Hoofdstuk I: elements & energies
Alle materie op aarde is opgebouwd van elementen. Van alle bekende elementen zijn maar
enkelen te vinden in biologische systemen. Zij vormen moleculen, die volgens de
natuurwetten met elkaar in wisselwerking treden en reageren.
I.1: elements in cells
Atomen bevatten een kern en een elektronenwolk, die de kern omvangt.
Atomen verschillen door het aantal positief geladen elektronen in de kern en
het respectieve aantal negatief geladen elektronen in de wolk. De grote
subatomaire deeltjes (in de kern) geven het atoomnummer en de
atoommassa. Koolstof heeft bijvoorbeeld het atoomnummer 6 en massa 12.
Maar een klein deel van alle gevonden elementen worden in biologische
systemen gevonden.
Het atoomnummer vertelt hoeveel protonen en elektronen zich in de atoomkern bevinden.
Elementen die in cellen worden aangetroffen, hebben de buitenste schillen die niet volledig
zijn gevuld met elektronen → reactief.
Atomen van moleculen zijn verbonden door covalente bindingen. Een enkele covalente
binding is gevormd doordat twee atomen een elektronenpaar delen. Hierdoor kunnen
elektronen hun buitenste schillen vullen (of leegmaken).
Koolstof komt het meeste voor in de biologie. Het heeft 4 elektronen in zijn buitenste schil,
waardoor het 4 elektronen kan verkrijgen of verliezen om de schilverzadiging te bereiken →
tetraëdische opstelling.
Koolstof kan sterke covalente bindingen aangaan met andere
koolstofatomen die onder cellulaire omstandigheden blijven bestaan.
Met één covalente binding tussen twee groepen, kunnen de groepen vrij
roteren. Met meerdere covalente bindingen is dit niet mogelijk.
,C-O-verbindingen zijn veel aanwezig in eiwitten. Carboxylgroepen zijn zuur (kunnen hun
proton verliezen en negatief geladen worden).
C-N-verbindingen worden ook in eiwitten gevonden. Aminogroepen zijn basisch (kunnen een
extra proton accepteren en positief geladen worden).
P-O-verbindingen zijn met name aanwezig in nucleotiden als ATP.
“high-energy” tussen aanhalingstekens, omdat er geen hoge of lage energie is maar een
bepaalde hoeveelheid.
,Zuurstof heeft 6 elektronen in de buitenste schil en kan dus 2 covalente bindingen aangaan.
Afhankelijk van hun algehele architectuur:
-grootte van de elektronenwolk
-afstand van buitenste schil tot kern
-ladingsdichtheid binnen de kern
Zijn atomen min of meer in staat elektronen aan te trekken in covalente bindingen, waarbij
de polariteit beïnvloed wordt = elektronegativiteit.
Verschillen in elektronegativiteit geven de polariteit van bindingen en dus van moleculen,
vanwege een tekort of overmaat aan elektronen in delen van een molecuul.
Voor 2 atomen met een verschillende elektronegativiteit die deelnemen aan een covalente
binding, geeft de tabel het resulterende ionische karakter (polariteit) van diezelfde binding
weer.
In extreme gevallen met grote verschillen in elektronegativiteit kan een
covalente binding veranderen in een ionische binding.
H2O-moleculen zijn niet ionisch maar wel polair. O2-moleculen
(bevatten 2 atomen met dezelfde elektronegativiteit) zijn dit niet. Door
waterpolariteit kunnen chemische reacties in oplossing plaatsvinden.
Waterstof is het kleinste atoom, met maar 1 proton en 1 elektron.
Koolstof- en waterstofatomen vormen koolwaterstoffen (hydrocarbons). Aangezien er
tussen C en H bijna geen verschil is in elektronegativiteit, zijn deze verbindingen apolair en
hydrofoob. Als er verschillen zijn in elektronegativiteit, zijn de resulterende moleculen polair
en hydrofiel, net als water zelf.
Wanneer ze zijn gebonden aan atomen met een hogere
elektronegativiteit, kunnen waterstofatomen
dissociëren als protonen, waardoor hun elektron en dus
een negatieve lading achterblijft. Het proton (H+) zal
zich binden aan een andere partner en een positief geladen verbinding vormen.
, Metalen kunnen betrokken zijn bij redoxreacties. Hierbij worden elektronen geaccepteerd
of gedoneerd:
Fe2+ → Fe3+ + e- oxidatiereactie (Fe verliest elektron, oxidator krijgt elektron)
Fe2+ Fe3+ + e- reductiereactie (Fe krijgt elektron, reductor verliest elektron)
De omzetting van een covalente naar een ionische binding als hierboven beschreven is een
redoxreactie.
I.2: energy
Energie is een fundamentele hoeveelheid die elk system bezit. Hiermee kan je voorspellen
hoeveel werk een systeem kan verrichten of hoeveel warmte het kan produceren in Joule.
Energie kan niet worden opgewekt en het verdwijnt niet. Het kan alleen worden omgezet =
eerste we van thermodynamica.
Internal energy
Thermodynamica verdeeld de wereld in twee entiteiten:
-het systeem: waar we naar kijken (molecuul, cel, organisme, planeet Aarde…)
-de omgeving: de rest van het universum
State variables: beschrijven de staat van een systeem, onafhankelijk van de weg om die
staat te bereiken (druk, volume, massa, temperatuur).
De interne energie van een systeem (U) is vaak lastig te bepalen. In de meeste gevallen
bereken je de verandering in interne energie van het systeem = U, van toestand S (start)
naar toestand E (end): U = UE - US = UEnd - UStart
Net als andere state variables, is U onafhankelijk van de weg van S naar E.
Als je twee verschillende toestanden van een systeem bekijkt, is de toestand met het laagste
energieniveau het meest waarschijnlijk.
Toestand van hoge energie naar lage energie: gebeurt spontaan, energie komt vrijdag
Toestand van lage energie naar hoge energie: werk verrichten, energie nodig
Rots omhoogduwen: potentiele energie beneden is lager dan potentiele energie boven, dus
beneden een hogere waarschijnlijkheid. Er moet namelijk werk verricht worden om de rots
omhoog te tillen (w>0). Dat werk wordt omgezet in de inwendige energie van de rots. Hoe
hoger de rots komt, hoe meer inwendige energie en hoe minder waarschijnlijkheid. Rots
boven: inwendige energie (Epot) gaat eruit als Ekin en wrijving (w<0, q>0), omdat beneden
minder energie in de rots zit = lager energieniveau.
Werk op systeem verrichten: w>0 en warmte in het systeem brengen: q>0.
Werk op omgeving verrichten (door systeem): w<0 en warmte uit het systeem brengen q<0.
U = q + w (q: warmte, w: arbeid/werk)
U = UE - US = UEnd - UStart
Alle materie op aarde is opgebouwd van elementen. Van alle bekende elementen zijn maar
enkelen te vinden in biologische systemen. Zij vormen moleculen, die volgens de
natuurwetten met elkaar in wisselwerking treden en reageren.
I.1: elements in cells
Atomen bevatten een kern en een elektronenwolk, die de kern omvangt.
Atomen verschillen door het aantal positief geladen elektronen in de kern en
het respectieve aantal negatief geladen elektronen in de wolk. De grote
subatomaire deeltjes (in de kern) geven het atoomnummer en de
atoommassa. Koolstof heeft bijvoorbeeld het atoomnummer 6 en massa 12.
Maar een klein deel van alle gevonden elementen worden in biologische
systemen gevonden.
Het atoomnummer vertelt hoeveel protonen en elektronen zich in de atoomkern bevinden.
Elementen die in cellen worden aangetroffen, hebben de buitenste schillen die niet volledig
zijn gevuld met elektronen → reactief.
Atomen van moleculen zijn verbonden door covalente bindingen. Een enkele covalente
binding is gevormd doordat twee atomen een elektronenpaar delen. Hierdoor kunnen
elektronen hun buitenste schillen vullen (of leegmaken).
Koolstof komt het meeste voor in de biologie. Het heeft 4 elektronen in zijn buitenste schil,
waardoor het 4 elektronen kan verkrijgen of verliezen om de schilverzadiging te bereiken →
tetraëdische opstelling.
Koolstof kan sterke covalente bindingen aangaan met andere
koolstofatomen die onder cellulaire omstandigheden blijven bestaan.
Met één covalente binding tussen twee groepen, kunnen de groepen vrij
roteren. Met meerdere covalente bindingen is dit niet mogelijk.
,C-O-verbindingen zijn veel aanwezig in eiwitten. Carboxylgroepen zijn zuur (kunnen hun
proton verliezen en negatief geladen worden).
C-N-verbindingen worden ook in eiwitten gevonden. Aminogroepen zijn basisch (kunnen een
extra proton accepteren en positief geladen worden).
P-O-verbindingen zijn met name aanwezig in nucleotiden als ATP.
“high-energy” tussen aanhalingstekens, omdat er geen hoge of lage energie is maar een
bepaalde hoeveelheid.
,Zuurstof heeft 6 elektronen in de buitenste schil en kan dus 2 covalente bindingen aangaan.
Afhankelijk van hun algehele architectuur:
-grootte van de elektronenwolk
-afstand van buitenste schil tot kern
-ladingsdichtheid binnen de kern
Zijn atomen min of meer in staat elektronen aan te trekken in covalente bindingen, waarbij
de polariteit beïnvloed wordt = elektronegativiteit.
Verschillen in elektronegativiteit geven de polariteit van bindingen en dus van moleculen,
vanwege een tekort of overmaat aan elektronen in delen van een molecuul.
Voor 2 atomen met een verschillende elektronegativiteit die deelnemen aan een covalente
binding, geeft de tabel het resulterende ionische karakter (polariteit) van diezelfde binding
weer.
In extreme gevallen met grote verschillen in elektronegativiteit kan een
covalente binding veranderen in een ionische binding.
H2O-moleculen zijn niet ionisch maar wel polair. O2-moleculen
(bevatten 2 atomen met dezelfde elektronegativiteit) zijn dit niet. Door
waterpolariteit kunnen chemische reacties in oplossing plaatsvinden.
Waterstof is het kleinste atoom, met maar 1 proton en 1 elektron.
Koolstof- en waterstofatomen vormen koolwaterstoffen (hydrocarbons). Aangezien er
tussen C en H bijna geen verschil is in elektronegativiteit, zijn deze verbindingen apolair en
hydrofoob. Als er verschillen zijn in elektronegativiteit, zijn de resulterende moleculen polair
en hydrofiel, net als water zelf.
Wanneer ze zijn gebonden aan atomen met een hogere
elektronegativiteit, kunnen waterstofatomen
dissociëren als protonen, waardoor hun elektron en dus
een negatieve lading achterblijft. Het proton (H+) zal
zich binden aan een andere partner en een positief geladen verbinding vormen.
, Metalen kunnen betrokken zijn bij redoxreacties. Hierbij worden elektronen geaccepteerd
of gedoneerd:
Fe2+ → Fe3+ + e- oxidatiereactie (Fe verliest elektron, oxidator krijgt elektron)
Fe2+ Fe3+ + e- reductiereactie (Fe krijgt elektron, reductor verliest elektron)
De omzetting van een covalente naar een ionische binding als hierboven beschreven is een
redoxreactie.
I.2: energy
Energie is een fundamentele hoeveelheid die elk system bezit. Hiermee kan je voorspellen
hoeveel werk een systeem kan verrichten of hoeveel warmte het kan produceren in Joule.
Energie kan niet worden opgewekt en het verdwijnt niet. Het kan alleen worden omgezet =
eerste we van thermodynamica.
Internal energy
Thermodynamica verdeeld de wereld in twee entiteiten:
-het systeem: waar we naar kijken (molecuul, cel, organisme, planeet Aarde…)
-de omgeving: de rest van het universum
State variables: beschrijven de staat van een systeem, onafhankelijk van de weg om die
staat te bereiken (druk, volume, massa, temperatuur).
De interne energie van een systeem (U) is vaak lastig te bepalen. In de meeste gevallen
bereken je de verandering in interne energie van het systeem = U, van toestand S (start)
naar toestand E (end): U = UE - US = UEnd - UStart
Net als andere state variables, is U onafhankelijk van de weg van S naar E.
Als je twee verschillende toestanden van een systeem bekijkt, is de toestand met het laagste
energieniveau het meest waarschijnlijk.
Toestand van hoge energie naar lage energie: gebeurt spontaan, energie komt vrijdag
Toestand van lage energie naar hoge energie: werk verrichten, energie nodig
Rots omhoogduwen: potentiele energie beneden is lager dan potentiele energie boven, dus
beneden een hogere waarschijnlijkheid. Er moet namelijk werk verricht worden om de rots
omhoog te tillen (w>0). Dat werk wordt omgezet in de inwendige energie van de rots. Hoe
hoger de rots komt, hoe meer inwendige energie en hoe minder waarschijnlijkheid. Rots
boven: inwendige energie (Epot) gaat eruit als Ekin en wrijving (w<0, q>0), omdat beneden
minder energie in de rots zit = lager energieniveau.
Werk op systeem verrichten: w>0 en warmte in het systeem brengen: q>0.
Werk op omgeving verrichten (door systeem): w<0 en warmte uit het systeem brengen q<0.
U = q + w (q: warmte, w: arbeid/werk)
U = UE - US = UEnd - UStart
