OK1 2024-2025. Struktura in reaktivnost organskih spojin PDF

Organska kemija I Struktura in reaktivnost organskih spojin Prezentacija študentom 2. letnika kemije, zimski semester 2024-2025 I. Uvod: kaj je organska kemija? II. Vezi v organskih spojinah III. Struktura in poimenovanje organskih spojin IV...

Organska kemija I Struktura in reaktivnost organskih spojin Prezentacija študentom 2. letnika kemije, zimski semester 2024-2025 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 1 Študijska literatura K. Peter C. Vollhardt, Neil E. Schore: Organic Chemistry, Structure and Function, Eighth Edition, MacMillan Education, New York, 2018 Dodatna priporočena literatura J. Clayden, N. Graves, S. Warren: Organic Chemistry, Second Edition, Oxford University Press, 2012 2 Pripomočki za risanje in poimenovanje organskih spojin: ACD/ChemSketch Freeware https://www.acdlabs.com/resources/freeware/chemsketch/index.php / ChemBioOffice (licenca UL – možna je le uporaba na UL) http://www.cambridgesoft.com/sitesubscription/academic/ ChemAxon Marvinbeans (freeware) https://chemaxon.com/products/marvin KingDraw (freeware, deluje tudi na Androidu in iOS) http://www.kingdraw.cn/en/ 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. 3  I. Uvod: kaj je organska kemija? 4 Do 19. stoletja so bile rastline in njihovi ekstrakti glavni viri organskih spojin. 5 19. stoletje: glavni vir organskih spojin so aromati kot stranski produkti suhe destilacije premoga suha destilacija (surovina v železarski industriji) PREMOG KOKS stranski produkti Uporaba v nastajajoči kemijski in farmacevtski industriji (barvila, zdravila, itd.) 6 20. stoletje: glavni vir organskih spojin sta nafta in zemeljski plin NAFTA destilacija Vsesplošna uporaba: energenti, surovine v kemijski in farmacevtski industriji, itd. 7 21. stoletje: glavni vir organskih spojin sta še vedno nafta in zemeljski plin, razvoj gre v smer obnovljivih virov (bio-based chemicals) 8 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 100000 novih. Organske spojine se nahajajo povsod okoli nas: v živih organizmih, hrani, začimbah, dišavah, zdravilih, čistilih, tekstilu, kozmetiki, umetnih masah, barvilih, itd. 9 1. Uvod: kaj je to organska kemija? 10 1. Uvod: kaj je to organska kemija? 11 1. Uvod: kaj je to organska kemija? 12 1. Uvod: kaj je to organska kemija? 13 1. Uvod: kaj je to organska kemija? 14 Povezava med strukturo, lastnostmi in uporabo organskih spojin EKO-BIO? 15 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 (predvsem tistih iz premoga in nafte). Zaradi vedno intenzivnejšega prepletanja posameznih področij kemije, je danes meja med osnovnima področjema (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. 16 Primeri “čistih” organskih spojin 17 Primeri organokovinskih spojin Primeri organskih ligandov v koordinacijskih spojinah (kompleksih) 18 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 19  Atomske orbitale: s orbitale Atomske orbitale vodika, hidridnega iona, helija, litija in berilija 20  Atomske orbitale: p orbitale Atomske p orbitale bora, ogljika, dušika, kisika, fluora in neona 21 Nastanek kovalentne vezi in molekulskih orbital (MO) s prekrivanjem atomskih orbital (AO). Kombinacija AO „v fazi“ vodi do konstruktivnega prekrivanja orbital in s tem veznih interakcij, medtem ko kombinacija „iz faze“ vodi do destruktivnega prekrivanja in s tem do razveznih interakcij. Vezne interakcije rezultirajo v veznih MO, medtem ko razvezne interakcije rezultirajo v razveznih MO. 22  Nastanek σ-vezi in σ-molekulskih orbital (MO) s čelnim prekrivanjem s atomskih orbital (AO) Cepitev vezi H-H zahteva energijo za promocijo elektrona v razvezno MO AO in MO molekule vodika 23 Nastanek σ -vezi in σ -molekulskih orbital s čelnim prekrivanjem p-atomskih orbital Nastanek π-vezi in π-molekulskih orbital z bočnim prekrivanjem p-atomskih orbital 24 Načini in učinkovitost prekrivanja atomskih orbital 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 ogljikovega atoma, bi moral atom ogljika v principu tvoriti 4 vezi: eno σ-vez in tri π-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 CH4, 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 2sp3 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 sp3 hibridnih orbital poznamo pri atomu ogljika še sp2 in sp hibridne orbitale. V primeru sp2 hibridizacije so trije elektroni ogljikovega atoma v treh sp2 hibridnih orbitalah, en elektron pa ostane v 2p orbitali in lahko tvori dodatno C–C π vez. Primer je molekula etena – ena od sp2 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 prekrivanje sp2 hibridnih orbital (σ-vez) in bočno prekrivanje p-orbital (π-vez) v sp2 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 prekrivanje sp hibridnih orbital (σ-vez) in bočno prekrivanje p-orbital (π-vez) v sp-sistemih 35 36  -vezi so močnejše of -vezi: Primeri izoelektronskih molekul in ionov: 37 38 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 sp2 hibridizirane ogljikove atome je značilna planarna (trigonalna) struktura (φ = 120°), za sp3 hibridizirane ogljikove atome pa je značilna piramidalna (tetraedrska) struktura (φ = 109.28°). 39 Od hibridizacije je povezana tudi z dolžino in s tem z jakostjo vezi: sp3 C atom sp2 C atom sp C atom dolžina C–C vezi (pm) 154 134 120 dolžina C–H vezi (pm) 110.3 108.6 105.7 disoc. energija C–H vezi (kJ/mol) 409 422 460 kot H–C–C (°) 110 120 180 hibridizacija strukturni element dolžina vezi [pm] sp3–sp3 R3C−CR3 154 sp3–sp2 R3C−C(R)= 150 sp3–sp R3C−C≡ 146 sp2–sp2 R2C=CR2 146 sp2–sp =(R)C−C≡ 142 sp–sp ≡C−C≡ 138 40 Vpliv hibridizacije orbital na gibljivost (fleksibilnost) molekul 41 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 (+/-): Li Mg Al Si B P H C S I Br N Cl O F 0.98 1.31 1.61 1.9 2.04 2.19 2.2 2.55 2.58 2.66 2.96 3.04 3.16 3.44 3.98 močna polarizacija močna polarizacija šibka polarizacija vezi 42 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 = 3.33564×10−30 C·m. Vrednosti dipolnih momentov enostavnih diatomarnih molekul so 0 - 11. 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): 43 44 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: 45 Poleg enostavnih kovalentnih vezi velja omeniti tudi semipolarne (donor-akceptor) vezi in vodikove vezi. Donor- akceptorske 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 46 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 (100-350 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: 47 Ion-dipol interakcije so tudi močne interakcije (50-200 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): 48 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: R2N–H…O, R2N–H…N, R– S–H…S, R–S–H…O, R–S–H…N, R3C–H…O. Molekulo, ki prispeva elektronsko revni vodikov atom, imenujemo donor vodikove vezi, molekulo, ki prispeva elektronsko bogat heteroatom pa akceptor vodikove vezi: 49 Primera supramolekularnih polimerov 50 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 približno enake jakosti (15-20 kJ/mol) kot šibke vodikove vezi. Čeprav so CTC značilni predvsem za kombinacijo organskih ligandov s kovinskimi ioni, pa poznamo tudi popolnoma organske komplekse, npr. CTC med tetratiafulvalenom (donor) in tetracianokinodimetanom (akceptor): 51 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. 52 III. Strukturne značilnosti in poimenovanje organskih spojin 53 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) 54 Risanje struktur organskih spojin: primer linoleinske kisline Groza! Kdo bo pa še to vse risal....... 55 Risanje struktur organskih spojin: primer linoleinske kisline 56 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. 57 Primeri strukturne raznolikosti ogljikovega skeleta organskih spojin Izomerne oblike pentana (nasičenega C5-skeleta) 58 Alkani predstavljajo osnovni tip nasičenih organskih spojin. Gre za spojine, pri katerih so vsi ogljikovi atomi osnovnega skeleta sp3 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 CnH2n+2 pri čemer je n ≥ 1. 59 Nomenklatura alkanov (osnovni primeri) št. C-atomov Alkan (R–H) Formula Alkilna skupina R Formula 1 metan CH4 metil CH3 2 etan CH3CH3 etil CH3CH2 3 propan CH3CH2CH3 1-propil (n-propil) CH3CH2CH2 2-propil (i-propil) CH3CHCH3 4 n-butan CH3(CH2)2CH3 1-butil (n-butil) CH3(CH2)3 2-butil (sek-butil) CH3CH2CHCH3 (CH3)3CH i-butan (2-metilpropan) 2-metilprop-1-il (i-butil) (CH3)2CHCH2 1,1-dimetiletil (terc-butil ) (CH3)3C 5 pentan CH3(CH2)3CH3 pentil CH3(CH2)4 6 heksan CH3(CH2)4CH3 heksil CH3(CH2)5 7 heptan CH3(CH2)5CH3 heptil CH3(CH2)6 8 oktan CH3(CH2)6CH3 oktil CH3(CH2)7 9 nonan CH3(CH2)7CH3 nonil CH3(CH2)8 10 dekan CH3(CH2)8CH3 decil CH3(CH2)9 60 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: 61 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 sp2 hibridizirani pri alkinih pa sp hibridizirani. Geometrijsko gledano je torej mesto nenasičenja bodisi planarno (sp2) bodisi linearno (sp). 62 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 H2C=CH2 etenil (vinil) CH2=CH etin HC≡CH etinil HC≡C 3 propen CH3CH=CH2 propen-1-il CH3CH=CH propen-2-il CH3C=CH2 propen-3-il (alil) CH2CH=CH2 propin CH3C≡CH propin-1-il CH3C≡C propin-3-il CH2C≡CH 4 1-buten (but-1-en) CH3CH2CH=CH2 but-1-en-1-il CH3CH2CH=CH but-1-en-2-il CH3CH2C=CH2 but-1-en-3-il CH3CHCH=CH2 but-1-en-4-il CH2CH2CH=CH2 2-buten (but-2-en) CH3CH=CHCH3 but-2-en-1-il CH3CH=CHCH2 but-2-en-2-il CH3CH=CCH3 1-butin (but-1-in) CH3CH2C≡CH but-1-in-1-il CH3CH2C≡C but-1-in-3-il CH3CHC≡CH but-1-in-4-il CH2CH2C≡CH 2-butin (but-2-in) CH3C≡CCH3 but-2-in-1-il CH3C≡CCH2 63 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. 64 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 65 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 : 66 Butadien je torej resonančni hibrid več struktur, kar je razvidno tudi iz dolžin C–C vezi: vez dolžina (pm) C(1)–C(2) in C(3)–C(4) 135 C(2)–C(3) 146 C=C (izolirana) 133 C–C (izolirana) 154 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. 67 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 C6H6. Primeri: 68 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 vrednostmi 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 vrednostmi (benzenu) pa trikratni vrednosti toplote hidrogeniranja cikloheksena. Na sliki je prikazan energetski diagram za hidrogeniranje cikloheksena, cikloheksadiena in benzena v cikloheksan: 69 Benzen je torej resonančni hibrid dveh (Kekuléjevih) kanonskih struktur A in B. to je lepo razvidno iz dolžin 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 (anulenu) z 10 π elektroni pričakovali aromatsko stabilizacijo, vendar sistem zaradi kotnih napetosti ni planaren in tudi ne kaže aromatskih lastnosti: 70 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: 71 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 →CO2. 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.)! 72 Tipične funkcionalne skupine, ki vsebujejo C-X vez. 73 Tipične funkcionalne skupine, ki vsebujejo C-X vez. 74 Tipične funkcionalne skupine, ki vsebujejo C=X oz. X-C-Y vez. 75 Tipične funkcionalne skupine, ki vsebujejo Y-C=X ali C≡X vez. 76 Klasifikacija funkcionalnih skupin po oksidacijskem nivoju. 77 Pomembne strukture/spojine, ki jih je treba poznati 78 Pomembne spojine, ki jih je treba poznati 79 Pomembne strukture, ki jih je treba poznati 80 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←CH3 pa za pozitivni induktivni efekt (+I). Tipične elektron privlačne skupine (–I): F, NO2, Cl, Br, I, OH, OR, ipd. Tipične elektron donorske skupine (+I): Me3C, Me2CH, MeCH2, Me, ipd. Primer: 81 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 elektron akceptorske skupine (–M): NO2, C(=O)R, C≡N, C(=O)OR, ipd. Tipične elektron donorske skupine (+M): NH2, NHR, NR2, O–, OH, OR, I, Br, Cl, ipd. Primer: 82 Razporeditev značilnih substituentov po elektronskih lastnostih: +M in +I +M in –I –M in –I Me-, Et-, Me2CH-, Me3C- RCONH-, RCOO-, NH2, RCO-, CN, CF3, CCl3, , itd. NR2, F, Cl, Br, I, OH, OR NO2, (alkil-) R3N+ +M > –I +M < –I RCONH-, RCOO-, NH2, Cl, Br, I OH, OR 83 Nomenklatura organskih spojin. Vsako organsko spojino lahko v principu poimenujemo na več načinov, pri čemer moramo paziti zgolj na to, da lahko iz imena nedvoumno tvorimo ustrezno strukturo. Za poimenovanje uporabljamo IUPAC nomenklaturo (https://iupac.org/what-we-do/nomenclature/ ) ob upoštevanju naslednjih osnovnih pravil: - poiščemo najdaljšo ogljikovo verigo v molekuli in funkcionalne skupine - kot funkcionalno osnovo poimenovanja upoštevamo funkcionalno skupino z najvišjo prioriteto - oštevilčimo atome ogljikovega skeleta in s tem določimo oštevilčenje substituentov (funkcionalnih skupin) - na osnovi imena in oštevilčenja osnovnega ogljikovega skeleta tvorimo ime spojine - posamezne substituente navedemo v abecednem vrstnem redu. Poimenovanje alkanov. Primeri: 84 Nomenklatura organskih spojin. Poimenovanje alkenov in alkinov. Primeri: 85 Nomenklatura organskih spojin. Poimenovanje halogenidov, alkoholov, etrov, ketonov in aminov. Primeri: 86 Nomenklatura organskih spojin. Poimenovanje aldehidov. Primeri: 87 Nomenklatura organskih spojin. Poimenovanje karboksilnih kislin. Primeri: 88 Nomenklatura organskih spojin. Poimenovanje derivatov karboksilnih kislin. Primeri: 89 Nomenklatura organskih spojin. Primeri: 90 IV. Osnove organske stereokemije 91 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 (Tv = 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. 92 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. 93 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. 94 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. 95 Primeri (a)kiralnosti v vsakdanjem življenju Teniški lopar = akiralen Golf palice = (a)kiralne Roke, noge, rokavice = kiralne Nogavice = akiralne 96 Primeri kiralnosti v vsakdanjem življenju: stari Egipčani in kiralnost Stari Egipčani očitno še niso pogruntali kiralnosti, oz. je niso upoštevali pri risanju in slikanju 97 Simetrija molekul 98  Elementi simetrije Ravnina simetrije (s): vsak atom spojine "vidi" skozi ravnino simetrije" svojo zrcalno sliko na drugem koncu molekule: Center simetrije oz. center inverzije (i): vsak atom spojine "vidi" skozi center inverzije svojo zrcalno sliko na drugem koncu molekule: 99  Elementi simetrije Os simetrije ali enostavna rotacijska os Cn: 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: 100 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 sp3 hibridiziran C-atom s štirimi različnimi ligandi. Tak atom imenujemo tudi stereogeni center oz. center kiralnosti, oz. center asimetrije. Primera enostavne simetrične in asimetrične molekule sta bromoklorometan in bromojodoklorometan : 101 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti Racemna zmes = zmes enantiomerov v razmerju 1:1 102 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 103 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti 104 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti: diastereoizomerija in diastereomeri V kolikor spojina vsebuje dva ali več centrov kiralnosti, pa je možno večje število stereoizomerov (2n; 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 (22 = 4) stereoizomeri, od katerih ima vsak svojo zrcalno sliko, poleg tega pa še dva diastereoizomera: 105 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti: diastereoizomerija in diastereomeri 106 Kiralne organske spojine in njihove značilnosti: diastereoizomerija in diastereomeri 107 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 108 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) : 109 Določanje (označevanje) konfiguracije organskih spojin 110 (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 (C2), 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. 111 (A)kiralne spojine, ki vsebujejo elemente simetrije 112 Fischerjeva projekcija Kiralne molekule pogosto predstavimo s Fischerjevimi projekcijskimi formulami, ki so dvodimenzionalni zapisi trodimenzionalnih struktur. Princip je precej enostaven. Vzemimo za primer namišljeno kiralno molekulo CABDE, kjer C predstavlja stereogeni center in hkrati simbol za ogljik, medtem ko so A, B, D in E zgolj simboli štirih različnih substituentov in ne kemijski simboli elementov. Molekulo CABDE najprej obrnemo tako, da ležijo A-C-B v ravnini, ki je vertikalna glede na našo perspektivo in D-C-E v ravnini, ki je horizontalna glede na našo perspektivo. Če zanemarimo trodimenzionalno perspektivo nas to privede do formalne planarizacije, oziroma do Fischerjeve projekcijske formule: To vidimo v 3D perspektivi sploščitev 3D struktura Fischerjeva projekcijska formula (psevdo 2D struktura) 113 Fischerjeva projekcija 114 Fischerjeva projekcija 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) 115 Fischerjeva projekcija Pravila ravnanja s Fischerjevimi projekcijskimi formulami lahko predstavimo tudi takole: DOVOLJENO PREPOVEDANO 116 Relativna in absolutna konfiguracija 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 je razvoj 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 enostavneje navesti relativno konfiguracijo kot cis ali trans. Pri risanju absolutnih konfiguracij uporabljamo klinaste stereo-vezi, medtem ko z uporabo neklinastih stereo vezi hkrati tudi povemo, da gre za relativno konfiguracijo oziroma za racemno zmes. Primeri: 117 Kiralne spojine, ki nimajo centra kiralnosti: os kiralnosti 118 Kiralne spojine, ki nimajo centra kiralnosti: os kiralnosti Določanje konfiguracije spiranov 119 Kiralne spojine, ki nimajo centra kiralnosti: os kiralnosti Določanje konfiguracije alenov in