Bouwstenen van het Leven
I Elements & Energies
05-09-2022
Thermodynamica: 2 terreinen:
1. The ‘system’ (molecuul, cell, organisme, aarde)
2. The ‘surroundings’ (rest universum, buiten het systeem)
State variables (=toestandenvariabele): beschrijven toestand van het systeem
(temperatuur). Maakt niet uit hoe je er aan komt of het verleden, aflezen.
Bij het ontstaan van een reactie, komt energie vrij. 2 Komen bij elkaar: ontstaat systeem
Toestandsvariabele = niet afhankelijk van de weg die belopen moet worden om bij de
toestand te komen (massa, volume, druk, temperatuur, etc)
- Extensieve = 2 systemen samen zijn opgeteld: massa, volume, inwendige energie
- Intensieve = 2 systemen samen zorgt voor nieuw systeem met andere waarde
(gemiddelde): druk, temperatuur, concentratie
Covalente bindingen = Het delen van de elektronen tussen 2 atomen. Moleculen streven
naar een volle schil. Sommige elementen hebben al een volle schil -> niet reactief en
reageren dus niet.
Bindingsenergie -> komt vrij als binding gesloten wordt en is nodig om binding te vormen.
H2 + O2 -> 2 H2O
Bindingsenergie: H-H = 436 kJ/mol & O-H = 464 kJ/mol & O=O = 498 kJ/mol
2 H-H -> 2 x 436 = +872
O=O -> = +498
4 H + 2 O -> 4 x 464 = -1856
-486 kJ/mol = ∆H
Reactie is exotherm = spontane reactie
Tussen ladingen ontstaan ionen bruggen (binding) -> hybride, nooit erg zuiver. Verschil in
lading ontstaat door protonering en deprotenering.
Bond energie van negatieve pool naar positieve pool: E = q1 x q x pi x E0 x Er x r
interactie is spontaan, energie komt vrij.
Polariteit -> niet +1 of -1, elektronen zijn niet evenredig verdeeld. Wordt aan ene kant
harder getrokken dan aan de andere kant (vb. 0,4 of -0,4)
(+)polariteit is waar de elektronen ontbreken.
Elektronegativiteit -> hoe sterk er wordt getrokken. Hoe hoger, hoe harder er wordt
getrokken. Ontstaat een polaire groep met + pool en – pool.
Polair:
O heeft een hogere elektro-
negativiteit, dus trekt harder aan O
elektronen, waardoor O een
negatieve lading krijgt, want meer e-
H H
,O=O is niet polair -> trekken beide even hard.
Proton kan ook helemaal overgaan naar het andere atoom, dat gebeurd bv. Bij
waterstofbruggen (bij zuren).
Permanente dipolen -> polaire groep, hebben aantrekking en afstoting onderling, geen +1 of
-1, maar kleiner dan dat.
Geïnduceerde dipolen -> elektronen veranderen van plek. Doordat permanente dipool
dichtbij ligt, veranderd die de plek van de elektronen een beetje door de aantrekking van de
permanente dipool.
Dispersion kracht (= vanderwaals interacties) -> beide groepen zijn geen dipool, maar door
elkaar maken ze elkaar een dipool. Niet permanente bindingen, maar kort aanwezig want
zwakke binding. Atomen moeten hiervoor heel dicht op elkaar zitten, in een eiwit gebeurt
dit heel veel.
Inwendige energie van het systeem (U) = hoeveelheid die aangeeft hoeveel werk een
systeem uit kan voeren/warmte kan produceren. Meestal niet te berekenen hoeveel er is
(alleen bij H2 te doen).
U van geïsoleerd systeem is constant.
Valt niet aan te geven; wat wel aan te geven is: hoe veranderd de inwendige energie bij een
proces?
∆U = q + w (q = hoeveel energie, w = hoeveelheid werk)
∆U = UEind – UStart
-∆U -> Us is dan hoger dan UE, systeem raakt dus energie kwijt = lagere energie (hogere
waarschijnlijkheid) = spontaan proces
+∆U -> energie nodig
1e Law of thermodynamics: energie kan niet verdwijnen of zomaar ontstaan, alleen
vervormen naar andere vorm
Enthalpy changes (∆H) = verandering van inwendige energie en volume. Als je energie
toevoegt aan een systeem (b.v. het systeem verwarmt) of energie eruit haalt (b.v. het
systeem afkoelt), veroorzaakt dit vaak behalve veranderingen in de inwendige energie ook
veranderingen in het volume van het systeem.
Enthalpie veranderingen vatten de veranderingen in de inwendige energie en de arbeid die
gepaard gaat met volumeveranderingen samen.
Toevoeren van q aan het systeem = volumewerk (systeem zet uit)
Wordt iets verwarmd (vb beker); rekening houden dat volume uitzet. T1 en V1 is ervoor, erna
T2 en V2.
