Hoofdstuk 2: Atomen en moleculen
1. De studenten kunnen de opbouw van atomen beschrijven en begrippen als atoommassa
en atoomnummer benoemen.
Atoommassa = gemiddelde massa van de isotopen in het element / bijna hetzelfde als het
massagetal
Atoomnummer = het aantal protonen in de kern
Massagetal = het aantal protonen en neutronen in de kern
2. De studenten weten wat het verschil is tussen twee isotopen van een element.
Isotopen zijn atomen met hetzelfde aantal protonen maar een afwijkend aantal neutronen.
Onstabiele isotopen worden radioactieve isotopen genoemd. Radioactief verval kan worden
toegepast, bijvoorbeeld wat gebeurd bij radioactieve tracers en radiometrische datering.
3. De studenten kunnen bepalen welke type binding mogelijk is uit de verdeling van
elektronen in schillen.
Atomen met een incomplete valentieschil proberen hun valentieschil vol te krijgen. Een
oplossing is om elektronenparen te delen, dit wordt een covalente binding genoemd. Of er
worden elektronen ontnomen van andere atomen waardoor elektronen worden
overgedragen, dit wordt een ionbinding genoemd.
Een molecuul houd in dat er twee of meer atomen gebonden zijn door covalente bindingen.
Enkele covalente binding: 1 elektronenpaar gedeeld
Dubbele covalente binding: 2 elektronenparen gedeeld
Drievoudige covalente binding: 3 elektronenparen gedeeld
4. De studenten kunnen onderscheid maken tussen de verschillende type bindingen
(covalente en non-covalente bindingen).
Covalente bindingen: een binding tussen atomen in een molecuul waarbij de atomen
elektronenparen delen
Non-covalente bindingen: een binding tussen atomen in een molecuul waarbij geen
elektronenparen worden gedeeld. Zoals:
Waterstofbruggen
Ionbindingen
Vanderwaalskracht
5. De studenten kunnen met het begrip elektronegativiteit bepalen of er sprake is van een
polaire of apolaire covalente binding.
Elektronen in een covalente binding worden niet altijd eerlijk gedeeld. Dit is afhankelijk van
de elektronegativiteit van het atoom. Het aantal protonen en de afstand van de schil tot de
kern bepaald hoe hard de kern aan de elektronen gaat trekken. Het verschil in
elektronegativiteit bij een binding bepaald het type binding:
Niet-polaire covalente bindingen: gelijk verdeelde elektronen; ΔE < 0,5
, Polaire covalente binding: elektronen dichterbij één van de atomen; 0,5 < ΔE > 1,6,
dit zorgt voor partiële ladingen in het molecuul
Ionbindingen: Elektronen worden geheel overgenomen van een binding
partneratoom; ΔE ≥ 1,6
6. De studenten kunnen algemeen onderscheid maken tussen de sterkte van de verschillende
soorten bindingen.
Covalente binding: erg sterke binding, atomen delen elektronenparen
Ionbinding: relatief sterk, een atoom steelt elektronen van een ander atoom,
hierbij krijgen beide een lading:
Kation: positief geladen
Annion: negatief geladen
Waterstofbruggen: vrij sterk, maar een stuk zwakker dan een covalente binding
Vanderwaalskracht: zwakke binding tussen moleculen
7. De studenten kunnen de elektronen in schil 1 en 2 verdelen over de verschillende
orbitalen.
Chemische eigenschappen van atoom worden bepaald door verdeling elektronen in
elektronenschillen. Atomen met hetzelfde aantal valentie elektronen, elektronen in de
buitenste schil, hebben dus vergelijkbare chemische eigenschappen. Dit komt omdat atomen
proberen hun buitenste schil vol te krijgen. Elementen met een volle valentie schil zijn
chemisch inert, hun reageren nauwelijks.
Een orbitaal is de ruimte waarin een elektron 90% van de tijd is. Een elektronenschil bestaat
uit een specifiek aantal orbitalen. Elk orbitaal bevat 2 elektronen.
