Cel I: Anorganische Chemie
Hoofdstuk I – Atomen en moleculen: basis van biologische systemen
Essentiële elementen in het menselijk lichaam (totaal 25)
Meest voorkomende niet-metalen: C, H, O, N, P, S
Meest voorkomende metalen: Ca, K, Na, Mg, Fe, Cu, Zn
Metalen: afgifte elektronen -> kationen
Niet-metalen: opname elektronen -> anionen
Metalloïden= metaalachtigen= kationische en anionische eign of eign die er ergens tussenin zitten
C, H, O, N -> in alle organische verbindingen
Ionen en moleculen
Stabiele verbinding mogelijk ⇒ chemische binding:
Zuivere ionbinding
o Ionaire bestanddelen: kationen & anionen, gerangschikt tot kristal -> uitwisseling
elektronen
o Metaal + niet-metaal (bv. Na + Cl)
o Groot Δ EN
o Makkelijk oplosbaar in water
Zuiver covalente binding
o Deling van elektron door beide bindingspartners; elektronen trekken kernen aan;
stabielere associatie dan atomen afzonderlijk
o Energienulpunt: oneindige afstand tss. atomen; atomen naderen tot bindingsafstand
met evenwicht tss. bindende & afstotende bijdragen
o Verbreking van covalente binding: bindingsenergie nodig (bindingsdissociatie-
enthalpie D)
o Vorming van binding stelt energie vrij
Ionendeformatie
o Positieve ion trekt elektronenwolk anion aan; ionendeformatie leidt tot gepolariseerde
covalente binding
o Afhankelijk van:
Polariserend vermogen kation ~ Z+¿ / r ¿
Polariseerbaarheid anion ~ Z−¿∧ r ¿ (hoe groter elektronenwolk, hoe makkelijker
deformeerbaar)
Polarisatie van covalente binding
o Δ EN ⇒ dipoolmoment
o Elektrisch dipoolmoment p=e ⋅d
Dipolaire binding
o Coördinatiecomplexen
Binding van metaalatoom of –ion met ligand (bv. Cl-, H2O, NH3)
Lewis zuur Lewis base
Covalente binding met partieel ionair karakter; elektronenpaar enkel afkomstig
van ligand = coördinatieve covalente binding
Coördinatiegetal: aantal donoratomen aan metaalion gebonden in eerste
coördinatiesfeer
Polydentaat ligand/cheland: ligand met meerdere donoratomen; complex =
chelaat ↔ monodentaat ligand; bv. ethyleendiamine: 2 N-donoratomen:
H2N-CH2-CH2-NH2
Bindingssterkte tss. metaalion en liganden veel groter dan tussen complex ion en
tegenionen (bv.: bindingssterkte tss. Pt en (NH 3)6 is op zich sterker dan de
bindingssterkte van [Pt(NH3)6]4+ en 4 Cl-
Arrhenius zuur/base: gaat H+ afsplitsen/opnemen
Bronsted zuur/base: kan H+ afsplitsen/opnemen
Lewis zuur/base: kan een elektronenpaar/elektronenparen afsplitsen/opnemen
! Liganden moeten altijd zo ver mogelijk van elkaar verwijderd zitten
,Medische toepassing: complexvorming in rode bloedcellen
Myoglobine & hemoglobine: proteïnen in staat zuurstof op reversibele wijze te binden
Bevatten ‘heemgroep’: porphyrinering met 4 N-donoren (tetradentaat ligand) in equatoriaal
vlak van octaëdrisch omringd Fe2+
Langs axiale as: N-atoom van aminozuurrest (histidine-93)
Zesde coördinatieplaats: moleculair zuurstof (via H-brug trouwens ook nog eens gebonden aan
histidinegroep (histidine-64)
Deoxymyoglobine: geen O2
Heemgroep in hydrofobe caviteit van myoglobinemolecule ⇒ afscherming tg. water
Medische toepassing: koolstofmonoxide-intoxicatie
Inademing CO ⇒ CO neemt plaats O2 in (sterker ligand door ook π -acceptor-eigenschappen)
Vorming carboxyhemoglobine is irreversibel ⇒ niet beschikbaar voor zuurstoftransport
Hoofdstuk II – Intermoleculaire krachten – Gecondenseerde
fasen
Types intermoleculaire krachten
Dipool-dipoolinteractie
o Tss. polaire moleculen
o Afh. van Δ EN
o ∑ (dipoolvectoren¿) ¿
= 0 -> geen dipoolmoment
=/ 0 -> wel dipoolmoment
London- of dispersiekrachten
o Elektronenwolk niet symmetrisch verdeeld rond zwaartepunt, vorming kortstondige
dipool
o Groter bij grotere moleculen (grotere elektronenwolk meer onderhevig aan distortie)
o Induceert een dipool in omliggende moleculen -> beide dipolen trekken elkaar aan
