłuszczowych, w-nomenklatura.

Utlenianie nadtlenkowe fragmentów nienasyconych kwasów tłuszczowych w błonach komórkowych. Rola peroksydacji lipidów błonowych w oddziaływaniu niskich dawek promieniowania na organizm. Systemy ochrony antyoksydacyjnej.

Fosfolipidy. Kwasy fosfatydowe. Fosfatydylokolaminy i fosfatydyloseryny (cefaliny), fosfatydylocholiny (lecytyny) są składnikami strukturalnymi błon komórkowych. Dwuwarstwa lipidowa. Sfingolipidy, ceramidy, sfingomieliny. Glikolipidy mózgowe (cerebrozydy, gangliozydy).

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Zna klasyfikację lipidów i ich budowę.

· Znać budowę składników strukturalnych zmydlonych lipidów – alkoholi i wyższych kwasów tłuszczowych.

· Zna mechanizm reakcji powstawania i hydrolizy lipidów prostych i złożonych.

· Znać i potrafić przeprowadzać jakościowe reakcje na nienasycone kwasy tłuszczowe i oleje.

· Zna klasyfikację lipidów niezmydlających się, ma pojęcie o zasadach klasyfikacji terpenów i steroidów, ich roli biologicznej.

· Zna biologiczną rolę lipidów, ich główne funkcje, ma pojęcie o głównych etapach peroksydacji lipidów i konsekwencjach tego procesu dla komórki.

Rozdział 2. Stereoizomeria cząsteczek organicznych. Związki poli- i heterofunkcyjne biorące udział w procesach życiowych

Temat 7. Stereoizomeria cząsteczek organicznych

Stereoizomeria szeregu związków z podwójnym wiązaniem (p-diastereomeria). Izomeria cis i trans związków nienasyconych. E, Z – system notacji p-diastereoizomerów. Porównawcza stabilność p-diastereoizomerów.

Chiralne cząsteczki. Asymetryczny atom węgla jako centrum chiralności. Stereoizomeria cząsteczek z jednym centrum chiralności (enancjomeria). Aktywność optyczna. Wzory projekcji Fischera. Aldehyd glicerynowy jako wzorzec konfiguracji, konfiguracja absolutna i względna. D, L-system nomenklatury stereochemicznej. R, S-system nomenklatury stereochemicznej. Mieszaniny racemiczne i metody ich rozdzielania.

Stereoizomeria cząsteczek z dwoma lub większą liczbą centrów chiralnych. Enancjomery, diastereoizomery, mezoformy.

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Znać przyczyny występowania stereoizomerii w szeregu węglowodorów alkenów i dienów.

· Potrafi zastosować skrócony wzór strukturalny związku nienasyconego w celu określenia możliwości istnienia p-diastereoizomerów, rozróżnienia izomerów cis - trans i oceny ich stabilności porównawczej.

· Zna elementy symetrii cząsteczek, warunki niezbędne do wystąpienia chiralności w cząsteczce organicznej.

· Zna i potrafi przedstawić enancjomery za pomocą wzorów projekcji Fischera, obliczyć liczbę oczekiwanych stereoizomerów na podstawie liczby centrów chiralnych w cząsteczce, zasady wyznaczania konfiguracji absolutnej i względnej, system D-, L-nomenklatury stereochemicznej .

· Zna metody rozdzielania racematów, podstawowe zasady systemu R, S w nomenklaturze stereochemicznej.

Temat 8. Fizjologicznie aktywne związki poli- i heterofunkcyjne szeregu alifatycznego, aromatycznego i heterocyklicznego

Poli- i heterofunkcjonalność jako jedna z charakterystycznych cech związków organicznych uczestniczących w procesach życiowych i będących przodkami najważniejszych grup leków. Specyfika wzajemnego oddziaływania grup funkcyjnych w zależności od ich względnego położenia.

Alkohole wielowodorotlenowe: glikol etylenowy, gliceryna. Estry alkoholi wielowodorotlenowych z kwasami nieorganicznymi (nitrogliceryna, fosforany glicerolu). Fenole dwuatomowe: hydrochinon. Utlenianie fenoli dwuatomowych. Układ hydrochinon-chinon. Fenole jako przeciwutleniacze (zmiatacze wolnych rodników). Tokoferole.

Dwuzasadowe kwasy karboksylowe: szczawiowy, malonowy, bursztynowy, glutarowy, fumarowy. Konwersja kwasu bursztynowego do kwasu fumarowego jest przykładem biologicznie ważnej reakcji odwodornienia. Reakcje dekarboksylacji, ich rola biologiczna.

Aminoalkohole: aminoetanol (kolamina), cholina, acetylocholina. Rola acetylocholiny w chemicznym przekazywaniu impulsów nerwowych w synapsach. Aminofenole: dopamina, noradrenalina, adrenalina. Pojęcie biologicznej roli tych związków i ich pochodnych. Neurotoksyczne działanie 6-hydroksydopaminy i amfetaminy.

Hydroksy i aminokwasy. Reakcje cyklizacji: wpływ różnych czynników na proces powstawania cykli (realizacja odpowiednich konformacji, wielkość powstałego cyklu, współczynnik entropii). Laktony. Laktamy. Hydroliza laktonów i laktamów. Reakcja eliminacji b-hydroksy i aminokwasów.

Aldehydy i ketokwasy: pirogronowy, acetylooctowy, szczawiooctowy, a-ketoglutarowy. Właściwości i reaktywność kwasów. Reakcje dekarboksylacji b-ketokwasów i oksydacyjnej dekarboksylacji a-ketokwasów. Ester acetylooctowy, tautomeryzm keto-enolowy. Przedstawicielami „ciał ketonowych” są kwasy b-hydroksymasłowy, b-ketomasłowy, aceton, ich znaczenie biologiczne i diagnostyczne.

Heterofunkcyjne pochodne benzenu jako leki. Kwas salicylowy i jego pochodne (kwas acetylosalicylowy).

Kwas paraaminobenzoesowy i jego pochodne (anestezyna, nowokaina). Biologiczna rola kwasu p-aminobenzoesowego. Kwas sulfanilowy i jego amid (streptocid).

Heterocykle z kilkoma heteroatomami. Pirazol, imidazol, pirymidyna, puryna. Pirazolon-5 jest podstawą nie-narkotycznych leków przeciwbólowych. Kwas barbiturowy i jego pochodne. Hydroksypuryny (hipoksantyna, ksantyna, kwas moczowy), ich rola biologiczna. Heterocykle z jednym heteroatomem. Pirol, indol, pirydyna. Biologicznie ważnymi pochodnymi pirydyny są pochodne nikotynamidu, pirydoksalu i kwasu izonikotynowego. Nikotynamid jest składnikiem strukturalnym koenzymu NAD+, który warunkuje jego udział w OVR.

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Potrafi klasyfikować związki heterofunkcyjne według składu i ich wzajemnego rozmieszczenia.

· Zna specyficzne reakcje aminokwasów i hydroksykwasów z a, b, g – układem grup funkcyjnych.

· Zna reakcje prowadzące do powstania związków biologicznie czynnych: choliny, acetylocholiny, adrenaliny.

· Znać rolę tautomeryzmu keto-enolowego w przejawach aktywności biologicznej ketokwasów (kwas pirogronowy, kwas szczawiooctowy, kwas acetooctowy) i związków heterocyklicznych (pirazol, kwas barbiturowy, puryna).

· Zna metody przemian redoks związków organicznych, biologiczną rolę reakcji redoks w manifestowaniu aktywności biologicznej dwuatomowych fenoli, nikotynamidu i powstawaniu ciał ketonowych.

Temat9 . Węglowodany, klasyfikacja, budowa, właściwości, rola biologiczna

Węglowodany, ich klasyfikacja w odniesieniu do hydrolizy. Klasyfikacja monosacharydów. Aldozy, ketozy: triozy, tetrozy, pentozy, heksozy. Stereoizomeria monosacharydów. Seria D i L nomenklatury stereochemicznej. Formy otwarte i cykliczne. Wzory Fishera i wzory Hawortha. Furanozy i piranozy, a- i b-anomery. Cyklo-okso-tautomeryzm. Konformacje piranozowych form monosacharydów. Struktura najważniejszych przedstawicieli pentoz (ryboza, ksyloza); heksozy (glukoza, mannoza, galaktoza, fruktoza); deoksycukry (2-deoksyryboza); aminocukry (glukozamina, mannozamina, galaktozamina).

Właściwości chemiczne monosacharydów. Reakcje podstawienia nukleofilowego z udziałem centrum anomerycznego. O - i N-glikozydy. Hydroliza glikozydów. Fosforany monosacharydów. Utlenianie i redukcja monosacharydów. Właściwości redukujące aldozów. Kwasy glikonowy, glikarowy, glikuronowy.

Oligosacharydy. Disacharydy: maltoza, celobioza, laktoza, sacharoza. Struktura, cyklookso-tautomeryzm. Hydroliza.