Schil 1: 1s
Schil 2: 2s, 2px, 2py en 2pz
Hoofdstuk 3: De chemie van water
1. De studenten kunnen de vier belangrijke eigenschappen van water uitleggen.
Cohesie eigenschappen:
Door de waterstofbruggen tussen watermoleculen blijven de moleculen bij elkaar, dit
wordt cohesie genoemd. Hiernaast kunnen verschillende stoffen ook
aantrekkingskrachten hebben tot elkaar, dit wordt adhesie genoemd. De
oppervlaktespanning van water is erg hoog door de cohesie van de watermoleculen.
Temperatuur en thermische energie:
Thermische energie is de kinetische energie van de moleculen. Als twee objecten met
elkaar in aanraking komen wordt de thermische energie van warme objecten
overgedragen naar koelere objecten. Water kan grote hoeveelheden energie
absorberen, dit komt omdat water een hoge specifieke warmte heeft. Specifieke
warmte wordt uitgedrukt in calorieën: 1 calorie = de energie die nodig is om 1 gram
water 1 graad warmer te maken. Omdat water zoveel energie kan opnemen, werkt
water als een hele goede buffer voor heel veel warmte processen.
Afgeven van warmte = als waterstofbruggen worden gevormd
Opnemen van warmte = als waterstofbruggen worden verbroken
Naast dat water een grote hoeveelheid energie kan absorberen heeft water ook een
hoge verdampingswarmte: de energie die nodig is om 2 gram vloeistof naar gas te
veranderen. Er wordt van verdamping gesproken als enkele moleculen snel genoeg
bewegen om de vloeistof te verlaten. Ook bij lage temperatuur is er spraken van
verdamping.
, Uitzetting bij bevriezing:
In ijs vormt water een kristal structuur, dit betekend dat de waterstofbruggen tussen
de watermoleculen niet meer worden verbroken. Dit zorgt dat ijs een lagere
dichtheid heeft dan water.
Oplosmiddel:
Een oplossing is een vloeistof met een homogene mix van stoffen.
Het oplosmiddel: 'solvent'
De opgeloste stof: 'solute'
Water is een goede oplosmiddel vanwege het polaire karakter van water. Ionen,
polaire moleculen en grote moleculen met ionische of polaire regio's lossen goed op
in water. Stoffen die goed oplossen in water worden ook wel hydrofiele stoffen
genoemd. Als een stof niet goed oplost wordt deze een hydrofobe stof genoemd. Dit
zijn vooral stoffen met niet-polaire covalente bindingen en olie moleculen.
2. De studenten zijn bekend met pH, zuren, basen en buffers, en kunnen de meest belangrijke
buffer in het bloed aangeven.
Een waterstofatoom van een watermolecuul kan 'overspringen' naar een ander
watermolecuul. Het waterstofatoom wordt overgedragen als een waterstof-ion (H+) en wat
achterblijft is een hydroxide-ion (OH-) de ontvanger van de waterstof-ion wordt een
hydronium ion (H3O+).
In puur water is er evenveel H+ als OH- (10^-7 M).
[H+][OH-] = 10^-14.
De concentratie van H+ geven we weer in de pH schaal. pH = -log[H+].
Een zure oplossing heeft veel H+ en een lage pH tussen 0 en 7.
Een basische oplossing heeft weinig H+ en een hoge pH tussen 7 en 14.
pH is belangrijk voor veel biologische processen zoals enzym regulatie.
Water is in evenwicht, maar door het toevoegen van zuren en basen kan het evenwicht
veranderen.
Een zuur: laat [H+] stijgen
Een base: laat [H+] dalen
Sterke zuren en basen dissociëren geheel, zwakke zuren en basen dissociëren voor een klein
deel.
Definitie van Bronsted en Lowry:
Zuur: stof die een H+ kan afstaan / proton donor
Base: stof die een H+ kan opnemen / proton acceptor
Een buffer houdt de pH stabiel. Een bufferoplossing bestaat uit een zwak zuur en zijn
geconjugeerde base. Hierdoor verandert de pH nauwelijks bij het toevoegen van kleine
hoeveelheden zuur of base.
, Hoofdstuk 4: De basis van moleculaire diversiteit
1. De studenten kunnen onderscheid maken tussen de drie typen isomeren.
Isomeren zijn stoffen met dezelfde molecuul formule maar met andere structuur en
eigenschappen.
Structuurisomeren: verschil in hoe de atomen aan elkaar zijn verbonden (covalent).
Cis-trans isomeren: Zelfde verbinding maar ruimtelijk anders georiënteerd, de dubbele
binding voorkomt vrije rotatie.
Enantiomeren: isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn.
2. De studenten kunnen de naam en eigenschappen aangeven van de belangrijke chemische
groepen in de biologie.
Functionele groepen zijn vaak betrokken bij chemische reacties met het molecuul.
De belangrijkste functionele groepen:
Hydroxyl groep / Alcohol: -OH (polair)
Carbonyl groep / Keton of Aldehyde: =O (keton als midden in keten, aldehyde als einde
keten)
Carboxyl groep / Carbonzuur: -COOH (zuur)
Amino groep / Amine: -NH2 (base)
Sulfydryl groep / Thiol: -SH (kan cross-links vormen)
Fosfaat groep / Organisch fosfaat: -OPO3 2- (Wordt veel gebruikt in de cellen voor
energie/ATP)
Methyl groep / Gemethyleerd molecuul: -CH3 (Heeft effect op expressie van genen)
3. De studenten weten wat een asymmetrisch koolstofatoom is en bij welk isomeer het
voorkomt.
Een asymmetrisch koolstofatoom is een koolstof atoom waar 4 verschillende groepen aan
vast zitten. Dit komt voor bij Enantiomeren.
4. De studenten kunnen de fosfaat groepen tekenen in ATP.
5. De studenten weten welk suiker in ATP zit.
De suiker in ATP is ribose C 5 H 10 O5 zie de foto hierboven voor opbouw (geel).
1. De studenten kunnen de opbouw van atomen beschrijven en begrippen als atoommassa
en atoomnummer benoemen.
Atoommassa = gemiddelde massa van de isotopen in het element / bijna hetzelfde als het
massagetal
Atoomnummer = het aantal protonen in de kern
Massagetal = het aantal protonen en neutronen in de kern
2. De studenten weten wat het verschil is tussen twee isotopen van een element.
Isotopen zijn atomen met hetzelfde aantal protonen maar een afwijkend aantal neutronen.
Onstabiele isotopen worden radioactieve isotopen genoemd. Radioactief verval kan worden
toegepast, bijvoorbeeld wat gebeurd bij radioactieve tracers en radiometrische datering.
3. De studenten kunnen bepalen welke type binding mogelijk is uit de verdeling van
elektronen in schillen.
Atomen met een incomplete valentieschil proberen hun valentieschil vol te krijgen. Een
oplossing is om elektronenparen te delen, dit wordt een covalente binding genoemd. Of er
worden elektronen ontnomen van andere atomen waardoor elektronen worden
overgedragen, dit wordt een ionbinding genoemd.
Een molecuul houd in dat er twee of meer atomen gebonden zijn door covalente bindingen.
Enkele covalente binding: 1 elektronenpaar gedeeld
Dubbele covalente binding: 2 elektronenparen gedeeld
Drievoudige covalente binding: 3 elektronenparen gedeeld
4. De studenten kunnen onderscheid maken tussen de verschillende type bindingen
(covalente en non-covalente bindingen).
Covalente bindingen: een binding tussen atomen in een molecuul waarbij de atomen
elektronenparen delen
Non-covalente bindingen: een binding tussen atomen in een molecuul waarbij geen
elektronenparen worden gedeeld. Zoals:
Waterstofbruggen
Ionbindingen
Vanderwaalskracht
5. De studenten kunnen met het begrip elektronegativiteit bepalen of er sprake is van een
polaire of apolaire covalente binding.
