College aantekeningen
Bouwstenen van het leven - Alle colleges
- Instelling
- Vrije Universiteit Amsterdam (VU)
Collegedictaat van 49 pagina's voor het vak Bouwstenen van het leven aan de VU
[Meer zien]Voorbeeld 3 van de 49 pagina's
Voorbeeld 3 van de 49 pagina's
In winkelwagengesponsord bericht van onze partner
Voorbeeld van de inhoud
- Op bb, 3 oefententamens voor bonuspunten.- Syllabus, link staat op blackboard.
Elements & Energies
Chapter 2 & 3: Essential Cell Biologie 3th edition.
Wat moet je weten:
- Waarom er maar een paar soorten elementen in cellen zijn
- Hoe atomen en elementen gecombineerd worden om moleculen te vormen
- Wat gebeurd er met redox reacties
- Wat is vrije energie, enthalpy en entropy
Kern: protonen (+) en neutronen
Banen om kern: elektronen (-)
We hebben heel weinig elementen in ons lichaam van de bestaande elementen
op aarde.
In ons lichaam:
- Reactieve elementen
- Simpel en makkelijk reacties aangaan
Atomen:
Atomen die hun buitenste kring niet verzadigd (vol) hebben met elektronen,
streven naar een toestand waarin dit wel het geval is. Dit gebeurd of door
elektronen op te nemen, of door elektronen af te staan.
Twee atomen kunnen samen elektronen delen. In plaats van allebei 1 elektron
hebben ze dan allebei 2 elektronen. Een atoom kan het aantal bindingen maken
waarmee hij precies is verzadigd. Zo’n binding heet een covalente binding. Dit
is de enige échte binding die atomen aangaan.
De drie belangrijkste elementen in ons lichaam zijn:
- Koolstof
- Zuurstof
- Waterstof
Koolstof
Van het drooggewicht van het menselijk lichaam bestaat 60% uit koolstof
(=C, =Carbon)
Koolstof kan 4 elektronen afstaan of opnemen en het heeft dus een
covalentie van 4
Koolstof is zo belangrijk omdat hij met zijn 4 bindingen heel veel
mogelijkheden heeft om bindingen aan te gaan.
Zuurstof
Van het drooggewicht van het menselijk lichaam bestaat 9% uit zuurstof
(=O, =Oxygen)
Zuurstof heeft 6 elektronen in de buitenste schil en kan er dus nog 2
opnemen. Zuurstof heeft dus een covalentie van 2.
Waterstof
, Waterstof heeft maar 1 elektron in zijn buitenste schil en heeft dus een
covalentie van 1.
Waterstof gaat vaak een binding aan met koolstof. Dit noem je dan
koolwaterstoffen en die zijn apolair (lossen niet op in water). Er is tussen –
C en –H bijna geen verschil in aantrekkingskracht, dus er ontstaan geen
ladingsverschillen, geen polen en dus lossen ze niet op in water.
Als er een O-H binding aanwezig is, kan een koolwaterstof wel weer polair
worden. De O-H binding zorgt namelijk voor waterstofbruggen en daar is
dus wel sprake van elektronegativiteit.
Waterstof heeft een hele lage massa.
Elektronegativiteit:
Elektronegativiteit = de neiging van een kern om elektronen vast te houden of
naar zich toe te trekken.
- Hoge elektronegativiteit: trekt heel hard aan elektronen.
Voorbeelden: Zuurstof, chloride en fluoride.
- Lage elektronegativiteit: trekt niet zo hard aan elektronen.
Voorbeeld: Natrium
- Zelfde elektronegativiteit: er gebeurd niets. Beide atomen trekken even
hard aan de elektronen. Dit is dan een apolair molecuul.
- Verschil in elektronegativiteit: de ene trekt harder dan de andere.
Deze bindingen krijgen dan een ionisch karakter (geef je aan in
percentage). De ene wordt dan een beetje negatief, en de andere
een beetje positief.
= polair molecuul.
Ontstaan moleculen met een positieve pool en een negatieve pool.
Er ontstaat een deellading.
Als het verschil in polariteit heel groot is, krijg je echt een + en echt
een –. Dit zijn zouten, die kunnen oplossen. Dit is heel belangrijk
voor de mens.
Als je Cl- hebt en Na+ is dat geen covalente binding meer, maar
noem je dat een ionenbrug.
Ook de hoek waarin de atomen met elkaar binden kan zorgen voor een bepaalde
polariteit. Water is zo’n voorbeeld van een polair atoom en is onmisbaar in het
leven op aarde.
Zuur-base:
Zuur: proton afstaan
Base: proton opnemen
Ph= -log[H3O+]
[H3O+] = 10-pH
Redoxreacties:
Veel in metalen, want metalen houden hun elektronen niet goed vast.
Redox: er wordt een elektron opgenomen of afgestaan
- Als een stof een elektron kwijt raakt, raakt hij geoxideerd
- Als een stof een extra elektron opneemt, raakt hij gereduceerd.
Afstaan van een elektron = oxidatie
Opnemen van een elektron = reductie
, Energies
State variables: free energy, enthalpy en entropy
Er zijn verschillende soorten energie. De absolute energie is alleen niet te
bepalen. Voor sytemen zijn de veranderingen (Δ) van energie wel van belang.
Thermodynnamics:
Thermodynamics:
Verdelen de wereld in 2 entiteiten
- Het systeem: daar kijken we naar
- De omgeving: de rest
Toestandsvariabelen: zijn hoeveelheiden die het systeem beschrijven. 1
functie is energie.
- Energie = niet afhankelijk van het pad!
Potentiële energie is verschillend in verschillende toestanden. Hoe je in die
toestanden bent gekomen maakt dus niet uit.
Upot = m×g×h
- De grenzen moet je zelf bepalen. De ‘0’ moet bepaald worden.
- Wat belangrijk is, is hoeveel de potentiële energie veranderd. Geef je aan
met ΔUpot
- ΔU= Ub-Ua. A=altijd de uitgangstoestand, de ‘0’.
- De toestand van lagere energie is meer waarschijnlijk dan de toestand van
hogere energie.
Je kunt de potentiële energie veranderen door werk of warmte toe te voegen.
De energie verdwijnt niet!.
De absolute energie van een systeem is niet/nauwelijks te bepalen. Maar het
gaat dus steeds om het verschil in energie.
1e hoofdwet van thermodynamica:
Energie verdwijnt niet, energie kan je niet maken. Je kunt energie alleen
omzetten.
Enthalpy = toestandsvariabele = ΔH
Enthalpy zit in een biochemische systeem, gaat vaak over verandering van
temperatuur in een systeem.
- Breking of vorming van binding: komt enthalpy bij kijken
Een system streeft altijd naar een toestand met een lagere energie
Entropy = toestandsvariabele = ΔS
Entropy is een maat van wanorde. De hoeveelheid entropy die in een systeem zit
geeft de hoeveelheid wanorde (disorde) aan. Een systeem heeft diverse
toestanden van een identieke toestandsvariabele. Een systeem heeft
verschillende vormen van bestaan met dezelfde toestandsvariabele.
S = kB ln W
Entropy meet de wanorde in een systeem.
- De veranderingen (spontaan) gaan meestal naar een toestand met meer
wanorde
Een systeem streeft altijd naar een toestand met een hogere wanorde.
2e hoofdwet
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, creditcard of Stuvia-tegoed voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper EvaStruijf. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €5,29. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 56326 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen