Organska kemija I. Struktura in reaktivnost organskih spojin

Transcription

1 Organska kemija I Struktura in reaktivnost organskih spojin Prezentacija študentom 2. letnika kemije, zimski semester I. Uvod: kaj je organska kemija? II. Vezi v organskih spojinah III. Struktura in poimenovanje organskih spojin IV. Izomerija in organskih spojin in osnove organske stereokemije V. Reaktivnost organskih spojin

2 Študijska literatura K. Peter C. Vollhardt, Neil E. Schore: Organic Chemistry, Structure and Function, Third Edition, W. H. Freeman and Company, New York, 1999 (in kasnejše izdaje) Dodatna priporočena literatura J. Clayden, N. Graves, S. Warren, P. Wothers: Organic Chemistry, Oxford University Press, 2001 (in kasnejše izdaje)

3 Pripomočki za risanje in poimenovanje organskih spojin: ACD/ChemSketch 12.0 Freeware ChemBioOffice 2010 ChemBioDraw Ultra 12.0 (licenca UL možna je le uporaba na UL) ChemAxon Marvinbeans (freeware) Potem so še drugi programi (ki jih je moč dobiti na različnih freeware -spletnih straneh in v repozitorijih različnih distribucij Linuxa, a so praviloma napopolni/pomanjkljivi, uporabniku manj prijazni, oz. na splošno manj kvalitetni.

4

5 Do 19. stoletja so bile rastline in njihovi ekstrakti glavni viri organskih spojin.

6 19. stoletje: glavni vir organskih spojin so aromati kot stranski produkti suhe destilacije premoga PREMOG suha destilacija KOKS (surovina v železarski industriji) stranski produkti Uporaba v nastajajoči kemijski in farmacevtski industriji (barvila, zdravila, itd.)

7 20. stoletje: glavni vir organskih spojin sta nafta in zemeljski plin NAFTA destilacija Vsesplošna uporaba: energenti, surovine v kemijski in farmacevtski industriji, itd.

8 21. stoletje: glavni vir organskih spojin sta še vedno nafta in zemeljski plin, razvoj gre v smer obnovljivih virov (bio-based chemicals)

9 Možna projekcija za 22. stoletje (hipotetično, brez razvoja novih tehnologij):

10 Možna projekcija za 23. stoletje (hipotetično, brez razvoja novih tehnologij):

11 1. Uvod: kaj je to organska kemija? Organska kemija se ukvarja s študijo ogljikovih spojin. Seveda pa velika večina organskih spojin poleg ogljika vsebuje še druge elemente, kot so vodik, kisik in dušik, žveplo, fosfor in halogene. Do danes je bilo odkritih več kot 100 milijonov organskih spojin in ocenjuje se, da jih vsako leto pripravimo še več novih. Organske spojine se nahajajo povsod okoli nas: v živih organizmih, hrani, začimbah, dišavah, zdravilih, čistilih, tekstilu, kozmetiki, umetnih masah, barvilih, itd.

12 1. Uvod: kaj je to organska kemija?

13 1. Uvod: kaj je to organska kemija?

14 1. Uvod: kaj je to organska kemija?

15 1. Uvod: kaj je to organska kemija?

16 1. Uvod: kaj je to organska kemija?

17 Povezava med strukturo, lastnostmi in uporabo organskih spojin EKO-BIO?

18 1. Uvod: kaj je to organska kemija? Organska kemija se je začela kot kemija življenja. V skladu s to definicijo so kemiki pred več kot 200 leti delili spojine na dva tipa: anorganske in organske, osnovni kriterij pa je bil izvor spojin. Anorganske na bi se nahajale v neživi naravi (npr. v kamenju, zemlji, rudah, itd.), medtem ko naj bi se organske spojine nahajale predvsem v živih organizmih, ki naj bi bili tudi edini sposobni proizvajati organske spojine. Sama ta tedaj logična delitev kemije in spojin na anorganske in organske se je sicer ohranila še do danes, vendar pa je danes jasno, da zna organske spojine sintetizirati tudi človek iz "neživih" spojin. To je prvi dokazal Wöhler leta 1828, ko je pri reakciji med anorganskima amonijevim kloridom in srebrovim izocianatom pripravil organsko sečnino, ki so jo bila po tedaj veljavnem prepričanju sposobna tvoriti le živa bitja in so jo pridobivali iz urina. Kasneje v 19. stoletju je Kekulé postavil drugačno definicijo organskih spojin to so spojine, ki vsebujejo ogljik. Organska kemija je torej postal kemija ogljikovih spojin (prevsem tistih iz premoga in nafte). Zaradi vedno intenzivnejšega prepletanja posameznih področij kemije, je danes meja med osnovnima področjima (anorganska kemija in organska kemija) precej zabrisana. Tipičen primer takega prepletanja so kemija organokovinskih spojin (spojin s kovalentno vezjo C-kovina) in koordinacijske spojine (kompleksi) kovinskih ionov z organskimi ligandi. Kljub temu se delitev na organsko in anorgansko kemijo ohranja še danes, saj omogoča logično strukturno urejenost znanja kemije.

19 Primeri čistih organskih spojin

20 Primeri organokovinskih spojin Primeri organskih ligandov v koordinacijskih spojinah (kompleksih)

21 II. Vezi v organskih spojinah Poenostavljeno rečeno lahko rečemo da v organskih spojinah: - ogljik tvori štiri kovalentne vezi in nima prostega elektronskega para - dušik tvori tri kovalentne vezi in ima en prosti elektronski par - kisik tvori dve kovalentni vezi in ima dva prosta elektronska para - klor in ostali halogeni tvorijo eno kovalentno vez in imajo tri proste elektronske pare - vodik tvori eno kovalentno vez in nima prostega elektronskega para

22 Atomske orbitale s in p

23 Atomske orbitale p

24 Tvorba ionskih in kovalentnih vezi

25 Oktetno pravilo in dva primera izjem Hundovo pravilo

26 Ogljikov atom ima v osnovnem stanju izpolnjene 1s in 2s orbitale, preostala dva elektrona pa sta v 2p orbitalah. Z dodatkom energije lahko en elektron v 2s orbitali vzbudimo. Nastane razporeditev, kjer je vsako orbitalo (2s, 2px, 2py, 2pz) zaseda po en elektron. Na razpolago imamo torej 4 elektrone za tvorbo vezi: Glede na elektronsko konfiguracijo, bi moral atom ogljika v principu tvoriti 4 vezi: eno σ-vez in tri π-vezi. Dejansko pa situacija ni taka. Primer je molekula metana CH 4, kjer je en atom ogljika povezan s štirimi atomi vodika in sicer s štirimi ekvivalentnimi C H σ vezmi. To pa seveda ni v skladu modelom, prikazanim na zgornji shemi.

27 Za razlago realnega stanja moramo združiti 2s orbitalo in tri 2p orbitale. Dobimo 4 identične hibridne 2sp 3 orbitale, ki imajo 25% s značaja in 75% p značaja. Povedati je treba, da je hibridizacija orbital teoretski koncept, ki je dobil podporo z določitvijo dolžin vezi in dejanskih struktur spojin:

28

29

30 Poleg sp 3 hibridnih orbital poznamo pri atomu ogljika še sp 2 in sp hibridne orbitale. V primeru sp 2 hibridizacije so trije elektroni ogljikovega atoma v treh sp 2 hibridnih orbitalah, en elektron pa ostane v 2p orbitali in lahko tvori dodatno C C π vez. Primer je molekula etena ena od sp 2 orbital tvori C C σ vez, dve pa C H σ vezi. Preostali elektron iz nehibridizirane p orbitale pa tvori C C π vez.

31 Čelno rekrivanje sp 2 hibridnih orbital (σ-vez) in bočno prekrivanje p-orbital (π-vez) v sp 2 sistemih

32

33 V primeru sp hibridizacije imamo dva elektrona ogljikovega atoma v dveh sp hibridnih orbitalah, dva elektrona pa ostaneta v 2p orbitalah in lahko tvorita dve dodatni C C π vezi. Primer je molekula etina ena od sp orbital tvori C C σ vez, ena pa C H σ vez. Preostala elektrona iz nehibridiziranih p orbital pa tvorita dve π vezi.

34 Čelno rekrivanje sp hibridnih orbital (σ-vez) in bočno prekrivanje p-orbital (π-vez) v sp-sistemih

35

36 s-vezi so močnejše of p-vezi: Primeri izoelektronskih molekul in ionov:

37 Hibridizacija orbital ogljikovega atoma je neposredno povezana s strukturo organskih spojin saj je od hibridizacije oziroma od deleža s značaja hibridne orbitale odvisna geometrija vezi. Tako je za sp hibridizirane ogljikove atome značilna linearna struktura (φ = 180 ), za sp 2 hibridizirane ogljikove atome je značilna planarna (trigonalna) struktura (φ = 120 ), za sp 3 hibridizirane ogljikove atome pa je značilna piramidalna (tetraederska) struktura (φ = ).

38 Od hibridizacije je povezana tudi z dolžino in s tem z jakostjo vezi: sp 3 C atom sp 2 C atom sp C atom dolžina C C vezi (pm) dolžina C H vezi (pm) disoc. energija C H vezi (kj/mol) kot H C C ( ) hibridizacija strukturni element dolžina vezi [pm] sp 3 sp 3 R 3 C CR sp 3 sp 2 R 3 C C(R)= 150 sp 3 sp R 3 C C 146 sp 2 sp 2 R 2 C=CR sp 2 sp =(R)C C 142 sp sp C C 138

39 Večina organskih molekul vsebuje vsaj eno C-X vez (X = Hal, O, N, S, M, itd.), ki je bolj ali manj polarizirana. Polarizacija posameznih vezi molekul je zelo pomembna lastnost, ki je odvisna od predvsem elektronskih lastnosti obeh vezanih atomov. Nepolarizirano kovalentno vez tvorita bodisi dva istovrstna atoma ali pa dva atoma s podobno elektronegativnostjo. Z naraščajočo razliko v elektronegativnosti narašča tudi polarizacija vezi, ki jo ponazorimo z delnimi naboji (d + /d - ): Li Mg Al Si B P H C S I Br N Cl O F močna polarizacija šibka polarizacija vezi močna polarizacija

40 Polarizacija posameznih kovalentnih vezi se odraža v polarnosti celotne molekule, ki jo kvantitativno opišemo z dipolnim momentom (p): p = q r q = naboj, r = razdalja med nabojema Enota za dipolni moment je debye (D), pri čemer je 1 D = C m. Vrednosti dipolnih momentov enostavnih diatomarnih molekul so Celokupen dipolni moment molekule je enak vektorski vsoti parcialnih dipolnih momentov: Poleg dipolnega momenta izolirane molekule poznamo še inducirani dipolni moment, ki nastane pri približevanju ali interakciji z drugim dipolom ali ionom (glej ion-dipol in dipol-dipol interakcije):

41

42 Resonanca: dvosmerni premik elektronov (vezi) sem ter tja Resonančna delokalizacija naboja pri karboksilatnem anionu: Zavita (ukrivljena) puščica označuje premik elektronskega para Ravna dvosmerna puščica označuje resonanco med dvema zvrstema Prekinjena vez označuje delokalizacijo vezi Resonančna delokalizacija naboja pri karbonatnem anionu:

43 Poleg enostavnih kovalentnih vezi velja omeniti tudi semipolarne (donor-akceptor) vezi in vodikove vezi. Donorakceptorske vezi so značilne predvsem za dušikove spojine (nitro in azooksi spojine ter terciarni dušikovi oksidi) in žveplove spojine (sulfoksidi) ter za komplekse elektronsko revnih borovih spojin z elektronsko bogati. V teh primerih sodeluje dušikov atom pri tvorbi vezi s prostim elektronskim parom: Ravna enosmerna puščica označuje smer reakcije

44 Poleg vezi, ki tvorijo primarno strukturo posamezne molekule, so za pomembne tudi nekovalentne medmolekulske interakcije. Nekovalentne medmolekulske interakcije (vezi) organskih molekul so ključni element njihove supramolekularne strukturne organizacije pomemben in dejavnik reaktivnosti molekul. Pri vseh nekovalentnih interakcijah ločimo med dvema osnovnima skupinama: a) intermolekularne in b) intramolekularne interakcije. Delimo jih na naslednje tipe: a) Ion-ion interakcije ( kj/mol) b) Ion-dipol interakcije (50-200kJ/mol) c) Dipol-dipol interakcije (5-50kJ/mol) d) Vodikove vezi (4-120kJ/mol) e) Kation-π interakcije (5-80kJ/mol) f) π-π interakcije (0-50kJ/mol) in kompleksi s prenosom naboja (15-20kJ/mol) g) Hidrofobni efekti (< 5 kj/mol) Ion-ion interakcije so najmočnejše med prej omenjenimi interakcijami in nastanejo zaradi elektrostatskega privlaka med nasprotno nabitima molekulama, npr. med aminom in kislino:

45 Ion-dipol interakcije so tudi močne interakcije ( kj/mol) in nastanejo zaradi elektrostatskega privlaka med ionom in dipolom. Na enak način poteče tudi in dipol-dipol interakcija med dvema dipoloma, ki pa je bistveno šibkejša (5-50 kj/mol):

46 Vodikove vezi nastanejo med elektronsko bogatim heteroatomom in elektronsko revnim vodikovim atomom. Jakost vodikove vezi je zelo variabilna, je pa seveda bistveno šibkejša (20-40kJ/mol) od ionskih vezi in vezi ion-dipol oz. dipol-dipol. Molekulo, ki prispeva elektronsko revni vodikov atom, imenujemo donor vodikove vezi, molekulo, ki prispeva elektronsko bogat heteroatom pa akceptor vodikove vezi. Močne vodikove vezi nastanejo predvsem med vodikovim atomom OH skupine in kisikom in dušikom: R O H N, R O H O. Šibke vodikove vezi pa opažamo pri ostalih kombinacijah: R 2 N H O, R 2 N H N, R S H S, R S H O, R S H N, R 3 C H O. Molekulo, ki prispeva elektronsko revni vodikov atom, imenujemo donor vodikove vezi, molekulo, ki prispeva elektronsko bogat heteroatom pa akceptor vodikove vezi:

47 Primera supramolekularnih polimerov

48 Lep primer kation-π interakcij so kompleksi med kovinami prehoda in C=C dvojnimi vezmi: π -π interakcije nastopijo med aromatskimi sistemi: Kompleksi s prenosom naboja (CTC) nastanejo med elektronsko bogato in elektronsko revno molekulo. So približnoi enake jakosti (15-20 kj/mol) kot šibke vodikove vezi. Čeprav so CTC značilni predvsem za kombinacijo organckih ligandov s kovinskimi ioni, pa poznamo tudi popolnoma organske komplekse, npr. CTC med tetratiafulvalenom (donor) in tetracianokinodimetanom (akceptor):

49 Hidrofobni efekt je zelo šibak (3-5 kj/mol) in nastane med hidrofobnimi deli različnih molekul, kot posledica minimalizacije stika z vodo. Zlasti velik pomen imajo v bioloških sistemih, kjer se molekule (npr. proteini, lipidi) organizirajo tako, da polarne glave štrlijo navzven v vodni medij, medtem ko se nepolarni (hidrofobni del) organizira v notranjost liposoma.

50 III. Strukturne značilnosti in poimenovanje organskih spojin

51 Strukturo organskih molekul definirata osnovni ogljikov skelet in funkcionalne skupine. Ogljikov skelet je strukturna osnova organske molekule, funkcionalne skupine pa določajo predvsem specifično reaktivnost molekule. Lastnosti molekule pa so praviloma rezultat kombiniranega vpliva obeh faktorjev. Primer (S)-metionina, ki vsebuje tri funkcionalne skupine: karboksilno kislino, amin in sulfid Sulfid (nukleofil, reducent) Ogljikov skelet Karboksilna kislina (elektrofil) Amin (baza, nukleofil)

52 Risanje struktur organskih spojin: primer linoleinske kisline Groza! Kdo bo pa še to vse risal...

53 Risanje struktur organskih spojin: primer linoleinske kisline

54 Ogljikov skelet je strukturna osnova organske molekule, ki ima, geometrijsko gledano, lahko obliko verige, obroča ali njunih kombinacij. Posamezni ogljikovi atomi pa so, glede na medsebojno vezavo, razdeljeni na štiri tipe: primarni, sekundarni, terciarni in kvarterni. Molekule, ki so sestavljene le iz ogljikovega skeleta so ogljikovodiki: alkani, alkeni, alkini, konjugirani alkeni in alkini, ter popolnoma konjugirani ciklični ogljikovodiki. Nesubstituirani nasičeni ogljikovodiki (alkani in cikloalkani) so praviloma precej nereaktivni in se uporabljajo predvsem kot goriva in organska topila. Za razliko od njih pa so nenasičeni ogljikovodiki bistveno reaktivnejši in mesta nenasičenja lahko obravnavamo kot reaktivna mesta oz. kot funkcionalne skupine.