biarilov 120 Kiralne spojine, ki nimajo centra kiralnosti: heliceni in molekulski propelerji 121 Kiralne spojine, ki nimajo centra kiralnosti: ravnina kiralnosti Določanje konfiguracije spojin z ravnino kiralnosti (spojine ciklofanskega tipa) 122 Kiralne spojine, ki nimajo centra kiralnosti: ravnina kiralnosti 123 Ločba enantiomerov aktiven teratogen (R)-limonen (S)-limonen (S)-karvon (R)-karvon vonj pomaranče „terpenski“ vonj vonj mete vonj kumine L-dopa (prekurzor dopamina) D-dopa (prekurzor dopamina) anorektik strupena 124 Ločba enantiomerov Tvorba diastereomernih derivatov: 125 Ločba enantiomerov Tvorba diastereomernih soli: 126 Ločba enantiomerov Kromatografska ločba na kiralni stacionarni fazi: 127  Konformacijska stereoizomerija (dinamična stereokemija) Konformacijska stereoizomerija (dinamična stereokemija) Pri spojinah, ki vsebujejo enojne C–C in C–X vezi je možna prosta rotacija okrog teh vezi. Ta gibljivost omogoča dinamično spreminjanje strukture, ki vodi do konformacijskega ravnotežja med različnimi dinamičnimi stereoizomeri, ki jih imenujemo konformeri. 128 Konformacijska stereoizomerija (dinamična stereokemija) Pri acikličnih spojinah, ki vsebujejo enojne C–C in C–X vezi je možna prosta rotacija okrog teh vezi. Pri rotaciji okrog enojne C–C in C–X vezi je torej možnih več različnih konformacijskih izomerov – rotamerov: 129 Konformacijska stereoizomerija Hitrost rotacije okrog enojne vezi je odvisna od temperature in od velikosti skupin, ki so vezane na atoma, ki tvorita enojno vez. Energija rotacije okrog C–C vezi v etanu je 12 kJ/mol (Primer A). 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. Upočasnjena rotacija je lahko posledica resonančne delokalizacije dvojne vezi (Primera B in C) ali pa je zgolj posledica steričnega odboja zaradi velikosti substituentov (Primer E) ali nekovalentnih interakcij med substituenti, na primer zaradi tvorbe intramolekularne vodikove vezi (Primer F). 130 Konformacijska stereoizomerija etana. Etan obstaja v dveh konformacijah, v prekrižani konformaciji (staggered conformation) in v prekriti konformaciji (eclipsed conformation). prekrižana Prekrižana konformacija etana Pogled s strani Pogled s konca prekrita Prekrita konformacija etana Newmanova projekcija prekrižane in prekrite konformacije etana prekrižana oddaljeni C-atom prekrita oddaljene C-H vezi se končajo pri obroču bližnje C-H vezi se srečajo v sredini obroča bližnji C-atom 131 Konformacijska stereoizomerija etana. 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. prekrita prekrita prekrita Prekrita konformacija: θ = 0, 120, 240° prekrižana prekrižana prekrižana Prekrižana konformacija: θ = 60, 180, 300° 132 Konformacijska stereoizomerija alkanov 133 Konformacijska stereoizomerija butana 134 Konformacijska stereoizomerija Primeri rotacije okrog enojne C-C vezi: 135 Konformacijska stereoizomerija 136 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: 137 Konformacijska stereoizomerija 138 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. 139 Konformacijska stereoizomerija 140 Konformacijska stereoizomerija 141 Konformacijska stereoizomerija 142 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. ta konformer je 1,3-diaksialna energetsko interakcija ugodnejši (odboj) koncentracija ekvatorialnega konformera K = 19 K = 2.7 koncentracija aksialnega konformera Skupina –ΔG (kJ/mol) K Skupina –ΔG (kJ/mol) K F 1.0 COOH 5.4 Cl 2.2 COOR 5.4 Me 7.1 19 CN 0.8 Et 7.5 20 OH 4.2 i-Pr 9.3 42 OMe 2.5 2.7 t-Bu 21 >3000 OCOMe 3.0 Ph 11.7 110 NO2 4.8 143 Aksialni odboj 144 Primerjava medatomskih razdalj v aksialnem in ekvatorialnem metilcikloheksanu 145 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 7.1 19 CN 0.8 Et 7.5 20 OH 4.2 i-Pr 9.3 42 OMe 2.5 2.7 t-Bu >20 >3000 OCOMe 3.0 Ph 11.7 110 NO2 4.8 146 Konformacijska stereoizomerija 147 Konformacijska stereoizomerija 148 Konformacijska stereoizomerija 149 Konformacijska stereoizomerija 150 Konformacijska stereoizomerija 151 Vpliv stabilnosti konformacij na biološko aktivnost morfinovih analogov Vir: G. L. Patrick, Introduction to Medicinal Chemistry, 3rd Edition; Oxford University Press, Oxford, 2005, str. 617-641 152 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! 153 Vpliv stabilnosti konformacij na biološko aktivnost morfinovih analogov Vir: G. L. Patrick, Introduction to Medicinal Chemistry, 3rd Edition; Oxford University Press, Oxford, 2005, str. 617-641 154  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. H2 je zadeva precej enostavna: 155 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. 156 Molekulske π-orbitale butadiena 157 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. 158 Reakcije v organski kemiji 159 Reakcije v organski kemiji 160 161 Reakcije v organski kemiji – osnovne zvrsti nukleofilov 162 Reakcije v organski kemiji – osnovne zvrsti elektrofilov in njihovih interakcij z nukleofili 163 Reakcije v organski kemiji – osnovne zvrsti elektrofilov in njihovih interakcij z nukleofili 164 Reakcije v organski kemiji – osnovne zvrsti elektrofilov in njihovih interakcij z nukleofili 165 Reakcije v organski kemiji – intrinzična nukleofilnost Skladno s teorijo MO bo torej sistem dveh reaktantov reaktivnejši, če sta si energiji HOMO nukleofila in LUMO elektrofila čim bolj podobni. Torej je načeloma in precej poenostavljeno najbolj reaktiven sistem, kjer reagirata prost elektronski par (n) nukleofila in prazna p-orbitala (p) elektrofila, najmanj pa tisti, kjer reagirata σ-vezi nukleofila (σ) in elektrofila (σ*). 166 Hard-soft princip in teorija molekulskih orbital Na podlagi eksperimentalnih opažanj je bila razvita klasifikacija nukleofilov in elektrofilov po hard-soft 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 interakcije (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). 167 Hard-soft princip in teorija molekulskih orbital 168  Hard-soft princip in nukleofilnost in elektrofilnost Lastnost Trdi nukleofili Mehki nukleofili Trdi elektrofili Mehki elektrofili Velikost majhen velik majhen velik Naboj - ali 0 0 + ali 0 0 pKa bazičen nebazičen kisel nekisel Energija HOMO-nizka HOMO-visoka LUMO-visoka LUMO-nizka HOMO/LUMO Elektronegativnost Visoka Nizka - - Elektropozitivnost - - Visoka Nizka Polarizabilnost nizka visoka nizka visoka Kontrola reaktivnosti elektrostatska orbitalna elektrostatska orbitalna Večja reaktivnost do trdih elektrofilov mehkih elektrofilov trdih nukleofilov mehkih nukleofilov Absolutne hard-soft lestvice ni, saj je hard-soft karakter posamezne spojine ali zvrsti relativna kategorija. Pri primerjavi konkretnih primerov sorodnih spojin/zvrsti, pa je hard-soft kategorizacija zelo enostavna, saj jo lahko določimo ob upoštevanju zelo enostavnih pravil: - delokalizacija naboja/elektronov povečuje „soft“ karakter in obratno, koncentracija naboja povečuje „hard“ karakter, - v posamezni skupini elementov po skupini navzdol narašča „soft“ karakter (npr. od F do I), - ionska oblika je vedno bolj „hard“ kot nevtralna (npr. HO- v primerjavi s H2O ali karbokation v primerjavi s karbonilnim ogljikom). 169 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. 170 Reakcijska termodinamika in kinetika, reakcijski mehanizmi 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) 171 Reakcijska termodinamika in kinetika, reakcijski mehanizmi 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 intermediat I, ki se pretvori v produkt C v hitri stopnji (A + B (počasi) → I (hitro)→ C). Primeri: a) Ph2CH–Cl + NaF → Ph2CH–F + NaCl Unimolekularna reakcija prvega reda: hitrost je odvisna le od koncentracije Ph2CH–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, na primer na površini katalizatorja, ki je ves čas nasičena – v teh primerih koncentracija začetnega reaktanta ni pomembna). 172 Reakcijska termodinamika in kinetika, reakcijski mehanizmi 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 aktiviran kompleks oziroma prehodno stanje [P.S.]‡, preko katerega poteka sprememba reaktantov v produkte. 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]. Prehodna stanja in reakcijski mehanizem lahko prikažemo z energijskimi diagrami. Primer je Diagram 1, ki ponazarja potek bimolekularne enostopenjske reakcije brez tvorbe intermediata: 173 Diagram 2: unimolekularna dvostopenjska reakcija, ki poteka prek karbokationskega intermediata. 174 Cepitve vezi in intermediati Intermediat 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 nestabilni 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: 175 Nastanek intermediatov s heterolitsko cepitvijo vezi (dvoelektronski proces): 176 Nastanek intermediatov s homolitsko cepitvijo vezi (enoelektronski proces): 177 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. 178 Stabilnost nekaterih karbokationov 179 Disociacijske energije C-Br vezi (kJ/mol) J. Amer. Chem. Soc. 96, 7552 (1974). 250 ΔE (kJ/mol): -26 (0°→1°) -19 (1°→2°) -14 (2° →3°) 200 150 218 100 182 163 149 50 0 180 Stabilizacija prazne p-orbitale karbokationa s sosednjimi σ-vezmi (+I efekt alkilnih skupin) 181 Stabilizacija prazne p-orbitale karbokationa s sosednjo σ-vezjo: 1,2-premestitev hidrida ali alkilne skupine ΔE : ca. -30 kJ/mol (1°→3°) 182 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: NO2 > SO2R > CN > C=O > COOR > Ph > C=C > halogen > H. 183 Tako na primer opazimo zmanjšanje kislosti v zaporedju Ph3CH > Ph2CH2 > PhCH3, 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– > R2C=CH– = Ar– > R3CCH2–. 184 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, kar sicer stabilizira anione ali katione (elektron donorske in elektron privlačne skupine, resonančna delokalizacija). Vez HCC- PhCH2- R(O)C- Me-H Et-H iPr-H tBu-H H2CCH-H Ph-H NCCH2-H H H H Edisoc(kJ/mol) 439 423 410 397 544 431 464 372 364 360 185 Primeri stabilnih radikalov 186 Karbeni nastanejo v glavnem na štiri splošne načine, (a) s termičnim razkrojem diazoalkanov, (b) z Rh- ali Cu- kataliziranim razkroj diazokarbonilnih spojin, (c) z 1,1-eliminacijo iz haloalkanov in (d) iz ,-dijodoalkanov in Zn/Cu (Simmons-Smithova reakcija). 187 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 188 Kisline-baze, vplivi substituentov Tipične organske kisline so karboksilne kisline (RCOOH), tipične organske baze pa amini (primarni: RNH2, sekundarni: R2NH, terciarni R3N). Kisline in baze v vodnih raztopinah disociirajo. Jakost kislin in baz je odvisna od stopnje disociacije, ki jo podamo s konstanto kisline Ka oz. s konstanto baze Kb. 189 Kisline-baze, vplivi substituentov Jakost kislin ponavadi ne označimo z vrednostjo disociacijske konstante pač pa z negativno vrednostjo njenega desetiškega logaritma, to je s pKa (za kisline) ali pKb vrednostjo (za baze): pKa = –logKa, pKb = –logKb. Ka 10–10 10–5 10–1 101 105 1010 pKa 10 5 1 –1 –5 –10 → →naraščajoča kislost → → Kb 10–10 10–5 10–1 101 105 1010 pKb 10 5 1 –1 –5 –10 → →naraščajoča bazičnost → → Disociacija kislin in baz je ravnotežen proces, ki je funkcija razlike proste energije med posameznimi species: ΔG = –RTlnKa = –2.3RTlogKa = +2.3RTpKa 190 Nekatere tipične pKa vrednosti (v H2O), ki jih je treba poznati Kislina pKa Konjugirana baza HI -10 I- Kisline s pKa < 1.74 HCl -7 Cl- popolnoma protonirajo vodo! H2SO4 -3 HSO4- H 3 O+ -1.74 H2O HSO4- 2.0 SO42- pKa skala omogoča: CH3COOH 4.8 CH3COO- - predvideti prenos protona -predvideti energetiko reakcije H2S 7.0 HS- - razvrstiti nukleofile in intermediate NH4+ 9.2 NH3 - razvrstiti kisline in baze - elekton-donor/akceptorske skupine PhOH 10.0 PhO- MeOH 15.5 MeO- H2O 15.74 HO- Baze s pKa > 15.74 popolnoma MeCOMe 20.0 MeCOCH2- deprotonirajo vodo! HC≡CH 25 HC≡C- NH3 33 NH2- PhH 43 Ph- CH4 48 CH3- 191 Vpliv substituentov na pKa: vpliv induktivnega vpliva na kislost ocetnih kislin kislina pKa kislina pKa CH3COOH 4.74 CH3CH2COOH 4.87 ClCH2COOH 2.86 CH3CH2CH2COOH 4.82 Cl2CHCOOH 1.26 CH3OCH2COOH 3.54 Cl3CCOOH 0.64 CH2=CH–CH2COOH 4.35 F3CCOOH 0.23 CH≡C–CH2COOH 3.32 N≡C–CH2COOH 2.46 ClCH2CH2CH2COOH 4.52 Na položaj ravnotežja kislina baza vplivajo trije glavni faktorji: elektronski vplivi, sterični (strukturni) vplivi in vpliv topila. V tabeli so podane kislosti substituiranih ocetnih kislin: elektronprivlačne skupine povečujejo kislost, daljšanje verige pa nima vpliva na kislost. Razlike v kislosti substituiranih ocetnih kislin povzroča induktivni efekt. Gre za efekt, 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←CH3 pa za pozitivni induktivni efekt (+I). 192  Kisline-baze, vplivi substituentov Povečano kislost ocetnih kislin z elektronprivlačnimi substituenti razložimo z zmanjšanjem naboja pri karboksilatnem anionu in s tem manjšo afiniteto aniona do ponovne vezave protona. Posledica je povečana koncentracija oksonijevih ionov in s tem povečana kislost. Obratno velja za elektrondonorske skupine – zvečanje naboja na karboksilatu vodi do večje afinitete za vezavo protona in s tem do zmanjšanja kislosti: Podobno induktivni efekt substituentov vpliva na bazičnost aminov. Alkilne skupine, za katere je značilen +I efekt, povečujejo bazičnost aminov. amin pKb NH3 4.75 MeNH2 3.34 Me2NH 3.29 Me3N 4.19 EtNH2 3.36 Et2NH 3.06 Me3CNH2 3.32 193 Kisline-baze, vplivi substituentov – vpliv piramidalne inverzije na bazičnost aminov Pri vrsti aminov od NH3 do NR3 bi morala bazičnost konstantno naraščati, vendar pa bazičnost dejansko narašča le do sekundarnega amina, potem pa ponovno pade pri terciarnem. Ta padec bazičnosti je povezan s piramidalno inverzijo, ki poteka na dušikovem atomu. Stereokemijsko gre za preklop iz ene v drugo zrcalno sliko piramidalnega (sp3) amina preko planarnega (sp2) prehodnega stanja. Inverzijo sproža sterični odboj med substituenti, ki ga sistem skuša zmanjšati s preklapljanjem iz ene v drugo piramidalno obliko. V procesu preklapljanja nevezni elektronski par ni na voljo za odcep protonov, posledica pa je zmanjšanje bazičnosti. Pri sistemih, kjer tak preklop ni možen (npr. kinuklidin), pa opažamo pričakovano bazičnost. Amin pKaH NH3 9.24 MeNH2 10.66 Me2NH 10.71 Me3N 9.81 11.0 194 Tipične energijske bariere piramidalne inverzije karboanionov, aminov, oksonium kationov, sililanionov, fosfinov in sulfonium kationov 195 Primer mezomernega vpliva substituentov na bazičnost aromatski aminov in kislost fenolov: 196 Vpliv substituentov na pKa C-H, O-H, in N-H kislin 197 Vpliv hibridizacije na pKa C-H kislin pKaH karboanion %s karakterja 50 sp3 25 41 sp2 33 24 sp 50 198 Kisline-baze, vplivi substituentov Seveda pa sta za skupni vpliv na kislost, bazičnost in reaktivnost organskih spojin pomembna oba vpliva: induktivni in resonančni. Razporeditev substituentov glede na njihove vplive je prikazan v spodnji tabeli: +M in +I +M in –I –M in –I Me-, Et-, Me2CH-, Me3C- RCONH-, RCOO-, NH2, RCO-, CN, CF3, CCl3, , itd. NR2,F, Cl, Br, I, Ph OH, NO2, (alkil-) OR R3N+ +M > –I +M < –I RCONH-, RCOO-, NH2, F, Cl, Br, I OH, OR 199 Kvantitativno vrednotenje vpliva substituentov: Hammettova korelacija in konstanta substituenta σ 200 Hammettova korelacija: vrednosti σm,p nekaterih tipičnih funkcionalnih skupin R pKa pKa σm σp (m-R-C6H4COOH) (p-R-C6H4COOH) NH2 4.20 4.82 0.00 -0.62 OMe 4.09 4.49 0.11 -0.29 Me 4.26 4.37 -0.006 -0.17 H 4.20 4.20 0.00 0.00 F 3.86 4.15 0.34 0.005 I 3.85 3.97 0.35 0.25 Cl 3.83 3.98 0.37 0.22 Br 3.80 3.97 0.40 0.23 COOMe 3.87 3.75 0.33 0.45 COMe 3.83 3.71 0.37 0.49 CN 3.58 3.53 0.62 0.67 NO2 3.47 3.43 0.73 0.77 201 Hammettova korelacija: konstanta reakcije ρ 202 pKa v akciji: razvoj cimetidina Vir: G. L. Patrick, Introduction to Medicinal Chemistry, 3rd Edition; Oxford University Press, Oxford, 2005, str. 642-664 203 Prototropna izomerizacija (tavtomerija). Izomerizacije, ki zajemajo sočasno premestitev vodikovega atoma in dvojne vezi v sklopu treh atomov, imenujemo prototropna izomerizacija oziroma tavtomerija. Taka označba se je uveljavila za π-elektronske sisteme, kjer je najmanj eden od treh atomov heteroatom. Keto-enol tavtomerija je najznačilnejši primer tavtomerije, biološko relevantna sta tudi primera tavtomerije karboksilnih kislin in tavtomerije imidazola. proton gre s C na O in spet nazaj tavtomerija karboksilnih kislin tavtomerija imidazola 204 Prototropna izomerizacija (tavtomerija). Tipične energije vezi (kJ/mol) v keto in enolni formi X—H σ vez π vez vsota keto oblika 440 (C—H) 720 (C=O) 1160 keto oblika enolna oblika acetona acetona enolna oblika 500 (O—H) 620 (C=C) 1120 Keto-enol tavtomerija je torej hiter spontan proces, ki neprestano teče, četudi je delež enolne oblike lahko tudi zanemarljiv. Dokaz je izotopska izmenjava protonov na α-ogljikovem atomu glede na karbonilno skupino z devterijem v prisotnosti devteriranih kislin protičnih topil (npr. D2O): 1-fenil- 1-propanon nazaj v keto formo enolizacija enolizacija nazaj v keto formo 205 Prototropna izomerizacija (tavtomerija). Najpomembnejša od navedenih tavtomerij je torej keto-enol tavtomerija. Pretvorbo ketona v enol imenujemo enolizacija, katalizirajo jo tako baze kot kisline. Hitrost enolizacije je enaka hitrosti ionizacije C–H vezi. Pri odcepu protona iz molekule ketona nastane karboanion, ki je resonančno stabiliziran, saj se lahko negativni naboj nahaja bodisi na ogljiku ali pa na kisiku. 206 Prototropna izomerizacija (tavtomerija). Kislinsko katalizirana enolizacija aldehida Bazno katalizirana enolizacija aldehida 207 Prototropna izomerizacija (tavtomerija). Aldehid Enol enolatni ion delokalizacija v enolatnem ionu tvorba enolatnega Iona acetaldehida oksianion karboanion Preferenčna reakcija s SOFT elektrofili Preferenčna reakcija s HARD elektrofili