College aantekeningen
College aantekeningen Ademhaling En Circulatie
- Instelling
- Radboud Universiteit Nijmegen (RU)
Aantekeningen van alle colleges en aantekeningen van de COO's.
[Meer zien]Voorbeeld 4 van de 85 pagina's
Voorbeeld 4 van de 85 pagina's
In winkelwagengesponsord bericht van onze partner
Verkoper
Volgen
Voorbeeld van de inhoud
Toetsing: 2 uur62 MC en 2 open vragen (voornamelijk histologie)
2.2 HC Chemische bindingen en macromoleculen
Chemische bindingen
Vormen van chemische bindingen”:
→ Atoom
1. ionbinding
2. covalente binding
3. waterstofbrug
4. hydrofobe interacties
→ Ionisatie
→ Oxidanten
→ Hydrogen peroxide
→ Relevantie
Ijzer met hemoglobine (eiwit) → zorgt voor zuurstof in ons lichaam. Heeft in het
midden het heem molecuul, in het midden zit een ijzerion. Je ziet 4 bindingen
van het heem molecuul naar het ijzer gaan, 5e binding wordt gevormd door een
histidine rest binnen het hemoglobine, 6e bindingsplek op het ijzer zit zuurstof of
kooldioxide → deze binding is geen covalente binding → vindt geen volledige
uitwisseling van elektronen plaats.
Je ziet covalente bindingen en in het midden zie je een ijzerion. Dit ijzerion zorgt dat de
zuurstof erin kan.
Veel enzymen die chemische reacties katalyseren, vind je ook veel covalente
bindingen → omgeving van ion goed is om elektronen te trekken, dit zorgt voor
een destabilisering van de binding waardoor een molecuul chemische reacties
kan ondergaan.
In covalente binding: delen twee elektronen met elkaar
Basis van het vormen van bindingen zijn elektronen.
Hoe kan je afleiden dat koolstof 4 bindingen aan kan gaan? heeft met elektronen
in de buitenste schil te maken. Altijd 8 elektronen op de buitenste schil → bestaat
uit 1 s orbital en 3 p orbital. Koolstof heeft in buitenste schil 4 elektronen zitten,
dan kunnen er nog 4
bindingen bij dus daarom kan koolstof 4 bindingen aangaan.
Stikstof: heeft op buitenste schil 5 elektronen zitten, dus nog uitwisseling van 3
elektronen. Daarom is stikstof niet als N aanwezig, maar als N2 → vormt 3
bindingen, die ervoor zorgen dat er 8 elektronen in buitenste schil krijgt.
Zuurstof: 6 elektronen op de buitenste schil, delen van 2 elektronen, daarom is zuurstof O2.
Atoom bestaat uit de kern: protonen en neutronen.
In grotere hoofdgroepen meer protonen, daarom ook meer elektronen. Dan plaats je
elektronen in schillen.
- 1e energie schil: alleen bij waterstof en helium (2 elektronen, 1 x 2 in s orbital)
- 2e energie schil: maximaal 8 elektronen (1 x 2 in s orbital en 3 x 2 in p orbitals)
,In een s orbital passen maar 2 elektronen.
Molecuul bepaalt welke binding ze aangaan, hebben de neiging om die buitenste schil te
bezetten.
Door delen van elektronen met andere atomen komen er dan 8 bindingen terecht. Een
atoom is het meest stabiel wanneer alle orbitals (schillen) van de buitenste energieschil
gevuld zijn met twee elektronen.
3 p-orbitals: de px py en pz orbitaal worden eerst met 1 elektron gevuld en dan twee als er
meerdere elektronen zijn = Hund’s regel.
Chemische bindingen:
1. Ionbindingen
→ worden gevormd van elementen die heel makkelijk 1 elektron los gaan laten of
1 elektron opnemen.
Elementen die maar 1 elektron te veel hebben (buitenste schil met 1 elektron, bv natrium) of
maar 1 elektron missen. Deze hebben de neiging om elektron erbij te pakken of eentje los te
laten. Natrium wil 1 elektron afstoten, want heeft er 1 teveel in de buitenste ring. Dit ene
elektron gaat naar chloor (die miste nog 1 elektron). Nu hebben beiden 8 elektronen in de
buitenste schil.
Afstaan van 1 elektron = oxidatie en het opnemen van 1 elektron = reductie.
Oxidator neemt elektron op (want die wordt gereduceerd, oxidator oxideert een ander
element door zelf gereduceerd te worden).
Rangschikking van ionen (in een zout) op het niveau van de kristal (op nanometers), deze is
precies hetzelfde als wat je macroscopisch ziet. Vorm van een zoutkristal kan je kleiner
maken. Ionen in een zout zitten in een regelmatige rangschikking in een zoutkristal.
Bij ionbinding is er aantrekkingskracht door de lading (tussen tegenovergesteld geladen
ionen), deze is zwakker dan de covalente binding.
2. Covalente binding
Twee atomen wisselen elektronen met elkaar uit.
Is voor elementen die 1 elektron te veel of te weinig hebben. Elektronen worden gedeeld:
beide elektronen hebben 8 elektronen in de buitenste schil.
Zuurstof wil ook covalente binding aangaan met water. Stikstof heeft 5 elektronen op de
buitenste schil, dus makkelijkste om bij de 8 te komen is om bindingen met 3 andere atomen
aan te gaan. Er zijn ook vb waar stikstof 5 bindingen aangaan. Of je kan 5-bindingen vormen
of 3.
Covalente binding is sterker dan de ionbinding.
- Enkele binding → waterstofchloride of ethaan
→ 2 elektronen gedeeld
→ wel rotatie mogelijk, kan draaien
→ grote flexibiliteit van het molecuul → kunnen veel verschillende vormen
aannemen (vorm van een molecuul bepaalt de functie)
- Dubbele binding → etheen. tussen bv twee koolstoffen. C heeft 4
elektronen op buitenste schil, deze deelt zodat die 8 elektronen krijgt.
→ 4 elektronen gedeeld
→ geen rotatie mogelijk (kan voordeel zijn omdat het dan niet meer hoeft
te zoeken in welke draaiing het ergens in past)
→ beperkt de beweging, beperkt de rotatie om de bindingsas waardoor het
molecuul minder flexibel wordt (starre vorm)
, (je kan de binding verbreken om te draaien, of te veranderen tussen cis en trans
stand)
- Driedubbele binding → ethyn. delen 3 elektronen met elkaar
→ 6 elektronen gedeeld
→ geen rotatie mogelijk
3. Waterstofbrug
= een bepaald type brug, waarin twee atomen wel interactie aangaan, maar er vindt geen
uitwisseling van elektronen plaats (geen covalente binding), dus weer vrij makkelijk
verbreekbaar.
Zorgt dat in ons lichaam, ook door water, moleculen op een niet op te lossen manier naast
elkaar zitten. Zorgen voor precies?.
Water → er is een hoek tussen de twee waterstoffen die aan het O-atoom zijn
gebonden.
O (zuurstof) heeft een negatieve deellading en H (waterstof) heeft positieve deellading
(zuurstof wil elektronen opnemen en waterstof wil elektron afstaan).
Zuurstof is elektronegatief, dus die heeft een sterkere trekkingskracht op de elektronen.
Zuurstof heeft nu een grotere neiging om te trekken, waardoor H een positieve
lading krijgt → dipool, want er is nu een licht positieve kant aan de kant van de
H-stoffen en een licht negatieve kant aan de kant van O-stof. Hierdoor is er
aantrekkingskracht → hierdoor zitten watermoleculen sterker naast elkaar →
daarom heeft water een kookpunt 100 graden.
Water kookt pas bij 100 graden. Aardgas bestaat uit methaan (bijna net zo grote
molecuul), maar die is bij 0 graden al ?? → heeft te maken met dipool/polariteit.
Bij water zitten de twee O en één H in een bepaalde hoek, als een stof niet in
deze hoek zit, dan is er daar geen dipool → daardoor hebben deze moleculen
geen aantrekkingskracht met elkaar.
Basis voor polariteit: zuurstof-kern trekt harder aan gedeelde elektronen dan de H-kern.
Koolstofkern en H-kern (bij methaan) trekken even hard aan gedeelde elektronen, hierbij is
geen delta plus en delta min en dus geen mogelijkheid om elektronen af te staan.
Waterstofbinding → zwakker dan ionbinding → ontstaan en verdwijnen
voortdurend.
Watermoleculen vormen waterstofbruggen met elkaar en met andere polaire of geladen
moleculen (bv glucose).
