MOLECULAIRE CELBIOLOGIE
SAMENVATTING CHEMISTRY READER MODULE 1 DEEL 1
HOOFDSTUK 1: ATOMS, MOLECULES AND INTERACTIONS
Geschiedenis van scheikunde:
- Democritus → ‘atoom’ betekent ondeelbaar
- Dalton → atomen zijn bollen en niet deelbaar
- Thompson → atomen zijn wel deelbaar en bestaat uit nog kleinere ‘dingen’ (elektronen)
- Rutherford → een atoom bestaat uit een kern met protonen (positief geladen deeltjes) met
daaromheen negatief geladen elektronen
- Bohr → de negatief geladen elektronen bevinden zich in zogenoemde schillen rondom de
positieve kern
Atomen kunnen een verbinding aangaan met elkaar – een covalente / moleculaire binding
Atomen gaan een verbinding met elkaar aan om elektronen met elkaar te delen. Dit doen ze op de
edelgasconfiguratie te bereiken. Dus bereiken ze als hun buitenste schil evenveel elektronen heeft
als het dichtstbijzijnde edelgas = hun buitenste schil bevat het maximale aantal elektronen
C-atoom moet een binding aangaan met vier andere atomen om aan de edelgasconfiguratie te
voldoen; het moet 4 elektronen krijgen om aan de maximale aantal elektronen in de buitenste schil
te komen. Afbeelding hieronder zijn drie mogelijke manieren om het molecuul hexaan te tekenen
,Moleculen zijn in werkelijkheid 3D-structuren
Methaan (figuur hieronder) heeft een tetraëdrische geometrie (109°)
Elektronen zweven niet willekeurig door de ruimte, maar zijn beperkt tot bepaalde gebieden van
ruimtes rond de atomen – deze ruimtegebieden zijn orbitalen = de ruimte die 90% kans op het
vinden van een elektron omsluit waarom een kans?
De eigenschappen van het elektron worden beschreven door een golffunctie, maar vanwege de golf-
deeltje dualiteit van elektronen kunnen we de precieze positie van het elektron niet weten, maar
alleen de kans op een elektron in een gegeven om op een bepaalde locatie te zijn
Elk orbitaal kan maximaal worden ingenomen door twee elektronen
In de eerste drie rijen van het periodiek systeem bestaan er slechts twee soorten orbitalen:
- S-orbitalen – vormen van een bol
- P-orbitalen – vormen van een halter met twee ‘lobben’
Aangeven van orbitalen: 1s, 2s, 2p
- Numeriek-index → aangeven van energie en de grootte van de orbitaal
- Letter-index → aangeven van de vorm van de orbitaal
1s → 1e schil 2s → 2e schil ratio schil 2 > ratio schil 1
Er zijn drie p-orbitalen met dezelfde energie die zijn uitgelijnd langs de drie loodrechte assen (y-as, x-
as, z-as)
,Elk orbitaal heeft een bepaald energieniveau
a) grondtoestand (toestand met het laagste energieniveau) – slechts 2 p-orbitalen worden door één
elektron bezet
b) aangeslagen toestand – 2s en 2p hebben allen één elektron; er is sprake van vier ongepaarde
elektronen. Dit is gelijk aan de valentie van 4
Om twee elektronen te kunnen delen, en dus een moleculaire binding te maken, moeten de
orbitalen van twee aangrenzende atomen elkaar overlappen
S- en p-orbitalen zijn niet altijd geïsoleerd, maar kunnen ook gemengd zijn en vormen dan hybride
orbitalen
Hybridisatie = het creëren van nieuwe orbitalen door lineaire combinaties van de vergelijkingen die
de atomaire orbitalen beschrijven
Foto hierboven: één s-orbitaal wordt gemengd met drie p-orbitalen → vier nieuwe sp3-orbitalen
Het koolstof atoom dat hierdoor ontstaat is een sp3-gehybridiseerd koolstofatoom; dit is meer
elektronen-donerend dan het koolstofatoom in de grondtoestand
, Zes s-orbitalen vormen een binding met 6 sp3-orbitalen. De twee sp3-orbitalen die overblijven
vormen een binding onderling
-bindingen = enkelvoudige bindingen – de sterkste moleculaire bindingen
- Er is rotatiesymetrie rond de internucleaire as
Bij alkanen kan rotatie rond de interatomaire as optreden. Daarom hebben alkanen meerdere
conformaties
Rechts (foto boven) is de Newman projectie van de meest stabiele conformatie
Een koolstofatoom kan maximaal vier bindingen aangaan met aangrenzende atomen (valentie = 4)
Een koolstofatoom kan echter ook met minder dan vier atomen een binding aangaan, dit is
bijvoorbeeld bij etheen het geval. Hierbij is er sprake van een dubbele binding
In het algemeen kan koolstofatoom dus met minder dan vier atomen een binding aangaan, door
meervoudige binding(en) te vormen
SAMENVATTING CHEMISTRY READER MODULE 1 DEEL 1
HOOFDSTUK 1: ATOMS, MOLECULES AND INTERACTIONS
Geschiedenis van scheikunde:
- Democritus → ‘atoom’ betekent ondeelbaar
- Dalton → atomen zijn bollen en niet deelbaar
- Thompson → atomen zijn wel deelbaar en bestaat uit nog kleinere ‘dingen’ (elektronen)
- Rutherford → een atoom bestaat uit een kern met protonen (positief geladen deeltjes) met
daaromheen negatief geladen elektronen
- Bohr → de negatief geladen elektronen bevinden zich in zogenoemde schillen rondom de
positieve kern
Atomen kunnen een verbinding aangaan met elkaar – een covalente / moleculaire binding
Atomen gaan een verbinding met elkaar aan om elektronen met elkaar te delen. Dit doen ze op de
edelgasconfiguratie te bereiken. Dus bereiken ze als hun buitenste schil evenveel elektronen heeft
als het dichtstbijzijnde edelgas = hun buitenste schil bevat het maximale aantal elektronen
C-atoom moet een binding aangaan met vier andere atomen om aan de edelgasconfiguratie te
voldoen; het moet 4 elektronen krijgen om aan de maximale aantal elektronen in de buitenste schil
te komen. Afbeelding hieronder zijn drie mogelijke manieren om het molecuul hexaan te tekenen
,Moleculen zijn in werkelijkheid 3D-structuren
Methaan (figuur hieronder) heeft een tetraëdrische geometrie (109°)
Elektronen zweven niet willekeurig door de ruimte, maar zijn beperkt tot bepaalde gebieden van
ruimtes rond de atomen – deze ruimtegebieden zijn orbitalen = de ruimte die 90% kans op het
vinden van een elektron omsluit waarom een kans?
De eigenschappen van het elektron worden beschreven door een golffunctie, maar vanwege de golf-
deeltje dualiteit van elektronen kunnen we de precieze positie van het elektron niet weten, maar
alleen de kans op een elektron in een gegeven om op een bepaalde locatie te zijn
Elk orbitaal kan maximaal worden ingenomen door twee elektronen
In de eerste drie rijen van het periodiek systeem bestaan er slechts twee soorten orbitalen:
- S-orbitalen – vormen van een bol
- P-orbitalen – vormen van een halter met twee ‘lobben’
Aangeven van orbitalen: 1s, 2s, 2p
- Numeriek-index → aangeven van energie en de grootte van de orbitaal
- Letter-index → aangeven van de vorm van de orbitaal
1s → 1e schil 2s → 2e schil ratio schil 2 > ratio schil 1
Er zijn drie p-orbitalen met dezelfde energie die zijn uitgelijnd langs de drie loodrechte assen (y-as, x-
as, z-as)
,Elk orbitaal heeft een bepaald energieniveau
a) grondtoestand (toestand met het laagste energieniveau) – slechts 2 p-orbitalen worden door één
elektron bezet
b) aangeslagen toestand – 2s en 2p hebben allen één elektron; er is sprake van vier ongepaarde
elektronen. Dit is gelijk aan de valentie van 4
Om twee elektronen te kunnen delen, en dus een moleculaire binding te maken, moeten de
orbitalen van twee aangrenzende atomen elkaar overlappen
S- en p-orbitalen zijn niet altijd geïsoleerd, maar kunnen ook gemengd zijn en vormen dan hybride
orbitalen
Hybridisatie = het creëren van nieuwe orbitalen door lineaire combinaties van de vergelijkingen die
de atomaire orbitalen beschrijven
Foto hierboven: één s-orbitaal wordt gemengd met drie p-orbitalen → vier nieuwe sp3-orbitalen
Het koolstof atoom dat hierdoor ontstaat is een sp3-gehybridiseerd koolstofatoom; dit is meer
elektronen-donerend dan het koolstofatoom in de grondtoestand
, Zes s-orbitalen vormen een binding met 6 sp3-orbitalen. De twee sp3-orbitalen die overblijven
vormen een binding onderling
-bindingen = enkelvoudige bindingen – de sterkste moleculaire bindingen
- Er is rotatiesymetrie rond de internucleaire as
Bij alkanen kan rotatie rond de interatomaire as optreden. Daarom hebben alkanen meerdere
conformaties
Rechts (foto boven) is de Newman projectie van de meest stabiele conformatie
Een koolstofatoom kan maximaal vier bindingen aangaan met aangrenzende atomen (valentie = 4)
Een koolstofatoom kan echter ook met minder dan vier atomen een binding aangaan, dit is
bijvoorbeeld bij etheen het geval. Hierbij is er sprake van een dubbele binding
In het algemeen kan koolstofatoom dus met minder dan vier atomen een binding aangaan, door
meervoudige binding(en) te vormen
