Samenvatting
Samenvatting Bouwstenen van het leven jaar 1
- Instelling
- Vrije Universiteit Amsterdam (VU)
Samenvatting van aantekeningen van de hoorcolleges en kennisclips. Bouwstenen van het leven jaar 1. Zelf heb ik een 8.4 gehaald.
[Meer zien]Voorbeeld 3 van de 20 pagina's
Voorbeeld 3 van de 20 pagina's
In winkelwagengesponsord bericht van onze partner
Verkoper
Volgen
Voorbeeld van de inhoud
Bouwstenen van het levenElements in cells:
Dat en waarom cellen van relatief weinige elementen gemaakt zijn: levende wezens
bestaan uit een paar elementen: waterstof (H), koolstof (C), stikstof (N), zuurstof (O) en
fosfor (P). In mindere mate calcium (Ca), kalium (K), zwavel (S), natrium (Na), chloor (Cl) en
magnesium (mg). Elementen in cellen hebben een buitenste schil die niet volledig gevuld is,
hierdoor zijn ze reactief. Het atoomnummer geeft aan hoeveel protonen en elektronen er in
het atoom aanwezig zijn.
Hoe atomen moleculen vormen: atomen kunnen moleculen vormen door een covalente
binding aan te gaan, hierbij wordt er minimaal 1 elektron gedeeld tussen twee atomen.
Atomen streven ernaar om hun buitenste schil vol te hebben. De sterkte van een binding is
afhankelijk van de bindingsenergie.
Hoe bouwstenen gebruikt worden om biologische macromoleculen te vormen: C-O
(kunnen proton afstaan, - ) en C-N (nemen proton op, +) verbindingen zitten in eiwitten.
Hoe polariteit in moleculen ontstaat: atomen zijn min of meer in staat elektronen aan te
trekken die in een covalente binding worden gedeeld -> elektronegativiteit. Verschillen in
elektronegativiteit zorgen voor polariteit. Dit verschil is kleiner dan 1 of groter dan -1. De
stof met een grotere elektronegativiteit trekt harder aan de elektronen. Hierdoor ontstaat er
aan de andere kant van het molecuul een positieve pool = polariteit.
Wat pH betekent: de pH geeft de zuurtegraad aan. Wanneer waterstof aan een atoom met
een hogere polariteit bindt kan hij zich gedragen als een proton -> laat elektron achter ->
negatieve binding. De proton bindt aan een ander atoom -> positieve binding.
Bij een binding met water gebeurt het
volgende:
pH=-log[H3O+]
Wat bij oxidaties en reducties
gebeurt: metalen kunnen een redox-reactie vormen. Bij een reductie-reactie wordt er een
elektron opgenomen door de oxidator en bij een oxidatie-reactie komt er een elektron vrij.
Fe2+ + oxidiser –> [Fe3+ + e- + oxidiser] –> Fe3+ + oxidiser-
Fe3+ + reductor- –> [Fe3+ + e- + reductor] –> Fe2+ + reductor
Atomen die elektronen verliezen zijn geoxideerd.
Wat een toestandsvariabele (state variable) is: een variabele die de toestand van een
systeem beschrijft, onafhankelijk van hoe het systeem bij die toestand is gekomen.
Bijvoorbeeld: temperatuur, hoogte of concentratie.
Intensieve toestandsvariabele: onafhankelijk van het gewicht van het systeem. Bv temp,
concentratie.
Extensieve toestandsvariabele: afhankelijk van het gewicht van het systeem. Bv volume,
interne energie.
,Wat enthalpie, entropie, en vrije energie is:
Enthalpie verandering: vat de verandering van interne energie en de arbeid die verricht
moet worden om het volume te veranderen samen. Staat gelijk aan de verandering van
interne energie. De interne energie kan veranderd worden door werk op het systeem uit te
oefenen of door het systeem werk uit te laten voeren op de omgeving: warmtetransfer. Dit
gaat vaak gepaard met volumeverandering.
Enthalpie (H): de energie die nodig is om een systeem te creëren plus de energie die de
ruimte voor dit systeem vrij maakt. De hoeveelheid energie in een systeem.
Entropie: de toevalligheid van het systeem, de waarschijnlijkheid om het systeem in een
bepaalde toestand te treffen, de wanorde waarin het systeem verkeert. De energie zal zich
zo gelijkmatig mogelijk verdelen. De verspreiding van energie/materie.
Entropieveranderingen (∆S): veranderen de waarschijnlijkheid om het systeem in een
bepaalde toestand aan te treffen. 1. Het effect van een bepaalde hoeveelheid warmte in of
uit een systeem. Het opwarmen van een systeem vergroot de entropie
2. De verandering van de waarschijnlijkheid voor een bepaalde toestand van het systeem.
Elk systeem (macrostaat) wordt gedefinieerd door het aantal verschillende microstaten (Ω) =
multiplicity. Hoe meer microstaten hoe hoger de entropie.