55 Primeri strukturne raznolikosti ogljikovega skeleta organskih spojin Izomerne oblike pentana (nasičenega C 5 -skeleta)

56 Alkani predstavljajo osnovni tip nasičenih organskih spojin. Gre za spojine, pri katerih so vsi ogljikovi atomi osnovnega skeleta sp 3 hibridizirani in so torej povezani med seboj in z drugimi atomi z enojnimi σ-vezmi. Pri neobročnih ogljikovodikih poznamo predstavnike z različnim številom C atomov s splošno bruto formulo C n H 2n+2 pri čemer je n 1.

57 Nomenklatura alkanov (osnovni primeri) št. C-atomov Alkan (R H) Formula Alkilna skupina R Formula 1 metan CH 4 metil CH 3 2 etan CH 3 CH 3 etil CH 3 CH 2 3 propan CH 3 CH 2 CH 3 1-propil (n-propil) 2-propil (i-propil) 4 n-butan CH 3 (CH 2 ) 2 CH 3 1-butil (n-butil) 2-butil (sek-butil) i-butan (2-metilpropan) (CH 3 ) 3 CH 2-metilprop-1-il (i-butil) 1,1-dimetiletil (terc-butil ) CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 CHCH 3 CH 3 (CH 2 ) 3 CH 3 CH 2 CHCH 3 (CH 3 ) 2 CHCH 2 (CH 3 ) 3 C 5 pentan CH 3 (CH 2 ) 3 CH 3 pentil CH 3 (CH 2 ) 4 6 heksan CH 3 (CH 2 ) 4 CH 3 heksil CH 3 (CH 2 ) 5 7 heptan CH 3 (CH 2 ) 5 CH 3 heptil CH 3 (CH 2 ) 6 8 oktan CH 3 (CH 2 ) 6 CH 3 oktil CH 3 (CH 2 ) 7 9 nonan CH 3 (CH 2 ) 7 CH 3 nonil CH 3 (CH 2 ) 8 10 dekan CH 3 (CH 2 ) 8 CH 3 decil CH 3 (CH 2 ) 9

58 Cikloalkani so obročni analogi alkanov z vsaj tremi obročnimi ogljikovimi atomi (n 3) saj so za tvorbo obroča potrebni vsaj trije atomi. Najenostavnejši cikloalkan je torej ciklopropan. Poleg osnovnih monocikličnih cikloalkanov poznamo tudi kondenzirane, premostene in spiro biciklične in policiklične ogljikovodike:

59 Alkeni, alkini in njihovi ciklični analogi predstavljajo osnovni tip nenasičenih organskih spojin. Gre za spojine, pri katerih sta vsaj dva sosednja ogljikova atoma osnovnega skeleta med seboj povezana z multiplo (dvojno ali trojno) vezjo. Ustrezni nenasičeni ogljikovi atomi so pri alkenih sp 2 hibridizirani pri alkinih pa sp hibridizirani. Geometrijsko gledano je torej mesto nenasičenja bodisi planarno (sp 2 ) bodisi linearno (sp).

60 Nomenklatura alkenov in alkinov (osnovni primeri) št. C-atomov Alken (R H) Formula Alkenilna skupina R Formula Alkin (R H) Alkinilna skupina R 2 eten H 2 C=CH 2 etenil (vinil) CH 2 =CH etin HC CH etinil HC C 3 propen CH 3 CH=CH 2 propen-1-il CH 3 CH=CH propen-2-il CH 3 C=CH 2 propen-3-il (alil) CH 2 CH=CH 2 propin CH 3 C CH propin-1-il CH 3 C C propin-3-il CH 2 C CH 4 1-buten (but-1-en) CH 3 CH 2 CH=CH 2 but-1-en-1-il CH 3 CH 2 CH=CH but-1-en-2-il CH 3 CH 2 C=CH 2 but-1-en-3-il CH 3 CHCH=CH 2 but-1-en-4-il CH 2 CH 2 CH=CH 2 2-buten (but-2-en) CH 3 CH=CHCH 3 but-2-en-1-il CH 3 CH=CHCH 2 but-2-en-2-il CH 3 CH=CCH 3 1-butin (but-1-in) CH 3 CH 2 C CH but-1-in-1-il CH 3 CH 2 C C but-1-in-3-il CH 3 CHC CH but-1-in-4-il CH 2 CH 2 C CH 2-butin (but-2-in) CH 3 C CCH 3 but-2-in-1-il CH 3 C CCH 2

61 Spojine z več multiplimi C=C vezmi. a) Spojine z izoliranimi multiplimi vezmi so po svojih lastnostih praktično identične enostavnim alkenom in alkinom s po eno multiplo vezjo. Od njih se razlikujejo le po večjem številu med seboj oddaljenih multiplih vezi. b) Spojine s konjugiranimi multiplimi vezmi so spojine, pri katerih si izmenjaje sledita enojna in multipla vez. c) Spojine s kumuliranimi dvojnimi vezmi. Sem prištevamo predvsem alene (kumulene), ki so zelo reaktivne spojine, kljub temu pa jih najdemo tudi v naravi v pigmentih alg.

62 Resonanca in aromatičnost Sistemi s konjugiranimi multiplimi vezmi so stabilnejši od enakovrednih sistemov z izoliranimi multiplimi vezmi. Kemijske reakcije potekajo pri teh spojinah zvečine drugače kot pri enostavnih alkenih in alkinih. Konjugirani alkeni so bolj reaktivni kot nekonjugirani alkeni, a hkrati tudi bolj stabilni: imajo nižje sežigne toplote in nižje toplote hidrogeniranja. Konjugacija torej praviloma zveča stabilnost spojine. Spojine s konjugiranimi dvojnimi vezmi so pogosto močno obarvane.povečana stabilnost konjugiranih alkenov v primerjavi z nekonjugiranimi je posledica resonančne stabilizacije molekule. Na primer, molekulo etena lahko napišemo še v treh resonančnih (kanonskih) strukturah z različno razporeditvijo π-elektronov : Dvoostna puščica označuje premik dveh elektronov Enoostna puščica označuje premik enega elektrona

63 Za butadien, ki vsebuje dve konjugirani dvojni vezi, bi torej pričakovali šest dodatnih kanonskih struktur, vendar pa so zaradi premika dvojne vezi s položaja 1-2 na položaj 2-3 možne še tri dodatne kanonske strukture :

64 Butadien je torej resonančni hibrid več struktur, kar je razvidno tudi iz dolžin C C vezi: vez C(1) C(2) in C(3) C(4) 135 C(2) C(3) 146 C=C (izolirana) 133 C C (izolirana) 154 dolžina (pm) Vpliv resonančne stabilizacije pri butadienu je razviden tudi iz izračunane in eksperimentalno določene energije molekule, ki je nižja od seštevka energij dveh molekul etena. To razliko v energiji imenujemo energijo konjugacije (energija delokalizacije, energija stabilizacije, resonančna energija). Energijo konjugacije kvantitativno določimo iz sežignih toplot in iz toplot hidrogeniranja.

65 Aromatski ogljikovodiki so a) ciklični b) popolnoma konjugirani c) planarni obročni sistemi, ki imajo v obroču 4n+2 (n 0) delokaliziranih π-elektronov (Hücklovo pravilo). Gre torej za sisteme z naslednjim številom π-elektronov: 2, 6, 10, 14, itd. Pravilo velja tudi za karbokatione, karboanione in radikale, ki ustrezajo omenjenim pogojem. Najbolj znan aromatski ogljikovodik je benzen C 6 H 6. Primeri:

66 Aromatičnost in vpliv energije konjugacije pri aromatih je lepo viden iz primerjave toplot hidrogeniranja pri cikloheksenu, cikloheksadienu in benzenu, kjer so lepo vidne razlike med izračunanimi verdnostmi brez upoštevanja energije konjugacije in med eksperimentalno določenimi vrednostmi. Izračunana vrednosti toplot hidrogeniranja so namreč proporcionalne številu dvojnih vezi: pri cikloheksadienu je ta enaka dvakratni vrednosti toplote hidrogeniranja cikloheksena, pri cikloheksatrienu (benzenu) pa trikratni vrednosti vrednosti toplote hidrogeniranja cikloheksena. Na sliki je prikazan energetski diagram za hidrogeniranje cikloheksena, cikloheksadiena in benzena v cikloheksan:

67 Benzen je torej resonančni hibrid dveh (Kekuléjevih) kanonskih struktur A in B. to je lepo razvidno iz dolzin C C vezi, ki so enake med vsemi šestimi C-atomi (139.7 pm). Prav tako so enake dolžine vseh C H vezi (108.4 pm). Pri benzenu gre torej za popolnoma delokalizirane dvojne vezi, zato govorimo pri aromatskih sistemih o toku elektronov, ki ga lahko ponazorimo z resonančno strukturo C: Planarnost je pomemben faktor za dosego aromatičnosti popolnoma konjugiranega cikličnega sistema. Tako bi pri ciklodekapentaenu ([10]anulenu) z 10 π elektroni pričakovali aromatsko stabilizacijo, vendar sistem zaradi kotnih napetosti ni planaren in tudi ne kaže aromatskih lastnosti:

68 Pri popolnoma konjugiranih obročnih sistemih s 4n π elektroni (4, 8, 12, itd.) pogosto opažamo precej zmanjšano stabilnost, kot bi jo pričakovali glede na popolno konjugacijo dvojnih vezi. Take spojine imenujemo antiaromatske. Primeri antiaromatskih spojin so ciklobutadien, difenilen, ciklopropil anion in ciklopentadienil kation: Planarnost je pomemben faktor tudi za dosego antiaromatičnosti popolnoma konjugiranega cikličnega sistema. Npr. ciklooktatetraen in ni antiaromatski, ker obroč ni planaren:

69 Funkcionalne skupine. Organske spojine pa seveda niso omejene le na ogljikovodike velika večina organskih spojin vsebuje še ostale heteroatome, ki so kovalentno vezani na ogljikov atom. Primeri najpogosteje zastopanih heteroatomov v organskih spojinah so halogeni (F, Cl, Br, I), kisik, žveplo, dušik, fosfor, silicij, bor, aluminij, prehodne kovine, ter alkalijske (Li, Na, K, Cs) in zemljoalkalijske kovine (Mg, Ca). Vsi ti elementi so lahko vezani na ogljikov atom z enojno, dvojno, ali trojno vezjo. Ogljikov atom se torej povezuje z drugimi atomi, pri čemer tvori strukturne enote, ki jih imenujemo funkcionalne skupine. Funkcionalna skupina je torej tipična strukturna enota, ki vsebuje določene C X, C=X, Y-C-X, Y-C=X ali CΞX (X = heteroatom) vezi. Način vezave heteroatoma na ogljikov atom seveda pogojuje lastnosti in reaktivnost spojine. Poleg klasifikacije funkcionalnih skupin po atomih in vezeh, poznamo tudi klasifikacijo funkcionalnih skupin glede na pet oksidacijskih nivojev: alkan alkohol aldehid karboksilna kislina CO 2. Funkcionalne skupine so pomembne iz treh razlogov: - so mesta, kjer potekajo pretvorbe, - imajo vpliv na reaktivnost drugih delov molekule (elektronski, sterični) - predstavljajo osnovne enote za klasifikacijo organskih spojin, - služijo kot osnova za poimenovanje organskih spojin V tem smislu k funkcionalnim skupinam prištevamo tudi C=C in CΞC vezi ter aromatske obroče (benzen, naftalen, itd.)!

70 Tipične funkcionalne skupine, ki vsebujejo C-X vez.

71 Tipične funkcionalne skupine, ki vsebujejo C-X vez.

72 Tipične funkcionalne skupine, ki vsebujejo C=X oz. X-C-Y vez.

73 Tipične funkcionalne skupine, ki vsebujejo Y-C=X ali C X vez.

74 Klasifikacija funkcionalnih skupin po oksidacijskem nivoju.

75 Pomembne strukture/spojine, ki jih je treba poznati

76 Pomembne spojine, ki jih je treba poznati

77 Pomembne strukture, ki jih je treba poznati

78 Funkcionalne skupine so pomembne tudi zaradi svojih elektronskih vplivov na polarizacijo vezi v molekuli. Ločimo med dvema vrstama vpliva, induktivni efekt in resonančni (mezomerni) efekt. Induktivni efekt je popolnoma splošen in se odraža povsod, kjer atom ali skupina vezana na C-atom polarizira kovalentno vez s privlakom ali z odbojem elektronov. Na primer, pri vezi C Cl gre za negativni induktivni efekt ( I) klorovega atoma, pri vezi C CH 3 pa za pozitivni induktivni efekt (+I). Tipične elektron privlačne skupine ( I): Tipične elektrondonorske skupine (+I): Primer: F > NO 2 > Cl > Br > I > OH > OMe > Ph > H Me 3 C > Me 2 CH > MeCH 2 > Me > H

79 Vpliv substituentov se odraža tudi v polarizaciji naboja pri sistemih s π-elektroni oz. multiplimi vezmi. Ta efekt imenujemo resonančni efekt (mezomerni efekt). Pri mezomernem efektu gre torej za sposobnost atoma(skupine), da donira (+M) ali pa prejme ( M) elektronski par in s tem povzroči polarizacijo naboja v sistemu. Tipične elektronakceptorske skupine ( M): Tipične elektrondonorske skupine (+M): Primer: NO 2 > COR > C N > COOR > Ph > CH=CH 2 > Ph O R 2 N > OR > I > Br > Cl

80 Razporeditev značilnih substituentov po elektronskih lastnostih: +M in +I +M in I M in I Me-, Et-, Me 2 CH-, Me 3 C-, itd. (alkil-) RCONH-, RCOO-, NH 2, NR 2,F, Cl, Br, I, Ph OH, OR RCO-, CN, CF 3, CCl 3, NO 2, R 3 N + +M > I +M < I RCONH-, RCOO-, NH 2, OH, OR Cl, Br, I

81 IV. Osnove organske stereokemije

82 Izomerija organskih spojin in osnove organske stereokemije Spojini, ki imata enako elementno sestavo vendar pa različno razporeditev atomov v molekuli imenujemo izomerni spojini, ustrezni pojav pa izomerija. Najenostavnejši primer izomerije je konstitucijska izomerija. Primer konstitucijskih izomerov sta molekuli dimetil etra in etanola. Obe spojini imata enako bruto formulo in s tem tudi elementno sestavo. Vendar se med seboj bistveno razlikujeta tako po fizikalnih kot po kemijskih lastnostih: dimetil eter je plin, ki ne reagira z močnimi bazami in oksidanti; etanol je tekočina (bp 78 C vodikove vezi!), ki z močnimi bazami tvori alkoholatni anion, z oksidanti se oksidira v acetaldehid ali ocetno kislino. Konstitucijskih izomerov je med organskimi molekulami ogromno, vendar pa ta tip izomerije ni tako pomemben, saj gre pri konstitucijskih izomerih zvečine za funkcionalno popolnoma različne spojine.

83 Kadar sta si dve spojini konstitucijsko in funkcionalno enaki in se razlikujeta le po različni pozicijski razporeditvi substituentov, govorimo o regioizomeriji in regioizomerih. Primer regioizomerov so izomerni disubstituirani benzeni, npr. diklorobenzen. Možni so trije regioizomeri: orto (1,2), meta (1,3) in para (1,4). Vendar pa regioizomere označujemo z deskriptorji orto, meta in para predvsem v primeru disubstituiranih benzenov. Treba se je zavedati, da so ti deskriptorji označujejo le relativno medsebojno pozicijo dveh substituentov. Zato je pogosto bolj smotrno (in enostavno), zlasti v primeru polisubstituiranih spojin, nedvoumno s številkami označiti položaje posameznih substituentov na osnovnem sistemu: V organski kemiji ima zelo velik pomen ima stereokemija, ki se ukvarja z različno prostorsko razporeditvijo skupin v sicer funkcionalno in konstitucijsko identičnih molekulah, ter z njihovim vplivom na lastnosti in reaktivnost molekul. Sem sodi predvsem proučevanje stereoizomerije in stereoizomernih spojin. Pri stereoizomeriji ločimo predvsem med konfiguracijsko in konformacijsko stereoizomerijo.

84 Konfiguracijska stereoizomerija Pri konfiguracijski stereoizomeriji ni možno enostavno prehajanje enega stereoizomera v drugega, zato v teh primerih govorimo o konfiguracijskih izomerih z dokaj stabilno (fiksno) konfiguracijo. Pretvorba enega stereoizomera v drugega je pogojena s cepitvijo in ponovnim nastankom kovalentne C H, C C ali C X vezi, kar je seveda energetsko bistveno bolj zahteven proces. Cis-trans (geometrijska) izomerija cikloalkanov in alkenov: Pri disubstituiranih cikloalkanih opažamo t.i. cis-trans izomerijo. Na primer, pri 1,2-dimetilciklopropanu sta možni dve različni prostorski razporeditvi metilnih skupin. Pri cis-izomeru se obe metilni skupini nahajata na isti strani ravnine obroča, pri trans-izomeru pa na različnih straneh ravnine obroča. Enostavna izomerizacija iz cis- v trans-izomer ni mogoča, saj zahteva prekinitev C C vezi. Primer lahko enostavno razširimo na ostale cikloalkane.

