Elementy chemii bioorganicznej. Historia rozwoju chemii bioorganicznej

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 nieorganiki, 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. Mogą też istnieć rzeczy egzotyczne, 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!

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 alilu, 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, które mają 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.

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 przezwyciężaniem reprodukcyjnego stylu nauczania, zapewnieniem aktywności poznawczej i badawczej studentów, otwierają nowe perspektywy realizacji 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 programie tym 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 jest nauką badającą 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 zerwania 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 rodzaju.

· 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 przejawieniu 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.

Chemia bioorganiczna jest nauką badającą strukturę i właściwości substancji biorących udział w procesach życiowych w bezpośrednim powiązaniu ze znajomością ich funkcji biologicznych.

Chemia bioorganiczna to nauka badająca strukturę i reaktywność związków o znaczeniu biologicznym. Przedmiotem chemii bioorganicznej są biopolimery i bioregulatory oraz ich elementy strukturalne.

Biopolimery obejmują białka, polisacharydy (węglowodany) i kwasy nukleinowe. Do tej grupy zaliczają się także lipidy, które nie są BMC, ale zwykle są kojarzone z innymi biopolimerami w organizmie.

Bioregulatory to związki chemiczne regulujące metabolizm. Należą do nich witaminy, hormony i wiele związków syntetycznych, w tym substancje lecznicze.

Chemia bioorganiczna opiera się na ideach i metodach chemii organicznej.

Bez znajomości ogólnych zasad chemii organicznej trudno jest studiować chemię bioorganiczną. Chemia bioorganiczna jest ściśle powiązana z biologią, chemią biologiczną i fizyką medyczną.

Nazywa się zespół reakcji zachodzących w warunkach organizmu metabolizm.

Substancje powstające podczas metabolizmu nazywane są - metabolity.

Metabolizm ma dwa kierunki:

Katabolizm to reakcja rozkładu złożonych cząsteczek na prostsze.

Anabolizm to proces syntezy złożonych cząsteczek z prostszych substancji przy użyciu energii.

Terminem biosynteza określa się reakcję chemiczną IN VIVO (w organizmie), IN VITRO (na zewnątrz organizmu)

Istnieją antymetabolity - konkurenci metabolitów w reakcjach biochemicznych.

Koniugacja jako czynnik zwiększający stabilność cząsteczek. Wzajemne oddziaływanie atomów w cząsteczkach związków organicznych i sposoby jego przenoszenia

Zarys wykładu:

Parowanie i jego rodzaje:

p, p - parowanie,

r,p - koniugacja.

Energia koniugacji.

Systemy sprzężone z obwodem otwartym.

Witamina A, karoteny.

Koniugacja w rodnikach i jonach.

Sprzężone systemy obiegu zamkniętego. Aromatyczność, kryteria aromatyczności, heterocykliczne związki aromatyczne.

Wiązanie kowalencyjne: niepolarne i polarne.

Efekty indukcyjne i mezomeryczne. EA i ED są substytutami.

Głównym rodzajem wiązań chemicznych w chemii organicznej są wiązania kowalencyjne. W cząsteczkach organicznych atomy są połączone wiązaniami si p.

Atomy w cząsteczkach związków organicznych są połączone wiązaniami kowalencyjnymi, które nazywane są wiązaniami si p.

Pojedyncze wiązanie s w stanie zhybrydyzowanym SP 3 charakteryzuje się l - długością (C-C 0,154 nm), energią E (83 kcal/mol), polaryzacją i polaryzowalnością. Na przykład:

Wiązanie podwójne jest charakterystyczne dla związków nienasyconych, w których oprócz centralnego wiązania s występuje również zakładka prostopadła do wiązania s, co nazywa się wiązaniem π).

Wiązania podwójne są zlokalizowane, to znaczy gęstość elektronów obejmuje tylko 2 jądra związanych atomów.

Najczęściej ty i ja będziemy mieć do czynienia sprzężony systemy. Jeśli wiązania podwójne występują naprzemiennie z wiązaniami pojedynczymi (w ogólnym przypadku atom połączony z wiązaniem podwójnym ma orbital p, wówczas orbitale p sąsiadujących atomów mogą nakładać się na siebie, tworząc wspólny układ p-elektronów). Takie systemy nazywane są sprzężone lub zdelokalizowane . Na przykład: butadien-1,3

p, p - układy sprzężone

Wszystkie atomy butadienu są w stanie zhybrydyzowanym SP 2 i leżą w tej samej płaszczyźnie (Pz nie jest orbitalem hybrydowym). Рz – orbitale są do siebie równoległe. Stwarza to warunki do ich wzajemnego nakładania się. Nakładanie się orbitalu Pz następuje pomiędzy C-1 i C-2 oraz C-3 i C-4, a także pomiędzy C-2 i C-3, czyli występuje zdelokalizowany wiązanie kowalencyjne. Znajduje to odzwierciedlenie w zmianach długości wiązań w cząsteczce. Długość wiązania między C-1 i C-2 jest zwiększona, a między C-2 i C-3 jest skrócona w porównaniu z wiązaniem pojedynczym.

