Was ist CHEMIE - bei DuEPublico

Abbildungen, Formeln und Tabellen
zur
Vorlesung
Chemie für Mediziner
Paul Rademacher
Institut für Organische Chemie
der Universität GH Essen
WS 1999/2000
chemed
Plan der Vorlesung Chemie für Mediziner
im WS 1998/99
VorlesungsStoff
-tag
1
Anorganische und Allgemeine Chemie
Was ist Chemie?
Programm der Vorlesung, Literatur, Chemie und Medizin
Materie
Aufbau der Atome, Atomkern
Elektron, Proton, Neutron (Nukleonen)
Atomkern, Elektronenhülle
Kernladungszahl, Kernmasse, Ordnungszahl
Isotope: stabile, instabile, Zerfall, α-, β-, γ-Strahlung
Element-Symbole
Atommassen
2
Aufbau der Atome, Elektronenhülle
Orbitale: Energie, Gestalt
Quantenzahlen: n, l, m, s
Elektronenschalen: K, L, M, N
Orbitale (s, p, d, f): Gestalt von s und p AOs
Energie der AOs
Elektronenkonfiguration, Grundzustand, angeregte
Zustände
Elektronenspektren
3
Periodensystem der Elemente
Aufbau-Prinzip
Valenzelektronen
Gruppen/Perioden des PSE
Edelgase, Alkali-, Erdalkalimetalle, Halogene
Hauptgruppen-, Nebengruppenelemente
Metalle, Nichtmetalle: Eigenschaften
Häufigkeit der 10 wichtigsten Elemente (Gew%,
Atom%)
Avogadro-Konstante
4
5
6
Aufbau von Verbindungen aus Atomen
Ionische Bindung (heteropolare Bindung)
Bildung von Ionen aus Atomen
Bildung ionischer Verbindungen, Beispiel: Na+ClStruktur, Kristallgitter
Coulombsches Gesetz
wichtige Anionen und Kationen
wichtige Salze
Metallische Bindung
Eigenschaften von Metallen
Kovalente Bindung (homöopolare Bindung)
Moleküle
σ- und σ*-Orbitale bei H2 und He2
Konstruktion von MOs aus AOs
Hydride: HF, H2O, NH3, CH4: σ(1s-2p) u. σ*(1s-2p)
Oktettregel, einsame Elektronenpaare
Konstruktion einfacher Moleküle
wie H2O, NH3, HF, Cl2, CH4, CH3OH, ...,
Bindigkeit der Atome
Homoatomare zweiatomige Moleküle: Li2 - Ne2
MO-Schema, σ/σ*-, π/π*-MOs
Elektronenkonfiguration, Bindungsordnung,
Biradikalcharakter von (B2 und) O2
Polare Bindungen: Beispiel H-F, H-Cl
Koordinative Bindung
Elektronenpaar-Donor, -Akzeptor
Beispiele: NH4+, H3O+, BH4-, H3B-NH3, HNO2, H2SO4,
H3PO4, HNO3
formale Ladungen
Komplexverbindungen
[Cu(NH3)4]2+, [Fe(SCN)6]3-, [FeCl6]3-,[FeCl6]4Chelate
7
8
9
Aggregatzustände (fest, flüssig, gasförmig)
Übergänge zwischen Aggregatzuständen
Strukturen, Ordnungszustände, Eigenschaften
Flüssigkeiten: Erstarrungs-, Schmelz-, Siedepunkt
Festkörper
amorphe, kristalline
Gittertypen, Bindungsarten, Eigenschaften
Zwischenmolekulare Kräfte
Ion-Ion, Ion-Dipol, Dipol-Dipol
van der Waals (Atom-Atom/Molekül-Molekül)
Wasserstoffbrücken
Hydratisierung von Ionen (hauptsächlich von Kationen)
Chemische Reaktionen (chemische Dynamik)
Was ist eine Reaktion? Reaktionsgleichung
Klassifizierung der Reaktionen
Chemisches Gleichgewicht
offene, geschlossene, abgeschlossene Reaktionssysteme
Erhaltungssätze
stöchiometrisches Rechnen
Konzentration: übliche Angaben
Gleichgewichtsreaktionen
statisches/dynamisches (kinetisches) Gleichgewicht
Ableitung des MWG
Gleichgewichtskonstante K, Gleichgewichtslage,
Einfluß von T, p, Konz.
