100% tevredenheidsgarantie Direct beschikbaar na je betaling Lees online óf als PDF Geen vaste maandelijkse kosten
logo-home
Eerder door jou gezocht
Eerder door jou gezocht
logo
Samenvatting CELLEN - Hoorcollege 13 t/m 20 - 2017/2018 €4,49
In winkelwagen
Snel navigeren naar
Voorbeeld
  2.  
  3. Universiteit Utrecht (UU)
  4.  
  5. Cellen

Samenvatting

Samenvatting CELLEN - Hoorcollege 13 t/m 20 - 2017/2018

1 beoordeling
 0 keer verkocht

Hoorcollege 13 t/m 20 van het vak Cellen (Biomedische Wetenschappen, Universiteit Utrecht) uitgewerkt (2017/2018). De volgende onderwerpen komen aan bod: eiwitten (hoorcollege 13 en 14), enzymen (hoorcollege 15), membranen en lipiden (hoorcollege 16), compartimentering van cellen (hoorcollege 17), ...

[Meer zien]

Voorbeeld 4 van de 33  pagina's

Document informatie

  • Onbekend
  • 29 april 2018
  • 33
  • 2017/2018
  • Samenvatting

Onderwerpen

Gekoppeld boek

book image

Titel boek:

Auteur(s):

  • Uitgave:
  • ISBN:
  • Druk:

Meer samenvattingen voor studieboek

Alles voor dit studieboek (8)

Geschreven voor

Alle documenten voor dit vak (85)

1  beoordeling

review-writer-avatar

Door: janinevmeulenkamp • 6 jaar geleden

Verkoper

avatar-seller
anoukbmw

Ontvangen beoordelingen

Voorbeeld van de inhoud

CELLEN – HOORCOLLEGE 13-20 – 2017/2018

Hoorcollege 13 + 14: Eiwitee 18-00-20177
Structuur vae eiwitee
De structuur van een eiwit is gekoppeld aan de functe van het eiwit.

Eiwiten zijn ketens van covalent aan elkaar gekoppelde aiinozuren. Deze polyppeptdeketens kunnen
vouwen tot een specifeke structuur.

De structuur en werking van eiwiten wordt bepaald door:
 De oigeving.
 De aiinozuursaienstelling en volgorde.
 De secundaire en tertaire structuur.
 De post-translatonele iodifcates (= Veranderingen aan eiwiten die plaatsvinden na translatee.

Zwakke ieteractee tueeee eiwitee
Zwakke bindingen (niet covalente bevorderen:
 Dypnaiiek van ioleculen in de cel.
 Interacte tussen eiwiten.
 Overbrengen van energie van ene naar andere iolecuul.

De interactes tussen eiwiten zijn zwak. Echter zijn een heleboel zwakke bindingen saien sterk. Deze niet-
covalente reactes zijn reversibel (= Het kan twee kanten op: ze kunnen zich binden, iaar ook weer
losiaken van elkaare.

Water H2O7
De atoien in water zijn onderling verbonden door covalente bindingen. De
O-H bindingen zijn polair: O trekt harder aan de elektronen dan H. Hierdoor
zijn de H-atoien positever geladen en het O-atooi is negatever geladen.
Water is daaroi een elektrische dipool.

Hypdrofel = Moleculen (of ionene die goed oplossen in water, doordat ze polair zijn.
VB: DNA, RNA, vele eiwiten en suikers.

Hypdrofoob = Moleculen die slecht oplossen in water, doordat ze apolair zijn.

Aifpathisch = Moleculen die een polair en apolair deel beziten.
VB: Micellen, fosfolipiden, eiwiten.

Water is een uitstekend oplosiiddel voor polaire stofen:
 Biologische ioleculen (-fosfaat, aiino-, -carboxyple.
 Organische ioleculen (-hypdroxypl, sulfypdrypl, -carbonyple.
 Zouten.

Water neeit deel aan vele cheiische reactes in de cel.

Het vorien van waterstofruggen


1

,Tussen het H-atooi van het ene wateriolecuul en het O-atooi van een ander wateriolecuul kan door
de elektrische aantrekkingskracht tussen beide atoien een waterstofrug ontstaan.

Waterstofruggen worden geiakkelijk gevorid en verbroken. Enn waterstofrug is zwak, iaar een
netwerk van waterstofruggen tussen ieerdere waterioleculen is sterk. Door dit netwerk van
waterstofruggen heef water de volgende eigenschappen:
 Water heef een hoog kookpunt.
 Water heef een grote oppervlaktespanning.
 Water is vloeibaar bij kaierteiperatuur (en geen gase. Dit koit doordat waterstofruggen
constant ontstaan en weer verdwijnen. Het netwerk van waterstofruggen verandert constant.

Waterstofruggen kunnen tussen allerlei ioleculen gevorid worden, iits het iolecuul polair is. Ook
kunnen waterstofruggen gevorid worden tussen atoien binnen een (groote iolecuul.

Zwakke ieteractee tueeee moleculee
Onderstaande bindingen zijn zwakke bindingen. Deze bindingen zijn niet covalent. Er wordt dus geen
elektronenpaar gedeeld.
 Elektrostatsche-bindingen (ionbindinge: de negatef geladen zijde van een iolecuul richt zich naar
de positef geladen zijde van een ander iolecuul.
 Waterstofruggen.
 Van-der-Waals-krachten: ioleculen kunnen elkaar naderen tot een bepaald punt.

Zuree ee baeee ie water
Zuren
Zuren = Moleculen die een proton (H+e afstaan, wanneer ze oplossen in water.  Dissociëren.

Bij de dissociate van een zuur wordt H3O+ (hypdroniui ione gevorid.

Zuren zorgen voor een stjging van de H3O+-concentrate in water.

Hoe hoger de H3O+/H+-concentrate, hoe zuurder de oplossing.

Sterke zuren staan hun protonen (H+e geiakkelijker af dan zwakke zuren. In de cel zijn de ieeste
ioleculen zwakke zuren. Zuren staan sneller hun protonen af als de H +-concentrate laag is en neien hun
protonen sneller op als de H+-concentrate hoog is.




Basen
Basen= Moleculen die een proton (H+e opneien, wanneer ze oplossen in water.  Associëren.

Basen zorgen voor een stjging van de OH--concentrate (hypdroxyple in water.

Sterke basen neien geiakkelijker protonen (H +e op dan zwakke basen. In de cel zijn de ieeste ioleculen
zwakke basen.

Een aiinogroep als base in water: -NH2 + H2O  -NH3+ + OH-

Een toenaie van de OH--concentrate zorgt voor een afnaie van de H+-concentrate.
2

,Zuur-baee eveewicht
Het evenwicht wordt sterk beinvloed door [H+] en dus door de pH.

pH=−log ¿ ¿

HA  H+ + A- of HA+  H+ + A
K eq =¿ ¿

pK=−log (K eq )

Henderson-Hasselbalch vergelijking:

pH= pK + log ¿ ¿ ¿

Indien precies de helf van het zuur gedissocieerd is (50% dissociatee, geldt dat [A -] = [HA].  pH = pK.

pH
pH-schaal:
 pH = 7.0  Neutraal.
 pH > 7.0  Basisch.
 pH < 7.0  Zuur.

Buffere
Bufer = Een iix van een zwak zuur en bijbehorende zwakke
base die de pH constant houden door het afstaan van
protonen (zurene en de opnaie van protonen (basene.

Eiwiten hebben een buferende werking, oidat ze groepen
bevaten die protonen kunnen opneien of afstaan.

Aiinozuren en eiwiten vorien belangrijke bufers voor het
constant houden van de pH in het lichaai.

Buferende werking bij: pH = pK + 1 of pK - 1.
De beste buferende werking als pH ≈ pK. Rondoi de pK kun
je relatef veel veranderen, zonder dat de pH ernstg
veranderd.

Bij een lage pH is er nauwelijks dissociate: veel HA.
Bij een hoge pH is er veel dissociate: veel A-.

Amieozuree
Kenierken aiinozuur:
 -C = Het centrale C-atooi in een aiinozuur.
 Aiinogroep.
 Carboxyplgroep.
3

,  Zijketen (Re: verschillen in lading en groote.

Aiinozuren zullen in water direct in oplossing gaan. Rond pH = 7 zullen de opgeloste aiinozuren er als
volgt uitzien: -COOH-groep heef een H+ afgestaan (en is dus negatef geladene, -NH2-groep heef een H+
opgenoien (en is dus positef geladene.

Een aiinozuur in oplossing is tegelijkertjd een zuur en een base. De carboxyplgroep die een H + heef
afgestaan reageert als zuur. De aiinogroep die een H+ heef opgenoien reageert als base.




De lading van aiinozuren wordt bepaald door de pH:
 Aiinozuur bij pH = 7: Het aiinozuur is geïoniseerd. De netolading is 0.
 Aiinozuur bij lage pH: De carboxyplgroep is nog niet gedissocieerd. De aiinogroep is wel
geïoniseerd tot NH3+. De netolading is positef.
 Aiinozuur bij hoge pH: De carboxyplgroep is geïoniseerd. De aiinogroep is niet geïoniseerd. De
netolading is negatef.




Ieder aiinozuur kan voorkoien in drie verschillende vorien.

Polaire aiinozuren = Aiinozuren iet een zijgroep die kan dissociëren.
Non-polaire aiinozuren = Aiinozuren iet een zijgroep die geen H+ kan afstaan.

Een base is bij een lage pH positef geladen.
Een zuur is bij een lage pH negatef geladen.

Belangrijke aiinozuren
Asparaginezuur (Asp) (D)
Asparaginezuur heef een zure zijgroep iet een –COOH-groep. Hierdoor kan dit aiinozuur
drie H+ afstaan. De zijgroep is negatef geladen.

Glutaminezuur (Glu) (E)
Glutaiinezuur heef een zure zijgroep iet een –COOH-groep. Hierdoor kan dit aiinozuur
drie H+ afstaan. De zijgroep is negatef geladen.

Histiine (His) (H)

4

Dit zijn jouw voordelen als je samenvattingen koopt bij Stuvia:

Bewezen kwaliteit door reviews

Bewezen kwaliteit door reviews

Studenten hebben al meer dan 850.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet jij zeker dat je de beste keuze maakt!

In een paar klikken geregeld

In een paar klikken geregeld

Geen gedoe — betaal gewoon eenmalig met iDeal, creditcard of je Stuvia-tegoed en je bent klaar. Geen abonnement nodig.

Direct to-the-point

Direct to-the-point

Studenten maken samenvattingen voor studenten. Dat betekent: actuele inhoud waar jij écht wat aan hebt. Geen overbodige details!

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 anoukbmw. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.

Zit ik meteen vast aan een abonnement?

Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €4,49. Je zit daarna nergens aan vast.

Is Stuvia te vertrouwen?

4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)

Afgelopen 30 dagen zijn er 66184 samenvattingen verkocht

Opgericht in 2010, al 15 jaar dé plek om samenvattingen te kopen

Begin nu gratis
€4,49
  • (1)
In winkelwagen
Toegevoegd