l-C -С, 154 nm l С=С 0,134 nm

l С-N 1,147 nm l С =O 0,121 nm

r, p - parowanie

Przykładem układu sprzężonego p, π jest wiązanie peptydowe.

r, p - układy sprzężone

Podwójne wiązanie C=0 wydłuża się do 0,124 nm w porównaniu ze zwykłą długością 0,121, a wiązanie C – N staje się krótsze i wynosi 0,132 nm w porównaniu do 0,147 nm w normalnym przypadku. Oznacza to, że proces delokalizacji elektronów prowadzi do wyrównania długości wiązań i zmniejszenia energii wewnętrznej cząsteczki. Jednakże ρ,p – koniugacja zachodzi w związkach acyklicznych nie tylko przy naprzemiennych wiązaniach z pojedynczymi wiązaniami C-C, ale także przy naprzemienności z heteroatomem:

Atom X z wolnym orbitalem p może znajdować się w pobliżu wiązania podwójnego. Najczęściej są to heteroatomy O, N, S i ich p-orbitale, które oddziałują z wiązaniami p, tworząc p, p-koniugację.

Na przykład:

CH 2 = CH – O – CH = CH 2

Koniugacja może zachodzić nie tylko w cząsteczkach obojętnych, ale także w rodnikach i jonach:

W związku z powyższym w systemach otwartych parowanie odbywa się pod następującymi warunkami:

Wszystkie atomy uczestniczące w układzie sprzężonym znajdują się w stanie zhybrydyzowanym SP 2.

Pz – orbitale wszystkich atomów są prostopadłe do płaszczyzny s-szkieletu, czyli równoległe do siebie.

Kiedy tworzy się sprzężony układ wieloośrodkowy, długości wiązań wyrównują się. Nie ma tu „czystych” wiązań pojedynczych i podwójnych.

Delokalizacji p-elektronów w układzie sprzężonym towarzyszy uwolnienie energii. System przechodzi na niższy poziom energetyczny, staje się stabilniejszy, stabilniejszy. Zatem utworzenie układu sprzężonego w przypadku butadienu - 1,3 prowadzi do wyzwolenia energii w ilości 15 kJ/mol. To w wyniku koniugacji wzrasta stabilność rodników jonowych typu allilowego i ich występowanie w przyrodzie.

Im dłuższy łańcuch koniugacji, tym większe uwalnianie energii jego powstania.

Zjawisko to jest dość powszechne w związkach ważnych biologicznie. Na przykład:

Zagadnienia termodynamicznej stabilności cząsteczek, jonów i rodników będziemy stale spotykać w toku chemii bioorganicznej, która obejmuje szereg jonów i cząsteczek szeroko rozpowszechnionych w przyrodzie. Na przykład:

Systemy sprzężone w pętli zamkniętej

Aromatyczność. W cząsteczkach cyklicznych w pewnych warunkach może powstać układ sprzężony. Przykładem układu sprzężonego p, p - jest benzen, gdzie chmura p - elektronów pokrywa atomy węgla, taki układ nazywa się - aromatyczny.

Zysk energii w wyniku koniugacji w benzenie wynosi 150,6 kJ/mol. Dlatego benzen jest stabilny termicznie do temperatury 900 o C.

Obecność zamkniętego pierścienia elektronowego udowodniono za pomocą NMR. Jeśli cząsteczkę benzenu umieści się w zewnętrznym polu magnetycznym, pojawi się indukcyjny prąd pierścieniowy.

Zatem kryterium aromatyczności sformułowane przez Hückela to:

cząsteczka ma strukturę cykliczną;

wszystkie atomy są w stanie SP 2 – zhybrydyzowanym;

istnieje zdelokalizowany układ p - elektronowy zawierający 4n + 2 elektrony, gdzie n jest liczbą cykli.

Na przykład:

Zagadnienie to zajmuje szczególne miejsce w chemii bioorganicznej aromatyczność związków heterocyklicznych.

W cząsteczkach cyklicznych zawierających heteroatomy (azot, siarka, tlen) powstaje pojedyncza chmura p-elektronów z udziałem p-orbitali atomów węgla i heteroatomu.

Pięcioczłonowe związki heterocykliczne

Układ aromatyczny powstaje w wyniku oddziaływania 4 p-orbitali C i jednego orbitalu heteroatomu, który zawiera 2 elektrony. Sześć elektronów p tworzy szkielet aromatyczny. Taki sprzężony system jest elektronicznie redundantny. W pirolu atom N jest w stanie zhybrydyzowanym SP2.

Pirol jest częścią wielu biologicznie ważnych substancji. Cztery pierścienie pirolowe tworzą porfinę, układ aromatyczny zawierający 26 p - elektronów i wysoką energię koniugacji (840 kJ/mol)

Struktura porfiny jest częścią hemoglobiny i chlorofilu

Sześcioczłonowe związki heterocykliczne

Układ aromatyczny w cząsteczkach tych związków powstaje w wyniku oddziaływania pięciu p-orbitali atomów węgla i jednego p-orbitali atomu azotu. Dwa elektrony na dwóch orbitali SP 2 biorą udział w tworzeniu wiązań s z atomami węgla pierścienia. Orbital P z jednym elektronem wchodzi w skład szkieletu aromatycznego. SP 2 – orbital z wolną parą elektronów leży w płaszczyźnie s-szkieletu.

Gęstość elektronów w pirymidynie jest przesunięta w kierunku N, co oznacza, że ​​​​układ jest pozbawiony p - elektronów, ma niedobór elektronów.

Wiele związków heterocyklicznych może zawierać jeden lub więcej heteroatomów

Jądra pirolu, pirymidyny i puryn są częścią wielu cząsteczek biologicznie aktywnych.

Wzajemne oddziaływanie atomów w cząsteczkach związków organicznych i sposoby jego przenoszenia

Jak już wspomniano, wiązania w cząsteczkach związków organicznych powstają dzięki wiązaniom s i p, gęstość elektronów jest równomiernie rozłożona między związanymi atomami tylko wtedy, gdy atomy te są takie same lub zbliżone pod względem elektroujemności. Takie połączenia nazywane są niepolarny.

CH 3 -CH 2 →CI wiązanie polarne

Częściej w chemii organicznej mamy do czynienia z wiązaniami polarnymi.

Jeśli gęstość elektronów zostanie przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego, wówczas takie wiązanie nazywa się polarnym. Opierając się na wartościach energii wiązania, amerykański chemik L. Pauling zaproponował ilościową charakterystykę elektroujemności atomów. Poniżej znajduje się skala Paulinga.

Na Li H S C J Br Cl N O F

0,9 1,0 2,1 2,52,5 2,5 2,8 3,0 3,0 3,5 4,0

Atomy węgla w różnych stanach hybrydyzacji różnią się elektroujemnością. Zatem s – wiązanie pomiędzy zhybrydyzowanymi atomami SP 3 i SP 2 – jest polarne

Efekt indukcyjny

Nazywa się przeniesienie gęstości elektronów poprzez mechanizm indukcji elektrostatycznej wzdłuż łańcucha wiązań typu S przez indukcję, efekt nazywa się indukcyjny i jest oznaczony przez J. Efekt J z reguły jest osłabiany przez trzy wiązania, ale blisko położone atomy doświadczają dość silnego wpływu pobliskiego dipola.

Podstawniki, które przesuwają gęstość elektronów wzdłuż łańcucha wiązań s w swoim kierunku, wykazują efekt -J i odwrotnie +J.

Izolowane wiązanie p, jak również pojedyncza chmura p-elektronów otwartego lub zamkniętego układu sprzężonego, łatwo ulega polaryzacji pod wpływem podstawników EA i ED. W takich przypadkach efekt indukcyjny jest przenoszony na połączenie p, dlatego oznaczone przez Jp.

Efekt mezomeryczny (efekt koniugacji)

Redystrybucja gęstości elektronów w układzie sprzężonym pod wpływem podstawnika wchodzącego w skład tego układu sprzężonego nazywa się efekt mezomeryczny(efekt M).

Aby podstawnik był częścią układu sprzężonego, musi mieć albo wiązanie podwójne (koniugacja p,p), albo heteroatom z wolną parą elektronów (koniugacja r,p). M – efekt transmitowany jest przez sprzęgany układ bez tłumienia.

Podstawniki obniżające gęstość elektronów w układzie sprzężonym (przesunięte w jego kierunku gęstość elektronów) wykazują efekt -M, a podstawniki zwiększające gęstość elektronów w układzie sprzężonym wykazują efekt +M.

Efekty elektronowe podstawników

Reaktywność substancji organicznych w dużej mierze zależy od charakteru efektów J i M. Znajomość teoretycznych możliwości efektów elektronowych pozwala przewidzieć przebieg niektórych procesów chemicznych.

Właściwości kwasowo-zasadowe związków organicznych. Klasyfikacja reakcji organicznych.

Konspekt wykładu

Pojęcia substratu, nukleofilu, elektrofila.

Klasyfikacja reakcji organicznych.

odwracalne i nieodwracalne

rodnikowy, elektrofilowy, nukleofilowy, synchroniczny.

mono- i bimolekularne

reakcje substytucji

reakcje addycji

reakcje eliminacji

utlenianie i redukcja

oddziaływania kwasowo-zasadowe

Reakcje są regioselektywne, chemoselektywne i stereoselektywne.

Reakcje addycji elektrofilowej. Rządy Morkownikowa, przystąpienie anty-Morkownikowa.

Reakcje podstawienia elektrofilowego: orientanty I i II rodzaju.

Właściwości kwasowo-zasadowe związków organicznych.

Kwasowość i zasadowość Bronsteda

Kwasowość i zasadowość Lewisa

Teoria twardych i miękkich kwasów i zasad.

Klasyfikacja reakcji organicznych

Usystematyzowanie reakcji organicznych pozwala na ograniczenie różnorodności tych reakcji do stosunkowo niewielkiej liczby typów. Reakcje organiczne można sklasyfikować:

w kierunku: odwracalne i nieodwracalne

ze względu na charakter zmian wiązań w substracie i odczynniku.

Podłoże– cząsteczka dostarczająca atom węgla w celu utworzenia nowego wiązania

Odczynnik- związek działający na podłoże.

Reakcje ze względu na charakter zmian wiązań w podłożu i odczynniku można podzielić na:

radykalny R

elektrofilowy E

nukleofilowy N(Y)

synchroniczne lub skoordynowane

Mechanizm reakcji SR

Inicjacja

Wzrost łańcucha

Otwarty obwód

KLASYFIKACJA WEDŁUG WYNIKU KOŃCOWEGO

Odpowiadający końcowemu wynikowi reakcji jest:

A) reakcje podstawienia

B) reakcje addycji

B) reakcje eliminacji

D) przegrupowania

D) utlenianie i redukcja

E) oddziaływania kwasowo-zasadowe

Zdarzają się również reakcje:

Regioselektywny– najlepiej przepływający przez jedno z kilku ośrodków reakcji.

Chemoselektywny– reakcja preferencyjna dla jednej z powiązanych grup funkcyjnych.

Stereoselektywny– preferencyjne tworzenie jednego z kilku stereoizomerów.

Reaktywność alkenów, alkanów, alkadienów, arenów i związków heterocyklicznych

Podstawą związków organicznych są węglowodory. Rozważymy tylko te reakcje prowadzone w warunkach biologicznych, a zatem nie z samymi węglowodorami, ale z udziałem rodników węglowodorowych.

Do węglowodorów nienasyconych zaliczają się alkeny, alkadieny, alkiny, cykloalkeny i węglowodory aromatyczne. Łączącą je zasadą jest π – chmura elektronów. W warunkach dynamicznych związki organiczne również są podatne na atak E+

Jednak reakcje interakcji alkinów i arenów z odczynnikami prowadzą do różnych wyników, ponieważ w tych związkach natura chmury π - elektronów jest inna: zlokalizowana i zdelokalizowana.

Rozważanie mechanizmów reakcji zaczniemy od reakcji A E. Jak wiemy, alkeny oddziałują

Mechanizm reakcji hydratacji

Zgodnie z regułą Markownikowa – dodanie do nienasyconych węglowodorów o asymetrycznej strukturze związków o ogólnym wzorze HX – do najbardziej uwodornionego atomu węgla dodaje się atom wodoru, jeśli podstawnikiem jest ED. W addycji anty-Markownikowa atom wodoru dodaje się do najmniej uwodornionego, jeśli podstawnikiem jest EA.

Reakcje podstawienia elektrofilowego w układach aromatycznych mają swoją własną charakterystykę. Pierwszą cechą jest to, że interakcja z termodynamicznie stabilnym układem aromatycznym wymaga silnych elektrofilów, które zwykle powstają przy użyciu katalizatorów.

Mechanizm reakcji S E

WPŁYW ORIENTUJĄCY
ZASTĘPCA

Jeśli w pierścieniu aromatycznym znajduje się jakikolwiek podstawnik, to z konieczności wpływa to na rozkład gęstości elektronowej pierścienia. ED - podstawniki (orientanty pierwszego rzędu) CH 3, OH, OR, NH 2, NR 2 - ułatwiają podstawienie w porównaniu do niepodstawionego benzenu i kierują przychodzącą grupę do pozycji orto i para. Jeżeli podstawniki ED są mocne, to katalizator nie jest potrzebny, reakcje te przebiegają w 3 etapach.

Podstawniki EA (orientanty drugiego rodzaju) utrudniają reakcje podstawienia elektrofilowego w porównaniu z niepodstawionym benzenem. Reakcja SE zachodzi w bardziej rygorystycznych warunkach, grupa przychodząca wchodzi w pozycję meta. Podstawniki typu II obejmują:

COOH, SO3H, CHO, halogeny itp.

Reakcje SE są również typowe dla węglowodorów heterocyklicznych. Pirol, furan, tiofen i ich pochodne należą do układów z nadmiarem π i dość łatwo wchodzą w reakcje SE. Łatwo ulegają halogenowaniu, alkilowaniu, acylowaniu, sulfonowaniu i nitrowaniu. Przy wyborze odczynników należy wziąć pod uwagę ich niestabilność w środowisku silnie kwaśnym, czyli kwasofobowość.

Pirydyna i inne układy heterocykliczne z pirydynowym atomem azotu są układami z niedoborem π, znacznie trudniej jest je wejść w reakcje SE, a wchodzący elektrofil zajmuje pozycję β względem atomu azotu.

Właściwości kwasowe i zasadowe związków organicznych

Najważniejszymi aspektami reaktywności związków organicznych są właściwości kwasowo-zasadowe związków organicznych.

Kwasowość i zasadowość także ważne pojęcia definiujące wiele funkcjonalnych właściwości fizykochemicznych i biologicznych związków organicznych. Kataliza kwasowo-zasadowa jest jedną z najczęstszych reakcji enzymatycznych. Słabe kwasy i zasady są powszechnymi składnikami układów biologicznych, które odgrywają ważną rolę w metabolizmie i jego regulacji.

W chemii organicznej istnieje kilka koncepcji kwasów i zasad. Teoria Brønsteda kwasów i zasad, ogólnie przyjęta w chemii nieorganicznej i organicznej. Według Brønsteda kwasy to substancje, które mogą oddać proton, a zasady to substancje, które mogą przyjąć proton.

Kwasowość Bronsteda

Zasadniczo większość związków organicznych można uznać za kwasy, ponieważ w związkach organicznych H jest związany z C, N O S

Kwasy organiczne dzielą się odpowiednio na kwasy C – H, N – H, O – H, S-H – kwasy.

Kwasowość ocenia się w postaci Ka lub - log Ka = pKa, im niższe pKa, tym silniejszy kwas.

Nie dla wszystkich substancji organicznych przeprowadzono ilościową ocenę kwasowości związków organicznych. Dlatego ważne jest rozwinięcie umiejętności przeprowadzania jakościowej oceny właściwości kwasowych różnych miejsc kwasowych. W tym celu stosuje się ogólne podejście metodologiczne.

Moc kwasu zależy od stabilności anionu (sprzężonej zasady). Im bardziej stabilny anion, tym silniejszy kwas.

Stabilność anionu zależy od kombinacji wielu czynników:

elektroujemność i polaryzowalność pierwiastka w centrum kwasowym.

stopień delokalizacji ładunku ujemnego w anionie.

charakter rodnika związanego z centrum kwasowym.

efekty solwatacyjne (wpływ rozpuszczalnika)

Rozważmy rolę wszystkich tych czynników po kolei:

Wpływ elektroujemności pierwiastków

Im bardziej elektroujemny pierwiastek, tym bardziej zdelokalizowany ładunek i im bardziej stabilny anion, tym silniejszy jest kwas.

C (2,5) N (3,0) O (3,5) S (2,5)

Dlatego zmienia się kwasowość w szeregu CH< NН < ОН

W przypadku kwasów SH dominuje inny czynnik - polaryzowalność.

Atom siarki jest większy i ma wolne orbitale d. dlatego ładunek ujemny może ulegać delokalizacji w dużej objętości, co skutkuje większą stabilnością anionu.

Tiole, jako mocniejsze kwasy, reagują z zasadami, a także z tlenkami i solami metali ciężkich, natomiast alkohole (słabe kwasy) mogą reagować tylko z metalami aktywnymi

Stosunkowo wysoka kwasowość tols jest wykorzystywana w medycynie i chemii leków. Na przykład:

Stosowany przy zatruciach As, Hg, Cr, Bi, których działanie wynika z wiązania metali i ich usuwania z organizmu. Na przykład:

Przy ocenie kwasowości związków zawierających ten sam atom w centrum kwasowym czynnikiem decydującym jest delokalizacja ładunku ujemnego w anionie. Stabilność anionu znacznie wzrasta wraz z pojawieniem się możliwości delokalizacji ładunku ujemnego wzdłuż układu wiązań sprzężonych. Znaczący wzrost kwasowości fenoli w porównaniu do alkoholi tłumaczy się możliwością delokalizacji jonów w porównaniu z cząsteczką.

Wysoka kwasowość kwasów karboksylowych wynika ze stabilności rezonansowej anionu karboksylanowego

Delokalizację ładunku ułatwia obecność podstawników odciągających elektrony (EA), które stabilizują aniony, zwiększając w ten sposób kwasowość. Na przykład wprowadzenie podstawnika do cząsteczki EA

Wpływ podstawnika i rozpuszczalnika

a - hydroksykwasy są silniejszymi kwasami niż odpowiadające im kwasy karboksylowe.

ED - przeciwnie, podstawniki zmniejszają kwasowość. Większy wpływ na stabilizację anionu mają rozpuszczalniki, z reguły lepiej solwatowane są małe jony o niskim stopniu delokalizacji ładunku.

Efekt solwatacji można prześledzić na przykład w szeregu:

Jeśli atom w centrum kwasowym ma ładunek dodatni, prowadzi to do zwiększonej kwasowości.

Pytanie do słuchaczy: który kwas – octowy czy palmitynowy C 15 H 31 COOH – powinien mieć niższą wartość pKa?

Jeśli atom w centrum kwasowym ma ładunek dodatni, prowadzi to do zwiększonej kwasowości.

Można zauważyć silną kwasowość CH - kompleksu σ - powstającego w reakcji podstawienia elektrofilowego.

Bronstedowa zasadowość

Aby utworzyć wiązanie z protonem, na heteroatomie konieczna jest niewspółdzielona para elektronów,

lub być aniony. Istnieją zasady p i

π zasad, gdzie znajduje się środek zasadowości

elektrony zlokalizowanego wiązania π lub elektrony π układu sprzężonego (składniki π)

Siła zasady zależy od tych samych czynników, co kwasowość, ale ich wpływ jest odwrotny. Im większa elektroujemność atomu, tym mocniej utrzymuje on samotną parę elektronów i tym mniej jest dostępny do wiązania z protonem. Następnie ogólnie siła n-zasad z tymi samymi podstawnikami zmienia się w szeregu:

Najbardziej podstawowymi związkami organicznymi są aminy i alkohole:

Sole związków organicznych z kwasami mineralnymi są dobrze rozpuszczalne. Wiele leków stosuje się w postaci soli.

Centrum kwasowo-zasadowe w jednej cząsteczce (amfoteryczne)

Wiązania wodorowe jako oddziaływania kwasowo-zasadowe

Dla wszystkich α - aminokwasów przeważają formy kationowe w środowiskach silnie kwaśnych i anionowe w środowiskach silnie zasadowych.

Obecność słabych centrów kwasowych i zasadowych prowadzi do słabych oddziaływań - wiązań wodorowych. Na przykład: imidazol o niskiej masie cząsteczkowej ma wysoką temperaturę wrzenia ze względu na obecność wiązań wodorowych.

J. Lewis zaproponował bardziej ogólną teorię kwasów i zasad, opartą na strukturze powłok elektronowych.

Kwas Lewisa może być atomem, cząsteczką lub kationem, który ma wolny orbital zdolny do przyjęcia pary elektronów w celu utworzenia wiązania.

Przedstawicielami kwasów Lewisa są halogenki pierwiastków grup II i III układu okresowego D.I. Mendelejew.

Zasady Lewisa to atom, cząsteczka lub anion zdolny do oddania pary elektronów.

Zasady Lewisa obejmują aminy, alkohole, etery, tiole, tioetery i związki zawierające wiązania π.

Na przykład poniższą interakcję można przedstawić jako interakcję kwas-zasada Lewisa

Ważną konsekwencją teorii Lewisa jest to, że każdą substancję organiczną można przedstawić jako kompleks kwasowo-zasadowy.

W związkach organicznych wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe występują znacznie rzadziej niż międzycząsteczkowe, ale występują również w związkach bioorganicznych i można je uznać za oddziaływania kwasowo-zasadowe.

Pojęcia „twardy” i „miękki” nie są tożsame z mocnymi i słabymi kwasami i zasadami. To dwie niezależne cechy. Istotą LCMO jest to, że twarde kwasy reagują z twardymi zasadami, a miękkie kwasy z miękkimi zasadami.

Zgodnie z zasadą Pearsona dotyczącą twardych i miękkich kwasów i zasad (HABP) kwasy Lewisa dzielą się na twarde i miękkie. Kwasy twarde są atomami akceptorowymi o małych rozmiarach, dużym ładunku dodatnim, wysokiej elektroujemności i niskiej polaryzowalności.

Miękkie kwasy to duże atomy akceptorowe o małym ładunku dodatnim, niskiej elektroujemności i wysokiej polaryzowalności.

Istotą LCMO jest to, że twarde kwasy reagują z twardymi zasadami, a miękkie kwasy z miękkimi zasadami. Na przykład:

Utlenianie i redukcja związków organicznych

Reakcje redoks mają ogromne znaczenie dla procesów życiowych. Za ich pomocą organizm zaspokaja swoje potrzeby energetyczne, ponieważ utlenianie substancji organicznych uwalnia energię.

Z drugiej strony reakcje te służą przekształceniu pożywienia w składniki komórkowe. Reakcje oksydacyjne sprzyjają detoksykacji i usuwaniu leków z organizmu.

Utlenianie to proces usuwania wodoru w celu utworzenia wiązania wielokrotnego lub nowych, bardziej polarnych wiązań.

Redukcja jest procesem odwrotnym do utleniania.

Utlenianie substratów organicznych przebiega tym łatwiej, im silniejsza jest ich tendencja do oddawania elektronów.

Utlenianie i redukcję należy rozpatrywać w odniesieniu do określonych klas związków.

Utlenianie wiązań C–H (alkany i alkile)

Kiedy alkany spalają się całkowicie, tworzą się CO 2 i H 2 O oraz wydziela się ciepło. Inne sposoby ich utleniania i redukcji można przedstawić za pomocą następujących schematów:

Utlenianie węglowodorów nasyconych zachodzi w trudnych warunkach (mieszanina chromu jest gorąca), miękkie utleniacze nie mają na nie wpływu. Pośrednimi produktami utleniania są alkohole, aldehydy, ketony i kwasy.

Wodoronadtlenki R – O – OH są najważniejszymi produktami pośrednimi utleniania wiązań C – H w łagodnych warunkach, szczególnie in vivo

Ważną reakcją utleniania wiązań C – H w warunkach organizmu jest enzymatyczna hydroksylacja.

Przykładem może być produkcja alkoholi poprzez utlenianie żywności. Ze względu na tlen cząsteczkowy i jego aktywne formy. przeprowadzone in vivo.

Nadtlenek wodoru może służyć jako środek hydroksylujący w organizmie.

Nadmiar nadtlenku musi zostać rozłożony przez katalazę na wodę i tlen.

Utlenianie i redukcja alkenów można przedstawić za pomocą następujących przekształceń:

Redukcja alkenów

Utlenianie i redukcja węglowodorów aromatycznych

Benzen jest niezwykle trudny do utlenienia nawet w trudnych warunkach, zgodnie z następującym schematem:

Zdolność do utleniania znacznie wzrasta od benzenu do naftalenu i dalej do antracenu.

Podstawniki ED ułatwiają utlenianie związków aromatycznych. EA – utrudniają utlenianie. Odzyskiwanie benzenu.

C 6 H 6 + 3 H 2

Enzymatyczna hydroksylacja związków aromatycznych

Utlenianie alkoholi

W porównaniu do węglowodorów utlenianie alkoholi zachodzi w łagodniejszych warunkach

Najważniejszą reakcją dioli w warunkach organizmu jest przemiana w układ chinon-hydrochinon

Przeniesienie elektronów z podłoża na tlen następuje w metachondriach.

Utlenianie i redukcja aldehydów i ketonów

Jedna z najłatwiej utlenionych klas związków organicznych

2H 2 C = O + H 2 O CH 3 OH + HCOOH szczególnie łatwo przepływa w świetle

Utlenianie związków zawierających azot

Aminy utleniają się dość łatwo, a końcowymi produktami utleniania są związki nitrowe

Wyczerpująca redukcja substancji zawierających azot prowadzi do powstania amin.

Utlenianie amin in vivo

Utlenianie i redukcja tioli

Charakterystyka porównawcza właściwości O-B związków organicznych.

Najłatwiej utleniają się tiole i fenole 2-atomowe. Aldehydy dość łatwo się utleniają. Alkohole są trudniejsze do utlenienia, a pierwszorzędowe są łatwiejsze niż drugo- i trzeciorzędowe. Ketony są odporne na utlenianie lub utleniają się wraz z rozszczepieniem cząsteczki.

Alkiny łatwo się utleniają nawet w temperaturze pokojowej.

Najtrudniej utlenić są związki zawierające atomy węgla w stanie zhybrydyzowanym Sp3, czyli nasycone fragmenty cząsteczek.

ED – podstawniki ułatwiają utlenianie

EA – utrudniają utlenianie.

Specyficzne właściwości związków poli- i heterofunkcyjnych.

Konspekt wykładu

Poli- i heterofunkcyjność jako czynnik zwiększający reaktywność związków organicznych.

Specyficzne właściwości związków poli- i heterofunkcyjnych:

amfoteryczność tworzenia soli wewnątrzcząsteczkowych.

wewnątrzcząsteczkowa cyklizacja γ, δ, ε – związków heterofunkcyjnych.

cyklizacja międzycząsteczkowa (laktydy i deketopirozyn)

chelatacja.

reakcje eliminacji beta-heterofunkcji

znajomości.

tautomeryzm ketonowo-enolowy. Fosfenolopirogronian, as

związek makroergiczny.

dekarboksylacja.

stereoizomeria

Poli- i heterofunkcyjność jako przyczyna pojawiania się specyficznych właściwości w hydroksykwasach, aminokwasach i oksokwasach.

Charakterystyczną cechą ważnych biologicznie związków organicznych jest obecność w cząsteczce kilku identycznych lub różnych grup funkcyjnych. Cząsteczka może zawierać dwie lub więcej grup hydroksylowych, grup aminowych lub grup karboksylowych. Na przykład:

Ważną grupą substancji zaangażowanych w aktywność życiową są związki heterofunkcyjne, które mają kombinację parami różnych grup funkcyjnych. Na przykład:

W związkach alifatycznych wszystkie powyższe grupy funkcyjne wykazują charakter EA. Ich wzajemne oddziaływanie zwiększa się dzięki wzajemnemu oddziaływaniu. Na przykład w oksokwasach elektrofilowość każdego z dwóch karbonylowych atomów węgla jest zwiększona przez -J drugiej grupy funkcyjnej, co prowadzi do łatwiejszego ataku przez odczynniki nukleofilowe.

Ponieważ efekt I zanika po 3–4 wiązaniach, ważną okolicznością jest bliskość umiejscowienia grup funkcyjnych w łańcuchu węglowodorowym. Grupy heterofunkcyjne mogą być zlokalizowane na tym samym atomie węgla (układ α) lub na różnych atomach węgla, zarówno w lokalizacjach sąsiadujących (układ β), jak i bardziej od siebie oddalonych (γ, delta, epsilon).

Każda grupa heterofunkcyjna zachowuje swoją reaktywność, a dokładniej związki heterofunkcyjne wchodzą w „podwójną” liczbę reakcji chemicznych. Gdy wzajemne rozmieszczenie grup heterofunkcyjnych jest wystarczająco bliskie, reaktywność każdej z nich ulega wzajemnemu wzmocnieniu.

Przy jednoczesnej obecności w cząsteczce grup kwasowych i zasadowych związek staje się amfoteryczny.

Na przykład: aminokwasy.

Oddziaływanie grup heterofunkcyjnych

Cząsteczka związków gerofunkcyjnych może zawierać grupy zdolne do wzajemnego oddziaływania. Na przykład w związkach amfoterycznych, takich jak α-aminokwasy, możliwe jest tworzenie soli wewnętrznych.

Dlatego wszystkie α - aminokwasy występują w postaci jonów biopolarnych i są dobrze rozpuszczalne w wodzie.

Oprócz interakcji kwas-zasada możliwe stają się inne rodzaje reakcji chemicznych. Na przykład reakcja SN w SP 2 jest hybrydą atomu węgla w grupie karbonylowej w wyniku interakcji z grupą alkoholową, tworzenia estrów, grupy karboksylowej z grupą aminową (tworzenie amidów).

W zależności od względnego ułożenia grup funkcyjnych reakcje te mogą zachodzić zarówno w obrębie jednej cząsteczki (wewnątrzcząsteczkowe), jak i pomiędzy cząsteczkami (międzycząsteczkowe).

Ponieważ w wyniku reakcji powstają cykliczne amidy i estry. wówczas czynnikiem decydującym staje się termodynamiczna stabilność cykli. Pod tym względem produkt końcowy zwykle zawiera pierścienie sześcioczłonowe lub pięcioczłonowe.

Aby interakcja wewnątrzcząsteczkowa utworzyła pięcio- lub sześcioczłonowy pierścień estrowy (amidowy), związek heterofunkcyjny musi mieć w cząsteczce układ gamma lub sigma. Potem na zajęciach