samenvattingen moleculaire biologie
Hf 2.1
Een element is een stof die niet kan worden afgebroken tot andere stoffen door een
chemische reactie. Elk element heeft een symbool: H, Cl, C, S. Een verbinding is een
stof die bestaat uit 2 of meer elementen. Deze elementen zijn gecombineerd in een
bepaalde verhouding → H₂O heeft een verhouding van 2:1. Organismen hebben
essentiële elementen nodig om te overleven en zich voort te planten; ze hebben ook
sporenelementen nodig, maar deze zijn slechts in kleine hoeveelheden vereist.
Hf 2.2
Atomen bestaan uit neutronen, protonen (+) en elektronen (-). De neutronen en
protonen zijn samengepakt in de atoomkern. De elektronen vormen een ‘wolk’ rond deze
kern. Neutronen en protonen hebben een massa van 1 Dalton (1,7×10^-24 g). Het
atoomnummer geeft het aantal protonen in de kern aan. Omdat een atoom neutraal
geladen is, is het atoomnummer ook het aantal elektronen. Het massagetal is het totaal
van protonen en neutronen in de kern. De atoommassa is de totale massa van het
atoom. Atomen met hetzelfde atoomnummer behoren tot hetzelfde element. Het
massagetal staat meestal bovenaan in de systematische weergave, en daaronder staat
het atoomnummer.
Verschillende atoomvormen van hetzelfde element worden isotopen genoemd. Ze
hebben allemaal hetzelfde atoomnummer, maar een verschillend massagetal. Alle
isotopen van een atoom gedragen zich anders. Een radioactieve isotoop is er een
waarvan de kern spontaan vervalt, wat zal leiden tot een transformatie naar een ander
element.
Potentiële energie is de energie die materie bezit vanwege zijn locatie of structuur; deze
energie kan worden gebruikt om arbeid te verrichten. Een elektron kan van de ene schil
naar de andere bewegen als de geabsorbeerde of verloren energie gelijk is aan de
energie tussen de schillen. Als een elektron energie absorbeert, springt het naar de
volgende schil; hoe verder een elektron zich bevindt, hoe meer potentiële energie het
bevat. Verliest een elektron energie, dan valt het terug naar zijn oude schil; hoe dichter
bij de kern, hoe minder potentiële energie het elektron bevat.
Het gedrag van een atoom hangt af van de buitenste schil. Deze schil wordt de
valentieschil genoemd en bevat valentie-elektronen. Atomen met een volledige
valentieschil zijn onreactief, terwijl atomen met een onvolledige valentieschil reactief
zijn. Een orbitaal is een 3D-vorm waarin de elektronen 90% van de tijd worden
aangetroffen. Elk orbitaal kan twee elektronen bevatten. De eerste schil heeft één
orbitaal (1s) en de tweede schil heeft vier orbitalen: 1 2s en 3 2p (x, y, z).
, Hf 2.3
Een covalente binding is het delen van elektronen tussen twee atomen. Elk atoom wil
een volledige valentieschil, dus ze trekken atomen aan die hun valentieschil kunnen
vullen door elektronen te delen.
- Wanneer een enkele covalente binding wordt gevormd, delen 2 atomen één
elektron met elkaar om hun valentieschil te vullen.
- Wanneer een dubbele covalente binding wordt gevormd, delen 2 atomen twee
elektronen om hun valentieschil te vullen.
Deze bindingscapaciteit wordt de valentie van het atoom genoemd en is gelijk aan het
aantal elektronen dat nodig is om de valentieschil te vullen.
De aantrekkingskracht tussen atomen wordt elektronegativiteit genoemd:
- Niet-polaire binding: elektronen worden gelijkmatig gedeeld tussen de atomen
omdat het verschil in elektronegativiteit kleiner is dan 0,4. De atomen zijn even
sterk.
- Polaire binding: elektronen worden niet gelijkmatig gedeeld omdat het verschil in
elektronegativiteit tussen 0,4 en 1,7 ligt. Het atoom met de hogere
elektronegativiteit is sterker en krijgt daardoor een gedeeltelijke negatieve lading.
Het andere atoom krijgt een gedeeltelijke positieve lading.