85 Podobno cis-trans izomerijo opažamo tudi pri disubstituiranih alkenih. Tudi v tem primeru izomerizacija zahteva prekinitev C=C dvojne vezi. Pri alkenih uporabljamo za oznako konfiguracije okrog dvojne vezi praviloma oznaki Z (zusammen = cis) in E (entgegen = trans): Kiralne spojine. Spojine, ki jih ne moremo superponirati na njihove zrcalne slike, oziroma, ki niso popolnoma identične svojim zrcalnim slikam, imenujemo kiralne spojine. Izomerne pare spojin, ki so si med seboj zrcalne slike, in ki jih ne moremo superponirati, imenujemo enantiomere. Enantiomera torej ne moremo z enostavnim obračanjem v prostoru "pretvoriti" v drug enantiomer (ki je zrcalna slika prvega). Enostaven domač primer kiralnosti je par čevljev: levi se prilega le na levo nogo, desni pa na desno...obratno pač ne gre! Spojine, ki pa so identične svojim zrcalnim slikam, imenujemo akiralne spojine. Značilnost akiralnih spojin je, da imajo vsaj en element simetrije.

86 Primeri (a)kiralnosti v vsakdanjem življenju X

87 Primeri (a)kiralnosti v vsakdanjem življenju Teniški lopar = akiralen Golf palice = (a)kiralne Roke, noge, rokavice = kiralne Nogavice = akiralne

88 Primeri kiralnosti v vsakdanjem življenju: stari Egipčani in kiralnost Stari Egipčani očitno še niso pogruntali kiralnosti, oz. je niso upoštevali pri risanju in slikanju

89 Simetrija molekul

90 Elementi simetrije Ravnina simetrije (s): vsak atom spojine "vidi" skozi ravnino simetrije" svojo zrcalno sliko na drugem koncu molekule: Center simetrije oz. cener inverzije (i): vsak atom spojine "vidi" skozi center inverzije svojo zrcalno sliko na drugem koncu molekule:

91 Elementi simetrije Os simetrije ali enostavna rotacijska os C n : rotacija okrog osi za 360/n vodi do identične slike: Rotacijsko-refleksijska os simetrije ali alternirajoča os simetrije Sn: rotacija okrog osi za 360/n vodi do zrcalne slike:

92 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti Spojine, ki nimajo nobenega od naštetih elementov simetrije, so kiralne obratno pa ni vedno res, saj imamo mnogo sicer kiralnih spojin, ki vsebujejo tudi določene elemente simetrije. Ponavadi je v organskih spojinah nosilec asimetrije ali kiralnosti sp 3 hibridiziran C-atom s štirimi različnimi ligandi. Tak atom imenujemo tudi stereogenicenter oz. center kiralnosti, oz. center asimetrije. Primera enostavne simetrične in asimetrične molekule sta bromoklorometan in bromojodoklorometan :

93 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti Racemna zmes = zmes enantiomerov v razmerju 1:1

94 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti Značilnost kiralnih spojin je, da pri prehodu polarizirane svetlobe skozi to spojino ali njeno raztopino pride do zasuka ravnine polarizirane svetlobe. Zato za take spojine pravimo, da so optično aktivne. Če npr. en enantiomer povzroči zasuk polarizirane svetlobe npr. +10, bo drug enantiomer povzročil enak zasuk vendar z nasprotnim predznakom, torej 10. Optično sučnost podajamo praviloma kot specifičen zasuk([ ] λt ), ki ga izračunamo po enačbi: [ ] λt = 100 /l c λ valovna dolžina svetlobe T temperatura odčitek na polarimetru ( ) l dolžina optične poti (dm) c koncentracija spojine (g/100 ml) Pri merjenju specifične rotacije moramo vedno podati še topilo, v katerem smo izvedli meritev, saj je specifičen zasuk močno odvisen od topila. Seveda pa kiralne spojine niso vedno optično aktivne: če sta oba enantiomera zastopana v razmerju 1:1, potem je takšna racemna zmes optično neaktivna. Enantiomeri imajo torej enake kemijske in fizikalne lastnosti, razlikujejo se le po predznaku kota zasuka ravnine polarizirane svetlobe. c = g/100 ml c = g/100 ml

95 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti

96 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti: diastereoizomerija in diastereomeri V kolikor spojina vsebuje dva ali več centrov kiralnosti, pa je možno večje število stereoizomerov (2 n ; n = št. centrov kiralnosti), ki pa si niso vsi v enantiomernem odnosu oz. si niso vsi med seboj zrcalne slike. Kiralne stereoizomere, ki niso zrcalne slike eden drugega, imenujemo diastereoizomere. Diastereoizomerne spojine se med seboj razlikujejo tako po fizikalnih kot po kemijskih lastnostih. Na primer, 2-amino-1,2-difeniletanol je spojina z dvema centroma kiralnosti. Možni so torej štirje (2 2 = 4) stereoizomeri, od katerih ima vsak svojo zrcalno sliko, poleg tega pa še dva diastereoizomera:

97 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti: diastereoizomerija in diastereomeri

98 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti: diastereoizomerija in diastereomeri

99 Določanje (označevanje) konfiguracije organskih spojin Konfiguracijo alkenov in konfiguracijo kiralnih spojin označujemo po Cahn-Ingold-Prelogovem pravilu prioritete, ki velja tudi za označitev konfiguracije alkenov: višje atomsko število ima prednost pred nižjim višje masno število ima prednost pred nižjim Pri skupinah, kjer je več delov enakih, upoštevamo prvo neenakost Če je atom vezan na drugega z multiplo vezjo, potem ustrezni atom podvojimo ali potrojimo Določanje konfiguracije alkenov: med štirimi ligandi izberemo tista dva z najvišjo prioriteto. Če se oba nahajata na isti strani dvojne vezi, je konfiguracija Z (zusammen) oz. cis, če pa se nahajata na različnih straneh dvojne vezi, je konfiguracija E (entgegen) oz. trans

100 Določanje (označevanje) konfiguracije organskih spojin Določanje absolutne konfiguracije kiralnih spojin: najprej določimo prioritete ligandov na centru kiralnosti. Nato molekulo postavimo v prostoru tako, da je ligand z najnižjo prioriteto obrnjen stran in da imamo pred seboj tri glavne ligande. Nato preverimo, v katero smer si sledijo ligandi po padajoči prioriteti. Če je smer enaka smeri vrtenja urnega kazalca, potem je konfiguracija R (rectus desni), če pa je smer enaka obratni smeri vrtenja urnega kazalca, potem je konfiguracija S (sinister levi) :

101 Določanje (označevanje) konfiguracije organskih spojin

102 (A)kiralne spojine, ki vsebujejo elemente simetrije Določene (identično substituirane) spojine z dvema ali več centri kiralnosti lahko vsebujejo tudi element simetrije. Take spojine lahko ohranijo optično aktivnost, v določenih primerih pa je posledica tega elementa simetrije tudi izguba optične aktivnosti oziroma kiralnosti. Primer spojine z elementom simetrije so izomeri vinske kisline. Optično aktivna trans (R,R)- in (S,S)-izomera sicer imata element simetrije (C 2 ), ki pa ne vpliva na optično sučnost saj zrcalni sliki nista identični. Dvoštevna os simetrije je posledica enakih substituentov na C-2 in C-3. Drugače pa je pri cis (R,S)- oz. (S,R)-izomerih, ki imata ravnino simetrije (σ). Obe zrcalni sliki sta dejansko identični: eno zrcalno sliko pretvorimo v drugo z zasukom za 180. Take spojine imenujemo mezo spojine in so akiralne in zato optično neaktivne.

103 (A)kiralne spojine, ki vsebujejo elemente simetrije

104 Fischerjeva projekcija Kiralne molekule pogosto predstavimo s Fischerjevimi projekcijskimi formulami: Za ravnanje s Fischerjevimi projekcijskimi formulami veljajo naslednja pravila: celotno formulo lahko zasukamo za 180 v ravnini projekcije niti formule niti njenega dela ne smemo sukati iz ravnine projekcije formule ne smemo zasukati za 90 v ravnini projekcije sočasno lahko zamenjamo mesta treh skupin, vendar vedno enako (npr. od leve proti desni)

105 Fischerjeva projekcija

106 Relativna in absolutna konfiguracija Relativna in absolutna konfiguracija kiralnih spojin. Prvotno so bile vse konfiguracije kiralnih spojin relativne (glede na gliceraldehid) nanašale so se na konfiguracijo gliceraldehida, D- ali L-. Torej je bil tedaj v rabi arbitrarno določen standard: (+)-D-gliceraldehid in ( )-L-gliceraldehid. Relativno konfiguracijo spojine so določili tako, da so spojino pretvorili v gliceraldehid ali pa kako drugo spojino, katere relativna konfiguracija glede na gliceraldehid je bila že predhodno določena. Iz predznaka optičnega zasuk so potem sklepali na konfiguracijo spojine. Kasneje (1951) je razvojem novih metod omogočil določitev absolutne konfiguracije kiralnih spojin. Tako so potrdili relativno konfiguracijo gliceraldehida, ki je tako postala absolutna in uvedli R,S deskriptorje za opis absolutne konfiguracije na centru kiralnosti. V primerih, ko imamo opraviti z racemnimi zmesmi spojin z dvema ali več centri kiralnosti, pa še vedno navajamo relativno konfiguracijo. Opišemo jo enako kot absolutno, le da pred oklepaj z deskriptorji R in S dodamo predpono rel- ali pa tako, da deskriptorju dodamo zvezdico, npr. R*, S*. V primeru cikličnih spojin z dvema centroma kiralnosti pa je včasih enostavneje navesti relativno konfiguracijo kot D,L-cis- ali D,L-trans.

107 Kiralne spojine, ki nimajo centra kiralnosti: os kiralnosti

108 Kiralne spojine, ki nimajo centra kiralnosti: os kiralnosti Določanje konfiguracije spiranov, alenov, in biarilov

109 Kiralne spojine, ki nimajo centra kiralnosti: ravnina kiralnosti Določanje konfiguracije spojin z ravnino kiralnosti (spojine ciklofanskega tipa)

110 Ločba enantiomerov aktiven teratogen (R)-limonen vonj pomaranče (S)-limonen terpenski vonj (S)-karvon vonj mete (R)-karvon vonj kumine L-dopa (prekurzor dopamina) anorektik D-dopa (prekurzor dopamina) strupena

111 Ločba enantiomerov Tvorba diastereomernih derivatov:

112 Ločba enantiomerov Tvorba diastereomernih soli:

113 Ločba enantiomerov Kromatografska ločba na kiralni stacionarni fazi:

114 Konformacijska stereoizomerija (dinamična stereokemija)

115 Konformacijska stereoizomerija (dinamična stereokemija)

116 Konformacijska stereoizomerija (dinamična stereokemija) Pri acikličnih spojinah, ki vsebujejo enojne C C in C X vezi je možna prosta rotacija okrog teh vezi. Hitrost rotacije okrog enojne vezi je odvisna od temperature in od velikosti skupin, ki so vezane na atoma, ki tvorita enojno vez. Pri nizkih temperaturah (npr. pri 200 C), je rotacija počasna in molekula se postavi v prostorsko najbolj ugodno konformacijo. Poznamo pa tudi primere spojin, pri katerih je rotacija počasna tudi pri sobni temperaturi. V teh primerih je rotacija upočasnjena predvsem zaradi velikosti substituentov in pa zaradi morebitnih interakcij substituentov (npr. tvorba vodikove vezi). Vzemimo za primer molekulo n-butana. Pri rotaciji okrog C(2) C(3) vezi, je možnih več različnih konformacijskih izomerov rotamerov:

117 Konformacijska stereoizomerija

118 Konformacijska stereoizomerija Ne glede na hitro in precej neovirano rotacijo okrog C C vezi pa je pri etanu pri 300 K približno 99% molekul v antiperiplanarni konformaciji.

119 Konformacijska stereoizomerija

120 Konformacijska stereoizomerija

121 Konformacijska stereoizomerija Primeri rotacije okrog enojne C-C vezi:

122 Konformacijska stereoizomerija

123 Konformacijska stereoizomerija Pri cikloalkanih bi sicer pričakovali večjo togost obročev, vendar pa tudi pri cikloalkanih opažamo dinamično stereoizomerijo. Ciklopropanov obroč je zaradi same geometrije in napetosti sicer tog, vendar pa je že ciklobutanov obroč zvit iz ravnine. Podobno velja za ciklopentan, ki prevzame konformacijo ovojnice, cikloheksan pa konformacijo stola, kjer ležijo štirje ogljikovi atomi v eni ravnini. Pri vseh teh obročih prihaja do preklopa konformacij:

124 Konformacijska stereoizomerija

125 Konformacijska stereoizomerija Konformacijsko je cikloheksan izjemen, saj pri njem razlikujemo med dvema vrstama substituentov: a) aksialni (a), ki so vzporedni z osjo molekule in približno pravokotni na ravnino obroča in b) ekvatorialni (e), ki ležijo približno v ravnini obroča. Preklop cikloheksana je pri sobni temperaturi hiter proces. Poteka prek več vmesnih konformacij, ki imajo vse višjo energijo kot konformacija stola. Vmesno planarno stanje ni možno zaradi prevelike energije, ki bi bila potrebna za vzpostavitev planarnega stanja (125 kj/mol). Najbolj značilne vmesne konformacije so konformacija polstola (46 kj/mol), konformacija zvite kadi (23kJ/mol) in konformacija kadi (26.7 kj/mol). Pri preklopu iz ene v drugo konformacijo stola preide določen vodikov atom ali substituent iz ekvatorialnega v aksialni položaj ali obratno.

126 Konformacijska stereoizomerija

127 Konformacijska stereoizomerija

128 Konformacijska stereoizomerija

129 Konformacijska stereoizomerija Aksialni odboj. Pri nesubstituiranem cikloheksanu sta obe konformaciji ekvivalentni, medtem ko je pri monosubstituiranih cikloheksanih praviloma favorizirana ekvatorialna oblika. To je predvsem posledica 1,3-diaksialnega vpliva obeh vodikovih atomov, ki v primeru aksialno substituiranega cikloheksana destabilizira molekulo za približno 7 25 kj/mol.

130 Primerjava medatomskih razdalj v aksialnem in ekvatorialnem metilcikloheksanu

131 Konformacijska stereoizomerija Aksialni odboj Skupina ΔG (kj/mol) K Skupina ΔG (kj/mol) K F 1.0 COOH 5.4 Cl 2.2 COOR 5.4 Me CN 0.8 Et OH 4.2 i-pr OMe t-bu >20 >3000 OCOMe 3.0 Ph NO 2 4.8

132 Konformacijska stereoizomerija

133 Konformacijska stereoizomerija

134 Konformacijska stereoizomerija

135 Konformacijska stereoizomerija

136 Konformacijska stereoizomerija

137 Vpliv stabilnosti konformacij na biološko aktivnost morfinovih analogov Vir: G. L. Patrick, Introduction to Medicinal Chemistry, 3 rd Edition; Oxford University Press, Oxford, 2005, str

138 Vpliv stabilnosti konformacij na biološko aktivnost morfinovih analogov Morfin Morfin Receptor tipa 1-3 iducirano prileganje = signal Nalorfin Nalorfin Receptor tipa 1-3 neinducirano prileganje = blokiran receptor = ni signala!

139 Vpliv stabilnosti konformacij na biološko aktivnost morfinovih analogov Vir: G. L. Patrick, Introduction to Medicinal Chemistry, 3 rd Edition; Oxford University Press, Oxford, 2005, str

140 V. Reaktivnost organskih spojin Reakcije v organski kemiji. Za vsako reakcijo je značilna tvorba nove vezi kot posledica prekrivanja ustreznih orbital. Prekrivanje orbital in nastanek kovalentne vezi lahko opišemo tudi z molekulskimi orbitalami (MO), ki so opisane kot valovne funkcije. Pri kombinaciji dveh valovnih funkcij sta možna dva načina kombinacije: v fazi (konstruktivno prekrivanje) in iz faze (destruktivno prekrivanje). Temu ustrezna sta pojma veznih MO in razveznih MO. Pri enostavnih dvoatomarnih molekulah, npr. H 2 je zadeva precej enostavna:

141 Primera MO: nepolarizirana C=C π-vez alkena in polarizirana C=O π-vez ketona. V prvem primeru gre za enakomerno porazdelitev elektronske gostote med obema ogljikoma. HOMO je odgovorna za nukleofilni karakter alkenov v reakcijah z elektrofili. V drugem primeru gre za polarizirano C=O vez, kjer je LUMO C-atoma (δ + ) odgovorna za njegovo tipično elektrofilno naravo v reakcijah z nukleofili. Na splošno torej velja, da donorji elektronov (nukleofili) reagirajo s HOMO, medtem ko akceptorji elektronov (elektrofili) reagirajo z LUMO. HOMO vezna MO je odgovorna za elektron donorske lastnosti molekule LUMO razvezna MO pa za elektron akceptorske lastnosti.

142 Molekulske π-orbitale butadiena

143 Reakcije v organski kemiji Da pa se reakcija med molekulama zgodi, se morata molekuli srečati oz. priti mora do trkov med reaktantoma. Ker vse organske molekule vsebujejo zunanji elektronski plašč (elektroni v valenčnih orbitalah), se molekule zaradi enakega naboja med seboj po definiciji odbijajo. Zato bodo trki med molekulami uspešni le, če te vsebujejo dovolj aktivacijske energije, da premagajo odbojne sile če energije za aktivacijo ni dovolj, potem se molekule sicer trkajo med seboj, vendar se le odbijajo ena od druge, ne da bi potekla pretvorba (npr. kot krogle pri biljardu). Ključ reaktivnosti organskih molekul je torej tok elektronov, ki steče: a) zaradi ugodnih elektrostatskih interakcij (elektrostatska kontrola reakcije), npr. med anionom in kationom ali med dvema dipoloma in b) zaradi ugodnega prekrivanja orbital (orbitalna kontrola reakcij). Molekulo, ki v tem procesu donira elektrone (elektrondonor) imenujemo nukleofil, molekulo, ki elektrone sprejme (elektronakceptor) pa elektrofil.

144 Reakcije v organski kemiji

145 Reakcije v organski kemiji

146

147

148

149

150

151 Na podlagi eksperimetalnih opažanj je bila razvita klasifikacija nukleofilov in elektrofilov po hardsoft principu oziroma delitev nukleofilov/elektrofilov na trde in mehke. Eksperimentalno je bilo namreč opaženo, da trdi nukleofili hitreje (prednostno) reagirajo s trdimi elektrofili, mehki nukleofili pa z mehkimi elektrofili. - Trdi nukleofili imajo torej nizke energije HOMO, trdi elektrofili pa visoke energije LUMO. - Mehki nukleofili imajo visoke energije HOMO, mehki elektrofili pa nizke energije LUMO. Zaradi velike razlike med HOMO in LUMO energijama trdih reaktantov prevladujejo med njima elektrostatske intertakcije (elektrostatska kontrola). Pri mehkih reaktantih je energijska razlika med HOMO in LUMO orbitalama majhna in bližje energiji novonastale kovalentne vezi, zato prevladujejo orbitalne HOMO-LUMO interakcije (orbitalna kontrola).

152 Hard-soft princip in teorija molekulskih orbital

153 Trdi in mehki nukleofili in elektrofili Lastnost Trdi nukleofili Mehki nukleofili Trdi elektrofili Mehki elektrofili Velikost majhen velik majhen velik Naboj - ali ali 0 0 pka bazičen nebazičen kisel nekisel Energija HOMO/LUMO HOMO-nizka HOMO-visoka LUMO-visoka LUMO-nizka Elektronegativnost Elektropozitivnost Visoka - Nizka - - Visoka - Nizka Polarizabilnost nizka visoka nizka visoka Kontrola reaktivnosti elektrostatska orbitalna elektrostatska orbitalna Večja reaktivnost do trdih elektrofilov mehkih elektrofilov trdih nukleofilov mehkih nukleofilov Tipični primeri H 2 O, OH -, F -, AcO -, SO 4 2-, Cl -, CO 3 2-, NO 3, ROH, RO -, R 2 O, NH 3, RNH 2, R 2 NH, R 3 N R 2 S, RSH, RS -, I -, R 3 P, (RO) 3 P, CN -, RNC, CO, C 2 H 4, C 6 H 6, H -, R 3 C - H +, Li +, Na +, K +, Mg 2+, Ca 2+, Cr 2+, Al 3+, Fe 3+, BF 3, B(OR) 3, AlMe 3, AlCl 3, AlH 3, SO 3, RCO +, CO 2, HX (H-vezi) Cu +, Ag +, Pd 2+, Pt 2+, Hg 2+, BH 3, GaCl 3, I 2, Br 2, CR 2 (karbeni ) Mejni primeri anilin, piridin, N 3-, Br -, NO - 2 Fe 2+, Co 2+, Cu 2+, Zn 2+, Sn 2+, Sb 2+, Bi 3+, BMe 3, SO 2, R 3 C +, NO +, GaH 3, C 6 H + 5 Delokalizacija (stabilizacija) naboja ali prostega elektronskega para mehča nukleofil/elektrofil!

154 Reakcijska termodinamika in kinetika, reakcijski mehanizmi Z vsako reakcijo je povezana sprememba v entalpiji (ΔH), entropiji (ΔS) in prosti energiji (ΔG) po naslednji osnovni enačbi: ΔG = ΔH T ΔS Zveza med ΔG in ravnotežno konstanto pa je podana z enačbo: ΔG = RTlnK Vse te vrednosti pa podajo le celokupen pregled energijske bilance pretvorbe, niso pa odvisne od reakcijskega mehanizma in ne morejo podati vpogleda vanj. Entalpije reakcij lahko približno ocenimo iz podatkov iz tabel ali iz podatkov o dolžinah vezi. Takšni izračuni so le približni, ker predvidevajo, da je energija vezi neodvisna od strukture ostalega dela molekule. Ta vpliv pa je lahko znaten (npr. vpliv hibridizacije na dolžine vezi) poleg tega pa večina reakcij poteka v topilih, ki vplivajo na entalpije, entropije in proste energije reakcij. Termodinamski podatki ne dajejo informacij o hitrosti kemijskih reakcij. Za vpogled v mehanizme organskih reakcij so torej kinetski podatki tisti, ki dajejo kvantitativen odnos med koncentracijo reaktantov in reakcijsko hitrostjo.

155 Čas je osnovna spremenljivka pri kinetiki in hitrost se skoraj vedno spreminja s časom, ker je običajno sorazmerna s koncentracijo reaktantov, ta pa se s časom vedno manjša. Seveda pa hitrost ni vedno sorazmerna s koncentracijo vseh reaktantov, temveč je lahko odvisna le od koncentracije enega ali dveh reaktantov. Predpostavimo pretvorbo A B. Hitrost reakcije lahko podamo z enačbo: hitrost = d[b]/dt = d[a]/dt = k[a] (l mol 1 s 1 ) Ker je hitrost reakcije odvisna le od koncentracije reaktanta A govorimo o reakciji prvega reda. Če podvojimo koncentracijo A, se reakcijska hitrost tudi podvoji. Sedaj pa predpostavimo pretvorbo A + B C. Eksperimentalno smo ugotovili, da je hitrost reakcije odvisna od koncentracije obeh reaktantov. Enačba se glasi: hitrost = d[c]/dt = d[a]/dt = d[b]/dt = k[a] [B](l mol 1 s 1 ) Reakcija je drugega reda, saj je hitrost reakcije odvisna od koncentracij obeh reaktantov. Pri podvojitvi obeh koncentracij se torej reakcijska hitrost početveri. Z redom reakcije torej označimo vsoto (število) vseh koncentracij, ki nastopajo v enačbi za hitrost reakcije. V našem primeru je celotna reakcija je drugega reda prvega reda za A in prvega reda za B. Red reakcije (n) je torej enak vsoti a + b in ga lahko eksperimentalno določimo: hitrost = k[a] [B] = k [A] a [B] b (drugi red: a = 1, b = 1)

156 Nasprotno pa je molekularnost reakcije teoretičen koncept, s katerim izrazimo število molekul, ionov ali radikalov, ki sodelujejo v prehodnem stanju. Če pri pretvorbi sodeluje le en reaktant, govorimo o unimolekularni reakciji. O bimolekularni reakciji govorimo, če pri nastanku produkta C sodelujeta dva reaktanta A in B, itd. Red in molekularnost reakcij nista vedno enaka. Če poteka pretvorba preko več vmesnih stopenj, bo celotno hitrost reakcije določala najpočasnejša stopnja. Torej pri bimolekularni reakciji drugega reda A + B C še ne moremo razlikovati med dvema mehanizmoma: pri trkih molekul A in B nastane neposredno produkt C (A + B C) pri trkih molekul A in B nastane najprej v počasni stopnji intermadiat I, ki se pretvori v produkt C v hitri stopnji (A + B (počasi) I (hitro) C). Primeri: a) Ph 2 CH Cl + NaF Ph 2 CH F + NaCl Unimolekularna reakcija prvega reda: hitrost je odvisna le od koncentracije Ph 2 CH Cl nič pa od koncentracije NaF (Diagram 2). b) Et Cl + NaOH Et OH + NaCl Bimolekularna reakcija drugega reda: hitrost je odvisna od koncentracije Et Cl in koncentracije NaOH (Diagram 1). Poleg tega poznamo tudi reakcije psevdo prvega reda (npr. če je eden od reaktantov v velikem prebitku ali pa nastopa kot katalizator) in reakcije ničelnega reda (če je stopnja, ki določa hitrost celokupne reakcije stopnja, v kateri se tvori reaktivni intermediat v teh primerih koncentracija začetnega reaktanta ni pomembna).

157 Reakcijske hitrosti obravnava teorija prehodnega stanja, ki je splošno uporabna v organski kemiji. Po tej teoriji je hitrost reakcije določena s hitrostjo prehoda sistema reaktantov prek prehodnega stanja. Področje na vrhu energetske bariere je prehodno stanje ali species (sistem, zvrst) v prehodnem stanju, ki ga označimo kot aktiviran kompleks, ki ga označimo z znakom in preko katerega poteka sprememba reaktantov v produkte. Hitrost razpada aktiviranega kompleksa pri sobni temperaturi je s 1 = k b T/h. Če je prehodno stanje [P.S.] pri bimolekularni reakciji A + B C v ravnotežju z molekulama ki ga sestavljata, lahko nastanek prehodnega stanja obravnavamo kot enostavno bimolekularno reakcijo: A + B [P.S.] C z ravnotežno konstanto K = [P.S.]/[A][B]. Po teoriji prehodnega stanja je torej konstanta hitrosti podana z enačbo: k = k B T/h e ΔG /RT Zvezo med teorijo prehodnega stanja in reakcijskim mehanizmom lahko prikažemo z energijskimi diagrami.

158 Diagram 1: bimolekularna enostopenjska reakcija (brez tvorbe intermediata)

159 Diagram 2: unimolekularna dvostopenjska reakcija, ki poteka prek karbokationskega intermediata I

160 Cepitve vezi in intermediati Intermadiat je species z življenjsko dobo, ki je daljša kot je vibracija molekule (~10 3 s), in ki lahko preide tako v reaktante kot v produkte. Intermediati so lahko nastabilni s kratko življenjsko dobo in jih večinoma lahko identificiramo le s pomočjo spektroskopskih metod. Lahko pa so tudi stabilni in jih lahko izoliramo. Intermediati nastanejo pri heterolitskih in homolitskih prekinitvah vezi. Posledica heterolitske prekinitve vezi C X je nastanek ionov (karboanionov in karbokationov), posledica homolitske prekinitve vezi pa je nastanek radikalov. Poleg ionov in radikalov poznamo tudi karbene, ki nastanejo npr. z odcepom aniona iz karboaniona, ter tudi radikale z nabojem: radikal katione in radikal anione, ki zvečine nastanejo kot intermediati pri redoks procesih. Primeri intermediatov:

161 Nastanek intermediatov s heterolitsko cepitvijo vezi (dvoelektronski proces):

162 Nastanek intermediatov s homolitsko cepitvijo vezi (enoelektronski proces):

163 Karbokationi Karbokationi (karbonium ioni) nastanejo v glavnem na dva splošna načina: (a) z neposredno ionizacijo, (b) z adicijo kationa (npr. protona) na multiplo C=X vez (X = C, heteroatom), ali (c) z oksidacijo radikalov. Stabilnost karbokationa in s tem njihova obstojnost je različna. Nanjo močno vplivajo skupine, ki so vezane na kationski ogljikov atom. Na splošno velja, da elektrondonorske skupine stabilizirajo karbokatione. To so zlasti alkilne skupine z induktivnim efektom (+I) in pa skupine z multiplimi C=C vezmi (-I/+M, +I/+M), ki poleg tega stabilizirajo kation z resonančno delokalizacijo pozitivnega naboja.

164 Stabilnost nekaterih karbokationov

165 Disociacijske energije C-Br vezi (kj/mol) J. Amer. Chem. Soc. 96, 7552 (1974). ΔE (kj/mol): -26 (0 1 ) -19 (1 2 ) -14 (2 3 )

166 Stabilizacija prazne p-orbitale karbokationa s sosednjimi σ-vezmi (+I efekt alkilnih skupin)

167 Stabilizacija prazne p-orbitale karbokationa s sosednjo σ-vezjo: 1,2-premestitev hidrida ali alkilne skupine ΔE : ca. -30 kj/mol (1 3 )

168 Karboanioni. Tudi karboanioni nastanejo v glavnem (a) z deprotonacijo, (b) z adicijo aniona na multiplo C=C vez in (c) z redukcijo radikalov. Tudi stabilnost karboanionov je odvisna predvsem od skupin, ki so vezane na anionski ogljikov atom. Na splošno velja, da elektrondakceptorske skupine (-I, +I/-M, -I/-M) stabilizirajo karboanione bodisi z induktivnim efektom zlasti pa z resonančno stabilizacijo oziroma z delokalizacijo negativnega naboja. Sposobnost privlaka elektronov nekaterih tipičnih skupin pada v zaporedju: NO 2 > SO 2 R > CN > C=O > COOR > Ph > C=C > halogen > H.

169 Tako na primer opazimo zmanjšanje kislosti v zaporedju Ph 3 CH > Ph 2 CH 2 > PhCH 3, kar seveda kaže na sposobnost fenilne skupine, da delokalizira negativni naboj na C-atomu in tako stabilizira karboanion. Stabilnost karboanionov se povečuje tudi s povečevanjem s-značaja karboanionskega ogljika. Kislost pada v zaporedju: RC C > R 2 C=CH = Ar > R 3 CCH 2.

170 Ogljikovi radikali nastanejo v glavnem tudi na tri splošne načine, (a) s homolitskim razcepom C X vezi, (b) z radikalskim odcepom (abstrakcijo) atoma, (c) z adicijo radikala na multiplo C=C vez in (d) z redukcijo karbokationov oz. z oksidacijo karboanionov. Ker vsebujejo en sam nesparjen elektron, so radikali paramagnetni. Zvečine so nestabilni in zato kratkoživi. Radikale stabilizira vse, kas ricer stabilizira anione ali katione (elektron donorske in elektron privlačne skupine, resonančna delokalizacija). Vez Me-H Et-H ipr-h tbu-h HCC- H H 2 CCH-H Ph-H PhCH 2 - H R(O)C- H NCCH 2 -H E disoc (kj/mol)

171 Primeri stabilnih radikalov

172 Karbeni nastanejo v glavnem na štiri splošne načine, (a) s termičnim razkrojem diazoalkanov, (b) z Rh- ali Cukataliziranim razkroj diazokarbonilnih spojin, (c) z 1,1-eliminacijo iz haloalkanov in (d) iz, -dijodoalkanov in Zn/Cu (Simmons-Smithova reakcija).

173 Radikal ioni so intermediati pri enoelektronskih redoks procesih: a) Radikal kationi nastanejo pri enoelektronski oksidaciji multiple vezi b) Radikal anioni nastanejo pri enoelektronski redukciji multiple vezi

174 Kisline-baze, vplivi substituentov Tipične organske kisline so karboksilne kisline (RCOOH), tipične organske baze pa amini (primarni: RNH 2, sekundarni: R 2 NH, terciarni R 3 N). Kisline in baze v vodnih raztopinah disociirajo. Jakost kislin in baz je odvisna od stopnje disociacije, ki jo podamo s konstanto kisline K a oz. s konstanto baze K b.

175 Kisline-baze, vplivi substituentov Jakost kislin ponavadi ne označimo z vrednostjo disociacijske konstante pač pa z negativno vrednostjo njenega desetiškega logaritma, to je s pk a (za kisline) ali pk b vrednostjo (za baze): pk a = logk a, pk b = logk b. K a pk a naraščajoča kislost K b pk b naraščajoča bazičnost Disociacija kislin in baz je ravnotežen proces, ki je funkcija razlike proste energije med posameznimi species: ΔG = RTlnK a = 2.3RTlogK a = +2.3RTpK a