Leerdoelen Moleculaire Biologie deeltoets 1
H2. Atomen en moleculen.
De studenten kunnen de opbouw van atomen beschrijven en begrippen als atoommassa
en atoomnummer benoemen.
Organisme bestaat uit materie, materie bestaat uit elementen. Twee of meer verschillende
elementen heet een compound. Een atoom is de kleinste unit van een materie. Neutronen
hebben geen lading, protonen zijn positief en elektronen negatief. Protonen en neutronen
zitten in de kern. Bovenste is de atoommassa (protonen en neutronen) en onderste is
atoomnummer (protonen).
Aantal elektronen in de buitenste schil bepalen de chemische eigenschappen van het atoom
De studenten weten wat het verschil is tussen twee isotopen van een element.
Isotopen: hebben hetzelfde atoomnummer maar een ander massa getal.
Radioactief isotoop: de kern valt spontaan uiteen. Een isotoop heeft een halfwaardetijd
waarin hij uitvalt naar een dochter isotoop. Zo kan gezien worden wanneer fossielen zijn
ontstaan.
De studenten kunnen bepalen welke type binding mogelijk is uit de verdeling van
elektronen in schillen.
Potentiële energie: is de energie een materie ondervindt door verplaatsing. Een elektron kan
op energielevels bevinden maar niet tussen 2 levels. De eerste schil heeft de laagste energie.
Door een schil naar buiten te gaan moet een elektron energie opnemen. De eerste laag heeft
de minste energie omdat de kern positief is. Elektronen zitten in verschillende schillen. De
buitenste laag zijn de valentie elektronen. C heeft 4 valentie elektronen en kan 4 bindingen
maken (8 - covalentie = aantal bindingen) (covalentie – aantal bindingen = overige
elektronen). De orbitalen is waar de elektronen zich meest van de tijd bevinden: 1s, 2s, 3 2p.
De studenten kunnen onderscheid maken tussen de verschillende type bindingen
(covalente en non-covalente bindingen).
Covalente binding (atoombinding): is als er een elektronenpaar wordt gedeeld, dit kan je in
de vorm van enkelvoudig en dubbele binding etc hebben.
Non-covalente binding: Een elektromagnetische interactie tussen moleculen of tussen
atomen van een molecuul waarbij geen elektronen gedeeld worden over de bindende
partners):
Waterstofbrug: tussen een waterstof en een elektronegatief atoom, kan alleen met O
en N (of F). Deze binding is super zwak in water.
Vanderwaalsbinding: atomen en moleculen die aan elkaar plakken door verschil in
lading. Hoe groter de moleculen zijn, des te sterker is de vanderwaalsbinding.
Ionbinding: twee geladen moleculen trekken elkaar aan. + is cation, - is anion. Zo krijg
je na binding Na+ en Cl-. Vindt plaats tussen een niet-metaalatoom (Cl in dit geval)
en een metaalatoom (Na) > zouten. Is vaak goed oplosbaar in water, soms neerslag
De studenten kunnen met het begrip elektronennegativiteit bepalen of er sprake is van
een polaire of apolaire covalente binding.
Nonpolaire covalente binding: als de elektronen dezelfde elektronennegativiteit hebben.
Polaire covalente binding: als de elektronen niet dezelfde elektronnegativiteit hebben.
1
,De studenten kunnen algemeen onderscheid maken tussen de sterkte van de verschillende
soorten bindingen.
Covalente binding (Sterk)
Polaire covalente binding (zwak) (sterker door hoger elektron negativiteit)
Waterstofbruggen (matig)
Ion-binding (sterk in s-fase) (zwak in aq-fase)
Dipool-dipoolbinding (sterk)
vanderwaalsbinding (zwak) (groter molecuul>sterker vanderwaals binding)
De studenten kunnen de elektronen in schil 1 en 2 verdelen over de verschillende
orbitalen.
Rondom de kern heb je verschillende orbitalen, driedimensionale ruimtes waarin de
elektronen het meest waarschijnlijk zijn om zich 90% van de tijd te bevinden. Waar deze zijn
heeft te maken met de energie die de elektronen hebben. Elke orbitaal kan maximaal 2
elektronen bevatten.
1s orbitaal: dit is de eerste schil, die zit het meest dicht bij de kern (elektronen dichter bij de
kern hebben minder energie).
2s orbitaal: dit is onderdeel van de tweede schil, elektronen hier hebben meer energie dan
in de eerste schil en evenveel energie als de rest van de elektronen in de tweede schil, die
bewegen alleen op een andere manier dan in een driedimensionale cirkel.
2p orbitalen: deze 3 orbitalen zijn nog steeds onderdeel van de tweede schil en kunnen per
stuk 2 elektronen kwijt. Elke x, y en z orbitaal is in een dumbell vorm en wijst een andere
kant op. De elektronen hier hebben evenveel energie als de rest van de tweede schil.
De eerste schil (1s orbitaal) kan dus 2 elektronen kwijt.
De tweede schil (2s en 2p orbitalen) kunnen in totaal 10 elektronen kwijt.
H3. De chemie van water.
De studenten kunnen de vier belangrijke eigenschappen van water uitleggen.
Cohesie: Waterstofbruggen houden een substantie bij elkaar. Adhesie: 2 substanties die
aan elkaar plakken. Surface tension: watermoleculen zijn met elkaar verbonden maar
niet aan de lucht erboven.
Warmte buffer: Water moderates lucht temperatuur door hitte van de lucht op te nemen
(Door H-bruggen te verbreken) terwijl het zelf niet van temperatuur verandert.
o Temperatuur: de gemiddelde kinetische energie van de moleculen in een
lichaam van materie. De totale hangt af van het volume.
o Calorie: hoeveel hitte nodig is om de temperatuur van 1g water 1 C te laten
stijgen.
o Een kcal: hoeveel hitte nodig is 1 kg van water 1C te laten stijgen.
o Specifieke warmte: is wat verloren of opgenomen moet worden voor 1 gr om
1 C te veranderen. Omdat ze een hoge specifieke warmte hebben zal water
minder van temperatuur veranderen.
o Verdampingswarmte: hoeveelheid warmte die een vloeistof moet opnemen
voor 1 g om gas te worden. (hoog bij water)
2
, Vaste vorm (ijs) heeft een lagere dichtheid dan vloeibare vorm : In ijs zijn de
waterstofbrug bindingen stabiel. De dichtheid is minder en daarom drijft het op
water. Dit komt omdat de bindingen op armlengte worden gehouden.
Is een goed oplosmiddel: De oplossing is oplosmiddel (solvent) en de stof die erin zit
opgeloste stof (solute). Iets wat niet oplost in water is hydrofoob (nonpolair en
nonionic) en wel is hydrofiel.
De studenten zijn bekend met pH, zuren, basen en buffers, en kunnen de meest
belangrijke buffer in het bloed aangeven.
Zuren: kunnen H+ afgeven (H30+)
Basen: Kunnen H+ opnemen (OH-)
Buffers: Een zwak zuur met zijn geconjugeerde base. Het verminderd de verandering in OH-
en H+ conenctratie. Als er zuur word toegevoegd neemt de base H+ op en als er een base
word toegevoegd geeft het zuur H+ af.
Rekenen met pH:
pH= -log [H30+]
[H30+] = 10-pH en [OH-]=10-pOH (pOH= 14-pH)
Belangrijkste buffer in het bloed is H2CO3 (zuur) met zijn geconjugeerde base (HCO3-)
3
, H4. De basis van moleculaire diversiteit
De studenten kunnen onderscheid maken tussen de drie typen isomeren.
Isomeren: stoffen met dezelfde molecuulformule maar andere structuur en eigenschappen
Structuur-isomeer: verschil hoe de atomen zijn verbonden aan elkaar
Cis-trans isomeer: verschil van oriëntatie rond een dubbele-binding. Kan niet draaien en Cis
is zelfde kant, trans is andere kant.
Spiegelbeeldisomeer (enatiomeren): Als het molecuul een Asymmetrisch koolstofatoom
(een koolstofatoom met 4 verschillende groepen eraan gebonden) bevat. Vb hand.
De studenten kunnen de naam en eigenschappen aangeven van de belangrijke chemische
groepen in de biologie.
Chemische groepen:
Carbonzuren: -COOH
Esters: -COO-
Amiden: -CONH2
Aldehyden: -CHO
Ketonen: -CO-
Alcoholen: -OH
Thiolen: -SH
Aminen: -NH2
Ethers: -O-
De studenten kunnen de fosfaat groepen tekenen in ATP en weten welk suiker in ATP zit.
ATP (adenosine triphosphate) bevat de pentose (5C suiker): ribose
4
H2. Atomen en moleculen.
De studenten kunnen de opbouw van atomen beschrijven en begrippen als atoommassa
en atoomnummer benoemen.
Organisme bestaat uit materie, materie bestaat uit elementen. Twee of meer verschillende
elementen heet een compound. Een atoom is de kleinste unit van een materie. Neutronen
hebben geen lading, protonen zijn positief en elektronen negatief. Protonen en neutronen
zitten in de kern. Bovenste is de atoommassa (protonen en neutronen) en onderste is
atoomnummer (protonen).
Aantal elektronen in de buitenste schil bepalen de chemische eigenschappen van het atoom
De studenten weten wat het verschil is tussen twee isotopen van een element.
Isotopen: hebben hetzelfde atoomnummer maar een ander massa getal.
Radioactief isotoop: de kern valt spontaan uiteen. Een isotoop heeft een halfwaardetijd
waarin hij uitvalt naar een dochter isotoop. Zo kan gezien worden wanneer fossielen zijn
ontstaan.
De studenten kunnen bepalen welke type binding mogelijk is uit de verdeling van
elektronen in schillen.
Potentiële energie: is de energie een materie ondervindt door verplaatsing. Een elektron kan
op energielevels bevinden maar niet tussen 2 levels. De eerste schil heeft de laagste energie.
Door een schil naar buiten te gaan moet een elektron energie opnemen. De eerste laag heeft
de minste energie omdat de kern positief is. Elektronen zitten in verschillende schillen. De
buitenste laag zijn de valentie elektronen. C heeft 4 valentie elektronen en kan 4 bindingen
maken (8 - covalentie = aantal bindingen) (covalentie – aantal bindingen = overige
elektronen). De orbitalen is waar de elektronen zich meest van de tijd bevinden: 1s, 2s, 3 2p.
De studenten kunnen onderscheid maken tussen de verschillende type bindingen
(covalente en non-covalente bindingen).
Covalente binding (atoombinding): is als er een elektronenpaar wordt gedeeld, dit kan je in
de vorm van enkelvoudig en dubbele binding etc hebben.
Non-covalente binding: Een elektromagnetische interactie tussen moleculen of tussen
atomen van een molecuul waarbij geen elektronen gedeeld worden over de bindende
partners):
Waterstofbrug: tussen een waterstof en een elektronegatief atoom, kan alleen met O
en N (of F). Deze binding is super zwak in water.
Vanderwaalsbinding: atomen en moleculen die aan elkaar plakken door verschil in
lading. Hoe groter de moleculen zijn, des te sterker is de vanderwaalsbinding.
Ionbinding: twee geladen moleculen trekken elkaar aan. + is cation, - is anion. Zo krijg
je na binding Na+ en Cl-. Vindt plaats tussen een niet-metaalatoom (Cl in dit geval)
en een metaalatoom (Na) > zouten. Is vaak goed oplosbaar in water, soms neerslag
De studenten kunnen met het begrip elektronennegativiteit bepalen of er sprake is van
een polaire of apolaire covalente binding.
Nonpolaire covalente binding: als de elektronen dezelfde elektronennegativiteit hebben.
Polaire covalente binding: als de elektronen niet dezelfde elektronnegativiteit hebben.
1
,De studenten kunnen algemeen onderscheid maken tussen de sterkte van de verschillende
soorten bindingen.
Covalente binding (Sterk)
Polaire covalente binding (zwak) (sterker door hoger elektron negativiteit)
Waterstofbruggen (matig)
Ion-binding (sterk in s-fase) (zwak in aq-fase)
Dipool-dipoolbinding (sterk)
vanderwaalsbinding (zwak) (groter molecuul>sterker vanderwaals binding)
De studenten kunnen de elektronen in schil 1 en 2 verdelen over de verschillende
orbitalen.
Rondom de kern heb je verschillende orbitalen, driedimensionale ruimtes waarin de
elektronen het meest waarschijnlijk zijn om zich 90% van de tijd te bevinden. Waar deze zijn
heeft te maken met de energie die de elektronen hebben. Elke orbitaal kan maximaal 2
elektronen bevatten.
1s orbitaal: dit is de eerste schil, die zit het meest dicht bij de kern (elektronen dichter bij de
kern hebben minder energie).
2s orbitaal: dit is onderdeel van de tweede schil, elektronen hier hebben meer energie dan
in de eerste schil en evenveel energie als de rest van de elektronen in de tweede schil, die
bewegen alleen op een andere manier dan in een driedimensionale cirkel.
2p orbitalen: deze 3 orbitalen zijn nog steeds onderdeel van de tweede schil en kunnen per
stuk 2 elektronen kwijt. Elke x, y en z orbitaal is in een dumbell vorm en wijst een andere
kant op. De elektronen hier hebben evenveel energie als de rest van de tweede schil.
De eerste schil (1s orbitaal) kan dus 2 elektronen kwijt.
De tweede schil (2s en 2p orbitalen) kunnen in totaal 10 elektronen kwijt.
H3. De chemie van water.
De studenten kunnen de vier belangrijke eigenschappen van water uitleggen.
Cohesie: Waterstofbruggen houden een substantie bij elkaar. Adhesie: 2 substanties die
aan elkaar plakken. Surface tension: watermoleculen zijn met elkaar verbonden maar
niet aan de lucht erboven.
Warmte buffer: Water moderates lucht temperatuur door hitte van de lucht op te nemen
(Door H-bruggen te verbreken) terwijl het zelf niet van temperatuur verandert.
o Temperatuur: de gemiddelde kinetische energie van de moleculen in een
lichaam van materie. De totale hangt af van het volume.
o Calorie: hoeveel hitte nodig is om de temperatuur van 1g water 1 C te laten
stijgen.
o Een kcal: hoeveel hitte nodig is 1 kg van water 1C te laten stijgen.
o Specifieke warmte: is wat verloren of opgenomen moet worden voor 1 gr om
1 C te veranderen. Omdat ze een hoge specifieke warmte hebben zal water
minder van temperatuur veranderen.
o Verdampingswarmte: hoeveelheid warmte die een vloeistof moet opnemen
voor 1 g om gas te worden. (hoog bij water)
2
, Vaste vorm (ijs) heeft een lagere dichtheid dan vloeibare vorm : In ijs zijn de
waterstofbrug bindingen stabiel. De dichtheid is minder en daarom drijft het op
water. Dit komt omdat de bindingen op armlengte worden gehouden.
Is een goed oplosmiddel: De oplossing is oplosmiddel (solvent) en de stof die erin zit
opgeloste stof (solute). Iets wat niet oplost in water is hydrofoob (nonpolair en
nonionic) en wel is hydrofiel.
De studenten zijn bekend met pH, zuren, basen en buffers, en kunnen de meest
belangrijke buffer in het bloed aangeven.
Zuren: kunnen H+ afgeven (H30+)
Basen: Kunnen H+ opnemen (OH-)
Buffers: Een zwak zuur met zijn geconjugeerde base. Het verminderd de verandering in OH-
en H+ conenctratie. Als er zuur word toegevoegd neemt de base H+ op en als er een base
word toegevoegd geeft het zuur H+ af.
Rekenen met pH:
pH= -log [H30+]
[H30+] = 10-pH en [OH-]=10-pOH (pOH= 14-pH)
Belangrijkste buffer in het bloed is H2CO3 (zuur) met zijn geconjugeerde base (HCO3-)
3
, H4. De basis van moleculaire diversiteit
De studenten kunnen onderscheid maken tussen de drie typen isomeren.
Isomeren: stoffen met dezelfde molecuulformule maar andere structuur en eigenschappen
Structuur-isomeer: verschil hoe de atomen zijn verbonden aan elkaar
Cis-trans isomeer: verschil van oriëntatie rond een dubbele-binding. Kan niet draaien en Cis
is zelfde kant, trans is andere kant.
Spiegelbeeldisomeer (enatiomeren): Als het molecuul een Asymmetrisch koolstofatoom
(een koolstofatoom met 4 verschillende groepen eraan gebonden) bevat. Vb hand.
De studenten kunnen de naam en eigenschappen aangeven van de belangrijke chemische
groepen in de biologie.
Chemische groepen:
Carbonzuren: -COOH
Esters: -COO-
Amiden: -CONH2
Aldehyden: -CHO
Ketonen: -CO-
Alcoholen: -OH
Thiolen: -SH
Aminen: -NH2
Ethers: -O-
De studenten kunnen de fosfaat groepen tekenen in ATP en weten welk suiker in ATP zit.
ATP (adenosine triphosphate) bevat de pentose (5C suiker): ribose
4