- Ionbinding: treedt op wanneer het verschil in elektronegativiteit groter is dan 1,7.
Het sterkere atoom neemt volledig de elektronen van het andere atoom, wat
resulteert in twee ionen. Kation: positief ion, anion: negatief ion. Ionen trekken
elkaar aan vanwege hun tegengestelde lading, waardoor ionbindingen tussen de
ionen ontstaan.
Verbindingen die door ionbindingen worden gevormd, worden zouten genoemd. Niet alle
zouten hebben een gelijk aantal kationen en anionen → MgCl₂ heeft bijvoorbeeld 2 Cl⁻-
ionen nodig om het Mg²⁺-ion te neutraliseren.
Waterstofbindingen zijn verbindingen tussen een waterstofgroep en een elektronegatief
atoom. Ze bestaan door de aantrekking tussen het gedeeltelijk positief geladen H₂O en
de gedeeltelijk negatief geladen groep van het andere atoom.
Van der Waals-bindingen zijn zeer zwak en komen alleen voor tussen atomen en
moleculen die zeer dicht bij elkaar liggen.
Hf 3.2
De 4 belangrijkste kenmerken van water:
1. Cohesie: door waterstofbindingen blijven de watermoleculen aan elkaar plakken.
Dit resulteert in een hoge oppervlaktespanning: het is moeilijk om het oppervlak
, te breken of uit te rekken. Adhesie: het kleven van de ene stof aan een andere
stof. Water heeft een sterke adhesie.
2. Temperatuurregulatie: water kan warmte opnemen en afgeven zonder zijn eigen
temperatuur te veranderen. Water heeft een hoge specifieke warmte: de
hoeveelheid warmte die moet worden opgenomen of verloren om de temperatuur
met 1 graad te veranderen. Wanneer water warmte opneemt, breken
waterstofbindingen, waardoor verdamping mogelijk wordt (moleculen bewegen
snel genoeg zodat bindingen breken en de moleculen als gas uit het water
kunnen vertrekken). Wanneer water warmte verliest, worden waterstofbindingen
gevormd. Verdampingskoeling: wanneer een vloeistof verdampt, koelt het
achtergebleven oppervlak af. Dit draagt bij aan de stabiliteit van de
watertemperatuur.
3. Drijven van ijs op vloeibaar water: door de lagere dichtheid van ijs kan het op
vloeibaar water drijven. Dit is belangrijk voor het milieu, want als ijs zou zinken,
zou de bodem bevriezen. Dit zou het bijna onmogelijk maken voor organismen
om daar te leven.
4. Water als oplosmiddel: door het polaire karakter van water kunnen ionen en
polaire stoffen goed in water oplossen. Hydrofiel: stoffen die goed oplossen in
water. Hydrofoob: stoffen die slecht oplossen in water (niet-polaire stoffen).
Hf 3.3
Deze reactie vindt altijd plaats in water:
2 H₂O ↔ H₃O⁺ + OH⁻
Maar je merkt dit niet vanwege het evenwicht.
Een zuur is een stof die het aantal H⁺-ionen in een oplossing verhoogt. Als je dit aan
water toevoegt, wordt het een zure oplossing door de toenemende concentratie H⁺-
ionen. Een base is een stof die het aantal OH⁻-ionen in een oplossing verhoogt. Het
verlaagd de concentratie van H⁺ door dit ion aan te trekken om een ander molecuul
(H₂O) te vormen of door OH⁻ in de stof vrij te geven. Basische oplossingen bevatten
meer OH⁻ dan H⁺. Een sterk zuur of sterke base lost volledig op (→), terwijl een zwak zuur
of zwakke base een evenwicht vormt (↔).
Het product van H⁺ en OH⁻ is constant 10⁻¹⁴. Dus als [H⁺] 10⁻¹⁰ is, dan is [OH⁻] 10⁻⁴.
Hf 5.1
Een polymeer is een lang molecuul dat bestaat uit veel kleinere monomeren die
verbonden zijn door covalente bindingen. Monomeren worden aan elkaar gekoppeld
door een condensatiereactie: een reactie waarbij twee moleculen aan elkaar binden en
Hf 2.1
Een element is een stof die niet kan worden afgebroken tot andere stoffen door een
chemische reactie. Elk element heeft een symbool: H, Cl, C, S. Een verbinding is een
stof die bestaat uit 2 of meer elementen. Deze elementen zijn gecombineerd in een
bepaalde verhouding → H₂O heeft een verhouding van 2:1. Organismen hebben
essentiële elementen nodig om te overleven en zich voort te planten; ze hebben ook
sporenelementen nodig, maar deze zijn slechts in kleine hoeveelheden vereist.
Hf 2.2
Atomen bestaan uit neutronen, protonen (+) en elektronen (-). De neutronen en
protonen zijn samengepakt in de atoomkern. De elektronen vormen een ‘wolk’ rond deze
kern. Neutronen en protonen hebben een massa van 1 Dalton (1,7×10^-24 g). Het
atoomnummer geeft het aantal protonen in de kern aan. Omdat een atoom neutraal
geladen is, is het atoomnummer ook het aantal elektronen. Het massagetal is het totaal
van protonen en neutronen in de kern. De atoommassa is de totale massa van het
atoom. Atomen met hetzelfde atoomnummer behoren tot hetzelfde element. Het
massagetal staat meestal bovenaan in de systematische weergave, en daaronder staat
het atoomnummer.
Verschillende atoomvormen van hetzelfde element worden isotopen genoemd. Ze
hebben allemaal hetzelfde atoomnummer, maar een verschillend massagetal. Alle
isotopen van een atoom gedragen zich anders. Een radioactieve isotoop is er een
waarvan de kern spontaan vervalt, wat zal leiden tot een transformatie naar een ander
element.
Potentiële energie is de energie die materie bezit vanwege zijn locatie of structuur; deze
energie kan worden gebruikt om arbeid te verrichten. Een elektron kan van de ene schil
naar de andere bewegen als de geabsorbeerde of verloren energie gelijk is aan de
energie tussen de schillen. Als een elektron energie absorbeert, springt het naar de
volgende schil; hoe verder een elektron zich bevindt, hoe meer potentiële energie het
bevat. Verliest een elektron energie, dan valt het terug naar zijn oude schil; hoe dichter
bij de kern, hoe minder potentiële energie het elektron bevat.
Het gedrag van een atoom hangt af van de buitenste schil. Deze schil wordt de
valentieschil genoemd en bevat valentie-elektronen. Atomen met een volledige
valentieschil zijn onreactief, terwijl atomen met een onvolledige valentieschil reactief
zijn. Een orbitaal is een 3D-vorm waarin de elektronen 90% van de tijd worden
aangetroffen. Elk orbitaal kan twee elektronen bevatten. De eerste schil heeft één
orbitaal (1s) en de tweede schil heeft vier orbitalen: 1 2s en 3 2p (x, y, z).
, Hf 2.3
Een covalente binding is het delen van elektronen tussen twee atomen. Elk atoom wil
een volledige valentieschil, dus ze trekken atomen aan die hun valentieschil kunnen
vullen door elektronen te delen.
- Wanneer een enkele covalente binding wordt gevormd, delen 2 atomen één
elektron met elkaar om hun valentieschil te vullen.
- Wanneer een dubbele covalente binding wordt gevormd, delen 2 atomen twee
elektronen om hun valentieschil te vullen.
Deze bindingscapaciteit wordt de valentie van het atoom genoemd en is gelijk aan het
aantal elektronen dat nodig is om de valentieschil te vullen.
De aantrekkingskracht tussen atomen wordt elektronegativiteit genoemd:
- Niet-polaire binding: elektronen worden gelijkmatig gedeeld tussen de atomen
omdat het verschil in elektronegativiteit kleiner is dan 0,4. De atomen zijn even
sterk.
- Polaire binding: elektronen worden niet gelijkmatig gedeeld omdat het verschil in
elektronegativiteit tussen 0,4 en 1,7 ligt. Het atoom met de hogere
elektronegativiteit is sterker en krijgt daardoor een gedeeltelijke negatieve lading.
Het andere atoom krijgt een gedeeltelijke positieve lading.
- Ionbinding: treedt op wanneer het verschil in elektronegativiteit groter is dan 1,7.
Het sterkere atoom neemt volledig de elektronen van het andere atoom, wat
resulteert in twee ionen. Kation: positief ion, anion: negatief ion. Ionen trekken
elkaar aan vanwege hun tegengestelde lading, waardoor ionbindingen tussen de
ionen ontstaan.
Verbindingen die door ionbindingen worden gevormd, worden zouten genoemd. Niet alle
zouten hebben een gelijk aantal kationen en anionen → MgCl₂ heeft bijvoorbeeld 2 Cl⁻-
ionen nodig om het Mg²⁺-ion te neutraliseren.
Waterstofbindingen zijn verbindingen tussen een waterstofgroep en een elektronegatief
atoom. Ze bestaan door de aantrekking tussen het gedeeltelijk positief geladen H₂O en
de gedeeltelijk negatief geladen groep van het andere atoom.
Van der Waals-bindingen zijn zeer zwak en komen alleen voor tussen atomen en
moleculen die zeer dicht bij elkaar liggen.
Hf 3.2
De 4 belangrijkste kenmerken van water:
1. Cohesie: door waterstofbindingen blijven de watermoleculen aan elkaar plakken.
Dit resulteert in een hoge oppervlaktespanning: het is moeilijk om het oppervlak
, te breken of uit te rekken. Adhesie: het kleven van de ene stof aan een andere
stof. Water heeft een sterke adhesie.
2. Temperatuurregulatie: water kan warmte opnemen en afgeven zonder zijn eigen
temperatuur te veranderen. Water heeft een hoge specifieke warmte: de
hoeveelheid warmte die moet worden opgenomen of verloren om de temperatuur
met 1 graad te veranderen. Wanneer water warmte opneemt, breken
waterstofbindingen, waardoor verdamping mogelijk wordt (moleculen bewegen
snel genoeg zodat bindingen breken en de moleculen als gas uit het water
kunnen vertrekken). Wanneer water warmte verliest, worden waterstofbindingen
gevormd. Verdampingskoeling: wanneer een vloeistof verdampt, koelt het
achtergebleven oppervlak af. Dit draagt bij aan de stabiliteit van de
watertemperatuur.
3. Drijven van ijs op vloeibaar water: door de lagere dichtheid van ijs kan het op
vloeibaar water drijven. Dit is belangrijk voor het milieu, want als ijs zou zinken,
zou de bodem bevriezen. Dit zou het bijna onmogelijk maken voor organismen
om daar te leven.
4. Water als oplosmiddel: door het polaire karakter van water kunnen ionen en
polaire stoffen goed in water oplossen. Hydrofiel: stoffen die goed oplossen in
water. Hydrofoob: stoffen die slecht oplossen in water (niet-polaire stoffen).
Hf 3.3
Deze reactie vindt altijd plaats in water:
2 H₂O ↔ H₃O⁺ + OH⁻
Maar je merkt dit niet vanwege het evenwicht.
Een zuur is een stof die het aantal H⁺-ionen in een oplossing verhoogt. Als je dit aan
water toevoegt, wordt het een zure oplossing door de toenemende concentratie H⁺-
ionen. Een base is een stof die het aantal OH⁻-ionen in een oplossing verhoogt. Het
verlaagd de concentratie van H⁺ door dit ion aan te trekken om een ander molecuul
(H₂O) te vormen of door OH⁻ in de stof vrij te geven. Basische oplossingen bevatten
meer OH⁻ dan H⁺. Een sterk zuur of sterke base lost volledig op (→), terwijl een zwak zuur
of zwakke base een evenwicht vormt (↔).
Het product van H⁺ en OH⁻ is constant 10⁻¹⁴. Dus als [H⁺] 10⁻¹⁰ is, dan is [OH⁻] 10⁻⁴.
Hf 5.1
Een polymeer is een lang molecuul dat bestaat uit veel kleinere monomeren die
verbonden zijn door covalente bindingen. Monomeren worden aan elkaar gekoppeld
door een condensatiereactie: een reactie waarbij twee moleculen aan elkaar binden en
