Summary
Bouwstenen van het leven volledige samenvatting
- Course
- Institution
Alle hoofdstukken samengevat
[Show more]
Seller
Follow
melinacarrillomoreno
Content preview
I Elementen & EnergieënI.1 Relevante elementen:
Atomen bevatten een nucleus en een wolk met elektronen die om de nucleus bewegen. Atomen
verschillen door het aantal positief geladen protonen en neutrale neutronen in de kern en negatief
geladen elektronen -> aantal protonen in evenwicht. Elektronen zijn ze verdeeld in energieniveaus of
schillen, en binnen schillen weer in orbitalen. Slechts een kleine subset van de elementen die chemici
kennen, worden daadwerkelijk gevonden in biologische systemen.
Binnen moleculen, zijn atomen verbonden door covalente bindingen. Een enkele covalente binding
ontstaat ontstaan door het delen van één paar elektronen tussen twee atomen. Door elektronen te
delen, streven atomen streven atomen ernaar hun buitenste
orbitalen gevuld (of geleegd) te krijgen. Positief geladen kernen
worden aangetrokken door de gedeelde elektronen. De rode stippen
geven onvolledige bezetting van de buitenste schil. In de geel
gemarkeerde atomen, is de bezetting volledig. Het atoomnummer
vertelt hoeveel protonen en elektronen aanwezig zijn in een atoom.
Elementen die in de biologie worden gebruikt, zijn geselecteerd op
hun vermogen om bindingen te vormen, d.w.z. hun reactiviteit.
Sommige atomen (vb: koolstof) hebben een unieke rol in de cel vanwege het vermogen om sterke
covalente bindingen te vormen met andere atomen. Hierdoor kunnen grotere molecule ontstaan.
Afhankelijk van: grootte van de elektronenwolk, afstand van buitenste
schil tot kern en ladingsdichtheid binnen de kern zijn atomen meer of
minder in staat om elektronen aan te trekken die in een covalente
binding worden gedeeld. Deze eigenschap heet elektronegativiteit.
Voor covalente bindingen bepaalt het verschil in elektronegativiteit de
polariteitsgraad of het ionisatiepercentage van het molecuul.
Elektronegativiteit kan polariteit oproepen, dat wil zeggen een
ongelijke verdeling van de lading binnen moleculen. De grootte van dit
effect is afhankelijk van de verschillen in elektronegativiteit tussen de
atomen die daadwerkelijk die deelnemen aan een chemische binding.
In sommige gevallen kunnen ionen tot elkaar trekken en een ionisch
bindingen vormen.
Als atomen binden met atomen met een hogere elektronegativiteit, kunnen hydrogenen dissociëren
en ionenparen ontstaan. Wanneer het vrijgekomen proton zich vervolgens bindt aan water, worden
hydroniumionen (H3O+) gevormd (protonering). Aminogroepen vertonen de tegenovergestelde
neiging, zij kunnen protonen accepteren en daardoor positief geladen worden (deprotonering). De
concentratie van hydroniumionen (in mol/l, M) wordt uitgedrukt als pH met pH = - log [H3O+] –>
[H3O+] = 10-pH M
Metalen kunnen betrokken zijn bij reductie/oxidatie (redox)-reacties dat wil zeggen het afstaan of
opnemen van elektronen. Wanneer het een elektron verliest is de reactie geoxideerd. Wanneer het
een elektron opneemt is de reactie gereduceerd. De oxidant wordt gereduceerd, het wint een
elektron. De reductant is geoxideerd, het verliest een elektron.
,I.2 Energie:
Energie is een fundamentele grootheid die elk systeem bezit; het stelt ons in staat te voorspellen
hoeveel werk het systeem kan worden gemaakt, of hoeveel warmte het kan produceren.
Thermodynamica verdeelt de wereld in twee entiteiten: het "systeem" en de "omgeving".
Toestandsvariabelen beschrijven de toestand van een systeem, onafhankelijk van de weg die is
afgelegd om die toestand te bereiken: b.v. massa, volume, druk, temperatuur.
Elk gegeven systeem heeft een totale energie-inhoud (U). U wordt bepaald door de
toestandsvariabelen die de toestand van het systeem beschrijven. Intensieve toestandsvariabelen
zijn niet afhankelijk van de massa van een systeem. Extensieve toestandsvariabelen zijn afhankelijk
van de massa van een systeem. In de meeste gevallen is alles wat we moeten weten de werkelijke
verandering van interne energie (∆U) (omdat het anders niet te bepalen valt) als we van de ene
toestand s (begin) naar de andere toestand e (eind) gaan: ∆U = Ue - Us = Uend – Ustart. Zoals bij elke
toestandsvariabele is ΔU niet afhankelijk van het pad van toestand s naar toestand e.
Om de inwendige energie van een gesloten systeem te veranderen hebben we twee
mogelijkheden: arbeid verrichten op het systeem (w > 0) of het systeem arbeid laten verrichten op
de omgeving (w < 0), en warmte overdragen in (q > 0) of uit (q < 0) het systeem.
De eerste wet van de thermodynamica stelt dat energie niet kan worden opgewekt en niet kan
verdwijnen. Energie kan niet worden vernietigd of gecreëerd, maar kan alleen worden omgezet van
de ene vorm in een andere. Dat betekent dat de interne energie van een geïsoleerd systeem (geen
overdracht van materiaal of energie over de grens van het systeem) constant is.
Veranderingen in enthalpie (∆H) zijn een optelsom van veranderingen van de interne energie van een
systeem en de arbeid die nodig is om het volume te veranderen. Als de warmte (q) toeneemt, zullen
systemen reageren door het volume te vergroten ten opzichte van de externe druk (wV). Het deel
van de warmte (energie) dat aan het systeem wordt toegevoegd en dat wordt gebruikt om wV op de
omgeving uit te voeren, draagt niet bij tot de inwendige energie van het systeem. Op een ander
niveau vertegenwoordigt de enthalpie (H) van een systeem de energie die nodig is om het tot stand
te brengen plus de energie die nodig is om er ruimte voor te maken door de omgeving te
verplaatsen.
Enthalpische veranderingen (ΔH) in de biochemie geven meestal veranderingen weer van de
interne energie van een systeem als gevolg van de vorming of verbreking van chemische bindingen
en interacties, die gepaard gaat met warmte uitwisseling met de omgeving
Entropieveranderingen (∆S) beïnvloeden de waarschijnlijkheid om een systeem in een bepaalde
toestand aan te treffen. Entropie meet de willekeurigheid van een systeem, die vaak wordt
geïnterpreteerd als de mate van wanorde. Entropieveranderingen kunnen worden beschreven als
het effect van de overdracht van een bepaalde hoeveelheid warmte in of uit het systeem bij een
gegeven temperatuur of als verandering van de waarschijnlijkheid om een systeem in een bepaalde
toestand aan te treffen. Deze definitie van entropiewijzigingen moet worden gerelateerd aan de
eerder behandelde definitie van enthalpieveranderingen: ∆H = qp = T ⋅ ∆S
Deze uitspraak impliceert dat bij afkoeling van een
systeem de entropie in het systeem afneemt. Het
opwarmen van een systeem verhoogt de entropie in
het systeem. De modernere definitie relateert entropie
aan waarschijnlijkheid. Het houdt er rekening mee dat
elk systeem zich in een bepaalde macrostaat bevindt,
gedefinieerd door toestandsvariabelen.
,Er zijn ook verschillende configuraties van substaten of microtoestanden die alle convergeren naar
één identieke macrotoestand. Het aantal van deze microstaten dat tot één bepaalde macrostaat
behoort, is de multipliciteit (Ω). Een systeem met veel microtoestanden heeft een hogere
multipliciteit. Deze houdt rechtstreeks verband met de entropie: S = kB ⋅ ln(Ω)
Binnen een gegeven systeem, gelijke verdeling van deeltjesaantallen resulteert in hogere
multipliciteit en dus entropie.
De tweede wet van thermodynamica stelt dat in elk geïsoleerd systeem, spontaan optredende
processen altijd de entropie doen toenemen: ΔS > 0 Een geïsoleerd systeem kan geen materiaal of
energie uitwisselen met zijn omgeving. Cellen zijn open systemen, ze wisselen wel materie en
energie uit met hun omgeving. In dat geval wordt het geïsoleerde systeem eenvoudigweg
beschouwd als het omvatten van het hele universum: ΔStotal = ΔSsurroundings + ΔSsystem > 0
De tweede wet is een fundamentele belemmering
voor het leven, dat notoir gebonden is aan geordende
systemen. Cellen handhaven een hoge mate van orde, die
pas na celdood ineenstort. Ze zetten permanent energie
om in warmte die aan de omgeving wordt afgegeven,
waardoor de entropie van de omgeving toeneemt. De
tweede wet blijft gelden: terwijl de entropie in de cel laag
wordt gehouden, neemt de entropie in de omgeving toe.
Reacties binnen cellen kunnen in een van twee klassen: enthalpie-gedreven en entropie-gedreven.
Entropie gedreven, endotherme reacties vergroten de wanorde in het systeem, bijvoorbeeld
door het uiteenvallen van een lange keten van moleculen. Hier wordt entropie in de cel
geïmporteerd door warmtestroom uit de omgeving. Het systeem absorbeert warmte, dus ∆H is
positief. Verwarming van een systeem betekent toename van entropie in het systeem, afname van
entropie in de omgeving.
Bij enthalpie-gedreven, exotherme reacties komt warmte vrij die de omgeving ontregelt. De
entropieverandering wordt dus geëxporteerd naar de omgeving. Het systeem geeft warmte af, dus
∆H is negatief. Afkoeling van een systeem betekent minder entropie in het systeem, meer in de
omgeving.
Toepassing van de tweede wet levert dan een cruciale vergelijking op, die veranderingen van de vrije
energie van Gibbs, ∆G, beschrijft. Bij spontane processen neemt de vrije energie van Gibbs van een
open systeem af (∆Gsystem < 0) en neemt de entropie van het universum toe (∆Stotal > 0). De
verandering van de vrije energie van Gibbs (∆G) geeft de hoeveelheid arbeid aan die door een reactie
potentieel kan worden verricht. ∆G is een directe afspiegeling van de totale entropieverandering
volgens de tweede wet van de thermodynamica.
Een geïsoleerd systeem streeft naar de hoogst mogelijke entropie (∆S > 0). Elke ongelijkmatige
verdeling van energie of deeltjes zal nivelleren. Een open systeem (zoals een cel) streeft naar een
minimum in de vrije energie van Gibbs (∆G voor spontane processen < 0). ∆G geeft aan welk deel
van een energieverandering (∆Hsystem) daadwerkelijk beschikbaar zal zijn om arbeid te verrichten
in een spontaan proces, en hoeveel onvermijdelijk "verloren" zal gaan door entropieveranderingen
binnen het systeem (∆Ssystem). Verspilling van vrije energie verhoogt de totale entropie.
Geïsoleerde systemen hebben de neiging hun entropie te maximaliseren, open systemen hebben de
neiging hun vrije energie te minimaliseren (en entropie naar de omgeving te exporteren). ΔGsystem
= ΔHsystem - T⋅ΔSsystem.
, De verandering van de vrije energie bepaalt de richting van een reactie X ⇄ Y: ΔG > 0: systeem
wint vrije energie, totale entropie en dus
waarschijnlijkheid neemt af - spontane productie van
X, achterwaartse reactie. ΔG = 0: geen verandering in
vrije energie - geen duidelijke omslag, evenwicht ΔG. <
0: systeem verliest vrije energie, totale entropie en dus
waarschijnlijkheid neemt toe - spontane productie van
Y, voorwaartse reactie.
ΔGsystem = ΔHsystem - T⋅ΔSsystem. ∆Gsysteem bestaat uit twee componenten: ∆Hsysteem heeft
betrekking op veranderingen van de inwendige energie van het systeem en de volume arbeid. Een
negatieve ∆G, een spontaan proces, wordt in feite bevorderd door een afname van de inwendige
energie, -> negatieve ∆H. ∆Systeem moet worden vermenigvuldigd met de factor -T. Een toename
van entropie tijdens een reactie, d.w.z. een positieve ∆S, bevordert een negatieve ∆G.
ΔGsystem = ΔHsystem - T⋅ΔSsystem. Het ∆G-systeem bestaat uit twee componenten met potentieel
tegengestelde effecten: Een negatief ∆Hsysteem betekent afgifte van warmte aan de omgeving.
Maar afkoeling van een systeem betekent afname van de entropie, dus ∆S is negatief en wordt de
term -T∆S positief. Een toename van de entropie tijdens een reactie, d.w.z. een positieve ∆S, kan
worden veroorzaakt door verwarming, dat wil zeggen door verhoging van de enthalpie (∆H is
positief). Welk effect werkelijk overheerst, is afhankelijk van de temperatuur T.
ΔH ΔS
- - De reactie is enthalpisch begunstigd (exotherm) maar entropisch tegengewerkt.
Het is slechts spontaan bij temperaturen* lager dan T = ΔH/ΔS, omdat lagere
temperaturen de warmtestroom naar de omgeving bevorderen.
+ + De reactie is enthalpisch tegengesteld (endotherm) maar entropisch begunstigd.
Het is slechts spontaan bij temperaturen* boven T = ΔH/ΔS, omdat hogere
temperaturen de warmtestroom in het systeem bevorderen.
- + De reactie wordt zowel enthalpisch (exotherm) als entropisch bevorderd. Het is
spontaan (exergetisch) bij alle temperaturen.
+ - De reactie is zowel enthalpisch als entropisch tegengesteld. Het is niet spontaan
(endergonisch) bij alle temperaturen.
ΔGº, de standaardverandering van de vrije energie, staat voor de winst of het verlies van vrije
energie onder standaardomstandigheden, d.w.z. alle reagentia aanwezig bij 1 M concentratie, onder
1 bar druk, bij 273 K (0℃) temperatuur (soms wordt kamertemperatuur 298 K (25℃) gebruikt)
ΔGº hangt af van Keq, de evenwichtsconstante van een reactie.
In levende cellen worden bijna nooit standaardomstandigheden
aangetroffen, zodat ΔGº en ∆Gº' moeten worden gecorrigeerd voor de
werkelijke concentraties van reactanten en producten, wat ∆G of ∆G'
oplevert, de werkelijke verandering van de vrije energie bij een reactie.
De verandering van de vrije energie van Gibbs bepaalt de richting van
een reactie. Het systeem streeft naar een minimale vrije energie, dus zal
het spontaan naar een evenwicht gaan.
The benefits of buying summaries with Stuvia:
Guaranteed quality through customer reviews
Stuvia customers have reviewed more than 700,000 summaries. This how you know that you are buying the best documents.
Quick and easy check-out
You can quickly pay through credit card or Stuvia-credit for the summaries. There is no membership needed.
Focus on what matters
Your fellow students write the study notes themselves, which is why the documents are always reliable and up-to-date. This ensures you quickly get to the core!
Frequently asked questions
What do I get when I buy this document?
You get a PDF, available immediately after your purchase. The purchased document is accessible anytime, anywhere and indefinitely through your profile.
Satisfaction guarantee: how does it work?
Our satisfaction guarantee ensures that you always find a study document that suits you well. You fill out a form, and our customer service team takes care of the rest.
Who am I buying these notes from?
Stuvia is a marketplace, so you are not buying this document from us, but from seller melinacarrillomoreno. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy these notes for $10.69. You're not tied to anything after your purchase.
Can Stuvia be trusted?
4.6 stars on Google & Trustpilot (+1000 reviews)
53022 documents were sold in the last 30 days
Founded in 2010, the go-to place to buy study notes for 14 years now