Apolair molecuul = een molecuul waarbij je geen delta min of delta plus hebt, vb: ethaan
molecuul. Hier is de elektronegativiteit tussen koolstof en waterstof zo klein, dat je geen
deellading op de moleculen krijgt waardoor ze geen waterstofbruggen kunnen vormen.
Daarom is dit molecuul ook niet wateroplosbaar.
Alleen de moleculen die goede waterstofbrug interacties met de watermoleculen aan kunnen
gaan zijn oplosbaar in water, andere moleculen (bv vetten of methaan), zijn dus niet
oplosbaar in water omdat er geen waterstofbruggen gevormd kunnen worden.
Oplossen = het omhullen van een molecuul met een schil van water waar dus de
watermoleculen in de schil, waterstofbruggen aangaan met het opgeloste moleculen.
Oplossen is het vormen van een waterschil om het opgeloste molecuul, vorming van de
waterschil is met behulp van waterstofbruggen.
4. Hydrofobe interacties
, Zijn niet echte interacties, maar is voorkomen van contacten met water.
Glucose heeft veel OH-groepen, die allemaal H-bruggen kunnen vormen waardoor suiker in
water oplosbaar is. Moleculen met meerdere polair covalente bindingen en/of geladen
groepen los goed op in water. Goed oplossen in water = hydrofiel.
Koolwaterstofmolecuul → apolair = geen polaire groepen. Te weinig
elektronegativiteit verschillen tussen waterstof en koolstof, dus geen polariteit
van de binding. Kan geen contacten via waterstofbruggen maken, daardoor is
een molecuul niet water oplosbaar. Niet oplosbaar in water = hydrofoob.
Om een apolair molecuul in water in te brengen, moet je waterstofbruggen tussen
watermoleculen verbreken (want apolair molecuul kan zelf geen H-bruggen vormen), dit kost
energie en daarom lost een apolair molecuul niet in water op.
Als je een polair molecuul in water oplos, krijg je waterstofbruggen.
Olie wordt van water afgestoten omdat olie ?? → hydrofoob
Brengt alleen maar water naar buiten, omdat water van een hydrofoob molecuul geen
interactie aangaat.
Voorbeeld vouwing van een eiwit (wat bestaat uit aminozuurketen), heeft hydrofobe en
hydrofiele resten. Als een eiwit gevouwen is dan zitten de hydrofobe resten in het midden
omdat ze geen contact aan kunnen gaan met water, ze lossen niet in water op.
Zeep is een amfipatisch molecuul → omdat we 2 onderdelen van het molecuul
hebben: ene houdt niet van water en andere houdt niet van organische
oplosmiddelen.
Voorbeeld hydrofobe oplossing = zeep → heeft 2 neigingen: op ene kant
hydrofobe neiging op andere kant hydrofiele neiging (ene kant non polair en
andere kant polair).
Het lange non-polaire stuk houdt dus niet wat van water (hydrofoob), polaire hoofdgroep
houdt wel van water (hydrofiel).
Als je zeep in water brengt: amfipatisch molecuul vormen micellen → hydrofobe
staarten gaan naar de binnenkant toe en de hydrofiele koppen gaan naar de
buitenkant. Waarom gebruik je dit voor het wassen? Vet zit op de pan of op je
handen (aan de buitenkant), je gebruikt zeep om vet van de handen te krijgen.
Vet is een hydrofoob molecuul, dus als we deze micellen van zuup moleculen
hebben, dan lost het vet aan de binnenkant van deze micellen op → vet wordt
aan de binnenkant (bij hydrofobe deel) van de micellen opgenomen en
vervormen de laag van de micellen eromheen en daarom wordt vet plotseling in
water opgelost (niet het vet lost op, maar het vetmolecuul wordt ingesloten in
een micel door de hydrofiele koppen).
Micellaire structuren → aan de binnenkant hydrofoob, lossen het vet van de huid
op en nemen het vet van de huidoppervlakte mee.
Ionisatie
Als je kookzout in de kristalvorm in water inbrengt, dan kan het ionen vormen omdat het
oplost, dat betekent dat zoutionen uit de kristal verbant worden (uitgebroken), op het
moment dat ze uitgebroken zijn vormen we een waterschil er omheen.
Voorbeeld azijnzuur.
Als je stikstof hebt in een organisch molecuul, dan is die basisch = aannemen van een
proton en dan wordt die positief geladen.
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 jannekersten. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €3,89. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 66579 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen
