H2 – atomen en moleculen
𝒙
𝒚𝒁
• X= atoommassa [p+n → isotopen ander aantal neutronen maar reageren hetzelfde in chemische reactie]
• Y= atoomnummer [aantal p+; bepaald identiteit atoom / aantal e-; vermogen bindingen te vormen]
o Valentie elektronen: e- in buitenste schil= aantal te maken bindingen
▪ zelfde valentie elektronen als in zelfde kolom in periodiek systeem
o Lewis structuur: bindingen en vrije-elektronenparen
➔ Octeregel: molecuul streeft naar edelgasconfiguratie= buitenste e—schil vol (covalente binding=2)
➔ Volle valentie-schil dan inert, reageert niet/nauwelijks
Radioactieve isotopen: onstabiel, radioactief verval naar ander atoom 1n-->1p+ + 1e-
- Halveringstijd= 50% vervallen van ouder --> dochter isotoop F=o.5x
▪ F=o.5x met F=fractie, x=n halfwaardetijden
Elektronenschil= energie level, e- verplaatsen alleen als verloren/verkregen energie gelijk is aan verschil 2 lagen
- e- bevat potentiële energie: hogere schil= E opgenomen / lagere schil= E verloren
1e schil= 2 elektronen max Per orbitaal 2 e-
2e schil= 8 elektronen max --> 1s
3 schil= 8 elektronen max
e
--> 2s, 2px, 2py, 2pz
➔ reactiviteit atoom door ongepaarde elektronen in orbitaal
BINDINGEN
• covalente: gemeenschappelijk elektronenpaar (delen verbonden orbitaal)
- apolair: lading opgeheven door symmetrie ∆EN<0.5
- polair: 𝛿 + en 𝛿 - 0.5<∆EN<1.6
➔ elektronegativiteit hoger als element meer rechtsboven in periodieksysteem staat
➔ O>N>C>H
• ion- (zout): elektrostatische aantrekking +atoom (kation) en -atoom (anion)
• waterstofbrug: tussen moleculen, partiële lading H2O, NH3 OH+2---N-H3
• van der Waals: ongelijke lading verdeling in atoom, sterker bij groter molecuul
H3 – chemie van water [H2O]
H2O
- polair molecuul [𝐻 𝛿+ en 𝑂𝛿− ]
- onderlinge waterstofbruggen [bij ijs vast in kristalstructuur]
▪ O kent 4 orbitalen in valentieschil, 2 gedeeld in covalente binding met H, 2 over voor H-brug
- hoge oppervlaktespanning door cohesie watermoleculen
▪ adhesie: aantrekkingskracht 2 verschillende stoffen
- thermische energie opslag [1 calorie= 1gram H2O + 1C°]
▪ hoge soortelijke warmte= weinig temp. Verandering als H2O warmte afgeeft/opneemt
▪ Hitte afgeven= H-brug vormen
▪ Hitte absorberen= H-brug verbreken
▪ hoge verdampingswarmte zorgt voor verdampingskoeling oppv. [energie voor 1gram (l) --> (g)]
Oplossing: homogeen mengsel vloeistof met >2 opgeloste stoffen
- waterige oplossing: H2O= oplosmiddel (hydratie vormt hydraat van ion)
- hydrofiel: lost goed op in H2O (ionisch/polair)
1. waterstofion H+ (hydrogen) [H+][OH-]=10-14 --> lage pH=zuur=veel H+
2. hydroxide ion OH -
[H ]=10
+ -pH
3. hydronium ion H3O+ pH=-log[H+] → sterk
- zuur: geeft H af+
← zwak (evenwicht)
→
- base: neemt H+ op “geconjugeerde…”
- buffers: enzym regulatie
▪ zodat carboxy (-COOH) en amino (NH2) groep niet ioniseren van aminozuren
, H4 – basis van moleculaire diversiteit
• 1mol= molecuulmassa in u
• Molariteit (M)= gram/u (1L water= 1000gram)
• Organisch: bevat C-atomen [koolwaterstof= alleen C-H]
- Methaan CH4
- Ethaan C2H6 etheen C2H4 / ethyn C2H2
- Propaan C3H8 tetraëders: viervlak bij enkele binding
- Butaan C4H10
Isomeer: zelfde molecuulformule, andere structuurformule & ruimtelijke structuur
1. Structuur-: atomen verschillende volgorde verbonden/gearrangeerd
2. Cis-/trans- [geometrisch]: dubbele binding, 2-atoom(groepen) wisselen
▪ Cis= 2 groepen aan dezelfde kant
▪ Trans= 2 groepen aan tegenovergestelde kant
3. Optische- / spiegelbeeld-[enantiomerie]: asymmetrisch C-atoom (chiraal)= C met 4 verschillende atoomgroepen
▪ Aminozuren kennen 2-enantiomeren (allen L-vorm voor eiwitsynthese --> -OH links van chiraal C-atoom)
ATOOMGROEP MOLECUULFORMULE NAAM & EIGENSCHAP
hydroxyl -OH Alcohol (-ol) --> polair voor grotere oplosbaarheid
carbonyl C=O Keton (in C-skelet) of aldehyde (aan einde C-skelet)
carboxyl -COOH Carbonzuur= organisch zuur geeft H+ af
amino -NH2 Amine= base neemt H+ op
sulhydryl -SH Thiol, vormen crosslinks
Fosfaat -OPO32- Organisch fosfaat, reageert met water
methyl -CH3 Methylering bepaalt expressie van genen in DNA
ATOOM ATOOMNUMMER VALENTIE-e- ∆EN
O 8 (2,6) 2
---------->
N 7 (2,5) 3
C 6 (2,4) 4
H 1 (1) 1
Zuur/base pH berekenen Vb.
waterstofion H+ (hydrogen) [H+][OH-]=10-14 [10-2][10-12]=10-14
[H+]=10-pH
hydroxide ion OH- pH=-log[H+] [H+]=10-7
hydronium ion H3O+ 7=-log[10-7]
Figuur 1 structuurformule ATP
Adenine + ribose + 3 fosfaatgroepen
𝒙
𝒚𝒁
• X= atoommassa [p+n → isotopen ander aantal neutronen maar reageren hetzelfde in chemische reactie]
• Y= atoomnummer [aantal p+; bepaald identiteit atoom / aantal e-; vermogen bindingen te vormen]
o Valentie elektronen: e- in buitenste schil= aantal te maken bindingen
▪ zelfde valentie elektronen als in zelfde kolom in periodiek systeem
o Lewis structuur: bindingen en vrije-elektronenparen
➔ Octeregel: molecuul streeft naar edelgasconfiguratie= buitenste e—schil vol (covalente binding=2)
➔ Volle valentie-schil dan inert, reageert niet/nauwelijks
Radioactieve isotopen: onstabiel, radioactief verval naar ander atoom 1n-->1p+ + 1e-
- Halveringstijd= 50% vervallen van ouder --> dochter isotoop F=o.5x
▪ F=o.5x met F=fractie, x=n halfwaardetijden
Elektronenschil= energie level, e- verplaatsen alleen als verloren/verkregen energie gelijk is aan verschil 2 lagen
- e- bevat potentiële energie: hogere schil= E opgenomen / lagere schil= E verloren
1e schil= 2 elektronen max Per orbitaal 2 e-
2e schil= 8 elektronen max --> 1s
3 schil= 8 elektronen max
e
--> 2s, 2px, 2py, 2pz
➔ reactiviteit atoom door ongepaarde elektronen in orbitaal
BINDINGEN
• covalente: gemeenschappelijk elektronenpaar (delen verbonden orbitaal)
- apolair: lading opgeheven door symmetrie ∆EN<0.5
- polair: 𝛿 + en 𝛿 - 0.5<∆EN<1.6
➔ elektronegativiteit hoger als element meer rechtsboven in periodieksysteem staat
➔ O>N>C>H
• ion- (zout): elektrostatische aantrekking +atoom (kation) en -atoom (anion)
• waterstofbrug: tussen moleculen, partiële lading H2O, NH3 OH+2---N-H3
• van der Waals: ongelijke lading verdeling in atoom, sterker bij groter molecuul
H3 – chemie van water [H2O]
H2O
- polair molecuul [𝐻 𝛿+ en 𝑂𝛿− ]
- onderlinge waterstofbruggen [bij ijs vast in kristalstructuur]
▪ O kent 4 orbitalen in valentieschil, 2 gedeeld in covalente binding met H, 2 over voor H-brug
- hoge oppervlaktespanning door cohesie watermoleculen
▪ adhesie: aantrekkingskracht 2 verschillende stoffen
- thermische energie opslag [1 calorie= 1gram H2O + 1C°]
▪ hoge soortelijke warmte= weinig temp. Verandering als H2O warmte afgeeft/opneemt
▪ Hitte afgeven= H-brug vormen
▪ Hitte absorberen= H-brug verbreken
▪ hoge verdampingswarmte zorgt voor verdampingskoeling oppv. [energie voor 1gram (l) --> (g)]
Oplossing: homogeen mengsel vloeistof met >2 opgeloste stoffen
- waterige oplossing: H2O= oplosmiddel (hydratie vormt hydraat van ion)
- hydrofiel: lost goed op in H2O (ionisch/polair)
1. waterstofion H+ (hydrogen) [H+][OH-]=10-14 --> lage pH=zuur=veel H+
2. hydroxide ion OH -
[H ]=10
+ -pH
3. hydronium ion H3O+ pH=-log[H+] → sterk
- zuur: geeft H af+
← zwak (evenwicht)
→
- base: neemt H+ op “geconjugeerde…”
- buffers: enzym regulatie
▪ zodat carboxy (-COOH) en amino (NH2) groep niet ioniseren van aminozuren
, H4 – basis van moleculaire diversiteit
• 1mol= molecuulmassa in u
• Molariteit (M)= gram/u (1L water= 1000gram)
• Organisch: bevat C-atomen [koolwaterstof= alleen C-H]
- Methaan CH4
- Ethaan C2H6 etheen C2H4 / ethyn C2H2
- Propaan C3H8 tetraëders: viervlak bij enkele binding
- Butaan C4H10
Isomeer: zelfde molecuulformule, andere structuurformule & ruimtelijke structuur
1. Structuur-: atomen verschillende volgorde verbonden/gearrangeerd
2. Cis-/trans- [geometrisch]: dubbele binding, 2-atoom(groepen) wisselen
▪ Cis= 2 groepen aan dezelfde kant
▪ Trans= 2 groepen aan tegenovergestelde kant
3. Optische- / spiegelbeeld-[enantiomerie]: asymmetrisch C-atoom (chiraal)= C met 4 verschillende atoomgroepen
▪ Aminozuren kennen 2-enantiomeren (allen L-vorm voor eiwitsynthese --> -OH links van chiraal C-atoom)
ATOOMGROEP MOLECUULFORMULE NAAM & EIGENSCHAP
hydroxyl -OH Alcohol (-ol) --> polair voor grotere oplosbaarheid
carbonyl C=O Keton (in C-skelet) of aldehyde (aan einde C-skelet)
carboxyl -COOH Carbonzuur= organisch zuur geeft H+ af
amino -NH2 Amine= base neemt H+ op
sulhydryl -SH Thiol, vormen crosslinks
Fosfaat -OPO32- Organisch fosfaat, reageert met water
methyl -CH3 Methylering bepaalt expressie van genen in DNA
ATOOM ATOOMNUMMER VALENTIE-e- ∆EN
O 8 (2,6) 2
---------->
N 7 (2,5) 3
C 6 (2,4) 4
H 1 (1) 1
Zuur/base pH berekenen Vb.
waterstofion H+ (hydrogen) [H+][OH-]=10-14 [10-2][10-12]=10-14
[H+]=10-pH
hydroxide ion OH- pH=-log[H+] [H+]=10-7
hydronium ion H3O+ 7=-log[10-7]
Figuur 1 structuurformule ATP
Adenine + ribose + 3 fosfaatgroepen