Elektrolyte
Säuren, Basen, Salze
Dissoziation von Elektrolyten, Dissoziationskonstante, Grad
Säuren und Basen
Definition von Arrhenius, Beispiele von Säuren und
Basen, Neutralisation
Definition von Brönsted, ∼ Lewis
gekoppelte (konjugierte) Säure-Base-Paare; Beispiele
10
11
12
Stärke von Säuren und Basen
Dissoziation einer starken/schwachen Säure/Base
pH-Wert, pOH-Wert; pKS-, pKB-Wert
Dissoziation von Wasser, Ionenprodukt des Wassers
pH + pOH = 14
pOH = ½ pKB - ½ log [B]
pKS + pKB = 14
pH-Wert schwacher Säuren/Basen: pH = ½ pKS - ½
[HA]
Mehrstufige Dissoziation / gekoppelte Gleichgewichte
Saure und basische Salze
Hydrolyse von Salzen, Puffer
Salze aus starken/schwachen Säuren und Basen
pH-Wert von Salz-Lösungen
Hydrolyse von NaAc und NH4Cl
Puffer: Henderson-Hasselbalch-Gleichung
Pufferwirkung von Ac-/HAc, Pufferbereich,
Pufferkapazität
Säure-Base-Titration
Titration, Normalität von Maßlösungen, Titrationsgrad,
Äquivalenzpunkt, Neutralpunkt
Beispiele für Säure-Base-Titration:
1N HCl mit 1N NaOH
1N HAc mit 1N NaOH
1N H3PO4 mit 1N NaOH
1N NH3 mit 1N HCl
1N HAc mit 1N NH3
Indikatoren
Zwitterionen, Ampholyte
13
14
15
Redox-Reaktionen
Reduktion/Oxidation: Analogie zu Säure/Base-Reaktion
Redox-Paare, Oxidationszahl: Regeln zur Ermittlung
Aufstellung von Redoxgleichungen
Redox-Vermögen von Redox-Paaren
Bestimmung relativer Redoxpotentiale
Daniellsches Element, Galvanische Elemente, Halbzellen
Normal-Wasserstoff-Elektrode
Normalpotentiale
elektrochemische Spannungsreihe, edle, unedle Metalle
Nernstsche Gleichung
Normalpotential und Reaktionsrichtung
Redoxgleichgewichte
pH-abhängige Redoxsysteme
Heterogene Gleichgewichte
1. Gleichgewichte zwischen fester und flüssiger Phase
Löslichkeit, Löslichkeitsprodukt, "Löslichkeitstheorien"
Eigenschaften von Lösungen
Dampfdruckerniedrigung, Siedepunkterhöhung,
Gefrierpunkterniedrigung
Osmose, osmotischer Druck, Donnanscher osmotischer
Druck, Dialyse
2. Gleichgewichte zwischen zwei flüssigen Phasen
Nernstscher Verteilungssatz, Verteilungskoeffizient
hydrophile/-phobe; lipophile/-phobe Verbindungen
3. Verteilung eines Gases zwischen gasförmiger und
flüssiger Phase
Henry-Daltonsches Gesetz, Löslichkeitskoeffizient
4. Adsorption
Chemiesorption, physikalische Adsorption
5. Ionenaustauscher
Anionen-, Kationenaustauscher, Wasserentsalzung
6. Chromatographie
16
17
Reaktionskinetik (bei SN1/SN2 bringen)
Reaktionsgeschwindigkeit, Geschwindigkeitskonstante,
Reaktionsordnung, Reaktionsmolekularität
Reaktion erster Ordnung: Geschwindigkeitsgesetz,
Halbwertszeit
Arrhenius-Gleichung:
Aktivierungsenergie,
Frequenzfaktor,
Energieprofildiagramme
Katalysatoren
Mehrstufenreaktionen
Thermodynamik
Wärmetönung chemischer Reaktionen, Zustandsgrößen
Reaktionswärme: H, ∆H, ∆H°, exo-, endotherme
Reaktion
Standardbedingungen: ∆H°R = ∆H°Produkte - ∆H°Edukte
Standardbildungsenthalpie
Triebkraft chemischer Reaktionen
Entropie: S, ∆S, ∆S° ∆S°R = S°Produkte-S°Edukte
Deutung
Freie Enthalpie: G, ∆G, ∆G° ∆G°R = ∆G°Produkte ∆G°Edukte
Exergonische, endergonische Reaktionen
Gibbs-Helmholtz-Gleichung ∆G = ∆H - T∆S
Zusammenhang zwischen ∆G° und K: ∆G° = -nRTlnK
∆G° = -nF∆E° (EMK)
18
19
20
Organische Chemie
"Organische Chemie", Abgrenzung, Sonderstellung der
C-Verbindungen
Übersicht, Systematik der organischen Verbindungen,
homologe Reihen
Hybridisierung: sp3, sp2, sp
Kohlenwasserstoffe: Aliphatische, aromatische
Alkane: n-, iso-, Cyclo-, Nomenklatur verzweigter
Ketten
chemische Eigenschaften, radikalische
Substitution
Bicyclen, Polycyclen, Steroide
Konformation von C2H6, C6H12
Alkene: Beispiele, Nomenklatur, Isomerie
Diene:
konjugierte, isolierte, kumulierte
Doppelbindungen
Elektrophile Addition, Polymerisation
Alkine: Beispiele
Aromaten: Beispiele: Benzol, Naphthalin, Anthracen,
Phenantren, Azulen
Benzol: Mesomerie, Mesomerieenergie
Elektrophile Substitution, Bromierung, Nitrierung
Cyclisch konjugierte Kohlenwasserstoffe:
Cyclobutadien, Benzol, Cyclooctatetraen
π-MOs von Cyclobutadien und Benzol
Heterocyclen: Beispiele, Heteroaliphaten,
Heteroaromaten
Pyridin/Pyrrol: Mesomerieenergie, Basizität
Piperidin/Pyrrolidin: Basizität
21
22
23
24
25
Substituierte Kohlenwasserstoffe
wichtige funktionelle Gruppen und Verbindungsklassen
Halogenverbindungen
wichtige Beispiele, (physiologische) Eigenschaften,
Verwendung
Nukleophile Substitution: SN1, SN2
Alkohole, Phenole: Azidität, Oxidation
Thiole, Sulfide, Disulfide, Sulfonsäuren, Sulfonamide,
Sulfonate
Amine
Aldehyde und Ketone
Additions-Kondensationsreaktionen
Oxidations-Reduktions-Reaktionen
Reaktionen am α-C-Atom
Chinone, Hydrochinone, Chinhydron-Elektrode
Carbonsäuren
Seifen: Wirkung oberflächenaktiver Stoffe, Tenside
Carbonsäurederivate
Veresterung, Esterhydrolyse: sauer, alkalisch mit
Mechanismus
Säureanhydride, Acylhalogenide, Amide, Nitrile,
Harnstoff, Barbiturate
Polyfunktionelle Verbindungen (allgemein)
Beispiele: Hydroxycarbonsäuren, Aminosäuren, LactonBildung, Lactam-Bildung
Chiralität: Konstitution, Konformation, Konfiguration
Symmetrie und Chiralität, asymmetrisches C-Atom
Spiegelbildisomerie, Enantiomere, Diastereomere
Bezeichnung und bildliche Darstellung: D, L-, R, SSystem
Verbindungen mit mehreren *C
Enantiomere, Diastereomere, meso-Form
Zucker
Aldosen, Ketosen; Triosen, Tetrosen, Pentosen, Hexosen,
Heptosen; Furanosen, Pyranosen
Glucose, Fructose: α-, β-anomere Formen. Mutarotation
26
27
28
Chemische Reaktion von Zuckern, Beispiel Glucose
Oxidation, Reduktion, Acetylierung; techn. Synthese von
Vitamin C
Glycoside
Disaccharde: Saccharose, Maltose, Cellobiose, Lactose
Oligosaccharide: Cyclodextrine
Polysaccharide: Cellulose, Stärke (Amylose,
Amylopektin), Glykogen
Nucleoside, Nucleotide, Nucleinsäure
β-D-(2-Desoxy)Ribofuranose; Pyrimidin-, Purin-Basen
Nucleoside, Nucleotide, AMP, ADP, ATP
DNA, RNA: Struktur, Doppelhelix, genetischer Code
Aminosäuren, Peptide, Proteine
α-Aminosäuren, amphoterer Charakter, isoelektrischer
Punkt
Proteinogene Aminosäuren
Strecker-Synthese
Peptide, Peptidbindung, Merrifield-Synthese,
Polypeptide, Insulin
Proteine, Primär- u. Sekundärstruktur, α-Helix, βFaltblatt, globuläre Proteine
Chemie für Medinziner
Lehrbücher
Empfohlenes Lehrbuch:
A. Zeeck, S. Eick, B. Krone, K. Schröder,
Chemie für Mediziner,
3. Aufl., Urban & Schwarzenbach, München 1997,
DM 49,80.
Weitere Lehrbücher:
K. Beyermann,
Chemie für Mediziner,
7. Aufl., Thieme, Stuttgart 1993,
DM 29,80.
H.P. Latscha, H.A. Klein,
Chemie für Mediziner,
7. Aufl., Springer, Berlin 1991
DM 36,00.
H. Wachter, A. Hausen
Chemie für Mediziner,
7. Aufl., de Gruyter, Berlin 1996,
DM 48,00.
C.E. Mortimer,
Chemie,
Das Basiswissen der Chemie,
6. Aufl., Thieme, Stuttgart 1996,
DM 98,00 bzw. 148,00.
medlit
Starthilfe
S. Hauptmann
Starthilfe Chemie
2. Aufl.
B. G. Teubner, Stuttgart, 1998
112 Seiten, DM 19,80
Es wird empfohlen, dieses kleine Buch vor Semesterbeginn
vollständig durchzuarbeiten.
DefChem
Was ist C H E M I E ?
Naturwissenschaftliche Disziplin
befasst sich mit dem AUFBAU, den EIGENSCHAFTEN und den
UMWANDLUNGEN von MATERIE
(Materie: alles was Masse besitzt und Raum erfüllt)
einführung
Kurze Einführung in die Chemie
Sämtliche Stoffe sind aus einfachen Bausteinen, den Elementen, aufgebaut.
Die Elemente bestehen aus winzigen Teilchen, den Atomen. Die
Stoffvielfalt kommt durch das Bestreben der Atome verschiedener
Elemente, miteinander Verbindungen zu bilden, zustande.
Eines der leichteren Elemente, dasjenige mit der Nr. 6, ist Kohlenstoff, das
wichtigste Element der Organischen Chemie. In organischen
Verbindungen vereinigen sich Kohlenstoffatome über Kräfte, die man
chemische Bindungen nennt, mit anderen Atomen zu Molekülen. Diese
können ein, mehrere oder viele Kohlenstoffatome in Ketten oder Ringen
sowie andere Atome wie Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff, Schwefel und
Phosphor enthalten. Organische Moleküle besitzen vielfältige Strukturen
und Eigenschaften.
Es gibt mehr als 15 Millionen bekannte Kohlenstoffverbindungen. Die
Kenntnis ihrer Eigenschaften hat ihre Verwendung als Brennstoffe, Farbstoffe, Kosmetika, Pharmaka, Kunststoffe, Fasern u.v.a. ermöglicht.
Die Eigenschaften einer Verbindung resultieren aus der Struktur ihrer
Moleküle. Die Chemie erforscht diese Zusammenhänge. Auch das
Verständnis von Stoffumwandlungen hat einen hohen Stand erreicht, so
daß die Suche nach nützlichen neuen Materialien planmäßig erfolgen kann.
Dies ist einer der aufregendsten Aspekte der modernen chemischen
Forschung.
Die Kenntnis der Eigenschaften organischer Moleküle eröffnet einen
Zugang zum Studium von Lebensvorgängen. Ein lebender Organismus
besteht aus organischen Molekülen, Wasser und bestimmten
Mineralstoffen. Struktur und Funktion von Proteinen, Fetten, Zuckern,
Nucleinsäuren ("genetischen" Molekülen) u.a. bestimmen unsere Gestalt,
unsere Körperfunktionen und sogar unsere geistige Aktivität.
Inhalte der Vorlesung "Chemie für Mediziner"
WS 1999/2000
A
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Allgemeine und Anorganische Chemie
Atombau und chemische Bindung
Aggregatzustände und zwischenmolekulare Kräfte
Chemische Reaktionen und chemisches Gleichgewicht
Elektrolyte (Säuren, Basen, Salze)
Reduktion und Oxidation
Heterogene Gleichgewichte (Lösungen, Adsorption,
Chromatographie)
Reaktionskinetik und Thermodynamik
B
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
Organische Chemie
Kohlenwasserstoffe (Alkane, Alkene, Alkine, Aromaten)
Heterocyclen
Halogenverbindungen
Alkohole, Phenole, Thiole, Sulfide, Sulfonsäuren, Sulfonamide
Amine
Aldehyde, Ketone, Chinone
Carbonsäuren, Seifen, Carbonsäurederivate
Polyfunktionelle Verbindungen: Aminocarbonsäuren u.a.
Chiraler Molekülbau, Spiegelbildisomerie, Enantiomere
Zucker, Mono-, Di-, Polysaccharide
Glycoside, Nucleotide, Nucleinsäuren
Aminosäuren, Peptide, Proteine
Steroide, Alkaloide
isotope
Isotope
Beispiele
Name/
Zusammen-
Masse
Ordnungs- Symbol natürl.
Element
setzung
Wasserstoff
1p + 1e
1
1
1
H
99.99 %
Deuterium
1p + 1n + 1e
2
1
2
H=D
0.01 %
Tritium
1p + 2n + 1e
3
1
3
H=T
*)
Kohlenstoff-12 6p + 6n + 6e
12
6
12
C
98.9 %
Kohlenstoff-13 6p + 7n + 6e
12
6
13
C
1.1 %
Kohlenstoff-14 6p + 8n + 6e
12
6
14
C
*)
zahl
Häufigkeit
Chlor-35
17p + 18n + 17e 35
17
35
Cl
75 %
Chlor-37
17p + 20n + 17e 37
17
37
Cl
25 %
*) instabil = radioaktiv
Mittlere Atommasse (Beispiele)
Wasserstoff:
Kohlenstoff:
Chlor:
99.99 % 1H + 0.01 % 2H → 1.008H
98.1 % 12C + 1.1 % 13C → 12.01C
75 % 35Cl + 25 % 37Cl
→ 35.45Cl
(75 x 35 + 25 x 37)/100 = 35.45)
Bezugsmasse der relativen Atommassen: 1/12 12C
Nuklide
N-Z-Diagramm für die heute bekannten Nuklide
Die stabilen Kerne sind durch Punkte gekennzeichnet; für kleine Kerne gilt
nahezu N = Z, bei größeren Kernen N > Z.
N = Anzahl der Neutronen
Z = Anzahl der Protonen
N
160
150
140
α
130
120
110
100
90
80
Z= N
β-
70
60
50
β+, EC
40
30
20
10
0
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100 Z
elektr
Elektronenhülle der Atome
Orbitale: Gestalt, Energie
4 Quantenzahlen
n
Hauptquantenzahl
~ Energie des Orbitals
n = 1, 2, 3, 4, ...
l
Nebenquantenzahl ~ Gestalt des Orbitals
l = 0, 1, 2, ..., n-1
m
magnetische Quantenzahl ~ räumliche Orientierung des
Orbitals
m = -l, -l+1, ..., 0, ..., l-1, l
s
Spinquantenzahl
~ Drehimpuls des Elektrons
s = −1/2, +1/2
Die Elektronen eines Atoms müssen sich in mindestens einer
Quantenzahl unterscheiden.
Da s nur die Werte +1/2 und +1/2 annehmen darf, kann jedes
Orbital maximal zwei Elektronen aufnehmen.
Elektronenschalen und Atomorbitale
AOs
n = 1 K-Schale
l = 0 s-Orbital (kugelsymmetrisch)
m=0
s = -1/2 oder +1/2
Die K-Schale besteht aus
einem s-Orbital.
Sie kann maximal 2 Elektronen aufnehmen.
n = 2 L-Schale
l = 0 s-Orbital
m=0
s = -1/2, +1/2
oder l = 1 p-Orbitale (hantelförmig)
-1
0
+1
-1/2, +1/2 -1/2, +1/2 -1/2, +1/2
Die L-Schale besteht aus
einem s-Orbital und
drei p-Orbitalen.
Sie kann maximal 8 Elektronen aufnehmen.
n = 3 M-Schale
l=0
1
2 (d-Orbitale)
m=0
-1, 0,+1
-2,-1, 0,+1,+2
s = -1/2, +1/2 jeweils -1/2, +1/2
Die M-Schale besteht aus
einem s-Orbital (l = 0)
drei p-Orbitalen (l = 1) und
fünf d-Orbitalen (l = 2)
Sie kann max. 18 Elektronen aufnehmen.
n=4
N-Schale
Die M-Schale besteht aus
einem s-Orbital (l = 0)
drei p-Orbitalen (l = 1)
fünf d-Orbitalen (l = 2) und
sieben f-Orbitalen (l = 3)
Sie kann max. 32 Elektronen aufnehmen.
AOEnergie
Orbital-Energieniveaus der 1s- bis 8s-Elektronen
(nicht maßstabgetreu)
Energie
8s
7p
7s
6d
6p
5d
5p
4d
4p
3d
6s
5s
4s
5f
4f
3p
3s
2p
2s
1s
s-
p-
d-
f- Elektronen
IEAtome
Ionisierungsenergie der Atome
25
He
IE / eV
Ne
20
Ar
Kr
15
Xe
Rn
10
5
Li
Na
K
Rb
Fr
Cs
0
0
10
20
30
40
50
60
70
Ordnungszahl des Elements
80
90
100
110
EAAtome
Elektronenaffinität der Atome
0
B
0
-0.5
EA / eV
10
Al
20
Na
30
Rb 40
50
60
Ga
K
Li
-1
-1.5
-2
-2.5
-3
I
-3.5
F
Br
Cl
-4
Ordnungszahl des Elements
CH4MOs
Molekülorbitale des CH4-Moleküls
z
2
1
y
x
4
3
a1
t2x
t2y
t2z
Zwischenmol
Zwischenmolekulare Kräfte
Wichtig zur Beschreibung von Feststoffen, Flüssigkeiten, Lösungen, chemischen
Reaktionen, molekularer Erkennung, ...
Wechselwirkung zwischen verschiedenen, nicht kovalent mit einander verbundenen
Teilchen (Atomen, Ionen, Molekülen)
Teilchen
Ion−Ion
Ion−Dipol
Art der
Wechselwirkung
elektrostatisch
Coulomb-Gesetz
elektrostatisch
Kraft Beispiel
~1/r2
Na+Cl-
~1/r3
solvatisierte Ionen
wässrige KochsalzLösung
flüssiges Ammoniak
flüssiges/festes Edelgas
flüssiger/fester
Wasserstoff
Benzol
~1/r4
Dipol−Dipol elektrostatisch
6
Atom−Atom van der Waals-Kräfte ~1/r
Molekül−
Molekül
Titration
12
pH
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
0.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
1.2
Titrationsgrad
Titration von HCl mit NaOH
20 ml 0.1 N HCl verdünnt auf 200 mL
Maßlösung: 0.1 N NaOH
1.4
1.6
1.8
2.0
Ausgewählte funktionelle Gruppen
Funktionelle Gruppe Name
–
C
funktgr
Stoffklasse
Alkane (Paraffine)
H
C,C-Doppelbindung Alkene (Olefine)
C
C
C C
-Hal (F, Cl, Br, I)
C,C-Dreifachbindung Alkine
Halogen-
Fluor-, Chlor-, Brom-,
Iodkohlenwasserstoffe
-OH
Hydroxy-
Alkohole, Phenole
-OR
Alkoxy-
Ether
-SH
Thiol-
Thiole (Mercaptane)
-NH2
Amino-
Amine
-NO2
Nitro-
Nitroverbindungen, z.B. Nitromethan
Carbonyl-
Aldehyde, Ketone
Imino-
Imine
Carboxyl-
Carbonsäuren
Alkoxycarbonyl-
Ester
Carboxamid-
Amide
Nitril-
Nitrile (Cyanide)
C
O
C
NH
O
C
OH
O
C
OR
O
C
NH2
C N
konst
Konstitution, Konformation, Konfiguration
CH3
H
CH3
H3C
H3C
H
OH
H3C
CH3
a
CH3
H HO
OH
CH3
H
H
H
H
H3C
b
c
Konstitution (a), Konfiguration (b) und bevorzugte Konformation (c) von
(–)-Menthol
In vielen Fällen unterscheiden sich Konfigurationsisomere dadurch, daß sie sich wie Bild
und Spiegelbild verhalten, die nicht zur Deckung gebracht werden können; man
bezeichnet sie dann als Enantiomere. Voraussetzung für das Auftreten von Enantiomeren
ist das Vorliegen von Chiralität. Alle anderen Konfigurationsisomeren sind
Diastereomere, z. B. die bei Doppelbindungen oder an alicyclischen Ringen auftretenden
E/Z- oder cis-trans-Isomeren.
H5C 6
H
C
H5C 6
C
C
Br
H
(E )
Br
C
H
H
(Z )
Konfigurationsisomere von (2-Bromethenyl)-benzol (β-Bromstyrol)
enant
Enantiomere mit unterschiedlichen physiologischen Eigenschaften
S
R
O
O
H2N
HO
OH
O HNH
2
NH2
H NH2 O
Asparagin
bitter
süß
CH3
CH3
H3C
CH2
H2C
Limonen
Geruch nach Zitronen
CH3
Geruch nach Orangen
O
O
O
N
O
O
O
N
H
N
N
H
O
O
Contergan
extrem teratogen
nicht teratogen
oc2fp
Fischer-Projektion
CH=O
H
R
HO
S
●
CH=O
OH
H
OH
CH2OH
CH2OH
CH=O
CH=O
H
H
HO
CH2OH
CH2OH
D-Form
D(+)-Glycerinaldehyd
D = Dexter
L-Form
L(-)-Glycerinaldehyd
L = Laevus
D,L-System (E. Fischer 1891)
nur anwendbar auf Verbindungen des Typs R-CHX-R'
●
Waagerechte Striche: Bindungen zeigen nach vorn
Senkrechte Striche: Bindungen zeigen nach hinten
●
Die C-Kette wird senkrecht angeordnet
Das C-Atom mit der höchsten Oxidationsstufe steht oben
●
Die D,L-Kennzeichnung richtet sich nach dem untersten *C
●
Diastereoisomere werden i.d.R. mit Trivialnamen unterschieden
OC1-23
Konfigurations-Nomenklatur
R,S-System nach Cahn, Ingold, Prelog (CIP)
1) Die vier Substituenten am Asymmetriezentrum werden gemäß den Sequenzregeln
nach ihrem Rang geordnet.
a>b>c>d
2) Das Molekül wird von der Seite aus betrachtet, die dem Substituenten mit dem
niedrigsten Rang (d) abgewendet ist.
3) Entspricht die Reihenfolge der Substituenten a,b,c einer
Rechtsdrehung (Uhrzeigersinn), so erhält das Zentrum das Symbol R,
Linksdrehung (Gegenuhrzeigersinn), so erhält es das Symbol S.
R von lat. rectus = rechts
S von lat. sinister = links
a
d
a
c
b
S
c
d
b
R
polysacc
Polysaccharide
Cellobiose-Einheit
OH
CH 2OH
O
4
HO
O
HO
HO
O
CH 2OH
CH 2OH
O
OH
2
HO
1
2
1
O
4
OH
O
OH
HO
O
CH2OH
OH
n
Cellulose
ca. 5000 Glucose-Einheiten, β(1,4)-glucosidisch verknüpft
CH2OH
CH2OH
O
O
OH
OH
O
O
O
OH
HO
CH2OH
CH2OH
O
O
OH
5
4
OH
O
O
O
OH
OH
6 CH
2
O
O
1
OH
3
Amylopektin
CH2OH
2
OH
Amylose
OH
O
O
OH
Stärke/Glykogen
Die Glucose-Moleküle sind α(1,4)- und α(1,6)-glucosidisch verknüpft
Stärke
besteht aus ca. 80 % Amylopektin (ca. 1000 - 5000 Glucose-Einheiten) und
ca. 20 % Amylose (ca. 100 - 1400 Glucose-Einheiten)
Glykogen
entspricht strukturell dem Amylopektin, ist aber stärker verzweigt,
besteht aus bis zu 100.000 Glucose-Einheiten.
Inulin
(Polysaccharid)
CH2OH
O
OH
HO
HO
HOCH2
O
O
HO
CH2
OH
HOCH2
O
n
O
HO
OH
CH2OH
Inulin ist ein lineares Polyfructosan mit ca. 30–60 Fructose-Einheiten in β(2,1)glykosidischer Bindung, die in der furanosiden Form vorliegen. Wahrscheinlich wird die
Kette von Glucose (Gesamtanteil 2–3%) abgeschlossen.
Inulin findet sich allein oder zusammen mit Stärke als Reserve-Kohlenhydrat in
Dahlienknollen, Artischocken, Topinamburknollen, Zichorienwurzeln,
Löwenzahnwurzeln u. a.
Inulin wurde erstmals von Rose 1804 aus dem Rhizom von Inula helenium (Name!)
isoliert.
Mit Hilfe von Säuren oder Enzymen (Inulase) wird Inulin vollständig zu Fructose
abgebaut und kann zur Gewinnung von Fructose und zur Bereitung von Brot für
Zuckerkranke (Diabetikerbrot) sowie zur Nierenfunktionsprüfung verwendet werden.
nucs
Adenin
NH2
N
N
N
Guanin
O
N
Cytosin
NH2
NH
N
N
N
Uracil
O
NH
N
NH2
N
5'
HO
CH2
N
O
O
O
2'
3'
OH
OH
Ribonucleoside
Adenin
Guanin
NH2
N
N
N
N
Thymin
O
O
N
N
H3C
NH
N
NH
Cytosin
NH2
NH2
N
N
5'
HO
CH2
3'
N
O
O
2'
OH
Desoxyribonucleoside
O
medhiv2
Nucleosidanaloga in der AIDS-Therapie
O
N
HO
O
NH
N
N
Didanosin
NH2
N
O
N
CH2OH
O
S
Lamivudin
O
CH3
HN
O
HOH2C
O
N3
Zidovudin
N
Organische Verbindungen
Struktur
Name
-C-C-C-
Alkan
>C=C<
R-Hal
(R=F, Cl, Br,
I)
R-OH
Ar-OH
R-SH
R-S-R'
R-S-S-R
R-O-R'
R-NH2
R2NH
R3N
R4N+XR-NO2
R-SO3H
R-SO2-NH2
R-CHO
R2C=O
orgverb
Wichtige Eigenschaften und Reaktionen
radikalische Substitution z.B. mit Cl2 im Licht, Verbrennung zu H2O
und CO2
Alken
elektrophile Addition z.B. von Br2 zum Dibromalkan, katalyt.
Hydrierung, Polymerisation, cis-trans-Isomerie, isolierte, konjugierte,
kumulierte Doppelbindungen
Aromat
cyclische Konjugation, Mesomerie, (4n+2)π-Elektronen, elektrophile
Substitution z.B. Nitrierung, ortho-, meta-, para-disubstituierte
Benzolderivate
Halogenalkan
nucleophile Substitution SN1, SN2
(Alkylhalogenid) Eliminierung von H-Hal mit Base
Alkohol
Etherbildung, Veresterung, Eliminierung von H2O,
Oxidation:
prim. R-OH → Aldehyd → Carbonsäure
sek. R-OH → Keton
tert. R-OH wird nicht oxidiert
Phenol (aromati- schwache Säure
scher Alkohol)
Mercaptan, Thiol Oxidation zum Disulfid
Sulfid, Thioether Hydrolyse zu R-OH + HSR'
Disulfid
Reduktion zum Thiol
Ether, Äther
R≠R' gemischter Ether
prim. Amin
Diazotierung, Desaminierung bzw. Azokupplung
sek. " (schwache Nitrosierung zum Nitrosamin R2N-NO
tert. "
Basen)
quart.
instabil gegen Alkali
Ammoniumverbindung
Nitroverbindung Reduktion zum primären Amin
Sulfonsäure
starke organ. Säure, Salz = Sulfonat, Veresterung
Sulfonamid
Aldehyd
Oxidation zur Carbonsäure
Carbonyl-Reaktionen, Aldoladdition, -kondensation
Keton
Reaktionen von Carbonylverbindungen s.u.
Chinon
Reduktion zum Hydrochinon
R-COOH
Carbonsäure
R-COOR'
Carbonsäureester
Salzbildung mit starken Basen → Carboxylat-Ion, Veresterung mit
Alkoholen
Esterhydrolyse:
sauer = katalyt. Reaktion
alkalisch = Verseifung
Struktur
Name
CH2-OCOR
CH-OCOR'
CH2-OCOR''
Fett =
Verseifung
Fettsäureglycerinester
R-CO
Carbonsäureanhydrid
O
R-CO
Acylchlorid
R-COCl
R-CONH2
R-C≡N
R-COOH
R mit OH
R-COOH
R mit NH2
Wichtige Eigenschaften und Reaktionen
Hydrolyse zu 2 R-COOH
Acylierungsmittel:
+ ROH → Ester
+ R-NH2 → Amid
Hydrolyse zu R-COOH + HCl
Carbonsäureamid Hydrolyse zu RCOOH + NH3
Nitril
Hydrolyse zu RCOOH + NH3
Hydroxycarbon- innere Veresterung zum Lacton:
säure
Aminocarbonsäure innere Amidbildung zum Lactam:
R-*CH-COOH α-Aminosäure
NH2
Cn(H2O)n
Kohlenhydrate,
Zucker
R-N2⊕
aliphat.
Diazoniumion
Ar-N2⊕
aromat.
Diazoniumion
R-N=N-R
Azoverbindung
Ampholyt, Elektrophorese, isoelektr. Punkt,
natürl. vorkommende:
zumeist L-Konfig. an *C, Chiralität, Bildung
von Peptiden u. Proteinen
mit -CHO: Aldose, mit >C=O: Ketose
Bildung von Halbacetal bzw. -ketal
Bildung von Glykosiden, Di-, Tri-,
Polysacchariden
____> R⊕ Carbeniumion _____> ROH
-N2
+H2O
Azokupplung mit aromat. Aminen und
Phenolen zu
Azoverbindungen
mit R = Aryl: Farbstoffe
Reaktionen von Aldehyden und Ketonen
R-CHO + R'OH → R-CH-OH
OR'
R
R
R'OH
OR'
Halbacetal _________> R-CH
-H2O
OR'
OH
R''OH
R
_________
C=O + R''OH →
C
Halbketal
>
R'
R' OR''
-H2O
R'
R
R
_________
C=O + H2N-R''
C=N-R''
Imin
>
R'
-H2O
R'
R
R
C=O + H2NNOH ______>
C=N-OH
Oxim
R'
-H2O
R'
R
Acetal
OR''
C
Ketal
OR''
R
C=O + H2N-NHR''
______>
C=N-NHR''
Hydrazon
R'
-H2O
R'
_____________________________________________________________________________________
NOMENKLATUR ORGANISCHER VERBINDUNGEN
Funktionelle
Gruppe
-Hal
-OH
-OR
-SH
-SR
-S-S-R
-SO3H
-NH2
-NO2
>CO
>C=NR
-COOH
-CO-OR
-CO-SR
-CO-NR2
-C≡N
Verbindungsklasse
HalogenHydroxyAlkoxyThiol-
SulfoAminoNitroCarbonylIminoCarboxyAlkoxycarbonylAminocarbonylCyan-, Nitril-
Halogenkohlenwasserstoffe
Alkohole, Phenole
Ether
Thiole, Mercaptane
Sulfide, Thioether
Disulfide
Sulfonsäuren
Amine
Nitroverbindungen
Aldehyde, Ketone
Imine, Schiffsche Basen
Carbonsäuren
Carbonsäureester
Thioester
Amide
Nitrile
Präfixe für Substituenten und Atomgruppen
Gruppe
CH3-CH2CH3-CH2CH3-CH2CH2(CH3)2CH(CH3)3CH-
Name
MethylMethylenEthyln-Propyl-, (1Propyl)Isopropyl-, (2Propyl)tert.Butyl-
Gruppe
C6H5-CH2R-COz.B. H-COCH3-COC6H5-COR-CH-CONH2
Cyclohexyl=
C6H11Phenyl=
C6H5-
Name
BenzylAcylFormyl
AcetylBenzoylα-Aminoacyl-