1
Chemia ogólna z elementami chemii
fizycznej
Zakład Biochemii Kwasów
Nukleinowych
Prof. dr hab. Leszek Szmigiero
Ć
wiczenia
ul. Kopci
ń
skiego 20
2
Warunki dopuszczenia do egzaminu
1. Obecno
ść
na 6 na zaj
ę
ciach laboratoryjnych.
2. Udział we wszystkich sprawdzianach pisemnych
przeprowadzanych na zaj
ę
ciach laboratoryjnych.
Studenci, którzy b
ę
d
ą
obecni na wszystkich 8-ciu
zaj
ę
ciach mog
ą
zrezygnowa
ć
z jednej oceny za
wyj
ą
tkiem oceny ze sprawdzianu rachunkowego,
który jest obowi
ą
zkowy.
3. Uzyskanie
ś
redniej oceny ze wszystkich
sprawdzianów powy
ż
ej 2,5.
2
3
Egzamin i ocena ko
ń
cowa
Egzamin ma form
ę
testu (40 pyta
ń
).
Ocena ko
ń
cowa wyliczona jest wg poni
ż
szego
wzoru:
Ś
rednia = (S + 2L + 2R +5T) / liczba ocen
S - suma ocen ze sprawdzianów pisemnych i odpowiedzi
ustnych;
L - ocena za wykonanie laboratoryjnych zada
ń
kontrolnych;
T - ocena ze sprawdzianu testowego.
4
Podr
ę
czniki
1. Chemia medyczna pod redakcj
ą
Iwony
Ż
ak
2. Chemia ogólna z elementami
biochemii. Teresa K
ę
dryna
3. Krótkie wykłady – chemia dla biologów.
Fisher J., Arnold J.
(Najlepszy podr
ę
cznik)
3
5
Podr
ę
czniki c.d.
4. Chemia ogólna z elementami chemii
fizycznej. L.Szmigiero, K.Studzian,
E.Ciesielska. Dost
ę
pny na stronie
Wydziału w zakładce e-learning w
katalogu SKRYPTY. Konieczne jest
uzyskanie hasła do zalogowania wg
wskazówek znajduj
ą
cych si
ę
w katalogu
SKRYPTY.
6
Wi
ą
zania chemiczne
• Uło
ż
enie elektronów w atomie
• Wi
ą
zanie kowalencyjne
• Wi
ą
zanie jonowe
• Wi
ą
zanie koordynacyjne
4
7
Orbital atomowy – funkcja falowa okre
ś
laj
ą
ca
stan elektronu (energia, p
ę
d, lokalizacja) w polu
elektrycznym j
ą
dra atomowego.
Orbital – przestrze
ń
w pobli
ż
u j
ą
dra atomowego,
gdzie prawdopodobie
ń
stwo znalezienia si
ę
elektronu jest wysokie np. 90%.
Orbital cz
ą
steczkowy – poj
ę
cie identyczne z
powy
ż
szym, ale w odniesieniu do cz
ą
steczki .
8
5
9
10
Model atomu berylu przedstawiaj
ą
cy „przekrój
poprzeczny” rozkładu g
ę
sto
ś
ci elektronowej.
6
11
Elektronowa teoria wi
ą
za
ń
chemicznych
Lewisa i Kossela
1. Podstaw
ą
wi
ą
za
ń
mi
ę
dzy atomami s
ą
oddziaływania
elektrostatyczne mi
ę
dzy elektronami walencyjnymi a
j
ą
drami wi
ążą
cych si
ę
atomów.
2. Wi
ążą
ce si
ę
atomy mog
ą
korzysta
ć
wspólnie z par
elektronowych znajduj
ą
cych si
ę
pomi
ę
dzy nimi.
3. Je
ż
eli ka
ż
dy z atomów daje do wspólnej pary
elektronów po jednym elektronie powstaje wi
ą
zanie
zwane kowalencyjnym.
12
4. Je
ż
eli para elektronowa pochodzi od jednego atomu
powstaje wi
ą
zanie zwane koordynacyjnym lub
donatorowym.
5. Jeden z wi
ążą
cych si
ę
atomów mo
ż
e przekaza
ć
elek-
tron(y) drugiemu atomowi, co prowadzi do powstania
jonów i wytworzenia silnych sił przyci
ą
gania mi
ę
dzy
nimi zwanych wi
ą
zaniem jonowym.
6. W wyniku utworzenia wi
ą
za
ń
atomy uzyskuj
ą
konfigu-
racj
ę
elektronow
ą
najbli
ż
szego gazu szlachetnego.
7
13
para wiążąca
pary niewiążące
F
F
F
F
F
F
F
F
14
Na + Cl Na + Cl
N
H
H
H
+ H
N
H
H
H
H
8
15
16
9
17
18
10
19
N
H
R
H
H
O
H
H
H
S
HO
OH
O
O
Cl
OH
O
O
O
20
Polarno
ść
wi
ą
za
ń
J
ą
dra atomowe ró
ż
nych pierwiastków oddziałuj
ą
na swoje
elektrony walencyjne oraz uwspólnione pary elektronowe z
ró
ż
n
ą
sił
ą
zgodn
ą
z prawem Coulomba.
1. Elektroujemno
ść
,
χ
, jest empiryczn
ą
miar
ą
tendencji
atomów w cz
ą
steczce do przyci
ą
gania elektronów.
2. Elektroujemno
ść
jest zdolno
ś
ci
ą
atomów w cz
ą
steczce do
przyci
ą
gania elektronów walencyjnych.
Je
ż
eli wi
ą
zanie kowalencyjne powstało pomi
ę
dzy atomami o
ró
ż
nej elektroujemno
ś
ci, wspólna para elektronowa jest
przesuni
ę
ta w stron
ę
atomu o wy
ż
szej elektroujemno
ś
ci.
11
21
Takie wi
ą
zanie nazywamy polarnym.
δ
+
δ
-
H Cl H Cl
K < Na < Ca < Mg < H < C = S < N = Cl < O < F
elektroujemno
ść
Je
ż
eli ró
ż
nica elektroujemno
ś
ci wg skali Paulinga wynosi
nie mniej ni
ż
1,7 przyjmujemy,
ż
e powstaje wi
ą
zanie
jonowe.
22
Orbitalowa koncepcja wi
ą
za
ń
chemicznych
1. Wi
ą
zania chemiczne s
ą
orbitalami cz
ą
steczko-
wymi, w których znajduj
ą
si
ę
uwspólnione
elektrony.
2. Orbitale cz
ą
steczkowe (molekularne) powstaj
ą
w wyniku nakładania si
ę
orbitali atomowych.
3. Liczba orbitali molekularnych jest sum
ą
liczby
orbitali atomowych.
12
23
3. Nakładanie si
ę
orbitali atomowych prowadzi do
powstania orbitali wi
ążą
cych lub antywi
ążą
cych.
4. Liczba wi
ą
za
ń
mi
ę
dzy atomami jest ró
ż
nic
ą
mi
ę
dzy liczb
ą
orbitali wi
ążą
cych i liczb
ą
orbitali
niewi
ąż
acych.
5. Je
ż
eli ró
ż
nica ta (rz
ą
d wi
ą
zania) wynosi 0, to
cz
ą
steczka nie mo
ż
e istnie
ć
.
6. Przy zapełnianiu orbitali cz
ą
steczkowych
obowi
ą
zuje zakaz Pauliego i reguła Hunda.
24
Typy orbitali cz
ą
steczkowych
Istniej
ą
trzy typy orbitali wi
ążą
cych:
σ
,
π
i
δ
oraz
antywi
ążą
cych:
σ
∗
,
π
∗
i
δ
∗
.
Orbitale
σ
i
σ
∗
powstaj
ą
w wyniku nakładania si
ę
orbitali atomowych s + s’, s + p lub p
z
+ p
z
’.
Znaczek „prim” oznacza orbital drugiego atomu.
Orbitale
π
i
π
* powstaj
ą
w wyniku nakładania si
ę
orbitali atomowych p
x
+ p
x
’ lub p
y
+ p
y
’.
Orbitale typu
δ
– nie obowi
ą
zuj
ą
.
13
25
Powstawanie orbitalu cz
ą
steczkowego
σ
s
w wyniku
dodatniego nakładania si
ę
orbitali typu s
orbital wi
ążą
cy
σ
s
lub
σ
1
+
+
-
-
lub
Jeżeli znaki orbitali są zgodne powstaje orbital wiążący.
+
+
oś międzyjądrowa
26
Powstawanie orbitalu cz
ą
steczkowego
σ
w wyniku
ujemnego nakładania si
ę
orbitali typu s
orbital antywi
ążą
cy
σ
lub
σ
2
+
-
Jeżeli znaki orbitali są przeciwne powstaje orbital antywiążący.
