FA-BA 102 Aantekeningen Chemie HC1-6 PDF

Preview

Summary

Download FA-BA 102 Aantekeningen Chemie HC1-6 PDF

Description

FA-BA 102 Chemie van geneesmiddelen Hoorcollege 1 1.1Atoom- en molecuulbouw Sommige α-deeltjes (helium kernen) werden afgebogen en anderen gingen dwars door een metaalfolie.  atomen bevatten dus positieve lading in de kern (= massa). Elektronenwolk omheen (=atoomvolume). Redenen voor beperktheid frequenties licht van water ; -

Licht (elektromagnetische straling) = hv (Constante van planck * frequentie vh licht) (Ef = h * f) = energiekwantum Als elektronen van aangeslagen toestand naar grondtoestand verkeren, komt daar energie bij vrij, omgezet in uitgezonden licht. ∆E = energieverschil. Correspondeert met frequentie uitgezonden licht. (∆E = hv).

Bohr = K.L,M Elektronen naast deeltjes- ook golfkarakter  bevatten een golffunctie  gebieden rondom de kern waarin elektronen met een waarschijnlijkheid (kans) kan aantreffen = orbitalen = fundering van covalente binding. Orbitalen -

s vorm = bolvormig, p = halter-vormig, d = ingewikkelde vorm ongevuld met elektronen (1e/2e rij) Knoop(vlak) (Node/nodal plane) = waarschijnlijkheidsgebied van een elektron gelijk aan 0. (bij p-orbitalen)

Hoe hogere de energie, hoe verder de elektron van de kern af zit. t/m Neon meest relevant, (m.u.v. S, P, Br, I). Aantal elektronen = atoomnummer Opvullen van orbitalen met elektronen (Aufbau principe)  niet meer dan 2 elektronen in 1 orbitaal. Pauli exclusion principle (Pauli principe)  2 elektronen in 1 orbitaal tegenstelde spin (antiparallele/opposite)  ene elektron gaat rechtsom, andere linksom (aangegeven met pijltjes). Regel van Hund : bij elk energieniveau, dus eerst 2 elektronen in 1s, daarna 2 elektronen in 2s, wordt elk orbitaal bezet door 1 elektron  vermijding antiparallele spins. Zuurstof : 1s2 2s2 2p4 (energieniveau 1, in de vorm s. bevat 2 elektronen (antiparallel)  2 parallele elektronen + 1 antiparallele elektronen. Alle energieniveau 1s, 2s, en 3p = 8 elektronen (octet) Bindingen tussen atomen Ionogene binding

Moleculen met ionogene binding = zout.  hoog smelt/kookpunt door de sterke elektrostatische interacties tussen de tegengestelde geladen ionen.  goed oplosbaar in water doordat watermoleculen de geladen deeltjes kunnen omringen (hydrateren) Covalente binding Binding berust op deling van elektronenpaar ; -

‘eerlijk delen’ niet polair covalent X : X ‘oneerlijk delen’: polair covalent Xδ+ : Yδ−

Polariteit berust op verschil in elektronegativiteit (aantrekkingskracht van elektronen op de (atoom)kern). Verschil elektronegativiteit < 0,4 = (niet polair) covalente binding

>0,4 < 1,6 = polair covalente binding (water)

}

Ionogene moleculen

lossen goed op in polair covalente moleculen (zout in water) > 1,6 = ionogeen Sterkte triple bond > dubbele binding > single bond. Buitenste schil (valentie schil) van de elektronen wolk is betrokken bij bindingen. Octetregel = atoom maximaal 8 elektronen omringd kan worden. Uitzonderingen : Water = 2, vanaf 3 e rij zijn er uitzonderingen. Minder dan 8 e.  stabiliteit vh molecuul verminderd. Lewisstructuren = https://www.youtube.com/watch?v=v0BWyb9Mgtg&t=5s Edelgasconfiguratie = elke atoom heeft 8 elektronen, m.u.v. waterstof  valentie is de daadwerkelijke buitenschil.  verschil hiertussen = aantal gedeelde elektronen(paren) + valentie = totaal aantal streepjes (x2) Dipoolmoment : µ = e * d, µ in Debye (D),e = grootte van de partiële lading, d = afstand tussen de 2 ladingen. Een ‘recht’ molecuul zoals CO2  O=C=O heeft geen dipoolmoment, want er is geen vector. Denk hierbij dat niet bindende elektronenparen ook aan het molecuul vastzitten zoals bij water. ------------------- Het dipoolmoment hangt af van de vorm van het molecuul en omgekeerd zegt het Dipoolmoment zegt iets over de vorm van het molecuul, want als er een intern spiegelvlak kan worden geplaatst binnen een molecuul heft de dipooleffecten op. Zoals bij CO2 als je een spiegel er midden in legt dan zijn beide kanten hetzelfde. + bij resonantie is er uitsmering van de negatieve lading —> geen dipool.

Covalente binding = 2 orbitalen van 2 atomen overlappen  ‘molecular orbital’ bevat een lager energieniveau dan oorspr. Bevindt zich tussen de 2 positief geladen kernen. De twee elektronen van de afzonderlijke waterstofatomen beide in de bindende orbitaal gaan zitten en dat de antibindende orbitaal leeg blijft. Het systeem als geheel wordt dus stabieler. Één dubbele binding = dieen, meerdere = polyeen. Geïsoleerde dubbele bindingen (..C-C-C=C-C-C..) = dubbele binding gescheiden door 2+ enkele bindingen. Geconjugeerde dubbele bindingen (..C-C=C-C..) = dubbel binding gescheden door 1 enkele binding.  energetisch gunstig, want in lineaire systemen kunnen p-orbitalen van naburige dubbele bindingen overlappen. Veel geconjugeerde  gekleurde verbindingen. Gecumuleerde dubbele bindingen (C=C=C) = dubbele bindingen meteen aan elkaar (alleen = molecuul die zo’n ^ eenheid bevat). Stijging geconjugeerde dubbele bindingen —> minder energie nodig om elektron van ground state —> excited te krijgen. Alleen een Sp3 tussenatoom verbreekt het geconjugeerde systeem. Sp2/Sp (drie)dubbele bindingen afwisselend kan wel. De energie van een lichtfoton wordt geabsorbeerd door elektronen. Minder energie = absorptie grotere golflengte. Waarneming van de kleur = de golflengte dat niet geabsorbeerd is. Dus: absorptie bij 400-430 nm: geel; 490-560 nm: rood; 580-620 nm: blauw. Het zichtbare deel vh spectrum = 400 nm (violet)- 800 nm (rood). wortels (λmax = 455 nm). Spectrofotometer = meet hoe goed een verbinding welke golflengte het absorbeert wet van Lambert-Beer A = c l ε A de absorptie, c = concentratie van de verbinding in mol/L, l = weglengte in (1) cm, en ε is de extinctie-coëfficiënt in (mol/L)-1 cm-1 ofwel de mate waarin de verbinding bij die golflengte het licht absorbeert. Absorptiemaxima en bijbehorende extinctiecoëfficiënten van verschillende geconjugeerde alkenen Als licht uit een bepaald deel wordt geabsorbeerd dan heeft de verbinding ongeveer de kleur van het tegenoverliggende deel. Bijv. β-caroteen uit wortels absorbeert blauw licht (λmax = 455 nm) en dus wordt de tegenoverliggende kleur oranje waargenomen.

Moleculen zijn opgebouwd uit atomen die door één of meerdere chemische bindingen met andere atomen ruimtelijk zijn vastgelegd in de structuur van het atoom. Verklaring voor die chemische binding —> Atomen bestaan uit een positief geladen kern, die het grootste deel van de massa van het atoom vertegenwoordigd, omringd door een wolk van negatief geladen elektronen. Bouw atoom, zie positie periodiek systeem + de verschillende orbitalen, die de elektronen kunnen bezetten.