Polisacharydy. Ogólna charakterystyka i klasyfikacja polisacharydów. Homo- i heteropolisacharydy. Homopolisacharydy: skrobia, glikogen, dekstrany, celuloza. Struktura pierwotna, hydroliza. Pojęcie struktury drugorzędowej (skrobia, celuloza).

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Zna klasyfikację monosacharydów (ze względu na liczbę atomów węgla, skład grup funkcyjnych), budowę form otwartych i cyklicznych (furanoza, piranoza) najważniejszych monosacharydów, ich stosunek szeregu D i L nomenklatura stereochemiczna, potrafić określić liczbę możliwych diastereomerów, klasyfikować stereoizomery na diastereoizomery, epimery, anomery.

· Zna mechanizm reakcji cyklizacji monosacharydów, przyczyny mutarotacji roztworów monosacharydów.

· Znać właściwości chemiczne monosacharydów: reakcje redoks, reakcje tworzenia i hydrolizy O- i N-glikozydów, reakcje estryfikacji, fosforylacji.

· Możliwość przeprowadzenia wysokiej jakości reakcji na fragmencie diolowym i obecności właściwości redukujących monosacharydów.

· Zna klasyfikację disacharydów i ich budowę, konfigurację anomerycznego atomu węgla tworzącego wiązanie glikozydowe, przemiany tautomeryczne disacharydów, ich właściwości chemiczne, rolę biologiczną.

· Zna klasyfikację polisacharydów (ze względu na hydrolizę, ze względu na skład monosacharydów), budowę najważniejszych przedstawicieli homopolisacharydów, konfigurację anomerycznego atomu węgla tworzącego wiązanie glikozydowe, ich właściwości fizykochemiczne i rolę biologiczną. Mają pojęcie o biologicznej roli heteropolisacharydów.

Temat 10.A-Aminokwasy, peptydy, białka. Struktura, właściwości, rola biologiczna

Struktura, nazewnictwo, klasyfikacja a-aminokwasów tworzących białka i peptydy. Stereoizomeria a-aminokwasów.

Biosyntetyczne drogi powstawania a-aminokwasów z oksokwasów: reakcje redukcyjnego aminowania i reakcje transaminacji. Aminokwasy.

Właściwości chemiczne a-aminokwasów jako związków heterofunkcyjnych. Właściwości kwasowo-zasadowe a-aminokwasów. Punkt izoelektryczny, metody rozdzielania a-aminokwasów. Tworzenie soli wewnątrzkompleksowych. Reakcje estryfikacji, acylowania, alkilowania. Oddziaływanie z kwasem azotawym i formaldehydem, znaczenie tych reakcji w analizie aminokwasów.

Kwas g-aminomasłowy jest neuroprzekaźnikiem hamującym ośrodkowy układ nerwowy. Przeciwdepresyjne działanie L-tryptofanu, serotoniny – jako neuroprzekaźnika snu. Mediatorowe właściwości glicyny, histaminy, kwasu asparaginowego i glutaminowego.

Biologicznie ważne reakcje a-aminokwasów. Reakcje deaminacji i hydroksylacji. Dekarboksylacja a-aminokwasów jest drogą do powstania amin biogennych i bioregulatorów (kolaminy, histaminy, tryptaminy, serotoniny). Peptydów. Struktura elektronowa wiązania peptydowego. Hydroliza kwasowa i zasadowa peptydów. Ustalanie składu aminokwasów nowoczesnymi metodami fizykochemicznymi (metoda Sangera i Edmana). Pojęcie neuropeptydów.

Podstawowa struktura białek. Częściowa i całkowita hydroliza. Pojęcie struktur drugorzędowych, trzeciorzędowych i czwartorzędowych.

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Zna budowę, stereochemiczną klasyfikację a-aminokwasów, należących do D- i L-stereochemicznej serii naturalnych aminokwasów, aminokwasów niezbędnych.

· Zna sposoby syntezy a-aminokwasów in vivo i in vitro, zna właściwości kwasowo-zasadowe oraz metody przeprowadzania a-aminokwasów w stan izoelektryczny.

· Znać właściwości chemiczne a-aminokwasów (reakcje na grupach aminowych i karboksylowych), umieć przeprowadzać reakcje jakościowe (ksantoproteina, z Cu(OH)2, ninhydryną).

· Zna budowę elektronową wiązania peptydowego, pierwszorzędową, drugorzędową, trzeciorzędową i czwartorzędową strukturę białek i peptydów, umie wyznaczać skład i sekwencję aminokwasów (metoda Sangera, metoda Edmana), potrafi przeprowadzić reakcja biuretowa dla peptydów i białek.

· Zna zasadę metody syntezy peptydów z wykorzystaniem zabezpieczenia i aktywacji grup funkcyjnych.

Temat 11. Nukleotydy i kwasy nukleinowe

Zasady nukleinowe tworzące kwasy nukleinowe. Zasady pirymidynowe (uracyl, tymina, cytozyna) i purynowe (adenina, guanina), ich aromatyczność, przemiany tautomeryczne.

Nukleozydy, reakcje ich powstawania. Charakter połączenia między zasadą nukleinową a resztą węglowodanową; konfiguracja centrum glikozydowego. Hydroliza nukleozydów.

Nukleotydy. Struktura mononukleotydów tworzących kwasy nukleinowe. Nomenklatura. Hydroliza nukleotydów.

Podstawowa struktura kwasów nukleinowych. Wiązanie fosfodiestrowe. Kwasy rybonukleinowe i deoksyrybonukleinowe. Skład nukleotydowy RNA i DNA. Hydroliza kwasów nukleinowych.

Pojęcie struktury drugorzędowej DNA. Rola wiązań wodorowych w tworzeniu struktury drugorzędowej. Komplementarność zasad nukleinowych.

Leki na bazie modyfikowanych zasad nukleinowych (5-fluorouracyl, 6-merkaptopuryna). Zasada podobieństwa chemicznego. Zmiany w strukturze kwasów nukleinowych pod wpływem środków chemicznych i promieniowania. Mutagenne działanie kwasu azotawego.

Polifosforany nukleozydów (ADP, ATP), cechy ich budowy pozwalające im pełnić funkcje związków wysokoenergetycznych i bioregulatorów wewnątrzkomórkowych. Struktura cAMP, wewnątrzkomórkowego „posłańca” hormonów.

Wymagania dotyczące kompetencji:

· Zna budowę zasad azotowych pirymidynowych i purynowych, ich przemiany tautomeryczne.

· Znać mechanizm reakcji powstawania N-glikozydów (nukleozydów) i ich hydrolizę, nazewnictwo nukleozydów.

· Znać podstawowe podobieństwa i różnice pomiędzy naturalnymi i syntetycznymi nukleozydami antybiotykowymi w porównaniu z nukleozydami tworzącymi DNA i RNA.

· Zna reakcje powstawania nukleotydów, budowę mononukleotydów tworzących kwasy nukleinowe, ich nazewnictwo.

· Zna budowę cyklo- i polifosforanów nukleozydów, ich rolę biologiczną.

· Zna skład nukleotydowy DNA i RNA, rolę wiązania fosfodiestrowego w tworzeniu struktury pierwszorzędowej kwasów nukleinowych.

· Zna rolę wiązań wodorowych w tworzeniu struktury drugorzędowej DNA, komplementarność zasad azotowych, rolę oddziaływań komplementarnych w realizacji funkcji biologicznej DNA.

· Zna czynniki wywołujące mutacje i zasadę ich działania.

Część informacyjna

Bibliografia

Główny:

1. Romanovsky, chemia bioorganiczna: podręcznik w 2 częściach /. - Mińsk: BSMU, 20с.

2. Romanovsky, do warsztatów z chemii bioorganicznej: podręcznik / pod red. – Mińsk: BSMU, 1999. – 132 s.

3. Tyukavkina, N. A., Chemia bioorganiczna: podręcznik / , . – Moskwa: Medycyna, 1991. – 528 s.

Dodatkowy:

4. Ovchinnikov, chemia: monografia /.

– Moskwa: Edukacja, 1987. – 815 s.

5. Potapow: podręcznik /. - Moskwa:

Chemia, 1988. – 464 s.

6. Riles, A. Podstawy chemii organicznej: podręcznik / A. Rice, K. Smith,

R. Warda. – Moskwa: Mir, 1989. – 352 s.

7. Taylor, G. Podstawy chemii organicznej: podręcznik / G. Taylor. -

Moskwa: Mirs.

8. Terney, A. Nowoczesna chemia organiczna: podręcznik w 2 tomach /

A.Terney. – Moskwa: Mir, 1981. – 1310 s.

9. Tyukavkina, na zajęcia laboratoryjne z substancji bioorganicznych

chemia: podręcznik / [itd.]; pod redakcją N.A.

Tyukavkina. – Moskwa: Medycyna, 1985. – 256 s.

