Zelforganisatie
Aantekeningen les week 1
Alle interacties van de dubbele DNA helix naar chromosomen gebruiken wij ook om
nanodeeltjes te maken. Als je moleculen wil introduceren in een nanostructuur heb je veel
verschillende interacties nodig (de sterkte zit hem niet in de individuele kracht, maar in de
hoeveelheid krachten die we kiezen). We kijken vooral naar de wat zwakkere bindingen,
want die vinden we in nanodeeltjes.
Bij DNA gaan twee strengen tegen elkaar zitten door de waterstofbinding, waterstof atoom
wat gebonden is aan een molecuul wat meer elektronegatief is dan water (stikstof en
zuurstof). Aan de andere kant heb je een binding nodig waar vrije elektronen zitten, het vrije
elektronenpaar doneert lading aan het waterstof atoom en waterstof atoom accepteert de
lading, dan heb je een waterstof brug. Vier basen, adenine, thymine, guanine en cytosine.
De waterstofbruggen zijn niet verantwoordelijk voor de helix achtige vorm.
Aanvullende informatie. Een covalente binding of atoombinding is een binding tussen
atomen waarin de atomen een of meer gemeenschappelijke elektronenparen hebben. Niet-
metalen gaan met elkaar covalente bindingen aan. Met deze vorm van binding worden
moleculen of een samengesteld ion opgebouwd.
Pi-pi stacking is verantwoordelijk voor de helix. Dubbele binding (koolstof = koolstof).
Elektronen bevinden zich in een wolk, bij de eerste binding bevindt zich tussen de koolstof
atomen, de tweede binding (tweede elektronenpaar) bevindt zich boven en onder de koolstof
atomen. Als je zo een structuur hebt dan noem je dat een pi-binding. Bij die helix zie je
dubbele bindingen, deze structuren zijn aromatisch (hier
zitten allemaal dubbele bindingen in). Als je nu alle
elektronenwolken tekent dan zie je dat er allemaal
elektronen boven en onder de koolstofatomen zitten. De
kern van een atoom heeft een positieve lading, dus
koolstofatomen zijn + geladen, daarboven en onder
elektronen. Het is dus eigenlijk een ringstructuur met
dubbele bindingen en boven en onder elektronen.
Hierbij zie je dat ze verschillende vormen kunnen
aannemen. Je kan ze dus op verschillende manieren op
elkaar stapelen. Bij die eerste is het niet zo gunstig dat de
positieve en negatieve ladingen recht boven elkaar zitten.
Bij die tweede al iets gunstiger, bij de derde is de meest stabiele structuur (hierbij is hij dus
licht geschoven). Bij het DNA model zie je dus dat alle schijfjes zich licht geschoven van
elkaar willen rangschikken en dan krijg je een dubbele helix, dit noem je dus een pi-pi
stacking.
, Cation-pi interaction. Een metaal-ion die kan je het beste recht boven het centrum van een
pi-systeem zetten. Dat getal op is 10 is de optimale afstand tussen het centrum van de ring
en het positieve ion. Te dichtbij dan kom je te dicht bij de positieve koolstof en te ver te
slechte binding. Als je weer terug kijkt naar DNA, dan zie je dat de afstand tussen twee
basenparen ongeveer die afstand is.
De dubbele helix is gevormd en wordt gewikkeld om histonen. Eén bolletje bestaat uit acht
histon eiwitten en daaromheen wordt het DNA gewikkeld. Hiervoor zijn verschillende
krachten nodig. Histonen hebben een positieve lading en DNA een negatieve lading.
Aminozuren kan je indelen in verschillende groepen. Aromatische aminozuren kunnen pi-pi
stacking interacties vormen; polaire aminozuren, waterstofbruggen; positieve en negatieve
geladen aminozuren, ion-ion interacties. Al die interacties zorgen dat die eiwitten vouwen in
een tertiaire structuur. Dan is er nog een groep van krachten die ervoor zorgt dat de eiwitten
elkaar vinden. Een benzeen ring is heel apolair, de apolaire aminozuren zitten aan de binnen
kant van een eiwit. De meeste kracht tussen eiwitten komt door de Van der Waals binding,
dit is een collectie van krachten, namelijk london dispersion force, dipole – induced dipole
force en dipole-dipole interaction.
London dispersion force. De binding tussen moleculen en in moleculen. Intermoleculaire
krachten, tussen de verschillende moleculen (de laagste kracht, lager dan in de moleculen).
De binding in moleculen noem je de intramoleculaire krachten. De london dispersion force
zijn intermoleculaire krachten tussen moleculen. Hierin worden de elektronen oneven
verplaatst. Oneven elektronen, dit betekent dat de elektronen oneven zijn verdeeld rondom
het molecuul. Een molecuul heeft een positieve en een negatieve lading. Hoe groter het
molecuul, hoe meer elektronen, hoe groter de kracht. Deze krachten zijn belangrijk omdat ze
overal terug te vinden zijn. Wat houdt helium samen als ze in een vloeistof fase komen? Dat
zijn dus deze london dispersion forces. Een helium molecuul heeft twee elektronen aan de
buitenkant en twee protonen aan de binnenkant. Als je er nou twee hebt en als je deze
moleculen naar elkaar brengt dan zie je dat de elektronen gaan migreren, de elektronen van
het ene heliummolecuul, gaan naar de protonen van het andere heliummolecuul. Nu krijg je
twee tijdelijke dipolen. De london dispersion force is dus niks anders dan de connectie
tussen het proton van het ene en het elektron van het andere molecuul.
Het is wel tijdelijk dus kan zo weer weg gaan. Deze kracht wordt vergroot door de contact
area (hoe meer elektronen dichter bij elkaar, hoe meer krachten er te vinden zullen zijn), dus
een vergroot oppervlak, daarom zal het kookpunt ook hoger ligger van een molecuul met een
groter oppervlak. Tevens is de polarizability van belang, hoe meer elektronen hoe meer
bindingen. Tot slot als de pi-bindingen in een molecuul worden vergroot, dan wordt de
london dispersion force ook vergroot.
Dipole – induced dipole force. Als je twee atomen naast elkaar hebt dan
krijg je een oneven verdeelde elektronen wolk omdat de min, de plus aantrekt.
Zuurstof trekt veel harder aan elektronen dan een koolstofatoom. Hierdoor
gaan de elektronen in de dubbele binding dichter bij de zuurstof dan bij de
koolstof, daarom is de koolstof altijd een beetje positief geladen. Dit is bij die
C=O binding, dit is een vast dipool moment. Deze heeft dan alle tijden een
dipool moment, als je er dan zo een atoom bij brengt (met positieve kern en