*
*
+
-
płaszczyzna węzłowa rozdzielająca orbitale
14
27
Powstawanie orbitalu cz
ą
steczkowego
σ
p
w wyniku
dodatniego nakładania si
ę
orbitali typu p
z
orbital wi
ążą
cy
σ
p
lub
σ
3
+
+
-
-
lub
Jeżeli znaki orbitali są zgodne powstaje orbital wiążący.
+
+
+
+
-
-
-
-
28
Powstawanie orbitalu cz
ą
steczkowego
σ
w wyniku
dodatniego nakładania si
ę
orbitali typu s i p
orbital wi
ążą
cy
σ
+
+
-
lub
Jeżeli znaki orbitali są zgodne powstaje orbital wiążący.
+
+
+
-
-
-
15
29
Powstawanie orbitalu cz
ą
steczkowego
σ
w wyniku
ujemnego nakładania si
ę
orbitali typu s i p
orbital antywi
ążą
cy
σ
+
+
-
lub
+
+
+
-
-
-
*
*
Jeżeli znaki orbitali nie są zgodne powstaje orbital antywiążacy
+
30
16
31
Powstawanie orbitalu cz
ą
steczkowego
π
x
lub
π
y
w wyniku ujemnego nakładania si
ę
orbitali typu p
orbital antywi
ążą
cy
π
x
lub
π
y
(
π
2
)
+
-
Jeżeli znaki orbitali nie są zgodne powstaje orbital antywiążący.
+
-
+
-
*
*
+
-
*
*
32
σ
s
σ
s
*
σ
p
π
x
lub
π
y
π
x
lub
π
y
*
*
σ
p
*
E
Schemat energii orbitali cz
ą
steczkowych
σ
1
σ
2
σ
3
σ
4
π
1
π
2
17
33
σ
s
σ
s
*
σ
p
π
x
lub
π
y
π
x
lub
π
y
*
*
E
Orbitale cz
ą
steczkowe O
2
σ
1
σ
2
σ
3
π
1
π
2
O O
34
W cz
ą
steczce tlenu s
ą
cztery orbitale wi
ążą
ce i dwa
antywi
ążą
ce. Czyli rz
ą
d wi
ą
zania wynosi 4 - 2 = 2.
S
ą
wi
ę
c dwa wi
ą
zania, jedno
σ
p
i jedno
π
x
.
W orbitalach antywi
ąż
acych
π
x
* i
π
y
* zlokalizowane
s
ą
dwa niesparowane elektrony.
S
ą
one powodem znacznej reaktywno
ś
ci tlenu i
wła
ś
ciwo
ś
ci paramagnetycznych.
18
35
Wi
ą
zanie metaliczne
Atomy metali w stanie stałym tworz
ą
przestrzenn
ą
sie
ć
krystaliczn
ą
.
W w
ę
złach sieci umieszczone s
ą
jony metalu, a w
przestrzeni wokół w
ę
złów rozmieszczone s
ą
elektrony.
Ten typ uło
ż
enia atomów i ich powi
ą
zania przez elektrony
nazywamy wi
ą
zaniem metalicznym.
Komórka
elementarna
ż
elaza
36
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Wi
ą
zanie metaliczne
19
37
Według elektronowej teorii metali, w przypadku
litowców elektrony maj
ą
tak du
żą
swobod
ę
,
ż
e ich
oddziaływanie z dodatnimi rdzeniami jest wr
ę
cz
pomijane. Dlatego cez mo
ż
e traci
ć
elektrony pod
wpływem bardzo słabych bod
ź
ców np.
ś
wiatła, co
jest wykorzystywane w produkcji fotodiod. W
innych metalach i w stopach własno
ś
ci metali s
ą
tłumaczone przez pasmow
ą
teori
ę
ciała stałego.
38
.
Opiera si
ę
ona na zało
ż
eniu,
ż
e w kryształach ciała stałego
np. metalu istniej
ą
rozmyte poziomy energetyczne
elektronów (pasma dozwolone), rozdzielone przez przerwy
energetyczne (pasma wzbronione). Pasma te powstaj
ą
w
wyniku rozszczepienia poziomów energetycznych wolnych
atomów, gdy te zbli
żą
si
ę
do siebie na bardzo niewielk
ą
odległo
ść
w trakcie powstawania kryształu. Pasmo o
najwy
ż
szej energii jest pasmem przewodnictwa i jest ono
puste lub prawie puste. Poni
ż
ej pasma przewodnictwa
znajduje si
ę
pasmo walencyjne i mo
ż
e by
ć
ono całkowicie
lub tylko cz
ęś
ciowo zapełnione elektronami.
