Samenvatting leerdoelen moleculaire biologie deeltentamen 1

Leerdoelen moleculaire biologie deeltoets 1.

H2. Atomen en moleculen.
• De studenten kunnen de opbouw van atomen beschrijven en begrippen als atoommassa en
atoomnummer benoemen.
Atomen bestaan uit: Protonen & neutronen>>kern
Elektronen>> wolk eromheen


Massagetal= protonen+neutronen.
Atoomnummer= aantal protonen
(proton +neutron = 1 Dalton (Da) )

• De studenten weten wat het verschil is tussen twee isotopen van een element.
Zelfde aantal protonen, verschillend aantal neutronen.
Stabiele isotoop> bij juiste samenstelling van de kern
Instabiele isotoop> geen juiste kern samenstelling
=Radioactief verval > tot stabiele kern
Snelheid van verval= halveringstijd.

• De studenten kunnen bepalen welke type binding mogelijk is uit de verdeling van elektronen
in schillen
Elektronen verdeling over de schillen -> atomen willen de buitenste schil vol maken > met
valentie elektronen.
Met een volle valentie schil > amper reactie (inert).
Orbitaal> meest waarschijnlijke plaats van elektron. Orbitaal = 2 elektronen
- S-arbitaal -> 1S, 2S (1e en 2e schil)
- P-orbitaal -> 2px 2py 2pz

Elektronenparen delen > covalente binding
Elektronen overdragen > ionbinding

• De studenten kunnen onderscheid maken tussen de verschillende type bindingen (covalente
en non-covalente bindingen).
Non-covalente binding = deelt geen elektronen paar.
Covalente binding=
- Interactie tussen atomen
- Elektronen paren delen (gemeenschappelijk elektronenpaar)
- Elektronen ‘tellen’ mee in valentie schil

• De studenten kunnen met het begrip elektronennegativiteit bepalen of er sprake is van een
polaire of apolaire covalente binding.
Elektronennegatieviteit = mate waarin het atoom elektronen aantrekt door, oneerlijke
verdeling elektronen. (door: aantal protonen en afstand van schil tot kern.)
Niet-polaire covalente binding :
- Elektronen gelijk verdeeld
- Verschil elektronegatieviteit <0,5
Polaire covalente binding:
- Elektronen dichter bij 1 van de atomen

, - Verschil elektronegatieviteit 0,5 - 1,6
- Zorgt voor partiële ladingen molecuul

• De studenten kunnen algemeen onderscheid maken tussen de sterkte van de verschillende
soorten bindingen.
Ionbinding:
(atomen nemen elektronen geheel over van bindend atoom)> na overdracht zijn beide atomen
geladen.
- Geladen atoom = ion
 Kation = positief geladen
 Anion= negatief geladen
Zouten> chemische verbindingen met ion bindingen
Waterstofbruggen:
- Waterstof atoom > covalent gekoppeld aan elektronegatief atoom.
> aangetrokken tot elektronegatief atoom
(niet covalente binding)

Van der waalsbinding:
- Door toeval zijn de elektronen niet gelijk over het molecuul verdeeld.
- Daardoor trekken moleculen dicht bij elkaar elkaar aan.
- Sterkte van de binding hangt af van de grote van het molecuul. Groter=sterker.
Zwakke chemische interacties tussen moleculen en atomen > zorgen ervoor dat grote
biologische moleculen in vorm blijven.
 Interactie =reversibel

• De studenten kunnen de elektronen in schil 1 en 2 verdelen over de verschillende orbitalen.
Ieder orbital heeft plek voor 2 elektronen

Elektronen in de eerste schil > in 1S orbital
Elektronen in de 2e schil > verdeeld over 2S & 2P orbitals(2px, 2py, 2pz).

Vorm van het molecuul (door orbitalen)> bepaald de functie.


H3. De chemie van water.

• De studenten kunnen de vier belangrijke eigenschappen van water uitleggen.
Polariteit:
- Polaire covalente binding > dus water is polair.
- Lading is ongelijk verdeeld (polair)
- Watermoleculen Vormen waterstof bruggen-> zwak, kortdurend en wisselende
contacten
Cohesie eigenschappen
- H2O blijft bij elkaar door waterstofbruggen > cohesie
- Aantrekking tussen verschillende stoffen > adhesie

Temperatuur en thermische energie:
Thermische energie > kinetische energie van moleculen.
 Willekeurige bewegingen van molec./atomen.

, Bij mengen of in aanraking komen van 2 objecten-> thermische energie van warmere naar
koelere object.
Hoge specifieke warmte> 1cal nodig om 1 gram water met 1 graad te verhogen.
Hoge verdampingwarmte> energie voor 1gram vloeistof naar gas.

Hitte absorberen > waterstofbrug kan breken
Hitte afgeven > waterstofbrug kan vormen

Dichtheid ijs< water (water krijgt een kristalstructuur en H-bruggen breken niet)

oplosmiddel
Solvent = oplosmiddel
Solute = opgeloste stof

Goed oplosmiddel want > polair voor: ionen en polaire moleculen (& grote moleculen met
polaire regio’s )

• De studenten zijn bekend met pH, zuren, basen en buffers, en kunnen de meest belangrijke
buffer in het bloed aangeven.
PH = concentratie H+ PH= -log [H+] [H+]=10^-ph
Zure oplossing > veel H+ ph(0-7)
Basische oplossing > weinig H+ ph (7-14)

Zwakzuur en base > ontbinden voor een deel
Sterkzuur en base > ontbinden volledig
Zuur= proton donor Base = proton acceptor

Buffer> houdt ph stabiel
- Zwak zuur + geconjugeerde base
Ph verandert maar weinig bij toevoegen van zuur of base.
in het bloed> de bicarbonaat-, de eiwit-, en de fosfaatbuffer.
H4. De basis van moleculaire diversiteit

• De studenten kunnen onderscheid maken tussen de drie typen isomeren.
Structuur isomeren= verschil in verbinding atomen (covalent)
Cis-trans isomeren= zelfde verbindingen maar ruimtelijk anders.
o Dubbele binding voorkomt vrije rotatie.



Enantiomeren= isomeren met elkaars spiegelbeeld.
- Andere vorm betekend ook een andere werking. (l-vorm en D-
vorm (links en rechts latijn))
- Aminozuren ook 2 enantiomeren.

• De studenten kunnen de naam en eigenschappen aangeven van de belangrijke chemische
groepen in de biologie.
Functionele groepen:
Hydroxyl groep (alcohol)
- OH groep