Waterstofbrug
o H + F, O, N
o Sterk elektronegatieve elementen trekken bindend elektronenpaar zo erg aan, dat
positieve lading op proton zeer groot is
o Kookpunt hoger bij H-brug
o Afhankelijk van:
EN van atoom
Kleinere afmeting
o F---H-brug sterker dan O---H-brug, maar bij water: dubbel zoveel bruggen mogelijk ⇒
hoger kookpunt
o Hoge oplosbaarheid
o Aanwezigheid van amine- of hydroxylgroepen verhoogt oplosbaarheid bij organische
moleculen
o In DNA-keten: vorm en afstand tss de moleculen
o In biochemische systemen: mogen niet té sterk zijn want dan gaat de molecule zich niet
meer kunnen aanpassen
Intermoleculeculaire attractie:
∑ (london ) + ( dip−dip) +( H −brug )
Toepassing: intra- en intermoleculaire interacties in macromoleculen:
eiwit
Primaire structuur
Secundaire structuur: helixvorming door H-brugvorming
Tertiaire structuur, gevolg van:
o Dispersiekrachten
o H-brugvorming (NH---O=C)
o Zoutvorming
o Covalente disulfidebrugvorming
o Dipool-dipoolinteractief
, o Hydrofobe groepen trekken zich naar binnenste van structuur terug
Quaternaire structuur
Aggregatietoestanden
Vaste toestand: energie intermoleculaire krachten overheerst op kinetische energie ⇒
kristallisatie
Vloeibare toestand: zowel attractiekrachten als kinetische energie belangrijk
o Viscositeit: bepaald door attractiekrachten, daalt met stijgende T
= weerstand bij het vloeien
o Oppervlaktespanning: moleculen aan oppervlak worden naar binnen getrokken ⇒
oppervlak van vloeistof neemt minimale afmetingen aan
o Dampdruk van vloeistoffen: aan oppervlak kunnen moleculen met voldoende kinetische
energie ontsnappen = verdamping (gaat dus beter bij hogere temp.); door verdamping
zal kin. energ. van resterende moleculen dalen ⇒ temp. Daalt
Energie: Maxwell-Boltzmann curve: met grenswaarde
o Molaire verdampingsenthalpie Δ verd H = warmte nodig om 1 mol te verdampen
(omgekeerde= condensatie)
o Kookpunt: temperatuur waarbij dampdruk gelijk is aan uitwendige heersende druk
Hoe sterker de intermoleculaire attractiekrachten, hoe lager de dampdruk, hoe hoger het
kookpunt
Gassen
o Ideale gaswet: P ⋅ V =n ⋅ R ⋅ T
o Wet van Dalton: totale druk van gasmengsel is gelijk aan de som van partieeldrukken
(druk alsof een gas alleen aanwezig zou zijn in container)
o Verplaatsen spontaan van plaatsen met hoge partieeldruk naar plaatsen met lage
partieeldruk
Bloeddruk:
Systolische druk (100-120 torr): hoog bij samentrekken hart
Diastolische druk (60-80 torr): laag bij ontspannen hart
200 torr= geen bloed meer door aderen
Druk laten afnemen en luisteren naar hartslag via stethoscoop
Bij waarnemen hartslag: druk is gelijk aan de uitwendige druk (aflezing systolische druk)
Verder ontspannen, hartslag verdwijnt wanneer bloed continu stroomt (aflezing diastolische
druk)
Hoofdstuk III – Oplossingen: oplosbaarheid en concentratie
Voorwaarde oplossing: zeer homogeen -> op elke fractie hetzelfde
Water als oplosmiddel
Ionaire verbindingen: spontane dissociatie in ionen in water
Covalente verbindingen: vereisen polariteit voor oplosbaarheid
Niet-polaire gassen: dipool-geïnduceerde dipoolinteracties (cf. dispersiekrachten)
IJs: elk O-atoom tetraëdrisch omgeven door 4 H-atomen ⇒ ijle structuur
Stabilisator voor temperatuurschommelingen door grote specifieke warmtecapaciteit
(verbreken van H-bruggen verbruikt veel warmte op zich)
Hyponatraemia: verdunning essentiële zouten door te grote hoeveelheid water: misselijkheid,
hoofdpijn, verwarring, delirium, bewusteloosheid
Apolaire stoffen: via waterstofbrugvorming (apolair solvent)
Oplosproces
Intermoleculaire krachten tussen A-A-…-A en B-B-…-B moeten verbroken worden ->
energiekost
Vorming bindingen tussen A en B: A-B -> energiewinst
Oplosproces enkel makkelijk wanneer beide krachten vergelijkbaar zijn (likes like likes)
