Szerves- és Biokémia (2025) PDF

Dr. Kosáry Judit (professzor emerita) Marczika Andrásné dr. Sörös Csilla (egyetemi docens, tantárgyfelelős) Maldrik Rozália (segédszerkesztő) Szerves- és Biokémia (2025) MOTTÓ „A cél...

Dr. Kosáry Judit (professzor emerita) Marczika Andrásné dr. Sörös Csilla (egyetemi docens, tantárgyfelelős) Maldrik Rozália (segédszerkesztő) Szerves- és Biokémia (2025) MOTTÓ „A cél az, hogy a szerves kémia lényege és belső összefüggései megérthetők legyenek, és ezáltal a szerves kémia ne a rengeteg szerves vegyület és egyenlet kezelhetetlen halmazát jelentse a hallgató számára, hanem egy logikus, elsajátítható modern tudományt. Az oktatás során olyan készségeket igyekszünk fejleszteni, amikkel a diák később sikeres lehet az életben. Nem elegendő egy adott minta szerint több hasonló feladatot megoldva valamit kigyakorolni, hanem a gondolatmenetet újszerű feladatra is alkalmazni kell tudni, ez a kreatív gondolkozás.” (Dr. Kosáry Judit) „Az oktatás célja nem pusztán a munkára való felkészítés. Ugyanennyire fontos az, hogy az emberek az oktatás segítségével képesek legyenek saját életük, boldogulásuk tervezésére, a műveltség megszerzésére.” (MTA nyilatkozat, 2018) SZERZŐI ELŐSZÓ Ez a jegyzet a Magyar Agrár- és Élettudományi Egyetem Élelmiszermérnök BSc, Biomérnök BSc és Szőlész-borász mérnök BSc szakon tanuló hallgatóknak készült. A tananyag három fő fejezetből áll: (1) Szerves kémia, (2) Biomolekulák és (3) Biokémia. A tananyagban kétségtelenül célul tűztük ki a szerves vegyületek és a legfontosabb biomolekulák sokaságának bemutatását, de a tantárgy több annál, mint a komponensek számba vétele, fizikai és kémiai tulajdonságainak felsorolása. A hallgatóknak meg kell érteniük, hogy miként viselkednek ezek a vegyületek élő és élettelen közegekben, miképpen segítik hozzá szervezetünket az életfolyamatok komplex ellátására, ezáltal az élethez. A felelős, mérnöki gondolkodás alapja, hogy a hallgató képes legyen az ok-okozati összefüggéseket feltárni, megérteni a folyamatok mögött lévő késztetéseket. Ehhez kíván segítséget nyújtani ez a jegyzet, mely otthoni olvasmányként segíti az órán elhangzottak feldolgozását. A jegyzet nem csupán lexikális tudást kíván nyújtani, hanem szeretné felkészíteni a leendő mérnököket az intelligens, jól átgondolt döntéshozatalra, a naprakész tudás megszerzésének képességére. Törekedtünk a világos fogalmazásra, a színes, jó minőségű ábrákra és magyarázatokra, ezzel is az elkövetkező fél évben reméljük, hogy e tananyag kedves társa lesz a kurzus során. 1  1 SZERVES KÉMIA 1.1 Bevezetés a szerves kémiába A szerves kémia a kémiai tudománynak azon ága, amely a szerves vegyületek tanulmányozásával foglalkozik, mind a mai napig is fejlődő, nagy hatású és terebélyes diszciplína. Milyen anyagok sorolhatók a szerves vegyületek közé? Szerves vegyületek építik fel az élő szervezeteket, mindenki hallott már a szénhidrátokról, a fehérjékről, a zsírokról, de számos mesterséges vegyület is van köztük, mint a műanyagok például, vagy szintetikus gyógyszerek, növényvédő szerek. Az 1. ábrán néhány példát látunk szerves és szervetlen vegyületre. O H C Cl Cl O HC OH H N N CH HO CH H C O HC OH n Cl Cl Cl HC OH mûanyag molekula - poliamid=nylon (szerves) DDT molekula = növényvédõ hatóanyag (szerves) CH2OH mesterséges eredetû mesterséges eredetû glükóz (szerves) természetes eredetû HO O C O C O HO szén-dioxid molekula szénsav molekula (szervetlen) (szervetlen) természetes eredetû természetes eredetû 1. ábra Néhány példa szerves és szervetlen vegyületre Az ábráról jól látható, hogy a szerves kémiai képletek főszereplője a szén. Definíció szerint azon vegyületek nevezhetők szerves vegyületnek, amelyek tartalmaznak legalább egy szénatomot, ahhoz