Aantekeningen HC1 14 Sept. Lager energieniveau  geeft stabiliteit aan. Hogere energieniveaus (=vaak afstotend). Lewisstructuren : Formele lading : Aantal valentie elektronen (zie periodiek systeem) – Gedeelde elektronenparen – aantal niet bindende elektronen. Rechtsboven, hoe hoger de elektronegaviteit. (omhoog/naar rechts = stijging) Sp3 Hybridisatie (enkele binding) : wanneer koolstof een covalente binding aangaat  2s energie niveau wordtr samengesmolten tot 4sp3 niveau. (tetraëdische structuur als gevolg door wederzijdse afstoting van elke sp3 elektron.) Sp2 hybridisatie (dubbele binding) : 1 sigma binding, 1 pi binding.

Sp hybridisatie (3 dubbele binding) : 1 sigma binding, 2 pi binding

Bij hybridisatie komt energie vrij, want er is sprake van energieniveau verlaging. Sigma binding = enkele binding.

Alleen pi bindingen kunnen licht absorberen. Moleculen met alleen p3 hybridisatie = stabieler  geen pi bindingen  energetisch gunstiger. Indien we vanaf enkele bindingen naar dubbel en triple bindingen gaan, wordt de bijdrage van het 2s niveau relatief groter  hybride orbitaal korter/ronder  = is korter dan – en triple is kortst.

uitzondering houdt in dat het vrije elektronenpaar niet bij het koolstofatoom vast hoort, resonantie is mogelijk waardoor het elektronenpaar kan worden uitgesmeerd.

Onthoud dat bij verbreken van polymerisatie UV licht werd gebruikt en toen werd dubbele bindingen verbroken.

Indien er verschillende soorten atomen aan een centraal koolstof atoom gebonden zitten  verschil in grootte en elektronegativiteit  aantal graden per hoek per groep varieert.

‘’In het geval van methaan’’ Elke sigma binding wordt gevormd door overlapping van sp3 (4) (koolstof) en 1s (1x4) (waterstof)

: de kleur die je ziet (recensie), complementair daar aan wordt geabsorbeerd.

Hoorcollege 2 Structuur () = geen evenwicht maar geeft een hybride aan. Stabiliteit : Hier zit die pi-elektronen wolk van de niet gehybridiseerde p-orbitalen  extra stabiliteit/aromaticiteit  minder reactief. Gedrag : Als bij een COO- groep de elektronen uitgesmeerd zijn over beide zuurstofatomen  opname van een H+ lastiger, aangezien de elektronendichtheid lager is (elektronen per opp. En opp is hier groter (2 zuurstofatomen)). Delokalisatie is gunstig (lage energie) door het feit dat uitsmering van elektronen en dus lading  mindere afstoting. Resonantieregels -

Moleculen die voldoen aan de octetregel zijn belangrijker dan degene die ’t niet doet.  nooit meer dan 8. Resonantie met de meeste bindingen = belangrijkst Zo min mogelijk formele ladingen

Aromatische eisen -

Pi-elektronen  4n +2 (n= heel getal) Molecuul = cyclisch en volledig geconjugeerd (afwisselend dubbele of driedubbele binding met enkele binding)  alles Sp2 gehybridiseerd Molecuul = plat, alle C atomen =

Aantekeningen HC2A 16 Sept. Dubbele/ drie dubbele binding = hoge elektronen dichtheid Bij een gedelokaliseerd molecuul is het gemiddelde van de 2 resonantiestructuren = hybride, elektronen springen niet over maar zijn continu versmolten. Bij gebogen pijlen om elektronenpaar beweging aan te geven, mag maar 1stap opzij, niet naar een heel andere binding toe gaan. geen losse elektronenparen  geen resonantie mogelijk, alleen sp3 hybdrisaties. dus alleen sigma bindingen  geen resonantie mogelijk. Sigma binding = bevat hoge energie + stabiel/ niet makkelijk verbreekbaar. Formele lading kan resulteren in hydrofiliteit. Negatieve formele ladingen moet op het atoom zitten met de hoogste elekronegativiteit . Resonantie  stabiliseert een molecuul (minder reactief). Naamgeving : belangrijkste groep komt achteraan en is het beginnummer. Koolstof vast aan 1 koolstofatoom = primair, aan 2 = secundair, tertiair en queternair.

