1
Bouwstenen van het leven
I Elementen & Energieën
I.1 Elementen
Atoom bevat protonen (+) in de kern en elektronenwolk (-).
➢ Protonen + elektronen = atoomnummer
Buitenste elektronen schil streeft er naar om ‘bezet’ te zijn. 2,8,8
➢ Covalente bindingen: delen van een elektronenpaar door 2 atomen, buitenste schil wordt
hierdoor gevuld.
o VB: Carbon (C) heeft in z’n buitenste schil 4 elektronen, carbon moet dus 4
elektronen verliezen of 4 erbij krijgen om zijn buitenste schil vol te krijgen. Daarom
kan die 4 bindingen aangaan.
o VB: Zuurstof (O) mist 2 elektronen in zijn buitenste schil kan 2 bindingen aan gaan
Elektronegativiteit: Dat een atoomkern harder aan het gedeelde elektronenpaar trekt dan het
andere. Hierdoor ontstaat in het molecuul een positief en negatief geladen deel Polair
o VB: Water (H2O), O trekt harder aan het elektronenpaar negatiever
Hangt af van:
- Grootte van de elektronenwolk
- Afstand van buitenste schil tot kern
- Ladingsdichtheid in de kern
o Protonering: Als een h atoom gebonden is aan een ander atoom (O) met grotere
elektronegativiteit, kan het H atoom afsplitsen en zo een H3O+ molecuul en een O-
molecuul vormen.
o Deprotonering: Amnio (NH2) kan het tegenovergestelde. Zij nemen een H op en
worden positief geladen (NH3)
▪ Gebeurt ook in puur water: H20 + H20 OH- + H3O+ (PH)
➢ Ion bindingen: In extreme gevallen kan verschil in elektronegativiteit leiden tot ionen. Het
elektronenpaar wordt dan niet gedeeld maar afgestaan aan het andere atoom.
C-H bindingen: geen groot verschil in elektronegativiteit apolair en hydrofoob
Redoxreacties:
➢ Oxidatie: afstaan van een elektron
➢ Reductie: opnemen van een elektron
I.2 Energieën
Energie = zit in elk systeem arbeid en/of warmte
➢ Gemeten in Joule (1000 J = 1 KJ) (1 cal = 4,1858 J)
Elektrische energie = resultaat van elektronen stroom aangedreven door een verschil in elektrisch
potentiaal.
➢ Potentiele energie: Als het water stilstaat (stuwmeer)
➢ Kinetische energie: Stromend water
Verbranden van iet (bv: eten)
➢ Elektronen van een hoog potentiaal naar een lager potentiaal m.b.v. redoxreacties.
o Vet en glucose geoxideerd Co2 + H2O
Thermodynamica
➢ Systeem: Waar je naar kijkt (rots)
➢ Omgeving: De rest (berg ect.)
, 2
➢ Grootheden: beschrijft de staat van een systeem (onafhankelijk van het pad dat het systeem
heeft genomen om de staat te bereiken) Potentiele energie
o Hoe hoger de rots is, hoe hoger de potentiele energie
o ΔU = UB -UA
▪ kijken naar verschil in energie
➢ Rots boven op de berg meer energie dan beneden. Je moet er energie instoppen om hem
omhoog te krijgen. Op de weg naar beneden raakt de rots energie kwijt in de vorm van
warmte.
o Elk systeem wilt altijd naar een toestand van lagere energie
Eerste wet thermodynamica
➢ Je kan energie niet laten verdwijnen/genereren/maken/opwekken. Je kan energie alleen van
vorm laten veranderen
o Arbeid
o Warmte Enthalpie
Enthalpie = H
➢ Is de warmte inhoud van een systeem/molecuul (warmte
absorberen/afstaan)
➢ Enthalpie veranderingen: verbonden met het sluiten of breken van chemische
bindingen en interacties
o = ΔH
o Neemt een systeem warmte op enthalpie omhoog
Entropie = S
➢ Is de maat van toevalligheid van een systeem (randomness) & maat van hoeveelheid
energie in een systeem dat niet gebruikt kan worden voor arbeid
➢ Maat voor wanorde in een systeem
o Entropie neemt toe wanorde neemt toe
➢ Formule:
o Ω, geeft aan hoeveel toestanden een systeem kan aannemen met identieke energie.
o Ω groot S groot Wanorde
➢ W, de waarschijnlijkheid dat het gebeurt neemt toe als Ω groter is.
o De groter de kans van een staat, des te groter de entropie
o Hoe meer deeltjes, hoe hoger de waarschijnlijkheid
➢ Lage entropie Hoge entropie (moeilijk/onmogelijk om weer terug te gaan)
o Chaos ontstaat automatisch (diffusie/rommelige kamer) naar een lage entropie gaan
(gescheiden deeltjes/opgruimde kamer) kost heel veel engergie
Tweede wet van thermodynamica
➢ Spontane processen (vanzelf) zorgen er altijd voor dat de entropie in het universum
toeneemt alles gaat naar wanorde toe
o ΔS totaal = ΔS systeem + ΔS omgeving ≥ 0
➢ Onze cellen botsen met de 2e hoofdwet (geordend systeem)
o Ten koste van buiten de cel, daar neemt de wanorde toe, in de cel neemt de
wanorde af.
▪ Warmte + afval naar buiten
, 3
➢ Entropie gedreven exotermische reacties
o Reacties die de bindingen op de moleculen. Entropie binnen de cel
blijft hetzelfde. Buiten de cel neemt de entropie toe, stoot namelijk
warmte uit (wanorde)
➢ Entropie gedreven endotermische reacties
o Reacties verhogen entropie binnenin de cel door moleculen te breken.
Verlaagt entropie buiten de cel, door warmte te gebruiken.
➢ ΔG = ΔH - TΔS
o G = Gibb’s vrije energie: Nuttige/Buikbare energie combineert enthalpie en
entropie
➢ X Y
▪ ΔG >0 : Spontane productie of X (rots rolt vanzelf de berg op)
▪ ΔG =0 : Evenwicht
▪ ΔG <0 : Spontane productie of Y (rots rolt naar beneden)
➢ ΔG moet dus negatief zijn voor een spontane reactie
ΔH ΔS
- + Ideeal: allebei de componenten helpen om ΔG negatief te krijgen
- - Als de invloed van ΔH groter is reactie gaat door. ΔH – (exotermisch) is
gunstig voor de reactie.
Als ΔS meer invloed heeft reactie gaat niet door
+ + Als ΔH meer invloed heeft reactie gaat niet door
Als ΔS meer invloed heeft reactie gaat door
+ - Reactie gaat niet door, ΔG wordt +
➢ ΔG0= standaard verandering van vrije energie evenwichtsconstante
o ΔG0 evenwicht
o X groter dan Y breuk kleiner dan 1 reactie loopt niet vanzelf
o VB: sucrose glucose + fructose (-23Kj/mol)
▪ Reactie zal nooit andersom lopen, geen positieve ΔG mogelijk.
I.3 Interacties
Covalente binding
➢ Meest voorkomende peptide bindingen: -COOH en -NH2 binding
Anders disulfidebinding: S-S (zwavelbrug)
Elektrostatische interacties
➢ Waterstofbruggen: protonen die gedeeld worden door 2 atomen
o Water is polair (negatieve O kant en positieve H kant), als
deze in de goede richting staan, trekken zij elkaar aan.
▪ N-H -----N
▪ N-H -----O
▪ O-H -----N
▪ O-H ---- O
o Aminozuur zijketens & ruggengraad waterstofbruggen
➢ Zout bruggen/ion bindingen: permanent een lading +&-
o Vaak aanwezig op oppervlak van een eiwit
o Lading dicht bij elkaar komen aantrekking reactie
o Om die 2 uit elkaar te trekken energie nodig (bindingsenergie)
, 4
o Toestand van interactie ligt lager qua energie dan toestand van reactie (systeem
altijd naar een toestand van lagere energie)
Elektrodynamische interacties
➢ Aantrekking of afstoting van permanente of bewegende dipolen.
o Random bewegende dipolen: van der Waals binding
Permanente dipolen: (permanent dipoles)
aantrekking of afstoting (ligt aan hoe ze t.o.v elkaar liggen) Sterke binding
Bewegelijke dipolen: (induced dipoles)
Klein beetje aantrekking tijdelijk. Een molecuul met 2 dipolen een apolair molecuul. Apolair
molecuul heeft alleen elektronen in wolk, dus een heel klein beetje +/- omdat elektronen
bewegen.
Spreiding krachten: (dispersion forces)
Van der Waals: door elektronen bewegingen in de wolk.
Hydrofoob effect
➢ Uitsluiting van water van een hydrofobe regio (apolaire moleculen houden van apolair
omgeving)
o VB: water en olie
➢ Sommige aminozuren – ΔG voor mengen met water
o Waterstofbruggen/ion bruggen
o Zijketen die hydrofiel is
➢ Sommige aminozuren + ΔG voor mengen met water
o Zijketen die hydrofoob is
➢ CH4 in H2O
o Kooistructuur: H2O bouwt om hydrofoob deeltje een kooi orde
▪ Kost energie (entropie onvoordelige staat)
• Daardoor de hydrofobe deeltjes naar elkaar toe: vormen dicht bij
elkaar minder oppervlak contact met water wordt
geminimaliseerd entropie neemt toe, energie neemt af.
• Dat twee apolaire/hydrofobe deeltjes elkaar ontmoeten is toeval. Als
het gebeurt, ziet water de kans om uit de kooi te ontsnappen
entropie neemt toe Dit is voordelig dus blijft het zo.
• Bindingsenergie: energie die nodig is om interactie te breken
▪ Aanwezigheid van kooistructuren verminderen meer wanorde minder
energie
o Eiwitten: vouwen zich zo op dat alles wat hydrofoob is naar binnen zit. Hydrofiel dus
apolair naar buiten wanorde wil een systeem naar toe
▪ Heel veel zwakke bindingen kunnen samen sterk zijn.
Sterk zwak
Peptide binding – Disulfide binding – Zoutbrug – Waterstofbrug – Van der Waals
Bouwstenen van het leven
I Elementen & Energieën
I.1 Elementen
Atoom bevat protonen (+) in de kern en elektronenwolk (-).
➢ Protonen + elektronen = atoomnummer
Buitenste elektronen schil streeft er naar om ‘bezet’ te zijn. 2,8,8
➢ Covalente bindingen: delen van een elektronenpaar door 2 atomen, buitenste schil wordt
hierdoor gevuld.
o VB: Carbon (C) heeft in z’n buitenste schil 4 elektronen, carbon moet dus 4
elektronen verliezen of 4 erbij krijgen om zijn buitenste schil vol te krijgen. Daarom
kan die 4 bindingen aangaan.
o VB: Zuurstof (O) mist 2 elektronen in zijn buitenste schil kan 2 bindingen aan gaan
Elektronegativiteit: Dat een atoomkern harder aan het gedeelde elektronenpaar trekt dan het
andere. Hierdoor ontstaat in het molecuul een positief en negatief geladen deel Polair
o VB: Water (H2O), O trekt harder aan het elektronenpaar negatiever
Hangt af van:
- Grootte van de elektronenwolk
- Afstand van buitenste schil tot kern
- Ladingsdichtheid in de kern
o Protonering: Als een h atoom gebonden is aan een ander atoom (O) met grotere
elektronegativiteit, kan het H atoom afsplitsen en zo een H3O+ molecuul en een O-
molecuul vormen.
o Deprotonering: Amnio (NH2) kan het tegenovergestelde. Zij nemen een H op en
worden positief geladen (NH3)
▪ Gebeurt ook in puur water: H20 + H20 OH- + H3O+ (PH)
➢ Ion bindingen: In extreme gevallen kan verschil in elektronegativiteit leiden tot ionen. Het
elektronenpaar wordt dan niet gedeeld maar afgestaan aan het andere atoom.
C-H bindingen: geen groot verschil in elektronegativiteit apolair en hydrofoob
Redoxreacties:
➢ Oxidatie: afstaan van een elektron
➢ Reductie: opnemen van een elektron
I.2 Energieën
Energie = zit in elk systeem arbeid en/of warmte
➢ Gemeten in Joule (1000 J = 1 KJ) (1 cal = 4,1858 J)
Elektrische energie = resultaat van elektronen stroom aangedreven door een verschil in elektrisch
potentiaal.
➢ Potentiele energie: Als het water stilstaat (stuwmeer)
➢ Kinetische energie: Stromend water
Verbranden van iet (bv: eten)
➢ Elektronen van een hoog potentiaal naar een lager potentiaal m.b.v. redoxreacties.
o Vet en glucose geoxideerd Co2 + H2O
Thermodynamica
➢ Systeem: Waar je naar kijkt (rots)
➢ Omgeving: De rest (berg ect.)
, 2
➢ Grootheden: beschrijft de staat van een systeem (onafhankelijk van het pad dat het systeem
heeft genomen om de staat te bereiken) Potentiele energie
o Hoe hoger de rots is, hoe hoger de potentiele energie
o ΔU = UB -UA
▪ kijken naar verschil in energie
➢ Rots boven op de berg meer energie dan beneden. Je moet er energie instoppen om hem
omhoog te krijgen. Op de weg naar beneden raakt de rots energie kwijt in de vorm van
warmte.
o Elk systeem wilt altijd naar een toestand van lagere energie
Eerste wet thermodynamica
➢ Je kan energie niet laten verdwijnen/genereren/maken/opwekken. Je kan energie alleen van
vorm laten veranderen
o Arbeid
o Warmte Enthalpie
Enthalpie = H
➢ Is de warmte inhoud van een systeem/molecuul (warmte
absorberen/afstaan)
➢ Enthalpie veranderingen: verbonden met het sluiten of breken van chemische
bindingen en interacties
o = ΔH
o Neemt een systeem warmte op enthalpie omhoog
Entropie = S
➢ Is de maat van toevalligheid van een systeem (randomness) & maat van hoeveelheid
energie in een systeem dat niet gebruikt kan worden voor arbeid
➢ Maat voor wanorde in een systeem
o Entropie neemt toe wanorde neemt toe
➢ Formule:
o Ω, geeft aan hoeveel toestanden een systeem kan aannemen met identieke energie.
o Ω groot S groot Wanorde
➢ W, de waarschijnlijkheid dat het gebeurt neemt toe als Ω groter is.
o De groter de kans van een staat, des te groter de entropie
o Hoe meer deeltjes, hoe hoger de waarschijnlijkheid
➢ Lage entropie Hoge entropie (moeilijk/onmogelijk om weer terug te gaan)
o Chaos ontstaat automatisch (diffusie/rommelige kamer) naar een lage entropie gaan
(gescheiden deeltjes/opgruimde kamer) kost heel veel engergie
Tweede wet van thermodynamica
➢ Spontane processen (vanzelf) zorgen er altijd voor dat de entropie in het universum
toeneemt alles gaat naar wanorde toe
o ΔS totaal = ΔS systeem + ΔS omgeving ≥ 0
➢ Onze cellen botsen met de 2e hoofdwet (geordend systeem)
o Ten koste van buiten de cel, daar neemt de wanorde toe, in de cel neemt de
wanorde af.
▪ Warmte + afval naar buiten
, 3
➢ Entropie gedreven exotermische reacties
o Reacties die de bindingen op de moleculen. Entropie binnen de cel
blijft hetzelfde. Buiten de cel neemt de entropie toe, stoot namelijk
warmte uit (wanorde)
➢ Entropie gedreven endotermische reacties
o Reacties verhogen entropie binnenin de cel door moleculen te breken.
Verlaagt entropie buiten de cel, door warmte te gebruiken.
➢ ΔG = ΔH - TΔS
o G = Gibb’s vrije energie: Nuttige/Buikbare energie combineert enthalpie en
entropie
➢ X Y
▪ ΔG >0 : Spontane productie of X (rots rolt vanzelf de berg op)
▪ ΔG =0 : Evenwicht
▪ ΔG <0 : Spontane productie of Y (rots rolt naar beneden)
➢ ΔG moet dus negatief zijn voor een spontane reactie
ΔH ΔS
- + Ideeal: allebei de componenten helpen om ΔG negatief te krijgen
- - Als de invloed van ΔH groter is reactie gaat door. ΔH – (exotermisch) is
gunstig voor de reactie.
Als ΔS meer invloed heeft reactie gaat niet door
+ + Als ΔH meer invloed heeft reactie gaat niet door
Als ΔS meer invloed heeft reactie gaat door
+ - Reactie gaat niet door, ΔG wordt +
➢ ΔG0= standaard verandering van vrije energie evenwichtsconstante
o ΔG0 evenwicht
o X groter dan Y breuk kleiner dan 1 reactie loopt niet vanzelf
o VB: sucrose glucose + fructose (-23Kj/mol)
▪ Reactie zal nooit andersom lopen, geen positieve ΔG mogelijk.
I.3 Interacties
Covalente binding
➢ Meest voorkomende peptide bindingen: -COOH en -NH2 binding
Anders disulfidebinding: S-S (zwavelbrug)
Elektrostatische interacties
➢ Waterstofbruggen: protonen die gedeeld worden door 2 atomen
o Water is polair (negatieve O kant en positieve H kant), als
deze in de goede richting staan, trekken zij elkaar aan.
▪ N-H -----N
▪ N-H -----O
▪ O-H -----N
▪ O-H ---- O
o Aminozuur zijketens & ruggengraad waterstofbruggen
➢ Zout bruggen/ion bindingen: permanent een lading +&-
o Vaak aanwezig op oppervlak van een eiwit
o Lading dicht bij elkaar komen aantrekking reactie
o Om die 2 uit elkaar te trekken energie nodig (bindingsenergie)
, 4
o Toestand van interactie ligt lager qua energie dan toestand van reactie (systeem
altijd naar een toestand van lagere energie)
Elektrodynamische interacties
➢ Aantrekking of afstoting van permanente of bewegende dipolen.
o Random bewegende dipolen: van der Waals binding
Permanente dipolen: (permanent dipoles)
aantrekking of afstoting (ligt aan hoe ze t.o.v elkaar liggen) Sterke binding
Bewegelijke dipolen: (induced dipoles)
Klein beetje aantrekking tijdelijk. Een molecuul met 2 dipolen een apolair molecuul. Apolair
molecuul heeft alleen elektronen in wolk, dus een heel klein beetje +/- omdat elektronen
bewegen.
Spreiding krachten: (dispersion forces)
Van der Waals: door elektronen bewegingen in de wolk.
Hydrofoob effect
➢ Uitsluiting van water van een hydrofobe regio (apolaire moleculen houden van apolair
omgeving)
o VB: water en olie
➢ Sommige aminozuren – ΔG voor mengen met water
o Waterstofbruggen/ion bruggen
o Zijketen die hydrofiel is
➢ Sommige aminozuren + ΔG voor mengen met water
o Zijketen die hydrofoob is
➢ CH4 in H2O
o Kooistructuur: H2O bouwt om hydrofoob deeltje een kooi orde
▪ Kost energie (entropie onvoordelige staat)
• Daardoor de hydrofobe deeltjes naar elkaar toe: vormen dicht bij
elkaar minder oppervlak contact met water wordt
geminimaliseerd entropie neemt toe, energie neemt af.
• Dat twee apolaire/hydrofobe deeltjes elkaar ontmoeten is toeval. Als
het gebeurt, ziet water de kans om uit de kooi te ontsnappen
entropie neemt toe Dit is voordelig dus blijft het zo.
• Bindingsenergie: energie die nodig is om interactie te breken
▪ Aanwezigheid van kooistructuren verminderen meer wanorde minder
energie
o Eiwitten: vouwen zich zo op dat alles wat hydrofoob is naar binnen zit. Hydrofiel dus
apolair naar buiten wanorde wil een systeem naar toe
▪ Heel veel zwakke bindingen kunnen samen sterk zijn.
Sterk zwak
Peptide binding – Disulfide binding – Zoutbrug – Waterstofbrug – Van der Waals