kapcsolódóan pedig legalább egy hidrogénatomot. Így tehát nem minden szénvegyület tekinthető szerves vegyületnek. Erre egy egyszerű példa a széndioxid, mivel a szénatomhoz két oxigénatom kapcsolódik. Ugyanezen oknál fogva a szénsav sem szerves vegyület. A szerves vegyületek egy speciális csoportját, amelyek az élő szervezetek felépítői, biomolekuláknak nevezzük. A biomolekulák tehát olyan szerves vegyületek, melyek természetes eredetűek, felépítik az élő szervezeteket, ahol szerves kémiai reakciókban szerepelnek (mint például a lebontó kémiai folyamatok, mellyel energiát nyerünk szervezetünk számára). Ezen folyamatok összességét nevezzük biokémiai folyamatoknak, ezekkel foglalkozik a biokémia tudományterülete. Szerves vegyületeket leginkább a fotoszintézisre képes élőlények (növények, moszatok, algák) képesek előállítani szervetlen kiindulási anyagokból (szén-dioxid és víz), ezért az általuk előállított bonyolult szerkezetű szénhidrátok (cukrok) a tápláléklánc alapjai. A legegyszerűbb szerves vegyületek a szénhidrogének, mint a kőolaj és a földgáz, melyek – mint a nevük is mutatja – csak szénből és hidrogénből 2 állnak. Ezek évmilliók alatt a Föld alatt, nagy nyomás mellett jöttek létre. A természetben nagy mennyiségben megtalálhatók a kőolajban és a földgázban. A földgáz legkisebb alkotója a metán, mely kis méreténél fogva gáz halmazállapotú szénhidrogén, fűtésre használjuk („vezetékes gáz”). A nagyobb szénhidrogén molekulák már olajos állagúak (kőolaj), melyet az autóipar használ fel energiaforrásként (benzin, dízelolaj). H H C H H metán 2. ábra A gáz halmazállapotú szénhidrogén, a metán képlete A „szerves anyagok” kifejezés a vis vitalis elméletnek köszönhető, ugyanis az 1800-as évek elején a tudósok még azt gondolták, hogy az élőlényekből származtatott anyagok szerkezete olyannyira bonyolult, hogy csakis az „életerő” (vis vitalis) tudja ezeket előállítani. Ezért hívjuk „organikusnak” az „életfolyamatokat mutató” anyagokat. Az elmélet 1824-ben dőlt meg, amikor először sikerült szervetlen anyagból (cián-vegyületből) kémia laborban, mesterséges körülmények között szerves anyagot (karbamid) előállítani. Ma már a műanyagipar, a gyógyszeripar és egyéb vegyipar számos szerves anyagot előállít kémiai szintézissel. 1.1.1 A biomolekulákról A kurzus során tárgyalt szerves kémia némileg speciális szemléletű, hiszen a középpontban az élelmiszerek, valamint a biomérnöki tudomány szereplői állnak, és ezekben leginkább a biomolekulákkal találkozunk (bár kétségkívül egyéb szerves anyagokat is tartalmaznak, mint pl. benzoesavat, amely élelmiszeripari tartósító szer, vagy antibiotikumokat, mely állatgyógyászati hatóanyag a húsokban). A legismertebb biomolekulákkal már a középiskolában megismerkedhettek, ezek a fehérjék, a szénhidrátok és a nukleinsavak, amelyeknek jellegzetes kémiai összetétele van. Ezek sok kismolekula (ún. alapegység) összekapcsolódásával jönnek létre, azaz biopolimerek. A szénhidrátok egyszerű cukrok, a fehérjék aminosavak, a nukleinsavak nukleotidok összekapcsolódásával jönnek létre. A negyedik biomolekula típus kevésbé ismert. A lipidekre ugyanis nem a specifikus kémiai szerkezetük jellemző, hanem az oldékonyságuk. Ezek vízben nem, csak zsírokban oldódó biomolekulák. 3. ábra Biomolekulák csoportosítása A szerves kémiai tehát nem fiatal tudományterület, a korábbi évszázadokban alakult ki, de mind a mai napig aktívan fejlődik. Az eddig ismert szénvegyületek száma kb. 20-szorosa (15 millió) a megismert szervetlen vegyületeknek és számuk évente (főként a szintetikus kutatások révén) egyre 3 gyorsuló ütemben gyarapszik. Magyar tudósok is alkottak maradandót a szerves kémia tudományterültén. Híres Nobel-díjas tudósunk Oláh György (1927-2017) professzor, aki a szerves kémiai reakciók kutatásával foglalkozott. A korábbi évszázadokban a tudomány közös nyelve a görög, majd a latin volt (manapság már az angol), ezért több fogalmat máig görög betűvel jelölnek. Ezeket külön, már itt a tananyag elején számba vesszük, hiszen a kurzus során is ezeket a jelöléseket használjuk majd. Jelölés Jelentés σ (szigma) egyszeres kovalens kötés π (pí) kétszeres kovalens kötés második kötése δ (delta elektronhiány, azaz „részlegesen pozitív” állapotú atom pozitív) δ (delta elektronfelesleg, azaz „részlegesen negatív” állapotú atom negatív) α, β (alfa és a szénlánc régies számozására, béta) illetve a szénhidrátkémiában használt jelölések általában különbséget jelölünk vele, pl. ΔENC-H a szén és a hidrogén Δ (nagy delta) atomok közötti elektronegativitás különbséget jelenti, jelenthet hőmérséklet különbséget is Az atomok szerkezete, és azok periodikusan ismétlődő tulajdonságai (ismétlés) Már a korábbi kémiai tanulmányokból ismeretes az atomok felépítése. Pozitív töltésű protonokból és semleges neutronokból épül fel az atommag, amely az atom tömegének nagy részét adja (az elektronok tömege ugyanis sokkal kisebb, mint a protonoké és neutronoké). Természetesen minél több a protonok száma az atommagban, annál több az elektronok száma az elektronburokban (elektronhéjakban, ugyanis az elektronok héjakban rendeződnek), ezzel együtt nagyobb az atom mérete. Az atommag körül találhatóak tehát a negatív töltésű elektronok, melyeknek száma egy semleges atomban megegyezik a protonokéval. Ionok esetében éppen ezen elektronok számában áll be változás: anionok esetén (negatív ionok) több, kationok esetén (pozitív töltésű ionok) kevesebb elektron tart egyensúlyt az atommag pozitív töltésével. 4. ábra Atom szerkezete. Az elektronhéjakat számokkal jelüljük: 1,2,3... A “vastag” héjak további “vékonyabb” alhéjakra bonthatók, melyeket atompályáknak nevezünk és s,p,d,f stb. betűkkel jelölünk. Ezek alakjuk különbözősége miatt kapták a betűjelzésüket. 4 5. ábra Az atompályák (elektronhéjak alhéjai) alakja és irányultsága. A d és f-pályák alakja bonyolult, nem ábrázolható síkban Az elektronok héjakba (1,2,3,4…) azon belül atompályákba (s,p,d,f…) rendeződnek. Egy elektronhéjon közel azonos energiájú elektronok helyezkednek el, ez határozza meg az elektronok távolságát az atommagtól. Az s, p, d és f atompályák (alhéjaknak is nevezik őket) mind különböző alakúak, emiatt különböző az energiaállapotuk is. Az s pályák gömbalakúak (gömbszimmetrikusak) így a tér három irányában csak egyféleképpen tudnak elhelyezkedni. A p pályák (hengerszimmetrikusak) irányultsága már három féle lehet. Alakjuk egy nyolcasra hasonlít, melyet a tér három irányában háromféleképpen lehet elhelyezni. A d pályáknál már öt, (ezeknek alakja egy lóherére hasonlít,) az f pályáknál pedig már hét különböző irányultságról beszélhetünk, melyek ábrázolása és elképzelése is nagyon bonyolult, a kvantumkémia feladata. Az s pályák nagyobb energiaállapotúak, ezért azok betöltődése nagyobb energiafelszabadulással jár, mint a p pályáké, ezért kedvezőbb az atom számára. Emiatt mindig „belülről”, az s pálya felől töltődik az elektronfelhő a periódusos rendszerben jobbra haladva. Az első, legbelső elektronhéjon csak egy s atompályának van hely, a második elektronhéjon már két alhéjnak, s és p atompályának van hely. A harmadik elektronhéjon már három: s, p, d atompályák is elférnek. Ez így folytatódik tovább. Fontos megjegyezni, hogy az s atompálya csak két elektront, míg a p már hat elektront tud magába foglalni (ennek oka az, hogy a p-pályák a tér három irányába is kiterjedhetnek). Míg a d atompályán ennél is több, 10 elektron foglalhat helyet. Emiatt az első héjon maximum 2 elektron, a második héjon 8 elektron, a harmadik héjon már 18 elektron keringhet. Ez a héjas elektronszerkezet jellemző az atomokra. Az atompályáknak definiált energiaállapota van, mely alapján sorba rendezhetők, még egy nagyon bonyolult elektronszerkezetű atom esetében is. Alapszabály, hogy mindig a nagyobb energiaállapotú héj töltődik be előbb. A 19. században Mengyelejev, orosz kémikus kísérletet tett az elemek kémiai tulajdonságai alapján csoportokba rendezésére. Ekkor jött létre a periódusos rendszer, melynek modernebb változatát ma is használjuk. Akkoriban több kísérlet is született az elemek osztályzására, azonban ő volt az első, aki feltárta az atomok tömege és azok kémiai és fizikai tulajdonságai közötti összefüggéseket, és mindezek alapján rendezte sorba az elemeket. Ennek köszönhetően még fel nem fedezett elemek tulajdonságait is meg tudta jósolni, melyeknek helyét üresen hagyta a táblázatban. Elsőként a gallium (Mengyelejev eka-aumíniumnak nevezte) felfedezése erősítette meg a rendszer helyességét, mivel jellegzetességeire tett megállapításai igaznak bizonyultak, sőt még azt is kikövetkeztette, hogy hogyan fogják felfedezni. A periódusos rendszer létrejöttének hála, sok információt megtudhatunk egy elemről, csupán a táblázatban való helyét ismerve. Az oszlopszám (főcsoportnak hívjuk) megmutatja, hogy az atom legkülső elektronhéján hány elektron van, ami maximum nyolc lehet. A sorok száma (periódusnak hívjuk) a betöltött elektronhéjak számát követik, azaz az atom „vastagságát” mutatja. Egy perióduson belül minél magasabb az oszlopszám, annál több elektron és proton áll kölcsönhatásban egymással. A pozitív és negatív töltésű elemi részecskék (mint a protonok és az elektronok) természetszerűleg vonzzák egymást, ezért számuk és elhelyezkedésük hatással van az atom átmérője, ezáltal az atom felületének nagyságára, így a felületegységre eső töltéssűrűségére is. Az atomok átmérője balról jobbra, lentről felfele csökken a periódusos rendszerben. A kisebb atomoknak nagyobb a felületegységre eső töltéssűrűsége. A periódusos rendszerben az elemek rendszám alapján következnek sorban. (9. ábra) A rendszám mindig az atommagban lévő protonok számát, a tömegszám pedig az elem moláris tömege mellett a protonok és a neutronok számát jelöli (hiszen az elektronoknak szinte nincs tömege). Ezen adatokból és az elem elfoglalt helyének (oszlop-sor) ismeretében felrajzolható, felírható az atom elektronszerkezete. Az atomok elektronszerkezetének értelmezése nagyon fontos, mert megmagyarázza egy atom viselkedését a körülöttünk lévő világban. Az atomok elektronszerkezete a periódusos rendszerben elfoglalt helye alapján könnyen felírható, ábrázolása többféleképpen megvalósítható. Például a nátrium esetén a periódusos rendszerből kiolvashatjuk, hogy protonjainak száma 11, neutronjainak száma (23- 11=12), emiatt elektronjainak száma is 11, hiszen semleges atom. Azt is kiolvashatjuk, hogy az atomban 3 elektronhéj van (3. sorban van) és a legkülső héjon 1 elektron kering (egy vegyiértékű atom, mivel az első oszlopban van). A nátrium elektronszerkezetét az (6. ábra) látható módon rajzolhatjuk/írhatjuk le. Ezzel az elektronszerkezettel magyarázhatjuk a nátrium kémiai viselkedését. 5  6. ábra A nátrium atom elektronszerkezete és annak ábrázolási lehetőségei. Minden atom kémiai reakcióban való viselkedésének hajtóereje a legkülső elektronhéjának telített állapotának elérése! A nátrium esetében ezt egy elektron leadásával tudja elérni, ezért szívesen lesz kation (Na+). Ugyanígy lerajzolhatjuk az oxigén atom elektronszerkezetét (6. ábra). 6  7. ábra Az oxigén elektronszerkezete és annak ábrázolási lehetőségei. Ne feledjük, hogy az oxigén is a külső elektronhéjának telítésére törekszik (8 elektront szeretne), ezért két elektront szívesen felvesz, azaz ionizálódik (O2-), oxid anion lesz. Az oxigén kovalens kötéssel is elérheti ezt az állapot úgy, hogy egy-egy külső elektronját közösbe adja másik közösködő elemmel, mint például a hidrogénnel. Így is 8 elektront érezhet magáénak, így alakul ki a vízmolekula. (7. ábra) 8. ábra A kovalens kötéssel kialakuló vízmolekula. Figyeljük meg, hogy mindkét atom telített külső elektronhéjjal rendelkezik. 7  9. ábra Az elemek periódusos rendszere 10. ábra Mit árul el a periódusos rendszer? Az atomok tulajdonságaival kapcsolatban még két fogalmat tisztáznunk kell. Az egyik az elektronegativitás, amely az atomot elektronvonzó képességét jelenti. Megmutatja hogyan viszonyul az atom a vele kovalens kötést kialakító másik atomhoz. Az az atom, melynek nagyobb az elektronvonzó képessége, magához vonzza a kisebb EN-ú atom elektronfelhőjét. Így tehát polarizálja a kötést, egyik fele elektronban gazdagabb, másik fele elektronban szegényebb lesz. Ezt nevezzük a későbbiekben indukciós hatásnak. A másik fogalom az elektronmegtartó képesség (EMK), mely az atomok „önzőségi faktora”. Azt mutatja meg, hogy hogyan viszonyul az atom a saját elektronjaihoz: mennyire képes elektront odaadni másnak, mennyire ragaszkodik saját elektronjaihoz az atom. A nátrium esetében láttuk, hogy nem „önző”, mert könnyedén átad egy elektront másnak és válik kationná. Ennek később a kémiai reakciók mechanizmusánál lesz fontos szerepe mivel az EMK befolyásolja a termék stabilitását. 8 1.1.2 A biogén elemek Az élő szervezet szerves molekuláit (biomolekulákat) felépítő elemek a biogén, vagy más néven organogén elemek. A négy legfontosabb biogén elem atomtömegük sorrendjében: hidrogén (H) < szén (C) < nitrogén (N) < oxigén (O) < foszfor (P) < kén (S). Ezekre (H, C, N ,O) jellemző tulajdonságoknak köszönhetjük a szerves vegyületek gazdagságát, változatosságát, mely miatt alkalmasak az élő szervezetek felépítésére. Ezen tulajdonságok az alábbiak:  nagy a felületegységre eső töltéssűrűségük,  kisfokú a deformálhatóságuk, ezáltal  stabil kovalens kötést képesek létrehozni egymással, különösen a szénnel,  elvileg a szén-szén kötés bármeddig ismétlődhet. Körülbelül 80 olyan elem van, amely az élő szervezetben kimutatható, biogén elemeknek viszont csak azok számítanak, amelyek esszenciálisak a szervezet számára, ami annyit jelent, hogy más elemekkel nem helyettesíthető módon vannak jelen a sejtekben. A biogén elemek ugyan mind elengedhetetlenek a szervezet felépítése és működése számára, ezek közül is vannak olyanok, amelyek nagy mennyiségben vannak jelen a szervezetben. Ilyen a szén, a hidrogén, az oxigén és a nitrogén, melyek a sejtek 97-98%-át teszik ki. Bizonyos elemek, mint a nátrium, kálium, kén, foszfor, kálcium, magnézium, klór és vas aránya a szervezetben 1,5-2%. Ehhez képest a maradék, még nem említett elemek csak ezrelékben képzik a szervezet részét. Ezt az utolsó csoportot nevezzük mikro- vagy nyomelemeknek, ilyen pl. a mangán (Mn), fluor (F), réz (Cu), cink (Zn), jód (I), vas (Fe) stb. A szerves kémiában a biogén elemeken kívül még több elem is szerepet játszhat, leginkább az ipari szintetikus folyamatok miatt. Ezek közül legtöbbet a periódusos rendszer VII. oszlopában lévő halogén elemekkel (közülük leginkább a klór (Cl) és bróm (Br) atomokkal) fogunk foglalkozni. 