20
39
W pasmie niezapełnionym mo
ż
e dochodzi
ć
pod wpływem
pola elektrycznego do przeniesienia elektronu do
s
ą
siedniego poziomu energetycznego i tym samym do
przepływu pr
ą
du elektrycznego. Poszczególne substancje
ró
ż
ni
ą
si
ę
stopniem zapełnienia pasma walencyjnego i jego
poło
ż
eniem wzgl
ę
dem pasma przewodnictwa. W metalach
pasmo przewodnictwa cz
ęś
ciowo nakłada si
ę
na pasmo
walencyjne, st
ą
d metale znakomicie przewodz
ą
pr
ą
d
elektryczny.
40
W dielektrykach, które pr
ą
du nie przewodz
ą
pasmo
walencyjne jest całkowicie zapełnione i oddzielone od
pasma przewodnictwa przerw
ą
energetyczn
ą
wi
ę
ksz
ą
od
3 eV. Po
ś
redni
ą
grup
ę
mi
ę
dzy metalami i dielektrykami
stanowi
ą
półprzewodniki, które posiadaj
ą
w
ą
ska przerw
ę
energetyczn
ą
(poni
ż
ej 3 eV) i pewna liczba elektronów z
pasma walencyjnego mo
ż
e przechodzi
ć
do pasma
przewodnictwa ju
ż
w temperaturze pokojowej. Przej
ś
cie to
zachodzi łatwiej w wy
ż
szych temperaturach i z tego
powodu przewodnictwo półprzewodników ro
ś
nie wraz ze
wzrostem temperatury.
21
41
a – odległo
ść
mi
ę
dzy atomami w krysztale
42
Rodzaj wi
ą
za
ń
oraz ich orientacja przestrzenna maj
ą
wpływ na wła
ś
ciwo
ś
ci cz
ą
steczek takie jak: temperatura,
topnienia i temperatura wrzenia.
Zwi
ą
zki jonowe (sole i wodorotlenki) charakteryzuj
ą
si
ę
wysok
ą
temperatur
ą
topnienia i w warunkach
temperatury pokojowej s
ą
ciałami stałymi o budowie
krystalicznej. Kryształy te s
ą
twarde lecz kruche.
Metale za wyj
ą
tkiem Hg s
ą
ciałami stałymi o ró
ż
nym
stopniu twardo
ś
ci. S
ą
plastyczne, maj
ą
niewielk
ą
krucho
ść
.
22
43
Zwi
ą
zki kowalencyjne maj
ą
znacznie ni
ż
sze temperatury
topnienia od zwi
ą
zków jonowych. Je
ż
eli maj
ą
nisk
ą
mas
ę
molow
ą
, to w temperaturze pokojowej s
ą
gazami
lub cieczami.
Zwi
ą
zki kowalencyjne o wysokiej masie molowej s
ą
ciałami stałymi. Mog
ą
by
ć
mi
ę
kkie i plastyczne, ale
mog
ą
by
ć
równie
ż
kruche i twarde.
44
Obecno
ść
w cz
ą
steczce wi
ą
za
ń
spolaryzowanych pod-
wy
ż
sza temperatur
ę
topnienia i wrzenia pod warunkiem,
ż
e orientacja przestrzenna wi
ą
za
ń
umo
ż
liwia budow
ę
dipolow
ą
cz
ą
steczki.
δ
+
C
O
O
δ
-
δ
-
δ
+
δ
+
C
O
δ
-
CO, cz
ą
steczka
polarna
CO
2
, cz
ą
steczka
apolarna
µ
> 0
µ
= 0
23
45
O
H
H
δ
+
δ
+
δ−
O
H
H
δ
+
δ
+
δ−
Gdyby woda miała budow
ę
liniow
ą
nie byłaby dipolem.
46
Utlenianie i redukcja – podstawowe definicje
Stopie
ń
utlenienia jest to umowny ładunek, który dany
atom uzyskałby, gdyby wszystkie wi
ą
zania, które tworzy
miały charakter jonowy.
Utlenianie – reakcja w wyniku której ro
ś
nie stopie
ń
utlenienia.
Redukcja – reakcja w czasie której maleje stopie
ń
utlenienia.
W reakcjach biochemicznych utlenianie jest cz
ę
sto
odwodorowaniem lub wbudowaniem tlenu do cz
ą
steczki, a
redukcja jest odł
ą
czeniem tlenu lub przył
ą
czeniem wodoru.
24
47
C
H
C
H
H
O
OH
-1
-1
-1
0 0
+1
+1
+1
+1
-2
-2
+2
+1
Stopie
ń
utlenienia atomu C grupy karboksylowej +3.
Stopie
ń
utlenienia atomu C grupy metylowej -3.
48
Reaktywne formy tlenu (RFT)
Komórki organizmów aerobowych uzyskuj
ą
energi
ę
poprzez redukcj
ę
tlenu atmosferycznego (utlenianie
zwi
ą
zków organicznych). Ko
ń
cowym produktem jest
woda.
O
2
+ 4H 2H
2
O
Dawcami atomów wodoru s
ą
składniki po
ż
ywienia takie
jak cukry, tłuszcze, białka oraz inne zwiazki organiczne
zawieraj
ą
ce wodór.
25
49
Równanie sumaryczne wydaje si
ę
bardzo proste, lecz w
rzeczywisto
ś
ci jest to wieloetapowy proces z udziałem
wielu enzymów.
W trakcie utleniania biologicznego powstaj
ą
bardzo
aktywne produkty po
ś
rednie o wysokim potencjale
oksydacyjno-redukcyjnym.
Zwi
ą
zki te nazywamy Reaktywnymi Formami Tlenu
(RFT) i maj
ą
one du
ż
e znaczenie biologiczne.
Znanych jest około 30 RFT, które mog
ą
by
ć
cz
ą
stecz-
kami lub rodnikami.
50
O
2
anionorodnik ponadtlenkowy
H
2
O
2
nadtlenek wodoru
OCl anion podchlorynowy
OH rodnik hydroksylowy
26
51
Anionorodnik ponadtlenkowy O
2
_
jest wolnym
rodnikiem produkowanym jako produkt uboczny
(głównie w mitochondriach) w trakcie redukcji tlenu,
która zachodzi w procesie zwanym „ła
ń
cuchem
oddechowym
Około 1-2% całkowitej konsumpcji tlenu zu
ż
ywanej jest
do produkcji anionorodnika ponadtlenkowego.
.
O O
O O
Wzory Lewisa tlenu i anionorodnika ponadtlenkowego
52
Nadtlenek wodoru, H
2
O
2
jest cz
ą
steczk
ą
produkowa-
n
ą
w komórkach w wyniku przekształcenia (dysmu-
tacji) anionorodnika ponadtlenkowego.
Termin dysmutcja oznacza,
ż
e dwa rodniki ponad-
tlenkowe reaguj
ą
ze sob
ą
daj
ą
c nowy zwi
ą
zek.
Reakcja ta jest katalizowana przez enzym dysmutaz
ę
ponadtlenkow
ą
.
O O H
H
O
2
+ O
2
+ 2H H
2
O
2
+ O
2
27
53
Anion podchlorynowy OCl
_
jest produkowany przez
komórki fagocytarne (neutrofile i makrofagi) jako produkt
utlenienia jonu chlorkowego przez H
2
O
2
.
Reakcja jest katalizowana mieloperoksydaz
ę
.
Podchloryn jest nasz
ą
„broni
ą
chemiczn
ą
” stosowan
ą
przez fagocyty do zabijania wchłoni
ę
tych mikroorga-
nizmów.
Cl + H
2
O
2
HOCl + OH
HOCl H + OCl
54
Rodnik hydroksylowy, OH jest produktem redukcji
H
2
O
2
przez niektóre jony metali. Najwa
ż
niejsz
ą
reakcj
ą
tego typu jest „reakcja Fentona”, w której
reduktorem jest jon Fe
2+
.
.
Fe
2
+ H
2
O
2
Fe
3
+ OH + OH
O H
O H
rodnik anion
hydroksylowy
wodorotlenowy
28
55
Rodnik hydroksylowy jest bardzo niestabilny i dlatego
silnie reaktywny. Reaguje on natychmiast z wieloma
składnikami komórkowymi jak DNA, RNA, białka lipidy.
Odrywa od nich atomy wodoru i przekształca w rodniki,
które mog
ą
reagowa
ć
z nast
ę
pnymi zwi
ą
zkami obec-
nymi w komórkach. Prowadzi to do powstawania wielu
uszkodze
ń
oksydacyjnych.
Dlatego nadmierna produkcja rodnika hydroksylowego
jest dla komórki niebezpieczna.