10. Tyukavkina, N. A., Chemia bioorganiczna: podręcznik dla studentów

instytuty medyczne / , . - Moskwa.

Cześć! Wielu studentów medycyny studiuje obecnie chemię bioorganiczną, znaną również jako biochemia.

Na niektórych uczelniach przedmiot ten kończy się kolokwium, na innych – egzaminem. Czasem zdarza się, że egzamin na jednej uczelni jest porównywalny pod względem trudności z egzaminem na innej.

Na mojej uczelni chemia bioorganiczna była egzaminem w sesji letniej, pod sam koniec pierwszego roku. Trzeba przyznać, że BOC to jeden z tych tematów, który w pierwszej chwili budzi strach i może natchnąć myślą „tego nie da się przejść”. Jest to oczywiście szczególnie prawdziwe w przypadku osób o słabych podstawach w chemii organicznej (i, co dziwne, jest ich sporo na uniwersytetach medycznych).

Programy studiowania chemii bioorganicznej na różnych uniwersytetach mogą się znacznie różnić, a metody nauczania mogą się jeszcze bardziej różnić.

Jednak wymagania wobec studentów są wszędzie mniej więcej takie same. Mówiąc najprościej, aby zdać chemię bioorganiczną na piątkę, trzeba znać nazwy, właściwości, cechy strukturalne i typowe reakcje szeregu substancji organicznych.

Nasz nauczyciel, szanowany profesor, przedstawił materiał tak, jakby każdy uczeń był najlepszym uczniem chemii organicznej w szkole (a chemia bioorganiczna jest w zasadzie skomplikowanym przedmiotem szkolnej chemii organicznej). Prawdopodobnie miał rację w swoim podejściu, każdy powinien dążyć do zdobycia szczytu i bycia najlepszym. Doprowadziło to jednak do tego, że część studentów, którzy na pierwszych 2-3 zajęciach nie zrozumieli częściowo materiału, bliżej połowy semestru przestali wszystko rozumieć.

Zdecydowałem się na napisanie tego materiału w dużej mierze dlatego, że byłem właśnie takim studentem. W szkole bardzo lubiłem chemię nieorganiczną, ale zawsze miałem problemy z chemią organiczną. Nawet gdy przygotowywałem się do egzaminu Unified State Exam, wybrałem strategię wzmocnienia całej mojej wiedzy z zakresu nieorganiczności, jednocześnie konsolidując jedynie podstawy substancji organicznych. Nawiasem mówiąc, prawie obróciło się to przeciwko mnie pod względem punktów wejścia, ale to inna historia.

Nie na próżno mówiłem o metodologii nauczania, bo nasza też była bardzo nietypowa. Od razu, niemal na pierwszych zajęciach, pokazano nam podręczniki, według których mieliśmy zdawać kolokwium, a potem przystąpić do egzaminu.

Chemia bioorganiczna - kolokwium i egzamin

Cały nasz kurs został podzielony na 4 główne tematy, z których każdy zakończył się lekcją testową. Mieliśmy już pytania do każdego z czterech testów z pierwszej pary. Były oczywiście przerażające, ale jednocześnie służyły za rodzaj mapy, po której się poruszano.

Pierwszy test był dość prosty. Poświęcono ją głównie nomenklaturze, nazwom banalnym (codziennym) i międzynarodowym oraz oczywiście klasyfikacji substancji. W tej czy innej formie poruszano także oznaki aromatyczności.

Drugi test po pierwszym wydawał się znacznie trudniejszy. Należało tam opisać właściwości i reakcje substancji takich jak ketony, aldehydy, alkohole i kwasy karboksylowe. Na przykład jedną z najbardziej typowych reakcji aldehydów jest reakcja srebrnego lustra. Całkiem piękny widok. Jeśli do dowolnego aldehydu dodamy odczynnik Tollensa, czyli OH, to na ściance probówki pojawi się osad przypominający lustro, tak to wygląda:

Trzeci test w porównaniu do drugiego nie wydawał się tak groźny. Każdy jest już przyzwyczajony do zapisywania reakcji i zapamiętywania właściwości według klasyfikacji. W trzecim teście mówiliśmy o związkach z dwiema grupami funkcyjnymi – aminofenolami, aminoalkoholami, oksokwasami i innymi. Ponadto każdy bilet zawierał co najmniej jeden bilet dotyczący węglowodanów.

Czwarty test z chemii bioorganicznej był prawie w całości poświęcony białkom, aminokwasom i wiązaniom peptydowym. Szczególną atrakcją były pytania wymagające pobrania RNA i DNA.

Nawiasem mówiąc, dokładnie tak wygląda aminokwas - widać grupę aminową (na tym zdjęciu jest zabarwiona na żółto) i grupę kwasu karboksylowego (jest liliowa). To właśnie z substancjami tej klasy mieliśmy do czynienia w czwartym teście.

Każdy test rozwiązywany był przy tablicy – ​​uczeń bez podpowiedzi opisuje i wyjaśnia w formie reakcji wszystkie niezbędne właściwości. Przykładowo, jeśli przystępujesz do drugiego testu, na bilecie masz właściwości alkoholi. Nauczyciel ci mówi - weź propanol. Piszesz wzór na propanol i 4-5 typowych reakcji ilustrujących jego właściwości. Może być też coś egzotycznego, na przykład związki zawierające siarkę. Błąd nawet w indeksie jednego produktu reakcji często odsyłał mnie do dalszych badań tego materiału, aż do następnej próby (która miała miejsce tydzień później). Straszny? Szorstki? Z pewnością!

Jednak takie podejście ma bardzo przyjemny efekt uboczny. Podczas regularnych zajęć seminaryjnych było ciężko. Wielu przystępowało do testów 5-6 razy. Ale egzamin był bardzo łatwy, ponieważ każdy bilet zawierał 4 pytania. Dokładnie, po jednym z każdego już poznanego i rozwiązanego testu.

Dlatego nawet nie będę opisywał zawiłości przygotowań do egzaminu z chemii bioorganicznej. W naszym przypadku całe przygotowanie sprowadzało się do tego, jak przygotowywaliśmy się do samych testów. Zdałem pewnie każdy z czterech testów – przed egzaminem wystarczy przejrzeć własne wersje robocze, zapisać najbardziej podstawowe reakcje i od razu wszystko zostanie przywrócone. Faktem jest, że chemia organiczna jest nauką bardzo logiczną. To, o czym musisz pamiętać, to nie ogromne ciągi reakcji, ale same mechanizmy.

Tak, zauważam, że nie działa to ze wszystkimi przedmiotami. Nie będziesz w stanie zaliczyć tej skomplikowanej anatomii, po prostu czytając notatki dzień wcześniej. Wiele innych przedmiotów również ma swoje własne cechy. Nawet jeśli Twoja szkoła medyczna uczy chemii bioorganicznej inaczej, być może będziesz musiał dostosować swoje przygotowanie i zrobić to nieco inaczej niż ja. W każdym razie życzę powodzenia, zrozum i pokochaj naukę!

Chemia- nauka o budowie, właściwościach substancji, ich przemianach i zjawiskach im towarzyszących.

Zadania:

1. Badanie budowy materii, rozwój teorii budowy i właściwości cząsteczek i materiałów. Ważne jest ustalenie powiązania pomiędzy budową a różnymi właściwościami substancji i na tej podstawie konstruowanie teorii reaktywności substancji, kinetyki i mechanizmu reakcji chemicznych oraz zjawisk katalitycznych.

2. Wdrożenie ukierunkowanej syntezy nowych substancji o określonych właściwościach. Tutaj również ważne jest znalezienie nowych reakcji i katalizatorów dla wydajniejszej syntezy już znanych i ważnych przemysłowo związków.

3. Tradycyjne zadanie chemii nabrało szczególnego znaczenia. Wiąże się to zarówno ze wzrostem liczby badanych obiektów i właściwości chemicznych, jak i koniecznością określenia i ograniczenia skutków oddziaływania człowieka na przyrodę.

Chemia jest ogólną dyscypliną teoretyczną. Ma na celu przekazanie studentom współczesnego naukowego zrozumienia materii jako jednego z rodzajów poruszającej się materii, sposobów, mechanizmów i metod przekształcania jednych substancji w inne. Znajomość podstawowych praw chemicznych, opanowanie technik obliczeń chemicznych, zrozumienie możliwości, jakie daje chemia przy pomocy innych specjalistów pracujących w jej poszczególnych i wąskich dziedzinach, znacznie przyspiesza uzyskanie pożądanego rezultatu w różnych dziedzinach inżynierii i działalności naukowej.

Przemysł chemiczny jest jedną z najważniejszych gałęzi przemysłu w naszym kraju. Związki chemiczne, różnorodne składy i materiały, które wytwarza, znajdują zastosowanie wszędzie: w budowie maszyn, metalurgii, rolnictwie, budownictwie, przemyśle elektrycznym i elektronicznym, łączności, transporcie, technologii kosmicznej, medycynie, życiu codziennym itp. Główne kierunki rozwoju firmy Współczesny przemysł chemiczny to: produkcja nowych związków i materiałów oraz zwiększanie wydajności istniejących gałęzi przemysłu.

W szkole medycznej studenci studiują chemię ogólną, bioorganiczną, biologiczną, a także biochemię kliniczną. Znajomość przez studentów kompleksu nauk chemicznych w ich ciągłości i wzajemnych powiązaniach zapewnia większe możliwości, większe pole do badań i praktycznego wykorzystania różnych zjawisk, właściwości i wzorców, a także przyczynia się do rozwoju osobistego.

Specyficzne cechy studiowania kierunków chemicznych na uczelni medycznej to:

· współzależność celów edukacji chemicznej i medycznej;

· uniwersalność i fundamentalność tych kursów;

· specyfikę konstruowania ich treści w zależności od charakteru i ogólnych celów kształcenia lekarza i jego specjalizacji;

· jedność badania obiektów chemicznych na poziomie mikro i makro z ujawnieniem różnych form ich organizacji chemicznej jako pojedynczego układu i różnych funkcji, jakie pełni (chemiczne, biologiczne, biochemiczne, fizjologiczne itp.) w zależności od ich przyroda, środowisko i warunki;

· uzależnienie od powiązania wiedzy i umiejętności chemicznych z rzeczywistością i praktyką, w tym także praktyką medyczną, w układzie „społeczeństwo – przyroda – produkcja – człowiek”, ze względu na nieograniczone możliwości chemii w tworzeniu materiałów syntetycznych i ich znaczenie w medycynie , rozwój nanochemii, a także w rozwiązywaniu problemów środowiskowych i wielu innych globalnych problemów ludzkości.

1. Związek procesów metabolicznych z energią w organizmie

Procesy życiowe na Ziemi w dużej mierze zdeterminowane są akumulacją energii słonecznej w składnikach odżywczych – białkach, tłuszczach, węglowodanach i późniejszymi przemianami tych substancji w organizmach żywych wraz z wyzwoleniem energii. Zrozumienie związku pomiędzy przemianami chemicznymi a procesami energetycznymi w organizmie zostało szczególnie wyraźnie zrealizowane później dzieła A. Lavoisiera (1743-1794) i P. Laplace'a (1749-1827). Za pomocą bezpośrednich pomiarów kalorymetrycznych wykazali, że o energii uwalnianej w procesie życia decyduje utlenianie pożywienia przez tlen z powietrza wdychany przez zwierzęta.

Metabolizm i energia to zespół procesów przemian substancji i energii zachodzących w organizmach żywych oraz wymiany substancji i energii pomiędzy organizmem a środowiskiem. Metabolizm substancji i energii jest podstawą życia organizmów i jest jedną z najważniejszych specyficznych cech materii żywej, odróżniającej ożywioną od nieożywionej. Metabolizm, czyli metabolizm, który zapewnia bardzo złożona regulacja na różnych poziomach, obejmuje wiele układów enzymatycznych. W procesie metabolicznym substancje dostające się do organizmu przekształcają się w substancje własne tkanek i produkty końcowe wydalane z organizmu. Podczas tych przemian energia jest uwalniana i absorbowana.

Wraz z rozwojem w XIX-XX wieku. termodynamika - nauka o wzajemnej przemianie ciepła i energii - stała się możliwa ilościowa kalkulacja przemian energii w reakcjach biochemicznych i przewidywanie ich kierunku.

Wymiana energii może odbywać się poprzez przekazywanie ciepła lub wykonywanie pracy. Jednakże organizmy żywe nie znajdują się w równowadze ze swoim środowiskiem i dlatego można je nazwać nierównowagowymi układami otwartymi. Jednak obserwowane przez pewien okres czasu nie powodują widocznych zmian w składzie chemicznym organizmu. Nie oznacza to jednak, że substancje chemiczne tworzące organizm nie ulegają żadnym przemianom. Wręcz przeciwnie, odnawiają się stale i dość intensywnie, co można ocenić po szybkości, z jaką stabilne izotopy i radionuklidy wprowadzone do komórki w ramach prostszych substancji prekursorowych włączają się w złożone substancje organizmu.

Jest jedna rzecz pomiędzy metabolizmem a metabolizmem energetycznym zasadnicza różnica. Ziemia nie traci ani nie zyskuje żadnej zauważalnej ilości materii. Materia w biosferze wymienia się w obiegu zamkniętym itp. używany wielokrotnie. Wymiana energii odbywa się inaczej. Nie krąży w obiegu zamkniętym, ale jest częściowo rozproszony w przestrzeni zewnętrznej. Dlatego, aby utrzymać życie na Ziemi, niezbędny jest stały dopływ energii ze Słońca. Za 1 rok około 10 21 kał energia słoneczna. Chociaż stanowi ona zaledwie 0,02% całkowitej energii Słońca, jest to niepomiernie więcej niż energia zużywana przez wszystkie maszyny skonstruowane przez człowieka. Ilość substancji biorącej udział w krążeniu jest równie duża.

2. Termodynamika chemiczna jako podstawa teoretyczna bioenergii. Przedmiot i metody termodynamiki chemicznej

Termodynamika chemiczna bada przejścia energii chemicznej w inne formy - cieplną, elektryczną itp., ustala ilościowe prawa tych przejść, a także kierunek i granice spontanicznego występowania reakcji chemicznych w danych warunkach.

Metoda termodynamiczna opiera się na szeregu ścisłych pojęć: „układ”, „stan układu”, „energia wewnętrzna układu”, „funkcja stanu układu”.

Obiekt studiowanie termodynamiki to system

Ten sam system może znajdować się w różnych stanach. Każdy stan układu charakteryzuje się pewnym zbiorem wartości parametrów termodynamicznych. Parametry termodynamiczne obejmują temperaturę, ciśnienie, gęstość, stężenie itp. Zmiana co najmniej jednego parametru termodynamicznego prowadzi do zmiany stanu układu jako całości. Stan termodynamiczny układu nazywa się równowagą, jeżeli charakteryzuje się stałością parametrów termodynamicznych we wszystkich punktach układu i nie zmienia się samoistnie (bez nakładu pracy).

Termodynamika chemiczna bada układ w dwóch stanach równowagi (końcowym i początkowym) i na tej podstawie określa możliwość (lub niemożliwość) samorzutnego procesu w danych warunkach w określonym kierunku.

Termodynamika studia wzajemne przemiany różnych rodzajów energii związane z przekazywaniem energii pomiędzy ciałami w postaci ciepła i pracy. Termodynamika opiera się na dwóch podstawowych prawach, zwanych pierwszą i drugą zasadą termodynamiki. Przedmiot badań w termodynamice jest energia i prawa wzajemnych przemian form energii podczas reakcji chemicznych, procesów rozpuszczania, parowania, krystalizacji.

Termodynamika chemiczna to dział chemii fizycznej zajmujący się badaniem procesów interakcji substancji metodami termodynamicznymi.
Główne kierunki termodynamiki chemicznej to:
Klasyczna termodynamika chemiczna, która ogólnie bada równowagę termodynamiczną.
Termochemia zajmująca się badaniem efektów termicznych towarzyszących reakcjom chemicznym.
Teoria roztworów, która modeluje właściwości termodynamiczne substancji w oparciu o wyobrażenia o strukturze molekularnej i danych o oddziaływaniach międzycząsteczkowych.
Termodynamika chemiczna jest ściśle powiązana z takimi gałęziami chemii jak chemia analityczna; elektrochemia; chemia koloidów; adsorpcja i chromatografia.
Rozwój termodynamiki chemicznej przebiegał jednocześnie na dwa sposoby: termochemiczny i termodynamiczny.
Za pojawienie się termochemii jako samodzielnej nauki należy uznać odkrycie przez Hermana Iwanowicza Hessa, profesora Uniwersytetu w Petersburgu, związku pomiędzy termicznymi skutkami reakcji chemicznych – prawami Hessa.

3. Układy termodynamiczne: izolowane, zamknięte, otwarte, jednorodne, niejednorodne. Pojęcie fazy.

System- jest to zbiór oddziałujących ze sobą substancji, psychicznie lub faktycznie izolowanych od środowiska (probówka, autoklaw).

Termodynamika chemiczna uwzględnia przejścia z jednego stanu do drugiego, przy czym niektóre mogą się zmieniać lub pozostać stałe. opcje:

· izobaryczny– przy stałym ciśnieniu;

· izochoryczny– przy stałej głośności;

· izotermiczny– w stałej temperaturze;

· izobaryczny - izotermiczny– przy stałym ciśnieniu i temperaturze itp.

Właściwości termodynamiczne układu można wyrazić za pomocą kilku funkcje stanu systemu, zwany funkcje charakterystyczne: energia wewnętrznaU , entalpia H , entropia S , Energia Gibbsa G , Energia Helmholtza F . Funkcje charakterystyczne mają jedną cechę: nie zależą od sposobu (ścieżki) osiągnięcia danego stanu systemu. Ich wartość zależy od parametrów układu (ciśnienie, temperatura itp.) i zależy od ilości lub masy substancji, dlatego zwyczajowo odnosi się je do jednego mola substancji.

Według sposobu przekazywania energii, materii i informacji pomiędzy rozważanym systemem a otoczeniem, systemy termodynamiczne są klasyfikowane:

1. System zamknięty (izolowany).- jest to układ, w którym nie dochodzi do wymiany energii, materii (w tym promieniowania) ani informacji z ciałami zewnętrznymi.

2. Zamknięty system- układ, w którym następuje wymiana wyłącznie na energię.

3. Układ izolowany adiabatycznie - Jest to układ, w którym następuje wymiana energii wyłącznie w postaci ciepła.

4. Otwarty system to system wymiany energii, materii i informacji.

Klasyfikacja systemu:
1) jeżeli możliwe jest przenikanie ciepła i masy: izolowane, zamknięte, otwarte. Układ izolowany nie wymienia materii ani energii z otoczeniem. Układ zamknięty wymienia energię z otoczeniem, ale nie wymienia materii. Układ otwarty wymienia materię i energię ze swoim otoczeniem. Pojęcie układu izolowanego jest stosowane w chemii fizycznej jako pojęcie teoretyczne.
2) według struktury wewnętrznej i właściwości: jednorodne i niejednorodne. Układ nazywamy jednorodnym, jeśli nie ma w nim powierzchni dzielących układ na części różniące się właściwościami lub składem chemicznym. Przykładami układów jednorodnych są wodne roztwory kwasów, zasad i soli; mieszaniny gazów; poszczególne czyste substancje. Systemy heterogeniczne zawierają w sobie naturalne powierzchnie. Przykładami układów heterogenicznych są układy składające się z substancji różniących się stopniem skupienia: metalu i kwasu, gazu i ciała stałego, dwóch nierozpuszczalnych w sobie cieczy.
Faza- jest to jednorodna część układu heterogenicznego, posiadająca ten sam skład, właściwości fizyczne i chemiczne, oddzielona od innych części układu powierzchnią, przez którą po przejściu następuje gwałtowna zmiana właściwości układu. Fazy ​​​​są stałe, ciekłe i gazowe. Układ jednorodny składa się zawsze z jednej fazy, heterogeniczny z kilku. Na podstawie liczby faz systemy dzieli się na jednofazowe, dwufazowe, trójfazowe itp.

5.Pierwsza zasada termodynamiki. Energia wewnętrzna. Izobaryczne i izochoryczne efekty termiczne .

Pierwsza zasada termodynamiki- jedna z trzech podstawowych praw termodynamiki, reprezentuje prawo zachowania energii dla układów termodynamicznych.

Pierwsza zasada termodynamiki została sformułowana w połowie XIX wieku w wyniku prac niemieckiego naukowca J. R. Mayera, angielskiego fizyka J. P. Joule'a i niemieckiego fizyka G. Helmholtza.

Zgodnie z pierwszą zasadą termodynamiki, układ termodynamiczny może podlegać działa tylko dzięki swojej energii wewnętrznej lub zewnętrznym źródłom energii .

Pierwszą zasadę termodynamiki formułuje się często jako niemożność istnienia maszyny perpetuum mobile pierwszego rodzaju, która wykonywałaby pracę bez pobierania energii z jakiegokolwiek źródła. Proces zachodzący w stałej temperaturze nazywa się izotermiczny, przy stałym ciśnieniu - izobaryczny, przy stałej głośności – izochoryczny. Jeżeli w trakcie procesu układ jest odizolowany od środowiska zewnętrznego w sposób wykluczający wymianę ciepła z otoczeniem, proces nazywa się adiabatyczny.

Energia wewnętrzna układu. Kiedy system przechodzi z jednego stanu do drugiego, zmieniają się niektóre jego właściwości, w szczególności energia wewnętrzna U.

Energia wewnętrzna układu to jego energia całkowita, na którą składają się energie kinetyczne i potencjalne cząsteczek, atomów, jąder atomowych i elektronów. Energia wewnętrzna obejmuje energię ruchów translacyjnych, obrotowych i wibracyjnych, a także energię potencjalną wynikającą z sił przyciągania i odpychania działających pomiędzy cząsteczkami, atomami i cząsteczkami wewnątrzatomowymi. Nie obejmuje energii potencjalnej położenia układu w przestrzeni i energii kinetycznej ruchu układu jako całości.

Energia wewnętrzna jest termodynamiczną funkcją stanu układu. Oznacza to, że ilekroć układ znajdzie się w danym stanie, jego energia wewnętrzna przyjmuje pewną wartość właściwą temu stanowi.

∆U = U 2 - U 1

gdzie U 1 i U 2 są energią wewnętrzną układu V odpowiednio stan końcowy i początkowy.

Pierwsza zasada termodynamiki. Jeżeli układ wymienia energię cieplną Q i energię mechaniczną (pracę) A z otoczeniem zewnętrznym i jednocześnie przechodzi ze stanu 1 do stanu 2, to ilość energii wydzielonej lub pochłoniętej przez układ form ciepła Q lub praca A jest równa całkowitej energii układu podczas przejścia z jednego stanu do drugiego i jest rejestrowana.

Plan 1. Przedmiot i znaczenie chemii bioorganicznej 2. Klasyfikacja i nazewnictwo związków organicznych 3. Metody przedstawiania cząsteczek organicznych 4. Wiązania chemiczne w cząsteczkach bioorganicznych 5. Efekty elektronowe. Wzajemne oddziaływanie atomów w cząsteczce 6. Klasyfikacja reakcji chemicznych i odczynników 7. Pojęcie mechanizmów reakcji chemicznych 2

Przedmiot chemii bioorganicznej 3 Chemia bioorganiczna jest samodzielną gałęzią nauki chemicznej badającą strukturę, właściwości i funkcje biologiczne związków chemicznych pochodzenia organicznego, które biorą udział w metabolizmie organizmów żywych.

Przedmiotem badań chemii bioorganicznej są niskocząsteczkowe biocząsteczki i biopolimery (białka, kwasy nukleinowe i polisacharydy), bioregulatory (enzymy, hormony, witaminy i inne), naturalne i syntetyczne związki fizjologicznie czynne, w tym leki i substancje o działaniu toksycznym. Biomolekuły to związki bioorganiczne wchodzące w skład organizmów żywych i specjalizujące się w tworzeniu struktur komórkowych i uczestnictwie w reakcjach biochemicznych, stanowiące podstawę metabolizmu (metabolizmu) i fizjologicznych funkcji żywych komórek i ogólnie organizmów wielokomórkowych. 4 Klasyfikacja związków bioorganicznych

Metabolizm to zespół reakcji chemicznych zachodzących w organizmie (in vivo). Metabolizm nazywany jest także metabolizmem. Metabolizm może przebiegać dwukierunkowo – anabolizm i katabolizm. Anabolizm to synteza w organizmie substancji złożonych ze stosunkowo prostych. Zachodzi przy wydatku energii (proces endotermiczny). Przeciwnie, katabolizm to rozkład złożonych związków organicznych na prostsze. Zachodzi on wraz z wyzwoleniem energii (proces egzotermiczny). Procesy metaboliczne zachodzą przy udziale enzymów. Enzymy pełnią w organizmie rolę biokatalizatorów. Bez enzymów procesy biochemiczne albo w ogóle by nie zachodziły, albo przebiegałyby bardzo wolno, a organizm nie byłby w stanie utrzymać życia. 5

Biopierwiastki. Skład związków bioorganicznych, oprócz atomów węgla (C), które stanowią podstawę każdej cząsteczki organicznej, obejmuje także wodór (H), tlen (O), azot (N), fosfor (P) i siarkę (S) . Te biopierwiastki (organogeny) koncentrują się w organizmach żywych w ilościach ponad 200 razy większych niż ich zawartość w obiektach nieożywionych. Odnotowane pierwiastki stanowią ponad 99% składu pierwiastkowego biomolekuł. 6

Chemia bioorganiczna wyrosła z głębi chemii organicznej i opiera się na jej ideach i metodach. W historii rozwoju chemia organiczna ma następujące etapy: empiryczny, analityczny, strukturalny i nowoczesny. Okres od pierwszego kontaktu człowieka z substancjami organicznymi do końca XVIII wieku uważa się za okres empiryczny. Głównym rezultatem tego okresu było uświadomienie sobie znaczenia analizy elementarnej i ustalenia mas atomowych i molekularnych. Teoria witalizmu – siła życiowa (Berzelius). Okres analityczny trwał do lat 60. XIX wieku. Cechą charakterystyczną tego zjawiska było to, że od końca pierwszej ćwierci XIX w. dokonano szeregu obiecujących odkryć, które zadały miażdżący cios teorii witalistycznej. Pierwszym z tej serii był uczeń Berzeliusa, niemiecki chemik Wöhler. W roku 1824 dokonał szeregu odkryć – syntezy kwasu szczawiowego z cyjanu: (CN) 2 HOOC – COOH r. – synteza mocznika z cyjanianu amonu: NH 4 CNO NH 2 – C – NH 2 O 8