Vrije energie (G): een maat van de hoeveelheid energie die gehaald kan worden uit de
omgeving. geeft aan in welke richting een reactie spontaan verloopt. Een reactie is alleen
spontaan als de verandering in vrije energie kleiner is dan nul en de entropie in het
universum vergroot. Een spontane reactie verloopt van hoge naar lage energie. De vrije
energie valt ook te interpreteren als verandering van de entropie binnen een systeem en
erbuiten (∆Ssurroundings = -∆Hsysteem / T)
De standerdaard verandering van vrije energie (∆G’) geeft de winst of het verlies van vrije
energie onder standaard condities weer.
De eerste en de tweede wet van de thermodynamica: de eerste wet stelt dat energie niet
verloren kan gaan of uit het niets kan ontstaan > interne energie van een gesloten systeem is
constant.
Tweede wet: in een geïsoleerd systeem wordt de entropie altijd vergroot door het optreden
van spontane reacties. Toename van entropie. Dit komt doordat er meer manieren zijn om
energie te verspreiden dan energie vast te houden. Cellen zijn open systemen, hierbij wordt
ook naar de veranderingen in de omgeving gekeken.
Bij een endotherme reactie wordt er energie opgenomen, hierbij wordt de entropie in het
systeem vergoot door warmte van de omgeving > entropy-driven reactie.
Bij een exotherme reactie komt er energie vrij, hierdoor komt er warmte vrij waardoor de
entropie in de omgeving toeneemt. > enthalpy-driven reactie.
Hoe de twee componenten van de vrije energie elkaar beïnvloeden: de verandering van
entropie in de omgeving is veranderd door de verandering van enthalpie in het systeem. ∆G
= ∆H – T x ∆S
, ∆H ∆S
- + De reactie is zowel enthalpie als entropie gunstig en zal spontaal
lopen onafhankelijk van de temperatuur
- - Spontane reactie is afhankelijk van de temperatuur, kleiner dan
∆H/∆S. De reactie is enthalpisch gunstig.
+ + Spontane reactie is afhankelijk van de temperatuur, hoger dan
∆H/∆S. De reactie is entropisch gunstig.
+ - De reactie is zowel enthalpisch als entropisch tegengesteld, dit is
een niet spontane reactie bij elke temperatuur.
Hoe veranderingen in de vrije energie de richting van reacties bepalen:
∆G < 0, spontane reactie, het systeem verliest vrije energie, de waarschijnlijkheid neemt toe
∆G = 0, evenwicht, geen verandering in vrije energie
∆G > 0, systeem wint vrije energie, de waarschijnlijkheid neemt af, achterwaartse reactie
Hoe de vrije energie afhankelijk is van concentraties van de reactiepartners: de
verandering van vrije energie ∆G is afhankelijk van de evenwichtsconstante.
Wat bindingsenergie is en wanneer die een systeem binnen komt of juist het systeem
verlaat: bindingsenergie is de energie die vrijkomt bij het aangaan van een binding. Deze
energie moet toegevoegd worden om de binding te verbreken. Covalente binding: een
binding tussen twee atomen die hun elektronen delen en samen 1 molecuul vormen.
Energie van ongeveer 100kJ/mol
Ion binding: interactie tussen twee geladen (-+) deeltjes. Komen vaak voor in het oppervlak
van eiwitten.
Waterstofbrug: O-H-binding. Zuurstof trekt harder aan de elektronen dan waterstof,
hierdoor wordt de zuurstof negatief en de waterstof positief
Geïnduceerde dipool interactie: een interactie tussen een permanente polaire en een
tijdelijk apolaire groep, doordat toevallig elektronen aan andere kant van het molecuul
verzamelen -> aantrekkelijke binding
Vander Waals-interactie: in beide groepen ontstaat toevallig een dipool waardoor de
groepen elkaar aantrekken, vaak een tijdelijke binding doordat hij erg zwak is. Energie van
ongeveer 1 kJ/mol
Het verschil tussen covalente bindingen en niet covalente interacties: bij een covalente
interactie worden en elektronen tussen moleculen gedeeld. Bij niet covalente interactie is
dat niet het geval. De moleculen worden aangetrokken door verschil in lading.
Hoe het hydrofobe effect ontstaat: wanneer water in contact komt met een apolaire stof
neemt het een kooi-structuur om het apolaire molecuul aan > lage entropie, want weinig
wanorde. De H-moleculen kunnen op elk moment de kooi weer verlaten, bijvoorbeeld
wanneer twee apolaire moleculen tegen elkaar aan komen en het apolaire oppervlakte
kleiner wordt -> hogere enthalpie.
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 brittebuis1. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €6,49. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 55628 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen