Pagina 1 van 69
Bouwstenen van het leven
I Elements & Energies
Elektronegativiteit -> een maat voor de neiging van een atoom, dat een chemische binding
aangaat met een buuratoom, om de gezamenlijke elektronenwolk naar zich toe te trekken. In
een waterstofmolecuul zitten de atomen met atoombindingen (elektronenparen) vast aan een
zuurstofatoom. Het zuurstofatoom trekt sterker aan de elektronen uit de atoombinding
(elektronegativiteit) dan het waterstofatoom. De vorm van het molecuul is hoekig --> + en -
lading vallen niet samen --> dipool (polair).
O2 is niet polair -> lineair.
H en O verschillen heel erg in elektronegativiteit waardoor een polaire
binding ontstaat. Het zuurstof atoom heeft twee losse elektronenparen,
deze elektronenparen willen ver van elkaar en van de waterstofatomen
verwijderd zijn en duwen het molecuul zo in zijn structuur waarbij de H-
atomen niet recht tegenover elkaar staan. Een andere belangrijke
eigenschap is dat het O-atoom en het H-atoom niet met evenveel kracht aan
de verbindende elektronen trekken. Het zuurstofatoom trekt harder, doordat het een grotere
elektronegativiteit heeft. Doordat de elektronen hierdoor wat meer bij het O-atoom zitten is er
aan die zijde een grotere negatieve lading dan aan de andere kant, aangegeven met δ- en δ+.
Redoxreacties -> uitwisselen van elektronen
Gereduceerd -> krijgt elektron erbij (wordt negatiever, want oxidator krijgt extra elektron)
Geoxideerd -> verliest elektron (wordt positiever, want reductor staat elektron af)
Elektronen willen van een toestand van een hoog potentiaal naar een toestand van minder
potentiaal -> evenwicht.
Thermodynamica
Potentiele energie. -> Epot (in Joule) = massa x 9,8 m/s2 x hoogte
Energieverandering -> ∆U = UB - UA
Wet van behoud van energie -> ∆U = ∆Q + ∆W
Als ∆W > 0 arbeid beoefenen op het systeem
Als ∆W < 0 systeem beoefent arbeid op de omgeving
Als ∆Q > 0 warmte in het systeem
Als ∆Q < 0 warmte uit het systeem
, Pagina 2 van 69
Enthalpy (H) -> de nodige energie om een systeem te maken, en dit wordt dan de interne
energie van het systeem, én de nodige energie om ruimte te maken voor dit systeem. Dus de
inwendige energie en de volumetoestand van het systeem.
H = U + pV
Enthalpy verandert (=∆H) door het vormen of verbreken van bindingen.
Entropy (S) -> de mate van willekeurigheid van een systeem. Het is ook de maat van de
hoeveelheid energie die niet gebruikt kan worden om werk te doen.
Entropy-veranderingen kunnen op twee manieren gebeuren:
1. Het gevolg van warmte in of uit het systeem
∆S = ∆Q / T
2. Als het gedrag van de deeltjes in een systeem. Elk systeem in een gegeven macroscopische
toestand kan microtoestanden hebben. Alle mogelijke microtoestanden moeten bij elkaar
optellen tot dezelfde macrostaat. Entropie is gerelateerd aan het aantal mogelijke
microtoestanden.
Omega (Ω) geeft aan hoeveel microtoestanden een systeem heeft.
Veel microtoestanden. = hoge entropy -> wanorde
Weinig microtoestanden = lage entropy. -> orde
Een toestand van lage entropy (orde) heeft veel energie nodig, hoge entropy (wanorde) gaat vanzelf.
Q = wanordelijkheid
W = waarschijnlijkheid
De staat van hoogste entropie en waarschijnlijkheid is die met alle energie maximaal verspreid
over het systeem
Reacties veroorzaken wanorde
Denk aan een chemische reactie die optreedt in een cel met een constante temperatuur en
volume. Deze reactie kan op twee manieren wanorde veroorzaken.
1 Veranderingen van bindingsenergie van de reagerende moleculen kunnen ervoor zorgen dat
warmte vrijkomt, wat de omgeving rond de cel verstoort.
2 De reactie kan de hoeveelheid orde in de cel verminderen, bijvoorbeeld door een lange keten
van moleculen af te breken, of door een interactie te onderbreken die rotaties van de binding
voorkomt.
Tweede hoofdwet van thermodynamica: Reacties die spontaan optreden zullen altijd leiden tot
de verhoging van entropy in het universum; ΔStotal > 0
ΔStotal = ΔSsystem + ΔSsurroundings ≥ 0 (bij spontane reacties)
Cellen handhaven een hoge graad van orde, die alleen instort bij celdood.
Om dit te doen, zetten cellen permanent vrije energie om in warmte, waardoor de entropie van
de omgeving toeneemt.
Je kan stellen dat elk systeem streeft naar een verlaging van de enthalpie (∆H<0) en
een verhoging van de entropie (∆S>0).