Aantekeningen HC2B 17 Sept. Farmaceutische analyse = geneesmiddel zelf + Bio-analyse = geneesmiddel in bloed, urine, speeksel etc. E= hv  h c/labda Lichtabsorptie  elektronen komen in aangeslagen toestand Lichtemissie = fluorscentie  elektronen gaan terug in grondtoestand. Alleen pi verbindingen kunnen licht absorberen. T(0-1) = I / I0, Lage T  concentratie c heeft veel fotonen opgenomen. - Transmissie A (absorptie) = -log(T) / A = e * c * l (c in mol/l) Verband T en C  niet-lineair Verband A en C  lineair (makkelijker rekenen) E11 = specifieke extinctie e = extinctiecoëfficient E = E11 * c * l (c in g/100ml) e = E11 * Mw/ 10

Sigma bonding is gunstig, angezien de elktronene zich goed tussen de 2 positieve atoomkernen bewegen, echter is het aanslaan naar sigam ster ongunstig  elektronen bewegen tussen de positieve atoomkernen weg. (Dubbele binding) Medium – sterk Zwak-medium Zwak

Hoe groter het geconjugeerde systeem (meer dubbele/3dubbele bindingen)  hoe groter de golflengte  meer energieniveaus die dichter bij elklaar liggen  meer uitsmering van elektronene  molecuul stabiliseert  energetisch gunstig  lager in energie  E=hc/labda, dus labda wordt groter. Anionen vertonen een ander absorptiespectrum dan het ongedeproteneerde molecuul. (Bijv. Fenol) OH en O-. O- heeft grotere golflengte. Anion (O-) = negatief geladen  1 elektronenpaar beschikbaar  dit heeft interactie met pi-elektronen door resonantie  stabiliseert het molecuul  energetisch gunstig  golflengte groter (in E=hc/labda)

Voorwaarden verschil in absorptiespectrum door PH. (PH-shift) Isobestisch punt = het snijpunt tussen het anion en kation (basische en zure vorm van het molecuul) waarbij de absorptie gelijk is. Verklaring breedheid pieken = vibratie niveaus, niveaus dat zich net meer of minder boven het aangeslagen toestand bevinden  de weg naar dat niveau is dus langer of korter  meer of minder energie nodig  labda varieert  verschillende pieken. Moleculen raken hun energie kwijt door botsing met naburige moleculen  warmteemissie  verval van elektronen in aangeslagen toestand  grondtoestand.

Hoorcollege 3A Indien er een geconjugeerd systeem is bij een cyclische verbinding, maar één pi binding buiten de cirkel valt (benzenon). Dan is er maar 1 elektron dat onderdeel is van de cirkel, waardoor bij benzenon er 5 elektronen zijn dus voldoet niet aan de regel van Hückel  niet-aromatisch.

Amide-bindingen zijn sp2 gehybridiseerd, aangezien het losse elektronenpaar van N kan over het platte vlak (dus geen sp3, want dit is tetra) resonantie aangaan  losse elektronenpaar zit niet vast op N. Pi  los of los  pi. Resonantiestructuren worden ook vaak veroorzaakt (naast cycli) door verschil in elektronegativiteit, dus resonantiestructuur bij etheen heeft geen tot nihile bijdrage. Hydrofobe medicijnen kunnen makelijk bij een target cel naar binnen, echter komt het mnet moeite daar, aangezien de bloedbaan veel uit water bestaat. P. (partitiecoëfficient) = Aorg / Aw verhouding avn de concentraties van een verbinding in een organische fase en de waterfase van een twee tasen systeem onder ebvenwichtcoinditieis H* pharmaceutics. : Je ziet hier dat het geneesmiddel (grijs) meer in de organische stof zit dan in de waterfase  grotendeels lipofiele stof. P = 1  org = w, dus geen hydrofiel of lipofiel. P < 1  hydrofiel. // Log p < 0  hydrofiel. P > 1  lipofiel. // Log p > 0  lipofiel.

Gepolariseerde verbinding  goed oplosbaar in water. Zonder gepolariseerde verbindingen kan water er niks mee. Alleen het ongeïoniseerde molecuul kan in zowel organische als waterige fase komen. Geïoniseerde moleculen kan alleen in waterfase komen. Log Pc = hoe makkelijk een stof in de cel kan komen (hydrofobe stoffen kunnen dit goed) HPLC chromatografische meetmethode gebaseerd op lipofiliteit. Hoe groter de retentietijd, hoe lipofieler de stof. Organische stoffen (hydrofobe oplossingen) liggen vaak boven op water, nbehalve als het halogenen bevat (zweare atomen) dan ligty het onder water.

pKa = 4  bij pH > 4  daalt de Log P sterk.  hydrofieler. pKa = 10 (NH als functionele groep), dan wordt er bij een lage pH  het molecuul geïoniseerd (+ geladen)  gepolariseerde verbinding  daling log P  hydrofiliteit stijgt.

Als een geneesmiddel functionele pH afhankelijke groepen heeft  komt de verbinding in verschillende vormen voor in het lichaam. Geladen moleculen zullen zich vooral in de waterfase bevinden, ongeladen moleculen voornamelijk in de organische fase. Hoge pH Zuur = geïoniseerd Base = ongeïoniseerd Dus zuur is juist in water fase. Dus base is juist in organische fase Lage pH Zuur = ongeïoniseerd Base = geïoniseerd Dus zuur is juist in organische fase  Dus base is juist in water fase Alfa = ionisatiegraad, gedeelde van het totaal aanwezige zuur dat geladen is. Log D = 0  50/50 Log D = -1  10x beter in water Log D = 1  10x beter in organische stof. Log P = Log D – log (1 / 1 + 10(pH – pKa))  Log D = Log P + Log (1- α ) (8.3 pharmaceutics) Bij een base draai je de pH en pKa in de macht om. Lipofiele stoffen met een polaire hydrofiele groep, komt d.m.v. botsingen van de onderkant van de hydrofiele celmembraan naar de bovenkant hydrofiele celmembraan Correlatie log D en log P Zuur In de formule van Log P = Log D – Log ( 1 / (1 + 10 pH-pKa ) ) geldt dat wanneer de pH significant lager is dan de pKa, een zuur volledig in ongeïoniseerde vorm is. Want dan is pH -pKa < 0  1+0,0000… = 1 en 1/1 = 1 en de -log1 is 0, dus de log P = Log D, inhoudende dat de log P pH onafhankelijk is  ongeïoniseerde vorm. Base Log P = Log D + 1 / 1 + (10pH – pKw(14) + PkB) Pka onbekend:

ZUUR : 1 / D = (Ka / (P * [H+])) + 1/P BASISCH : 1 / D = [H+] / (Ka*P) + 1/P

Hoorcollege 3B Chromatografie : kwalitatief en kwantitatief. Scheidingsprincipe : Ss / Sm (verdeling over stationair en mobiele fase) Scheiding berust op affiniteit met de stof aan de wand v.d. stationaire fase. DLC dunnelaag chromatografie = loaag vaste deeltjes ‘gecoat’ op een plaat

LC kolomgromatografie : hele binnenkant v.d. wand is bekleed met vaste deeltjes Oplosmiddel in mobiele fase = eluens / loopmiddel Als het er uit komt = eluaat Na verloop van tijd tap je elke keer fracties van eluaat af, met elk verschillende samenstelling (stof). Stof A heeft hier meer affiniteit met de stationaire fase.