W 1853 r. C. Gerard opracował „teorię typów” i wykorzystał ją do klasyfikacji związków organicznych. Według Gerarda bardziej złożone związki organiczne można wytworzyć z czterech głównych rodzajów substancji: HHHH typ HHHH O typ WODA H Cl typ CHLOREK HHHHN N typ AMONIAK Od 1857 roku, za sugestią F. A. Kekule, zaczęto klasyfikować węglowodory jako metan typu HHHNNHH C 9

Podstawowe postanowienia teorii budowy związków organicznych (1861) 1) atomy w cząsteczkach są połączone ze sobą wiązaniami chemicznymi zgodnie z ich wartościowością; 2) atomy w cząsteczkach substancji organicznych są połączone ze sobą w określonej kolejności, która określa strukturę chemiczną (strukturę) cząsteczki; 3) właściwości związków organicznych zależą nie tylko od liczby i charakteru tworzących je atomów, ale także od budowy chemicznej cząsteczek; 4) w cząsteczkach organicznych zachodzi oddziaływanie pomiędzy atomami, zarówno związanymi ze sobą, jak i niezwiązanymi; 5) strukturę chemiczną substancji można określić badając jej przemiany chemiczne i odwrotnie, jej właściwości można scharakteryzować na podstawie struktury substancji. 10

Podstawowe założenia teorii budowy związków organicznych (1861) Wzór strukturalny jest obrazem sekwencji wiązań atomów w cząsteczce. Wzór brutto - CH 4 O lub CH 3 OH Wzór strukturalny Uproszczone wzory strukturalne nazywane są czasami racjonalnymi Wzór cząsteczkowy - wzór związku organicznego, który wskazuje liczbę atomów każdego pierwiastka w cząsteczce. Na przykład: C 5 H 12 - pentan, C 6 H 6 - benzyna itp. jedenaście

Etapy rozwoju chemii bioorganicznej Jako odrębna dziedzina wiedzy, łącząca w sobie zasady pojęciowe i metodologię chemii organicznej z jednej strony oraz biochemię molekularną i farmakologię molekularną z drugiej, chemia bioorganiczna ukształtowała się w XX wieku w oparciu o rozwój chemii chemia substancji naturalnych i biopolimerów. Współczesna chemia bioorganiczna nabrała zasadniczego znaczenia dzięki pracom W. Steina, S. Moore'a, F. Sangera (analiza składu aminokwasów i określenie struktury pierwszorzędowej peptydów i białek), L. Paulinga i H. Astbury'ego (wyjaśnienia budowy -helisy i -struktury oraz ich znaczenia w realizacji funkcji biologicznych cząsteczek białka), E. Chargaff (rozszyfrowanie cech składu nukleotydowego kwasów nukleinowych), J. Watson, Fr. Crick, M. Wilkins, R. Franklin (ustalanie wzorców struktury przestrzennej cząsteczki DNA), G. Corani (chemiczna synteza genów) i in. 14

Klasyfikacja związków organicznych ze względu na budowę szkieletu węglowego i charakter grupy funkcyjnej Ogromna liczba związków organicznych skłoniła chemików do ich klasyfikacji. Klasyfikacja związków organicznych opiera się na dwóch kryteriach klasyfikacyjnych: 1. Struktura szkieletu węglowego 2. Charakter grup funkcyjnych Klasyfikacja według metody budowy szkieletu węglowego: 1. Acykliczne (alkany, alkeny, alkiny, alkadieny); 2. Cykliczny 2.1. Karbocykliczne (alicykliczne i aromatyczne) 2.2. Heterocykliczne 15 Związki acykliczne nazywane są także alifatycznymi. Należą do nich substancje o otwartym łańcuchu węglowym. Związki acykliczne dzielą się na nasycone (lub nasycone) C n H 2n+2 (alkany, parafiny) i nienasycone (nienasycone). Do tych ostatnich należą alkeny C n H 2n, alkiny C n H 2n -2, alkadieny C n H 2n -2.

16 Związki cykliczne zawierają w swoich cząsteczkach pierścienie (cykle). Jeżeli cykle zawierają tylko atomy węgla, wówczas takie związki nazywane są karbocyklicznymi. Z kolei związki karbocykliczne dzielimy na alicykliczne i aromatyczne. Węglowodory alicykliczne (cykloalkany) obejmują cyklopropan i jego homologi - cyklobutan, cyklopentan, cykloheksan i tak dalej. Jeżeli układ cykliczny oprócz węglowodoru zawiera także inne pierwiastki, wówczas takie związki zalicza się do heterocyklicznych.

Klasyfikacja ze względu na charakter grupy funkcyjnej Grupa funkcyjna to atom lub grupa atomów połączonych w określony sposób, których obecność w cząsteczce substancji organicznej determinuje charakterystyczne właściwości i przynależność do tej lub innej klasy związków . Ze względu na liczbę i jednorodność grup funkcyjnych związki organiczne dzieli się na mono-, poli- i heterofunkcyjne. Substancje posiadające jedną grupę funkcyjną nazywamy jednofunkcyjnymi, a substancje posiadające kilka identycznych grup funkcyjnych – wielofunkcyjnymi. Związki zawierające kilka różnych grup funkcyjnych są heterofunkcyjne. Ważne jest, aby związki tej samej klasy łączyć w serie homologiczne. Szereg homologiczny to szereg związków organicznych o tych samych grupach funkcyjnych i tej samej budowie; każdy przedstawiciel szeregu homologicznego różni się od poprzedniego stałą jednostką (CH 2), co nazywa się różnicą homologiczną. Elementy szeregu homologicznego nazywane są homologami. 17

Systemy nazewnictwa w chemii organicznej - trywialne, racjonalne i międzynarodowe (IUPAC) Nomenklatura chemiczna to zbiór nazw poszczególnych substancji chemicznych, ich grup i klas oraz zasady zestawiania ich nazw. Nomenklatura chemiczna to zbiór nazw poszczególnych substancji chemicznych substancje, ich grupy i klasy, a także zasady zestawiania ich nazw. Banalna (historyczna) nomenklatura związana jest z procesem otrzymywania substancji (pirogalol – produkt pirolizy kwasu galusowego), źródłem pochodzenia, z którego został uzyskany (kwas mrówkowy) itp. Trywialne nazwy związków są szeroko stosowane w chemii związków naturalnych i heterocyklicznych (cytral, geraniol, tiofen, pirol, chinolina itp.) Trywialne (historyczne) nazewnictwo wiąże się z procesem otrzymywania substancji (pirogalol jest produktem pirolizy kwasu galusowego), źródło pochodzenia, z którego uzyskano (kwas mrówkowy) itp. Banalne nazwy związków są szeroko stosowane w chemii związków naturalnych i heterocyklicznych (cytral, geraniol, tiofen, pirol, chinolina itp.). Racjonalne nazewnictwo opiera się na zasadzie podziału związków organicznych na serie homologiczne. Wszystkie substancje w określonej serii homologicznej są uważane za pochodne najprostszego przedstawiciela tej serii - pierwszego lub czasami drugiego. W szczególności dla alkanów - metan, dla alkenów - etylen itp. Racjonalna nomenklatura opiera się na zasadzie podziału związków organicznych na serie homologiczne. Wszystkie substancje w określonej serii homologicznej są uważane za pochodne najprostszego przedstawiciela tej serii - pierwszego lub czasami drugiego. W szczególności dla alkanów - metan, dla alkenów - etylen itp. 18

Nomenklatura międzynarodowa (IUPAC). Zasady współczesnej nomenklatury zostały opracowane w 1957 roku na XIX Kongresie Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC). Radykalna nomenklatura funkcjonalna. Nazwy te opierają się na nazwie klasy funkcjonalnej (alkohol, eter, keton itp.), która jest poprzedzona nazwami rodników węglowodorowych, np.: chlorek allilu, eter dietylowy, keton dimetylowy, alkohol propylowy itp. Nomenklatura zastępcza. Zasady nomenklatury. Struktura macierzysta to fragment strukturalny cząsteczki (szkielet molekularny) leżący u podstaw nazwy związku, główny łańcuch węglowy atomów w przypadku związków alicyklicznych i cykl w przypadku związków karbocyklicznych. 19

Wiązanie chemiczne w cząsteczkach organicznych Wiązanie chemiczne to zjawisko oddziaływania pomiędzy zewnętrznymi powłokami elektronowymi (elektronami walencyjnymi atomów) a jądrami atomowymi, które decyduje o istnieniu cząsteczki lub kryształu jako całości. Z reguły atom, przyjmując lub oddając elektron lub tworząc wspólną parę elektronów, ma tendencję do uzyskiwania konfiguracji zewnętrznej powłoki elektronowej podobnej do konfiguracji gazów szlachetnych. Związki organiczne charakteryzują się następującymi rodzajami wiązań chemicznych: - wiązanie jonowe - wiązanie kowalencyjne - wiązanie donorowe - wiązanie akceptorowe - wiązanie wodorowe.Istnieją także inne rodzaje wiązań chemicznych (metaliczne, jednoelektronowe, dwuelektronowe trójśrodkowe) , ale praktycznie nie występują w związkach organicznych. 20

Rodzaje wiązań w związkach organicznych Najbardziej charakterystycznym związkiem organicznym jest wiązanie kowalencyjne. Wiązanie kowalencyjne to oddziaływanie atomów, które realizuje się poprzez utworzenie wspólnej pary elektronów. Ten typ wiązania powstaje pomiędzy atomami, które mają porównywalne wartości elektroujemności. Elektroujemność to właściwość atomu, która wykazuje zdolność przyciągania do siebie elektronów z innych atomów. Wiązanie kowalencyjne może być polarne lub niepolarne. Niepolarne wiązanie kowalencyjne występuje pomiędzy atomami o tej samej wartości elektroujemności

Rodzaje wiązań w związkach organicznych Polarne wiązanie kowalencyjne powstaje pomiędzy atomami o różnych wartościach elektroujemności. W tym przypadku związane atomy uzyskują ładunki cząstkowe δ+δ+ δ-δ- Szczególnym podtypem wiązania kowalencyjnego jest wiązanie donor-akceptor. Podobnie jak w poprzednich przykładach, tego typu oddziaływanie wynika z obecności wspólnej pary elektronów, ale ta ostatnia jest zapewniana przez jeden z atomów tworzących wiązanie (donor) i akceptowana przez inny atom (akceptor) 24

Rodzaje wiązań w związkach organicznych Wiązanie jonowe powstaje pomiędzy atomami, które znacznie różnią się wartościami elektroujemności. W tym przypadku elektron z pierwiastka mniej elektroujemnego (często metalu) jest całkowicie przenoszony do pierwiastka bardziej elektroujemnego. To przejście elektronowe powoduje pojawienie się ładunku dodatniego na atomie mniej elektroujemnym i ładunku ujemnego na atomie bardziej elektroujemnym. W ten sposób powstają dwa jony o przeciwnych ładunkach, pomiędzy którymi zachodzi oddziaływanie elektrowalentne. 25

Rodzaje wiązań w związkach organicznych Wiązanie wodorowe to elektrostatyczne oddziaływanie pomiędzy atomem wodoru, który jest związany w sposób wysoce polarny, a parami elektronów tlenu, fluoru, azotu, siarki i chloru. Ten rodzaj interakcji jest raczej słabą interakcją. Wiązania wodorowe mogą być międzycząsteczkowe lub wewnątrzcząsteczkowe. Międzycząsteczkowe wiązanie wodorowe (oddziaływanie dwóch cząsteczek alkoholu etylowego) Wewnątrzcząsteczkowe wiązanie wodorowe w aldehydzie salicylowym 26

Wiązania chemiczne w cząsteczkach organicznych Współczesna teoria wiązań chemicznych opiera się na kwantowo-mechanicznym modelu cząsteczki jako układu składającego się z elektronów i jąder atomowych. Podstawową koncepcją teorii mechaniki kwantowej jest orbital atomowy. Orbital atomowy to część przestrzeni, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronów jest największe. Wiązanie można zatem postrzegać jako interakcję („nakładanie się”) orbitali, z których każdy niesie jeden elektron o przeciwnych spinach. 27

Hybrydyzacja orbitali atomowych Zgodnie z teorią mechaniki kwantowej o liczbie wiązań kowalencyjnych utworzonych przez atom decyduje liczba jednoelektronowych orbitali atomowych (liczba niesparowanych elektronów). Atom węgla w stanie podstawowym ma tylko dwa niesparowane elektrony, ale możliwe przejście elektronu z 2s na 2 pz umożliwia utworzenie czterech wiązań kowalencyjnych. Stan atomu węgla, w którym ma cztery niesparowane elektrony, nazywa się „wzbudzonym”. Pomimo tego, że orbitale węglowe są nierówne, wiadomo, że w wyniku hybrydyzacji orbitali atomowych możliwe jest utworzenie czterech równoważnych wiązań. Hybrydyzacja to zjawisko, w którym z kilku orbitali o różnych kształtach i podobnej energii powstaje ta sama liczba orbitali o tym samym kształcie i liczbie. 28

Stany hybrydowe atomu węgla w cząsteczkach organicznych PIERWSZY STAN HYBRYDOWY Atom C znajduje się w stanie hybrydyzacji sp 3, tworzy cztery wiązania σ, tworzy cztery orbitale hybrydowe, które ułożone są w kształcie czworościanu (kąt wiązania) wiązanie σ 31

Stany hybrydowe atomu węgla w cząsteczkach organicznych DRUGI STAN HYBRYDOWY Atom C znajduje się w stanie hybrydyzacji sp 2, tworzy trzy wiązania σ, tworzy trzy orbitale hybrydowe, które ułożone są w kształcie płaskiego trójkąta (kąt wiązania 120) σ-wiązania π-wiązania 32

Stany hybrydowe atomu węgla w cząsteczkach organicznych TRZECI STAN HYBRYDOWY Atom C znajduje się w stanie sp-hybrydyzacji, tworzy dwa wiązania σ, tworzy dwa orbitale hybrydowe, które są ułożone w linii (kąt wiązania 180) wiązania σ π - obligacje 33

Charakterystyka wiązań chemicznych Skala POLING: F-4,0; O – 3,5; Cl – 3,0; N – 3,0; Br – 2,8; S – 2,5; C-2,5; H-2.1. różnica 1,7

Charakterystyka wiązań chemicznych Polaryzowalność wiązania to zmiana gęstości elektronów pod wpływem czynników zewnętrznych. Polaryzowalność wiązania to stopień ruchliwości elektronów. Wraz ze wzrostem promienia atomowego wzrasta polaryzowalność elektronów. Dlatego polaryzowalność wiązania węgiel-halogen wzrasta w następujący sposób: C-F

Efekty elektroniczne. Wzajemne oddziaływanie atomów w cząsteczce 39 Według współczesnych koncepcji teoretycznych o reaktywności cząsteczek organicznych decyduje przemieszczenie i ruchliwość chmur elektronów tworzących wiązanie kowalencyjne. W chemii organicznej wyróżnia się dwa rodzaje przemieszczeń elektronów: a) przemieszczenia elektronowe występujące w układzie -wiązania, b) przemieszczenia elektronowe przenoszone przez układ -wiązania. W pierwszym przypadku zachodzi tzw. efekt indukcyjny, w drugim – efekt mezomeryczny. Efekt indukcyjny to redystrybucja gęstości elektronów (polaryzacja), wynikająca z różnicy elektroujemności pomiędzy atomami cząsteczki w układzie wiązań. Ze względu na niewielką polaryzowalność wiązań - efekt indukcyjny szybko zanika i po 3-4 wiązaniach prawie się nie pojawia.

Efekty elektroniczne. Wzajemne oddziaływanie atomów w cząsteczce 40 Pojęcie efektu indukcyjnego wprowadził K. Ingold, wprowadzając także następujące oznaczenia: –efekt I w przypadku zmniejszenia gęstości elektronowej przez podstawnik +efekt I w w przypadku wzrostu gęstości elektronowej przez podstawnik Dodatni efekt indukcyjny wykazują rodniki alkilowe (CH 3, C 2 H 5 - itp.). Wszystkie inne podstawniki związane z atomem węgla wykazują ujemne działanie indukcyjne.

Efekty elektroniczne. Wzajemne oddziaływanie atomów w cząsteczce 41 Efekt mezomeryczny polega na redystrybucji gęstości elektronów wzdłuż układu sprzężonego. Układy sprzężone obejmują cząsteczki związków organicznych, w których występują naprzemiennie wiązania podwójne i pojedyncze lub gdy obok wiązania podwójnego znajduje się atom z wolną parą elektronów na orbicie p. W pierwszym przypadku następuje -koniugacja, w drugim p, -koniugacja. Systemy sprzężone występują w konfiguracjach z obwodami otwartymi i zamkniętymi. Przykładami takich związków są 1,3-butadien i benzyna. W cząsteczkach tych związków atomy węgla znajdują się w stanie hybrydyzacji sp 2 i dzięki niehybrydowym orbitalom p tworzą wiązania -, które wzajemnie się nakładają i tworzą pojedynczą chmurę elektronów, czyli następuje koniugacja.

Efekty elektroniczne. Wzajemne oddziaływanie atomów w cząsteczce 42 Istnieją dwa rodzaje efektu mezomerycznego – pozytywny efekt mezomeryczny (+M) i negatywny efekt mezomeryczny (-M). Dodatni efekt mezomeryczny wykazują podstawniki dostarczające p-elektrony do układu sprzężonego. Należą do nich: -O, -S -NH2, -OH, -OR, Hal (halogeny) i inne podstawniki, które mają ładunek ujemny lub wolną parę elektronów. Ujemny efekt mezomeryczny jest charakterystyczny dla podstawników, które absorbują gęstość elektronów z układu sprzężonego. Należą do nich podstawniki, które mają wiązania wielokrotne między atomami o różnej elektroujemności: - N0 2; -SO3H; >C=O; -COON i inni. Efekt mezomeryczny jest graficznie odzwierciedlony zakrzywioną strzałką, która pokazuje kierunek przemieszczenia elektronów.W przeciwieństwie do efektu indukcyjnego, efekt mezomeryczny nie gaśnie. Jest przesyłany całkowicie w całym systemie, niezależnie od długości łańcucha łączącego. C=O; -COON i inni. Efekt mezomeryczny jest graficznie odzwierciedlony zakrzywioną strzałką, która pokazuje kierunek przemieszczenia elektronów.W przeciwieństwie do efektu indukcyjnego, efekt mezomeryczny nie gaśnie. Jest transmitowany w całości w całym systemie, niezależnie od długości łączącego go łańcucha.”>

Rodzaje reakcji chemicznych 43 Reakcję chemiczną można uznać za oddziaływanie odczynnika i substratu. W zależności od sposobu rozrywania i tworzenia wiązania chemicznego w cząsteczkach reakcje organiczne dzielą się na: a) homolityczne b) heterolityczne c) molekularne Reakcje homolityczne lub wolnorodnikowe powstają w wyniku homolitycznego rozerwania wiązania, gdy każdemu atomowi pozostaje jeden elektron , to znaczy powstają rodniki . Rozszczepienie homolityczne zachodzi w wysokich temperaturach, działaniu kwantu światła lub katalizie.

Reakcje heterolityczne lub jonowe przebiegają w ten sposób, że w pobliżu jednego z atomów pozostaje para elektronów wiążących i powstają jony. Cząstka posiadająca parę elektronów nazywana jest nukleofilową i ma ładunek ujemny (-). Cząstka pozbawiona pary elektronów nazywana jest elektrofilową i ma ładunek dodatni (+). 44 Rodzaje reakcji chemicznych

Mechanizm reakcji chemicznej 45 Mechanizm reakcji to zbiór elementarnych (prostych) etapów składających się na daną reakcję. Mechanizm reakcji obejmuje najczęściej następujące etapy: aktywację odczynnika z utworzeniem elektrofila, nukleofila lub wolnego rodnika. Aby aktywować odczynnik, zwykle potrzebny jest katalizator. W drugim etapie aktywowany odczynnik oddziałuje z podłożem. W tym przypadku powstają cząstki pośrednie (półprodukty). Do tych ostatnich należą -kompleksy, -kompleksy (karbokationy), karboaniony i nowe wolne rodniki. Na ostatnim etapie następuje dodanie lub eliminacja cząstki do (z) półproduktu powstałego w drugim etapie wraz z utworzeniem końcowego produktu reakcji. Jeśli odczynnik po aktywacji generuje nukleofil, są to reakcje nukleofilowe. Oznaczone są literą N - (w indeksie). W przypadku, gdy odczynnik wytwarza reakcję elektrofilową, reakcje klasyfikuje się jako elektrofilowe (E). To samo można powiedzieć o reakcjach wolnorodnikowych (R).

Nukleofile to odczynniki posiadające ładunek ujemny lub atom wzbogacony w gęstość elektronową: 1) aniony: OH -, CN -, RO -, RS -, Hal - i inne aniony; 2) cząsteczki obojętne z samotnymi parami elektronów: NH 3, NH 2 R, H 2 O, ROH i inne; 3) cząsteczki o nadmiernej gęstości elektronowej (posiadające - wiązania). Elektrofile to odczynniki posiadające ładunek dodatni lub atom zubożony w gęstość elektronową: 1) kationy: H + (proton), HSO 3 + (jon wodorosulfoniowy), NO 2 + (jon nitronium), NO (jon nitrozoniowy) i inne kationy; 2) cząsteczki obojętne z wolnym orbitalem: AlCl 3, FeBr 3, SnCl 4, BF 4 (kwasy Lewisa), SO 3; 3) cząsteczki o zmniejszonej gęstości elektronowej na atomie. 46

49

50

51

52

, antybiotyki, feromony, substancje sygnalizacyjne, substancje biologicznie czynne pochodzenia roślinnego, a także syntetyczne regulatory procesów biologicznych (leki, pestycydy itp.). Jako nauka samodzielna powstała w drugiej połowie XX wieku na styku biochemii i chemii organicznej i związana jest z praktycznymi problemami medycyny, rolnictwa, przemysłu chemicznego, spożywczego i mikrobiologicznego.

Metody

Główny arsenał składa się z metod chemii organicznej, do rozwiązywania problemów strukturalnych i funkcjonalnych stosuje się różnorodne metody fizyczne, fizykochemiczne, matematyczne i biologiczne.

Przedmioty badań

• Mieszane biopolimery
• Naturalne substancje sygnałowe
• Substancje biologicznie czynne pochodzenia roślinnego
• Syntetyczne regulatory (leki, pestycydy itp.).

Źródła

• Ovchinnikov Yu.A.. - M.: Edukacja, 1987. - 815 s.
• Bender M., Bergeron R., Komiyama M.
• Dugas G., Penny K. Chemia bioorganiczna. - M.: Mir, 1983.
• Tyukavkina N. A., Baukov Yu. I.

Zobacz też

Napisz recenzję artykułu "Chemia bioorganiczna"

Fragment charakteryzujący chemię bioorganiczną

„Ma chere, il y a un temps pour tout, [Kochanie, na wszystko jest czas” – powiedziała hrabina udając surową. „Ciągle ją rozpieszczasz, Elie” – dodała do męża.
„Bonjour, ma chere, je vous felicite, [Witam, moja droga, gratuluję ci” – powiedział gość. – Quelle delicuse enfant! „Co za cudowne dziecko!” – dodała, zwracając się do matki.
Ciemnooka, z dużymi ustami, brzydka, ale pełna życia dziewczyna, z dziecinnie otwartymi ramionami, które kurcząc się, poruszały się w staniku od szybkiego biegu, z czarnymi lokami zebranymi do tyłu, chudymi, gołymi ramionami i małymi nóżkami w koronkowych pantalonach i otwarte buty, byłam w tym słodkim wieku, kiedy dziewczynka nie jest już dzieckiem, a dziecko nie jest jeszcze dziewczynką. Odwracając się od ojca, podbiegła do matki i nie zwracając uwagi na jej surową uwagę, ukryła zarumienioną twarz w koronce matczynej mantyli i roześmiała się. Śmiała się z czegoś, mówiła nagle o lalce, którą wyjęła spod spódnicy.
– Widzisz?... Lalka... Mimi... Widzisz.
A Natasza nie mogła już mówić (wszystko wydawało jej się zabawne). Upadła na matkę i śmiała się tak głośno i głośno, że wszyscy, nawet prymitywny gość, śmiali się wbrew swojej woli.
- No, idź, idź ze swoim dziwakiem! - powiedziała matka udając, że ze złością odpycha córkę. „To moje najmłodsze dziecko” – zwróciła się do gościa.
Natasza, odrywając na chwilę twarz od koronkowej chusty mamy, spojrzała na nią od dołu przez łzy śmiechu i ponownie zakryła twarz.
Gość zmuszony do zachwytu nad sceną rodzinną uznał za konieczne wzięcie w niej udziału.
„Powiedz mi, moja droga” – powiedziała, zwracając się do Nataszy – „co myślisz o tej Mimi?” Córka, prawda?
Nataszy nie podobał się ton protekcjonalności wobec dziecinnej rozmowy, z jakim zwrócił się do niej gość. Nie odpowiedziała i spojrzała poważnie na gościa.
Tymczasem całe to młode pokolenie: Borys – oficer, syn księżnej Anny Michajłowej, Mikołaj – uczeń, najstarszy syn hrabiego, Sonia – piętnastoletnia siostrzenica hrabiego i mała Petrusha – najmłodszy syn, wszyscy rozsiedli się w salonie i najwyraźniej starali się zachować w granicach przyzwoitości ożywienie i wesołość, które wciąż tchnęły każdym ich rysem. Było jasne, że tam, na zapleczu, skąd wszyscy tak szybko uciekli, toczyli zabawniejsze rozmowy niż tutaj o plotkach miejskich, pogodzie i hrabinie Apraksine. [o hrabinie Apraksinie.] Od czasu do czasu spoglądali na siebie i z trudem powstrzymywali się od śmiechu.