, Pagina 3 van 69
Gibbs free energy (G) -> is een maat voor de hoeveelheid werk die mogelijk uit een systeem
kan worden gehaald. In deze zin meet het niet de energie-inhoud van het systeem, maar de
inhoud "nuttige energie”.
A + B -> C + D
ΔG = vrije energie (C + D) — vrije energie (A + B)
Een chemische reactie die spontaan optreedt,
moet een negatieve ΔG hebben:
Gproducten - Greactanten = ΔG <0
ΔG = ΔH - TΔS
• ΔG meet de hoeveelheid wanorde die wordt
veroorzaakt door een reactie: de verandering
in volgorde in de cel, plus de verandering in
volgorde van de omgeving veroorzaakt door
de afgegeven warmte. ΔG is nuttig omdat het
meet hoe ver een reactie van het evenwicht
verwijderd is.
• G geeft aan welke fractie van een
energieverandering (∆H) daadwerkelijk
beschikbaar zal zijn om werk uit te voeren, en
hoeveel er onvermijdelijk "verloren" gaat als
gevolg van entropieveranderingen (∆S).
- Enthalpie-aangedreven, exotherme reacties veranderen de bindingsenergie van de
reagerende moleculen. Het systeem geeft warmte af die de omgeving verstoort. De
enthalpieverandering wordt dus geëxporteerd naar de omgeving.
- Entropie-aangedreven, endotherme reacties verhogen de aandoening in het systeem, b.v.
door een lange keten van moleculen af te breken. Hier wordt entropie in de cel geïmporteerd
door warmtestroom uit de omgeving.
ΔStotal = ΔSsystem ≥ 0 , ∆Ssurroundings ≈ 0
ΔStotal = ΔSsystem + ΔSsurroundings ≥ 0
Een reactie kan alleen spontaan optreden als AG negatief is. Een energetisch gunstige reactie is
de ontspanning van een samengedrukte veer in een uitgezette toestand, waarbij de
opgeslagen elastische energie als warmte wordt afgegeven aan de omgeving.
Energetisch ongunstige reacties daarentegen creëren orde in het universum; ze hebben een
positieve ΔG. Dergelijke reacties - bijvoorbeeld de vorming van een peptidebinding tussen
twee aminozuren - kunnen niet spontaan optreden; ze vinden alleen plaats wanneer ze worden
gekoppeld aan een tweede reactie met een negatieve ΔG groot genoeg dat de netto ΔG van
het hele proces negatief is. Het leven is mogelijk omdat enzymen biologische orde kunnen
creëren door energetisch ongunstige reacties te koppelen aan energetisch gunstige reacties.
, Pagina 4 van 69
Bouwstenen van het leven
I Elements & Energies
Elektronegativiteit -> een maat voor de neiging van een atoom, dat een chemische binding
aangaat met een buuratoom, om de gezamenlijke elektronenwolk naar zich toe te trekken. In
een waterstofmolecuul zitten de atomen met atoombindingen (elektronenparen) vast aan een
zuurstofatoom. Het zuurstofatoom trekt sterker aan de elektronen uit de atoombinding
(elektronegativiteit) dan het waterstofatoom. De vorm van het molecuul is hoekig --> + en -
lading vallen niet samen --> dipool (polair).
O2 is niet polair -> lineair.
H en O verschillen heel erg in elektronegativiteit waardoor een polaire
binding ontstaat. Het zuurstof atoom heeft twee losse elektronenparen,
deze elektronenparen willen ver van elkaar en van de waterstofatomen
verwijderd zijn en duwen het molecuul zo in zijn structuur waarbij de H-
atomen niet recht tegenover elkaar staan. Een andere belangrijke
eigenschap is dat het O-atoom en het H-atoom niet met evenveel kracht aan
de verbindende elektronen trekken. Het zuurstofatoom trekt harder, doordat het een grotere
elektronegativiteit heeft. Doordat de elektronen hierdoor wat meer bij het O-atoom zitten is er
aan die zijde een grotere negatieve lading dan aan de andere kant, aangegeven met δ- en δ+.
Redoxreacties -> uitwisselen van elektronen
Gereduceerd -> krijgt elektron erbij (wordt negatiever, want oxidator krijgt extra elektron)
Geoxideerd -> verliest elektron (wordt positiever, want reductor staat elektron af)
Elektronen willen van een toestand van een hoog potentiaal naar een toestand van minder
potentiaal -> evenwicht.
Thermodynamica
Potentiele energie. -> Epot (in Joule) = massa x 9,8 m/s2 x hoogte
Energieverandering -> ∆U = UB - UA
Wet van behoud van energie -> ∆U = ∆Q + ∆W
Als ∆W > 0 arbeid beoefenen op het systeem
Als ∆W < 0 systeem beoefent arbeid op de omgeving
Als ∆Q > 0 warmte in het systeem
Als ∆Q < 0 warmte uit het systeem
, Pagina 2 van 69
Enthalpy (H) -> de nodige energie om een systeem te maken, en dit wordt dan de interne
energie van het systeem, én de nodige energie om ruimte te maken voor dit systeem. Dus de
inwendige energie en de volumetoestand van het systeem.