Gevolgen:
Hoofdstuk I – Atomen en moleculen: basis van biologische systemen
Essentiële elementen in het menselijk lichaam (totaal 25)
Meest voorkomende niet-metalen: C, H, O, N, P, S
Meest voorkomende metalen: Ca, K, Na, Mg, Fe, Cu, Zn
Metalen: afgifte elektronen -> kationen
Niet-metalen: opname elektronen -> anionen
Metalloïden= metaalachtigen= kationische en anionische eign of eign die er ergens tussenin zitten
C, H, O, N -> in alle organische verbindingen
Ionen en moleculen
Stabiele verbinding mogelijk ⇒ chemische binding:
Zuivere ionbinding
o Ionaire bestanddelen: kationen & anionen, gerangschikt tot kristal -> uitwisseling
elektronen
o Metaal + niet-metaal (bv. Na + Cl)
o Groot Δ EN
o Makkelijk oplosbaar in water
Zuiver covalente binding
o Deling van elektron door beide bindingspartners; elektronen trekken kernen aan;
stabielere associatie dan atomen afzonderlijk
o Energienulpunt: oneindige afstand tss. atomen; atomen naderen tot bindingsafstand
met evenwicht tss. bindende & afstotende bijdragen
o Verbreking van covalente binding: bindingsenergie nodig (bindingsdissociatie-
enthalpie D)
o Vorming van binding stelt energie vrij
Ionendeformatie
o Positieve ion trekt elektronenwolk anion aan; ionendeformatie leidt tot gepolariseerde
covalente binding
o Afhankelijk van:
Polariserend vermogen kation ~ Z+¿ / r ¿
Polariseerbaarheid anion ~ Z−¿∧ r ¿ (hoe groter elektronenwolk, hoe makkelijker
deformeerbaar)
Polarisatie van covalente binding
o Δ EN ⇒ dipoolmoment
o Elektrisch dipoolmoment p=e ⋅d
Dipolaire binding
o Coördinatiecomplexen
Binding van metaalatoom of –ion met ligand (bv. Cl-, H2O, NH3)
Lewis zuur Lewis base
Covalente binding met partieel ionair karakter; elektronenpaar enkel afkomstig
van ligand = coördinatieve covalente binding
Coördinatiegetal: aantal donoratomen aan metaalion gebonden in eerste
coördinatiesfeer
Polydentaat ligand/cheland: ligand met meerdere donoratomen; complex =
chelaat ↔ monodentaat ligand; bv. ethyleendiamine: 2 N-donoratomen:
H2N-CH2-CH2-NH2
Bindingssterkte tss. metaalion en liganden veel groter dan tussen complex ion en
tegenionen (bv.: bindingssterkte tss. Pt en (NH 3)6 is op zich sterker dan de
bindingssterkte van [Pt(NH3)6]4+ en 4 Cl-
Arrhenius zuur/base: gaat H+ afsplitsen/opnemen
Bronsted zuur/base: kan H+ afsplitsen/opnemen
Lewis zuur/base: kan een elektronenpaar/elektronenparen afsplitsen/opnemen
! Liganden moeten altijd zo ver mogelijk van elkaar verwijderd zitten
,Medische toepassing: complexvorming in rode bloedcellen
Myoglobine & hemoglobine: proteïnen in staat zuurstof op reversibele wijze te binden
Bevatten ‘heemgroep’: porphyrinering met 4 N-donoren (tetradentaat ligand) in equatoriaal
vlak van octaëdrisch omringd Fe2+
Langs axiale as: N-atoom van aminozuurrest (histidine-93)
Zesde coördinatieplaats: moleculair zuurstof (via H-brug trouwens ook nog eens gebonden aan
histidinegroep (histidine-64)
Deoxymyoglobine: geen O2
Heemgroep in hydrofobe caviteit van myoglobinemolecule ⇒ afscherming tg. water
Medische toepassing: koolstofmonoxide-intoxicatie
Inademing CO ⇒ CO neemt plaats O2 in (sterker ligand door ook π -acceptor-eigenschappen)
Vorming carboxyhemoglobine is irreversibel ⇒ niet beschikbaar voor zuurstoftransport
Hoofdstuk II – Intermoleculaire krachten – Gecondenseerde
fasen
Types intermoleculaire krachten
Dipool-dipoolinteractie
o Tss. polaire moleculen
o Afh. van Δ EN
o ∑ (dipoolvectoren¿) ¿
= 0 -> geen dipoolmoment
=/ 0 -> wel dipoolmoment
London- of dispersiekrachten
o Elektronenwolk niet symmetrisch verdeeld rond zwaartepunt, vorming kortstondige
dipool
o Groter bij grotere moleculen (grotere elektronenwolk meer onderhevig aan distortie)
o Induceert een dipool in omliggende moleculen -> beide dipolen trekken elkaar aan
Waterstofbrug
o H + F, O, N
o Sterk elektronegatieve elementen trekken bindend elektronenpaar zo erg aan, dat
positieve lading op proton zeer groot is
o Kookpunt hoger bij H-brug
o Afhankelijk van:
EN van atoom
Kleinere afmeting
o F---H-brug sterker dan O---H-brug, maar bij water: dubbel zoveel bruggen mogelijk ⇒
hoger kookpunt
o Hoge oplosbaarheid
o Aanwezigheid van amine- of hydroxylgroepen verhoogt oplosbaarheid bij organische
moleculen
o In DNA-keten: vorm en afstand tss de moleculen
o In biochemische systemen: mogen niet té sterk zijn want dan gaat de molecule zich niet
meer kunnen aanpassen
Intermoleculeculaire attractie:
∑ (london ) + ( dip−dip) +( H −brug )
Toepassing: intra- en intermoleculaire interacties in macromoleculen:
eiwit
Primaire structuur
Secundaire structuur: helixvorming door H-brugvorming
Tertiaire structuur, gevolg van:
o Dispersiekrachten
o H-brugvorming (NH---O=C)
o Zoutvorming
o Covalente disulfidebrugvorming
o Dipool-dipoolinteractief
, o Hydrofobe groepen trekken zich naar binnenste van structuur terug
Quaternaire structuur
Aggregatietoestanden
Vaste toestand: energie intermoleculaire krachten overheerst op kinetische energie ⇒
kristallisatie
Vloeibare toestand: zowel attractiekrachten als kinetische energie belangrijk
o Viscositeit: bepaald door attractiekrachten, daalt met stijgende T
= weerstand bij het vloeien
o Oppervlaktespanning: moleculen aan oppervlak worden naar binnen getrokken ⇒
oppervlak van vloeistof neemt minimale afmetingen aan
o Dampdruk van vloeistoffen: aan oppervlak kunnen moleculen met voldoende kinetische
energie ontsnappen = verdamping (gaat dus beter bij hogere temp.); door verdamping
zal kin. energ. van resterende moleculen dalen ⇒ temp. Daalt
Energie: Maxwell-Boltzmann curve: met grenswaarde
o Molaire verdampingsenthalpie Δ verd H = warmte nodig om 1 mol te verdampen
(omgekeerde= condensatie)
o Kookpunt: temperatuur waarbij dampdruk gelijk is aan uitwendige heersende druk
Hoe sterker de intermoleculaire attractiekrachten, hoe lager de dampdruk, hoe hoger het
kookpunt
Gassen
o Ideale gaswet: P ⋅ V =n ⋅ R ⋅ T
o Wet van Dalton: totale druk van gasmengsel is gelijk aan de som van partieeldrukken
(druk alsof een gas alleen aanwezig zou zijn in container)
o Verplaatsen spontaan van plaatsen met hoge partieeldruk naar plaatsen met lage
partieeldruk
Bloeddruk:
Systolische druk (100-120 torr): hoog bij samentrekken hart
Diastolische druk (60-80 torr): laag bij ontspannen hart
200 torr= geen bloed meer door aderen
Druk laten afnemen en luisteren naar hartslag via stethoscoop
Bij waarnemen hartslag: druk is gelijk aan de uitwendige druk (aflezing systolische druk)
Verder ontspannen, hartslag verdwijnt wanneer bloed continu stroomt (aflezing diastolische
druk)
Hoofdstuk III – Oplossingen: oplosbaarheid en concentratie
Voorwaarde oplossing: zeer homogeen -> op elke fractie hetzelfde
Water als oplosmiddel
Ionaire verbindingen: spontane dissociatie in ionen in water
Covalente verbindingen: vereisen polariteit voor oplosbaarheid
Niet-polaire gassen: dipool-geïnduceerde dipoolinteracties (cf. dispersiekrachten)
IJs: elk O-atoom tetraëdrisch omgeven door 4 H-atomen ⇒ ijle structuur
Stabilisator voor temperatuurschommelingen door grote specifieke warmtecapaciteit
(verbreken van H-bruggen verbruikt veel warmte op zich)
Hyponatraemia: verdunning essentiële zouten door te grote hoeveelheid water: misselijkheid,
hoofdpijn, verwarring, delirium, bewusteloosheid
Apolaire stoffen: via waterstofbrugvorming (apolair solvent)
Oplosproces
Intermoleculaire krachten tussen A-A-…-A en B-B-…-B moeten verbroken worden ->
energiekost
Vorming bindingen tussen A en B: A-B -> energiewinst
Oplosproces enkel makkelijk wanneer beide krachten vergelijkbaar zijn (likes like likes)
Gevolgen:
