Biochemie theorie samenvatting
HC 1
In biomoleculen zijn er maar een bepaald aantal elementen – koolstof (C), waterstof (H),
stikstof (N), zuurstof (O), fosfor (P) en zwavel (S).
Naamgeving van elementen:
Isotoop = twee atomen met hetzelfde aantal protonen maar een verschillend aantal
neutronen (verschillende soorten van een element 35Cl en 37Cl).
Elektronen kunnen alleen in bepaalde banen rondom de kern voorkomen.
Hoofdbaan (hoofdschil) wordt aangeduid met een ‘n’ en bepaalt de energie van het
elektron.
Per hoofdschil zijn verschillende subschillen mogelijk
Hoofdschil: K, L, M, N
Subschil: s, p, d, f
Principe energie Mogelijke
level ‘n’ subschil
1 1s
2 2s, 2p
3 3s, 3p, 3d
4 4s, 4p, 4d, 4f
Etc. Etc.
De orbitalen (elektronenniveau) worden opgevuld door elektronen één voor één toe te
voegen, waarbij de regels van Pauli en Hund gelden:
- Pauli: een orbital kan door maximaal twee elektronen worden bezet waarbij de twee
elektronen een tegengestelde spin hebben (spin up/down).
- Hundi: wanneer meerdere elektronen verdeeld kunnen worden over meerdere
orbitalen, wordt dit zodanig gedaan dat zoveel mogelijk elektronen spin up hebben.
Je begint door te kijken naar het atoomnummer van een stof
(ofwel aantal elektronen), met dit getal ga je de
elektronenconfiguratie toepassen.
,Valentie-elektronen = de elektronen in de buitenste schil van een atoom.
Magnesium: 12 elektronen
Elektronenconfiguratie: 1s2 2s2 2p6 3s2
Dus 2 valentie-elektronen, want de buitenste schil bevat 2 elektronen.
Welke type aantrekkende interacties zijn er?
Tussen moleculen (intermoleculair):
1. Elektrostatische interactie (aantrekkend tussen een (+) en (-) geladen deeltjes,
afstotend tussen gelijke ladingen).
2. Waterstofbruggen
3. Vanderwaalskrachten
- Dipool-dipool-interactie
- Geïnduceerde dipoolinteracties
- London-dispersiekrachten (hydrofobe interacties)
Welke type bindingen zijn er?
Tussen atomen in een verbinding:
1. Covalent
2. Ionogeen
3. Metallisch
Of een binding covalent of ionogeen is wordt bepaald door het verschil in elektronegativiteit
van de twee atomen.
Elektronegativiteit = mate waarmee een element de elektronen om zich heen naar zich toe
trekt.
, De octeregel:
Geldt voor een aantal hoofdgroep elementen met atoomnummer 6 en hoger. Deze
elementen hebben de neiging bindingen te vormen (zowel covalent als ionogeen) zodanig
dat hun valentieschil bestaat uit een gevulde s- en p-schil (2s 2 2p6 of 3s2 3p6 = 8 elektronen).
Wanneer de valentieschil bestaat uit een gevulde s- en p-schil, lijkt het atoom/ion qua
elektronconfiguratie op een edelgas. Men spreekt dan ook wel van de edelgasconfiguratie.
Covalente binding:
- Binding tussen niet-metalen
- Valentie-elektronenpaar gemeenschappelijk
- Elk atoom deelt evenveel elektronen
- Er zijn drie soorten te onderscheiden (single, double of triple bond H H, H H, H H
Dipoolmoment:
Stoffen waarvan de moleculen een dipoolmoment hebben, noemen we polaire stoffen.
Stoffen waarvan de moleculen geen dipoolmoment hebben, heten apolaire stoffen.
HC 2
Organische verbindingen: verbindingen met koolstofatomen.
Waarom zoveel verbindingen C?
- Stabiele covalente bindingen met andere carbon atomen.
- Stabiele bindingen met andere atomen: H, O.
- Door vorming van dubbele en driedubbele bindingen veel variatie mogelijk: structuur
bepaalt eigenschappen.
Rijtje naamgeving:
1. Methaan – CH4
2. Ethaan – C2H6
3. Propaan – C3H8
4. Butaan – C4H10
5. Pentaan – C5H12
6. Hexaan – C6H14
7. Heptaan – C7H16
8. Octaan – C8H18
9. Nonaan – C9H20
10. Decaan – C10H22
De IUPAC-regel:
1. Identificeer de hoofdgroep en de functionele groepen die hieraan zit (hoofdgroep
vaak langste koolstofketen).
2. Rangschik de groepen naar prioriteit.
3. Benoem de hoofdgroep, waarbij de belangrijkste groep doorslaggevend is.
4. Benoem alle substituanten op alfabetische volgorde.
5. Identificeer en benoem eventuele stereochemie.
HC 1
In biomoleculen zijn er maar een bepaald aantal elementen – koolstof (C), waterstof (H),
stikstof (N), zuurstof (O), fosfor (P) en zwavel (S).
Naamgeving van elementen:
Isotoop = twee atomen met hetzelfde aantal protonen maar een verschillend aantal
neutronen (verschillende soorten van een element 35Cl en 37Cl).
Elektronen kunnen alleen in bepaalde banen rondom de kern voorkomen.
Hoofdbaan (hoofdschil) wordt aangeduid met een ‘n’ en bepaalt de energie van het
elektron.
Per hoofdschil zijn verschillende subschillen mogelijk
Hoofdschil: K, L, M, N
Subschil: s, p, d, f
Principe energie Mogelijke
level ‘n’ subschil
1 1s
2 2s, 2p
3 3s, 3p, 3d
4 4s, 4p, 4d, 4f
Etc. Etc.
De orbitalen (elektronenniveau) worden opgevuld door elektronen één voor één toe te
voegen, waarbij de regels van Pauli en Hund gelden:
- Pauli: een orbital kan door maximaal twee elektronen worden bezet waarbij de twee
elektronen een tegengestelde spin hebben (spin up/down).
- Hundi: wanneer meerdere elektronen verdeeld kunnen worden over meerdere
orbitalen, wordt dit zodanig gedaan dat zoveel mogelijk elektronen spin up hebben.
Je begint door te kijken naar het atoomnummer van een stof
(ofwel aantal elektronen), met dit getal ga je de
elektronenconfiguratie toepassen.
,Valentie-elektronen = de elektronen in de buitenste schil van een atoom.
Magnesium: 12 elektronen
Elektronenconfiguratie: 1s2 2s2 2p6 3s2
Dus 2 valentie-elektronen, want de buitenste schil bevat 2 elektronen.
Welke type aantrekkende interacties zijn er?
Tussen moleculen (intermoleculair):
1. Elektrostatische interactie (aantrekkend tussen een (+) en (-) geladen deeltjes,
afstotend tussen gelijke ladingen).
2. Waterstofbruggen
3. Vanderwaalskrachten
- Dipool-dipool-interactie
- Geïnduceerde dipoolinteracties
- London-dispersiekrachten (hydrofobe interacties)
Welke type bindingen zijn er?
Tussen atomen in een verbinding:
1. Covalent
2. Ionogeen
3. Metallisch
Of een binding covalent of ionogeen is wordt bepaald door het verschil in elektronegativiteit
van de twee atomen.
Elektronegativiteit = mate waarmee een element de elektronen om zich heen naar zich toe
trekt.
, De octeregel:
Geldt voor een aantal hoofdgroep elementen met atoomnummer 6 en hoger. Deze
elementen hebben de neiging bindingen te vormen (zowel covalent als ionogeen) zodanig
dat hun valentieschil bestaat uit een gevulde s- en p-schil (2s 2 2p6 of 3s2 3p6 = 8 elektronen).
Wanneer de valentieschil bestaat uit een gevulde s- en p-schil, lijkt het atoom/ion qua
elektronconfiguratie op een edelgas. Men spreekt dan ook wel van de edelgasconfiguratie.
Covalente binding:
- Binding tussen niet-metalen
- Valentie-elektronenpaar gemeenschappelijk
- Elk atoom deelt evenveel elektronen
- Er zijn drie soorten te onderscheiden (single, double of triple bond H H, H H, H H
Dipoolmoment:
Stoffen waarvan de moleculen een dipoolmoment hebben, noemen we polaire stoffen.
Stoffen waarvan de moleculen geen dipoolmoment hebben, heten apolaire stoffen.
HC 2
Organische verbindingen: verbindingen met koolstofatomen.
Waarom zoveel verbindingen C?
- Stabiele covalente bindingen met andere carbon atomen.
- Stabiele bindingen met andere atomen: H, O.
- Door vorming van dubbele en driedubbele bindingen veel variatie mogelijk: structuur
bepaalt eigenschappen.
Rijtje naamgeving:
1. Methaan – CH4
2. Ethaan – C2H6
3. Propaan – C3H8
4. Butaan – C4H10
5. Pentaan – C5H12
6. Hexaan – C6H14
7. Heptaan – C7H16
8. Octaan – C8H18
9. Nonaan – C9H20
10. Decaan – C10H22
De IUPAC-regel:
1. Identificeer de hoofdgroep en de functionele groepen die hieraan zit (hoofdgroep
vaak langste koolstofketen).
2. Rangschik de groepen naar prioriteit.
3. Benoem de hoofdgroep, waarbij de belangrijkste groep doorslaggevend is.
4. Benoem alle substituanten op alfabetische volgorde.
5. Identificeer en benoem eventuele stereochemie.