H = U + pV
Enthalpy verandert (=∆H) door het vormen of verbreken van bindingen.
Entropy (S) -> de mate van willekeurigheid van een systeem. Het is ook de maat van de
hoeveelheid energie die niet gebruikt kan worden om werk te doen.
Entropy-veranderingen kunnen op twee manieren gebeuren:
1. Het gevolg van warmte in of uit het systeem
∆S = ∆Q / T
2. Als het gedrag van de deeltjes in een systeem. Elk systeem in een gegeven macroscopische
toestand kan microtoestanden hebben. Alle mogelijke microtoestanden moeten bij elkaar
optellen tot dezelfde macrostaat. Entropie is gerelateerd aan het aantal mogelijke
microtoestanden.
Omega (Ω) geeft aan hoeveel microtoestanden een systeem heeft.
Veel microtoestanden. = hoge entropy -> wanorde
Weinig microtoestanden = lage entropy. -> orde
Een toestand van lage entropy (orde) heeft veel energie nodig, hoge entropy (wanorde) gaat vanzelf.
Q = wanordelijkheid
W = waarschijnlijkheid
De staat van hoogste entropie en waarschijnlijkheid is die met alle energie maximaal verspreid
over het systeem
Reacties veroorzaken wanorde
Denk aan een chemische reactie die optreedt in een cel met een constante temperatuur en
volume. Deze reactie kan op twee manieren wanorde veroorzaken.
1 Veranderingen van bindingsenergie van de reagerende moleculen kunnen ervoor zorgen dat
warmte vrijkomt, wat de omgeving rond de cel verstoort.
2 De reactie kan de hoeveelheid orde in de cel verminderen, bijvoorbeeld door een lange keten
van moleculen af te breken, of door een interactie te onderbreken die rotaties van de binding
voorkomt.
Tweede hoofdwet van thermodynamica: Reacties die spontaan optreden zullen altijd leiden tot
de verhoging van entropy in het universum; ΔStotal > 0
ΔStotal = ΔSsystem + ΔSsurroundings ≥ 0 (bij spontane reacties)
Cellen handhaven een hoge graad van orde, die alleen instort bij celdood.
Om dit te doen, zetten cellen permanent vrije energie om in warmte, waardoor de entropie van
de omgeving toeneemt.
Je kan stellen dat elk systeem streeft naar een verlaging van de enthalpie (∆H<0) en
een verhoging van de entropie (∆S>0).
, Pagina 3 van 69
Gibbs free energy (G) -> is een maat voor de hoeveelheid werk die mogelijk uit een systeem
kan worden gehaald. In deze zin meet het niet de energie-inhoud van het systeem, maar de
inhoud "nuttige energie”.
A + B -> C + D
ΔG = vrije energie (C + D) — vrije energie (A + B)
Een chemische reactie die spontaan optreedt,
moet een negatieve ΔG hebben:
Gproducten - Greactanten = ΔG <0
ΔG = ΔH - TΔS
• ΔG meet de hoeveelheid wanorde die wordt
veroorzaakt door een reactie: de verandering
in volgorde in de cel, plus de verandering in
volgorde van de omgeving veroorzaakt door
de afgegeven warmte. ΔG is nuttig omdat het
meet hoe ver een reactie van het evenwicht
verwijderd is.
• G geeft aan welke fractie van een
energieverandering (∆H) daadwerkelijk
beschikbaar zal zijn om werk uit te voeren, en
hoeveel er onvermijdelijk "verloren" gaat als
gevolg van entropieveranderingen (∆S).
- Enthalpie-aangedreven, exotherme reacties veranderen de bindingsenergie van de
reagerende moleculen. Het systeem geeft warmte af die de omgeving verstoort. De
enthalpieverandering wordt dus geëxporteerd naar de omgeving.
- Entropie-aangedreven, endotherme reacties verhogen de aandoening in het systeem, b.v.
door een lange keten van moleculen af te breken. Hier wordt entropie in de cel geïmporteerd
door warmtestroom uit de omgeving.
ΔStotal = ΔSsystem ≥ 0 , ∆Ssurroundings ≈ 0
ΔStotal = ΔSsystem + ΔSsurroundings ≥ 0
Een reactie kan alleen spontaan optreden als AG negatief is. Een energetisch gunstige reactie is
de ontspanning van een samengedrukte veer in een uitgezette toestand, waarbij de
opgeslagen elastische energie als warmte wordt afgegeven aan de omgeving.
Energetisch ongunstige reacties daarentegen creëren orde in het universum; ze hebben een
positieve ΔG. Dergelijke reacties - bijvoorbeeld de vorming van een peptidebinding tussen
twee aminozuren - kunnen niet spontaan optreden; ze vinden alleen plaats wanneer ze worden
gekoppeld aan een tweede reactie met een negatieve ΔG groot genoeg dat de netto ΔG van
het hele proces negatief is. Het leven is mogelijk omdat enzymen biologische orde kunnen
creëren door energetisch ongunstige reacties te koppelen aan energetisch gunstige reacties.
, Pagina 4 van 69