Elektronen in een covalente binding worden niet altijd eerlijk gedeeld. Dit is afhankelijk van
de elektronegativiteit van het atoom. Het aantal protonen en de afstand van de schil tot de
kern bepaald hoe hard de kern aan de elektronen gaat trekken. Het verschil in
elektronegativiteit bij een binding bepaald het type binding:
Niet-polaire covalente bindingen: gelijk verdeelde elektronen; ΔE < 0,5
, Polaire covalente binding: elektronen dichterbij één van de atomen; 0,5 < ΔE > 1,6,
dit zorgt voor partiële ladingen in het molecuul
Ionbindingen: Elektronen worden geheel overgenomen van een binding
partneratoom; ΔE ≥ 1,6
6. De studenten kunnen algemeen onderscheid maken tussen de sterkte van de verschillende
soorten bindingen.
Covalente binding: erg sterke binding, atomen delen elektronenparen
Ionbinding: relatief sterk, een atoom steelt elektronen van een ander atoom,
hierbij krijgen beide een lading:
Kation: positief geladen
Annion: negatief geladen
Waterstofbruggen: vrij sterk, maar een stuk zwakker dan een covalente binding
Vanderwaalskracht: zwakke binding tussen moleculen
7. De studenten kunnen de elektronen in schil 1 en 2 verdelen over de verschillende
orbitalen.
Chemische eigenschappen van atoom worden bepaald door verdeling elektronen in
elektronenschillen. Atomen met hetzelfde aantal valentie elektronen, elektronen in de
buitenste schil, hebben dus vergelijkbare chemische eigenschappen. Dit komt omdat atomen
proberen hun buitenste schil vol te krijgen. Elementen met een volle valentie schil zijn
chemisch inert, hun reageren nauwelijks.
Een orbitaal is de ruimte waarin een elektron 90% van de tijd is. Een elektronenschil bestaat
uit een specifiek aantal orbitalen. Elk orbitaal bevat 2 elektronen.
Schil 1: 1s
Schil 2: 2s, 2px, 2py en 2pz
Hoofdstuk 3: De chemie van water
1. De studenten kunnen de vier belangrijke eigenschappen van water uitleggen.
Cohesie eigenschappen:
Door de waterstofbruggen tussen watermoleculen blijven de moleculen bij elkaar, dit
wordt cohesie genoemd. Hiernaast kunnen verschillende stoffen ook
aantrekkingskrachten hebben tot elkaar, dit wordt adhesie genoemd. De
oppervlaktespanning van water is erg hoog door de cohesie van de watermoleculen.
Temperatuur en thermische energie:
Thermische energie is de kinetische energie van de moleculen. Als twee objecten met
elkaar in aanraking komen wordt de thermische energie van warme objecten
overgedragen naar koelere objecten. Water kan grote hoeveelheden energie
absorberen, dit komt omdat water een hoge specifieke warmte heeft. Specifieke
warmte wordt uitgedrukt in calorieën: 1 calorie = de energie die nodig is om 1 gram
water 1 graad warmer te maken. Omdat water zoveel energie kan opnemen, werkt
water als een hele goede buffer voor heel veel warmte processen.
Afgeven van warmte = als waterstofbruggen worden gevormd
Opnemen van warmte = als waterstofbruggen worden verbroken
Naast dat water een grote hoeveelheid energie kan absorberen heeft water ook een
hoge verdampingswarmte: de energie die nodig is om 2 gram vloeistof naar gas te
veranderen. Er wordt van verdamping gesproken als enkele moleculen snel genoeg
bewegen om de vloeistof te verlaten. Ook bij lage temperatuur is er spraken van
verdamping.
, Uitzetting bij bevriezing:
In ijs vormt water een kristal structuur, dit betekend dat de waterstofbruggen tussen
de watermoleculen niet meer worden verbroken. Dit zorgt dat ijs een lagere
dichtheid heeft dan water.
Oplosmiddel:
Een oplossing is een vloeistof met een homogene mix van stoffen.
Het oplosmiddel: 'solvent'
De opgeloste stof: 'solute'
Water is een goede oplosmiddel vanwege het polaire karakter van water. Ionen,
polaire moleculen en grote moleculen met ionische of polaire regio's lossen goed op
in water. Stoffen die goed oplossen in water worden ook wel hydrofiele stoffen
genoemd. Als een stof niet goed oplost wordt deze een hydrofobe stof genoemd. Dit
zijn vooral stoffen met niet-polaire covalente bindingen en olie moleculen.
2. De studenten zijn bekend met pH, zuren, basen en buffers, en kunnen de meest belangrijke
buffer in het bloed aangeven.
Een waterstofatoom van een watermolecuul kan 'overspringen' naar een ander
watermolecuul. Het waterstofatoom wordt overgedragen als een waterstof-ion (H+) en wat
achterblijft is een hydroxide-ion (OH-) de ontvanger van de waterstof-ion wordt een
hydronium ion (H3O+).
In puur water is er evenveel H+ als OH- (10^-7 M).
[H+][OH-] = 10^-14.
De concentratie van H+ geven we weer in de pH schaal. pH = -log[H+].
Een zure oplossing heeft veel H+ en een lage pH tussen 0 en 7.
Een basische oplossing heeft weinig H+ en een hoge pH tussen 7 en 14.
pH is belangrijk voor veel biologische processen zoals enzym regulatie.
Water is in evenwicht, maar door het toevoegen van zuren en basen kan het evenwicht
veranderen.
Een zuur: laat [H+] stijgen
Een base: laat [H+] dalen
Sterke zuren en basen dissociëren geheel, zwakke zuren en basen dissociëren voor een klein
deel.
Definitie van Bronsted en Lowry:
Zuur: stof die een H+ kan afstaan / proton donor
Base: stof die een H+ kan opnemen / proton acceptor
Een buffer houdt de pH stabiel. Een bufferoplossing bestaat uit een zwak zuur en zijn
geconjugeerde base. Hierdoor verandert de pH nauwelijks bij het toevoegen van kleine
hoeveelheden zuur of base.
, Hoofdstuk 4: De basis van moleculaire diversiteit
1. De studenten kunnen onderscheid maken tussen de drie typen isomeren.
Isomeren zijn stoffen met dezelfde molecuul formule maar met andere structuur en
eigenschappen.
Structuurisomeren: verschil in hoe de atomen aan elkaar zijn verbonden (covalent).
Cis-trans isomeren: Zelfde verbinding maar ruimtelijk anders georiënteerd, de dubbele
binding voorkomt vrije rotatie.
Enantiomeren: isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn.
2. De studenten kunnen de naam en eigenschappen aangeven van de belangrijke chemische
groepen in de biologie.
Functionele groepen zijn vaak betrokken bij chemische reacties met het molecuul.
De belangrijkste functionele groepen:
Hydroxyl groep / Alcohol: -OH (polair)
Carbonyl groep / Keton of Aldehyde: =O (keton als midden in keten, aldehyde als einde
keten)
Carboxyl groep / Carbonzuur: -COOH (zuur)
Amino groep / Amine: -NH2 (base)
Sulfydryl groep / Thiol: -SH (kan cross-links vormen)
Fosfaat groep / Organisch fosfaat: -OPO3 2- (Wordt veel gebruikt in de cellen voor
energie/ATP)
Methyl groep / Gemethyleerd molecuul: -CH3 (Heeft effect op expressie van genen)
3. De studenten weten wat een asymmetrisch koolstofatoom is en bij welk isomeer het
voorkomt.
Een asymmetrisch koolstofatoom is een koolstof atoom waar 4 verschillende groepen aan
vast zitten. Dit komt voor bij Enantiomeren.
4. De studenten kunnen de fosfaat groepen tekenen in ATP.
5. De studenten weten welk suiker in ATP zit.
De suiker in ATP is ribose C 5 H 10 O5 zie de foto hierboven voor opbouw (geel).