Bij DLC stijgt de stof door capillaire werking. Retardatiefactor / rate of flow Rf = Afstand stof / afstand voor vloeistoffront (mobiele fase)  0 < Rf < 1. (Geen eenheid, want cm /cm = niks) HPLC Hoe kleiner de bolletjes op de stationaire fase. Hoe beter de scheiding. Er is dan hoge druk nodig om de vloeistof door de mobiele fase heen te persen (HPLCHigh pressure) Het moment dat de stof de detector passert  piek in de detector grafiek. Dus het duurt enig tijd voordat je een piek ziet.

Retentietijd

Gecorrigeerde retentietijd = tR-t0 K’ = tR – t0 / t0 = t’R / t0 (capaciteitsfactor) = stofeigenschap + onafhankelijk v.d. kolomdimensie. Doel 1 < k’ γ. Dus retentietijd stof B min dode tijd / gedeeld door / retentietijd stof A min dode tijd, grootste Tr boven. Oorzaken piekverbreding 1. Meerdere stroompaden door kolom 2. Moleculaire diffusie 3. Overgangssnelheid stof tussen mobiel/stationair is beperkt.

1. Als de deeltjes kleiner zijn 

2. Hoe langer de retentietijd, hoe meer tijd voor piekverbreding

3. Heeft juist wel een lange retentietijd nodig. Kleinere stationaire deeltjes verminderd de stofoverdracht, bij korte retentietijden is stofoverdracht hoog. Dus N vergroting (Piek versmalling kan door)  deeltjesgrootte stationaire fase verkleinen

Factoren waar de kolomdruk van afhankelijk is. -

Hoe snel wil je dat een stof door de mobiele fase heen gaat Hoe stroperig Welke afstand (lengte kolom) Samenstelling kolom (deeltjesgrootte stationaire fase)

1:38:00 HC3B

Lengte kolom is L en je hebt N aantal schotels in de kolom met schotelhoogte H

H H H HL H H N=6 Een langere kolom met evenredig meer schotels zorgt voor betere scheiding en smallere pieken. Echter zorgt een langere kolom met zelfde aantal schotels juist voor piekverbreding

Adsorptiechromatografie – analieten verdelen over mobiele fase en oppervlakte stationaire Verdelingschromatografie – analieten verdelen over mobiele fase en vloeistof op stationair Ionwisselingschromatografie – Ionen van mobiele fase worden aangetrokken door tegenionen van stationaire fase. Chirale chromatografie – analieten gaan selectieve interactie aan gebaseerd op ruimtelijk structuur met specifieke groepen/moleculen die gebonden zijn aan stationaire fase. Affiniteitschromatografie – Analieten gaan interactie aan met specifieke functionele groepen van de stationaire fase. Gibbs Energy Enthalpie negatief = exotherme reactie Entropie positief = exotherme reactie = spontane reactie Enthalpie positief = endotherme reactie Entropie negatief = endotherme reactie = niet spontane reactie Water  ijs, beide in het midden. ijs  water = enthalpie = positief (neemt energie op uit omgeving) + entropie positief (interne energie neemt toe, water is warmer dan ijs). T > 0 = spontaan

water  = enthalpie = negatief (zendt energie uit naar omgeving) + entropie is negatief (interne energie neemt af, ijs is kouder dan water). T < 0 = spontaan T = 0  beide reacties = niet spontaan. ΔG = H – TS G = verschil vrije energie H = entropie S = enthalpie T = temperatuur (K)

Racemisch mengsel : Mengsel waarin beide spiegelbeeldisomeren ( D&L v. R&S ) opgelost zijn. !OPDRACHT 8 WC3 REDENERINGEN GRIJZE SCHRIFT...