1.1.2.1 Biogén elemek között létrejövő kötések A különböző elemekben, így a biogén elemek esetében is, a legkülső elektronhéj elektronjainak száma (oszlop száma a periódusos rendszerben) alapvetően meghatározza az elemek sajátságait. Ennek megfelelően a fenti elemek elektronjainak száma a külső elektronhéjon: hidrogén (1), szén (4), nitrogén (5), oxigén (6) és klór (7). Mint korábban említettem, a reakciókészség, a kötések kialakításának hajtóereje mindig a legkülső elektronhéj telített (nemesgázkonfigurációnak is mondjuk, miáltal a nemesgázok ilyenek) állapota. Ez ugyanis stabil szerkezetet jelent számukra. Ennek kiépítése érdekében kémiai reakciókban vesznek részt és kapcsolatot alakítanak ki más atomokkal. Ez a stabil szerkezet elérése többféle módon lehetséges. 1. Ionok képződésével: a. Elektronok leadásával: Ha kevés elektron van a külső héjon, leadja azokat és pozitív töltésű kation keletkezik. b. Elektronok felvételével: Ha sok elektron van a külső héjon, felvesz elektronokat, így negatív töltésű anion keletkezik. 2. Kovalens kötés kialakításával: közepes külső elektronszám esetén alakul ki, kompromisszumos megoldásként. Minkét atom közös pályára tesz annyi elektront, hogy a 9  végén mindkét atom telített héjjal rendelkezzen. Molekula képződik, melyben a közös elektronpár molekulapályára kerül, ennek következtében mindkét atom a sajátjának érzi. Az atomokból tehát energetikailag kedvezőbb molekulák vagy ionok alakulnak ki. Az elektronok alapvetően elektronpár formájában léteznek szívesen. Ilyen elektronpárokból felépülő molekulapálya a kovalens kötés, mely lehet σ (szigma)-kötés, illetve π (pí)-kötés. Azok az elektronok is párban léteznek, melyek nem vesznek részt a kötések kialakításában, ezeket emiatt nemkötő elektronpárokba rendeződnek. Az elektronpár szétszakítása, azaz párosítatlan elektront tartalmazó atom képződése nehezen megy végbe, nem kedvező az atomnak, ezért az ilyen atom - szabad gyök - minden lehetőséget megragad arra, hogy elektront találjon magának. Ezért nagyon veszélyesek a szabad gyökök az élő szervezetek számára, ahol a biomolekulákban kedvezőtlen változásokat idéznek elő, ezáltal megzavarják azok funkcióját. Emiatt rákkeltő hatásuk is ismert. Csak a megfelelő irányultságú atompályák képesek kovalens kötéseket kialakítani. A kötéseket nem valódi összekötésként kell elképzelnünk, hanem elektronok csoportosulásaként. Ezek az elektronok ilyenkor molekulapályát alkotnak. 11. ábra A σ molekulapálya alkotja a σ kovalens kötést. Az atomban eredetileg lévő gömbszimmetrikus s pályák egymással és bármelyik hengerszimmetrikus p pályával képesek kapcsolatot teremteni, két p pálya pedig csak akkor, ha azok azonos irányultságúak. π kovalens kötést két párhuzamos p-pálya alakíthat ki. Fontos szabály, hogy két atom között először mindig a σ-kötés alakul ki, majd sztérikus okok miatt a továbbiakban a p pályákból π-kötések jönnek létre. 12. ábra Szigma- és pí-molekulapályák (kötések) kialakulási lehetőségei 10  A fenti ábrából tehát jól látható, hogy a szigma-kötés akár s, akár p-pályákból is kialakulhat, a lényeg a megfelelő orientáció. A szén-szén közötti szigma kötés a telített molekulákra jellemző. Ha a szigma kötés mellett lehetőség van másik kötés kialakítására is egyazon szénatomok között, akkor az már pí-kötés lesz. Ekkor a vegyület telítetlenné válik. Fontos felhívni a figyelmet arra, hogy a telítetlen szénvegyületekben a kettős kötés második kötését képező π-kötés a két (szén)atomhoz tartozó, a molekula síkjára merőleges, egymással párhuzamos p pálya összehajlásából származik, ezáltal egy ilyen π–kötés a molekula síkja alatt és felett is megtalálható! Jelentősen „alul-felül kilógó” elektronfelhőről van szó. Emiatt ez könnyen támadhatóvá válik és könnyen kimozdítható (delokalizálható). 13. ábra A síkból jelentősen kilógó π-kötés kialakulása két p-atompályából Hangsúlyoztuk tehát, hogy a π -kötés a molekula síkjából kilóg, ezáltal a molekula elektrofil („elektront szerető”) reagensek (támadó molakulák) számára támadhatóvá válik. Itt jegyezzük meg, hogy a nukleofil reagensek az elektronhiányt szeretik, ezt a kifejezést az atommagban (nucleus) uralkodó pozitív töltésről nevezték el. Egy vegyület molakulapályáját tehát az összes elektron-kapcsolat együttesen alkotja. Ezáltal egy szerves molekulában nem csak a kovalens kötések (σ és π) kerülnek molekulapályára, hanem az atomok legkülső elektronhéjának maradék elektronjai is, nemkötő elektronpárok formájában. Ezek a nemkötő molekulapályák a térben egymástól maximális távolságra igyekeznek elhelyezkedni, hogy minél kevesebb feszültséget okozzanak egymásnak. Emiatt ők is jelentősen kilógnak a molekulából, ők is könnyen reakcióba vihetők és könnyen kimozdíthatók (delokalizálhatók). 1.1.2.2 Hibridizáció A szénatom különleges tulajdonsága a hibridizáció, amikor a különböző atompályák kombinálásával ún. hibrid molekulapályák jönnek létre. A hibridizáció jelensége áthidalja azt a problémát, miszerint az s- és a p-pályák energiaállapota különbözik. A jelenségnek köszönhetően a szénvegyületek sztérikusan stabil állapotban, a lehető leginkább szimmetrikusan léteznek. Ahhoz, hogy a hibridizációt megértsük, tekintsük át a szén atom elektronszerkezetét! 11  14. ábra A szén elektronszerkezete, és annak ábrázolási lehetőségei. Látható, hogy a szénatomnak négy vegyértékelektronja van (2s22p2), hiszen a szén a periódusos rendszer negyedik oszlopában helyezkedik el. Mivel az s és p elektronoknak különböző az energiaállapota, ezért a szénatom nem tudna négy, egyenrangú kovalens kötést kialakítani úgy, mint a metán esetében teszi. H H C H H 15. ábra A szimmetrikus szerkezetű tetraéderes metán. Így a szimmetrikus, tetraéderes szerkezetű szénvegyületek sem jöhetnének létre. Ez utóbbi térszerkezet olyan stabil, hogy a szénatomnak mindenekelőtt ez a célja, hiszen a lehető legváltozatosabban építi fel az élő szervezeteket, szénvegyületek által. Ez az oka, hogy a szénatom atompályái hibridizálódnak. A folyamat során a különböző energiaállapotú s és p elektronok közbülső, de négy egyforma energiaállapotú ún. sp3 hibridpályára kerülnek át, a folyamatot sp3 hibridizációnak nevezzük. A hibridpálya neve onnan ered, hogy 1 darab s és 3 darab p pálya vesz részt a kialakításában, alakja a gömbszimmetrikus (s) és a hengerszimmetrikus (p) pálya köztes állapota lesz. 12  16. ábra Az sp3 hibridpályák kialakulása. Két hibridpálya között létrejövő σ–kötés: a hibridpályák alakja a gömbszimmetrikus (s) és a hengerszimmetrikus (p) pálya köztes állapota. Az így kialakult párosítatlan elektronok a négy hidrogénatom elektronjaival négy, egyenlő erősségű szigma kovalens kötést tudnak kialakítani, ami tehát energetikailag kedvezőbb (a s-kötések erősebbek, mint a p-kötések) és stabil tetraéderes térszerkezetet biztosít a molekulának. A metánban tehát mind a négy kötés energianívója azonos, ezért a térben a lehető legtávolabb helyezkednek el egymástól, a vegyértékszög 109,5 fok. A hibridizáció elméletével tehát megmagyarázható a szén négy szigma kötésének kialakulása, amely lehetővé teszi a szerves molekulák felépítését. Ez tehát egy energiabefektetést igénylő folyamat, melynek hajtóereje a kötési kapacitás növelése. Az eredmény az eredetinél sokkal stabilabb szerkezet kialakulását teszi lehetővé, mivel több párosítatlan elektron keletkezik, amelyekkel több kötőelektronpár képes kialakulni. Az etilén molekulában a hibridizáció másképpen zajlik. A molekula azért tartalmaz kettős kötést (egy σ és egy π kötést), mert nem az összes külső atompálya hibridizálódik: csak három pálya vesz részt a folyamatban, egy p-pálya marad hibridizálatlanul, minkét szénatom esetén. Ezáltal az egyszeresen telítetlen szénatomhoz csak három σ-kötés kapcsolódik, a negyedik irányban áll az a p pálya, amelyből a molekula síkjából jelentősen kilógó π-kötés alakul ki. A három hibrid σ-kötés igyekszik a térben a lehető legtávolabb elhelyezkedni, ezért a molekula planáris (síkszerű). A szénataomok itt sp2 hibridállapotban vannak. H H C C H H 17. ábra Hibridizáció az etilén molekulában. 13  Az acetilén molekulában az s-pálya mellett már csak egy p-pálya vesz részt a hibridizációban, ezért sp-hibridállapotú szénatomok alkotják. A kétszeresen telítetlen szénatomhoz már csak két hibrid σ-kötés kapcsolódik, a harmadik, illetve a negyedik irányban áll az a két p-pálya, amelyekből a két, egymásra merőleges π-kötés kialakul. A vegyértékszög 180 fok, a molekula bot alakú. H C C H 18. ábra Hibridizáció az acetilén molekulában. Ne felejtsük el, hogy amennyiben a központi atom nem szén, akkor a tetraéderes elrendeződésben a nitrogénnél egy, az oxigénnél kettő, a halogéneknél három irányt nemkötő elektronpár tölt be. Ezeknek a térkitöltése nagyobb, mint egy σ-kötésé, ezért a tetraéder torzult lesz (az ammóniában 107,8 fok, a vízben 104,5 fok). 1.1.3 Szerves kémia jelölésrendszere Egy szerves molekula azon részletét nevezzük funkciós csoportnak, amely a vegyület tulajdonságait alapvetően meghatározza. A molekula funkciós csoporto(ko)n kívüli része, a szénváz csak szén- és hidrogénatomokat, tehát szénhidrogén részletet tartalmaz, ebben a megközelítésben lehet a szénlánc gyűrű, sőt szélsőséges esetben a láncvégi hidrogén is szénváznak tekinthető. A széntől és hidrogéntől eltérő atomokat heteroatomoknak nevezzük. 19. ábra Az etanol molekula részei A szerves vegyületek elektroneloszlása, az azokat felépítő atomok közötti kölcsönhatások csak akkor jellemezhetők és indokolhatók megfelelően, ha a képletekben az atomok kapcsolódásán kívül azok legkülső elektronhéjának állapotát is pontosan ábrázoljuk, tehát lehetőség szerint valamennyi kötő és nemkötő elektronpárt feltüntetjük, sőt az elektroneltolódásokat is jelezzük. Az ábrán az oxigénatom nemkötő elektronpárjait vonallal jelöljük. Az elektroneltolódások vonatkozásában azt kell megvizsgálnunk, hogy az egyes molekulák milyen szénvázat tartalmaznak, ehhez a szénvázhoz milyen 14 funkciós csoport(ok) kapcsolódnak, a szénváz és a funkciós csoport(ok) milyen kölcsönhatásba léphetnek egymással, ezek a kölcsönhatások mennyire befolyásolják a molekula kémiai viselkedését. A funkciós csoportok onnan kapták nevüket, hogy funkcióval, feladattal rendelkeznek, így alapvetően meghatározzák a molekula viselkedését. Ez a szerep éppen az elektroneltolódások révén érvényesül. Egy molekula reakcióképességét a molekulát alkotó atomok két fontos tulajdonságával magyarázhatjuk, az egyik az elektronegativitás (EN), a másik pedig az elektronmegtartó képesség (EMK), melyekkel az alábbiakban foglalkozunk részletesen. 1.1.3.1 Az elektronegativitás szerepe a szerves molekulák elektroneloszlásában: elektronfelesleg/elektronhiány A szerves kémiai viselkedést meghatározó paraméterek közül kiemelkedő fontosságú az elektronegativitás (EN), amely megmutatja hogyan viszonyul egy atom a vele σ-kovalens kötésben lévő másik atomhoz. A nagyobb elektronegativitású atom ugyanis a σ-kovalens kötés elektronsűrűségének nagyobb hányadát vonzza magához, értelemszerűen a másik atomon az egyenletes elektroneloszláshoz képest kisebb elektronsűrűség jelentkezik. Ezért szokták az elektronegativitást némi egyszerűsítéssel elektronvonzó képességnek is nevezni. Az elektronegativitás különbségek alapján következtethetünk egy σ-kötés polarizáltságára (milyen a kötés elektroneloszlása), amely a molekula támadhatóságát (reakciókészségét) is jelenti. Az elektronegativitás a periódusos rendszerben balról jobbra és lentről felfele nő. Az összes elem közül a fluór (F) rendelkezik a legnagyobb (EN=4.0) elektronegativitás értékkel. A biogén elemek EN értékei a ENH