∆H = qp = ∆U + Wv
Luchtmoleculen worden weggedrukt door de vloeistof = volume werk (kost energie)
∆T = T2 – T1 => ∆U
∆V = V2 – V1 => WV
p (druk) x ∆V (volumeverandering) = WV (constante)
H = energie nodig om systeem te maken + energie nodig om ruimte te maken in de
omgeving.
,∆H: meestal door het maken of verbreken van chemische bindingen en interacties.
Entropy changes (∆S) = iets wat de waarschijnlijkheid bepaald om een systeem te
veranderen. Dit is de toevalligheid van een systeem. Het is ook de waarschijnlijkheid om een
systeem in een bepaalde toestand aan te treffen, en vaak gewoon de wanorde (=gebrek aan
orde, ongeregeld) waarin het systeem verkeert. Entropie veranderingen veranderen de
waarschijnlijkheid om een systeem in een bepaalde toestand aan te treffen. Er zijn twee
definities voor entropieveranderingen:
• Het effect van de transfer van een bepaalde hoeveelheid warmte in of uit een systeem
(klassiek): ∆S = q / T met q = T x ∆S
• De verandering van de waarschijnlijkheid voor een bepaalde toestand van het systeem
(modern)
Hoge S = meer willekeurigheid, meer wanorde (waterdamp)
Bij entropy speelt natuur een rol, bij enthalpy niet
Warmte eruit halen -> lage entropy, systeem ∆H < 0
Warmte toevoegen -> hoge entropy, ∆H > 0
Ene kant reactie gebeurd vanzelf, andere kant heeft energie nodig.
Energie moet zo gelijkmatig als mogelijk verdeeld zijn.
Toestand = macrostate (= overal dezelfde)
Binnen systeem kijken = microstate (nooit dezelfde, verschillende configuraties)
Aantal mogelijke toestanden = multiplicity: Ω
-> direct verbonden met entropy: S = kB x ln(Ω)
Ω hoger -> hogere entropy = onderzocht door Boltzman
Systeem met veel microstates -> hogere Ω -> hogere entropy (= meer wanorde)
Macrotoestand: U = 4, microtoestand: Ω = 1 -> 1 manier om U = 4 te bereiken
U = 5 -> Ω = 4
Hogere U = hogere entropy
Entropy
IJs Vloeibaar Stoom
Alleen vibratie, Vibratie & rotatie Weinig interactie tussen
laagste aantal microstates Groter aantal microstates H-atomen, kunnen doen
Geordend Groot aantal microstates
Wanorde
Enthalpy verhogen (energie toevoegen) -> ijs smelt -> meer entropie
2 systemen naast elkaar
Vb:
1. U = 4 & Ω = 1 Totale entropy = kB x ln(Ω1) + kB x ln(Ω2)
2. U = 6 & Ω = 10 = kB x ln(10)
Barrière verbreekt tussen de 2 systemen, energie kan uitgewisseld worden
, -> ze krijgen gelijke inwendige energie
1. U = 5 & Ω = 4
2. U = 5 & Ω = 4 Totale entropy = kB x ln(4) + kB x ln(4)
= kB x ln(16)
Ω = 16 > Ω = 10
Dus zorgt voor hogere multiplicity en dus hogere entropy (en dus ook een hogere
waarschijnlijkheid).
Altijd streven naar zo hoog mogelijke entropy, dus dit proces gaat vanzelf.
Verdeling van deeltjes
* * * *
Vb:
Verdeling scheelt tot 6 mogelijkheden -> Ω = 6
-> microstate = 6 -> hogere entropy -> hogere waarschijnlijkheid
Ω -> was vroeger W (=waarschijnlijkheid)
Kans dat deeltje binnen of buiten de cel zit is ½, 4 deeltjes: ½ x ½ x ½ x ½ = 1/16
Waarschijnlijkheid van 1/16 dat je alle deeltjes binnen of buiten de cel treft.
Bij 6 toestanden met 1/16 waarschijnlijkheid geeft het 6/16 kans dat je het in 1 van die 6
toestanden aantreft etc.
Celwand volledig permeabel (doorlaatbaar) = gelijke verdeling = meest waarschijnlijke
toestand.
Als dat niet zo is, ene kant van membraam heeft meer deeltjes dan de andere kant -> zal
kracht heersen op kant met meer deeltjes om gelijke verdeling te maken. Kracht = energie
Gelijkmatige verdeling energie en deeltjes -> hogere multipliciteit -> hogere entropy ->
hogere waarschijnlijkheid
2e Law of thermodynamics = elk geïsoleerd systeem (= kan geen energie/materiaal
uitwisselen met omgeving), alle processen die spontaan aflopen zorgen dat de entropy
hoger wordt: ∆S > 0
Cellen zijn open systemen: kunnen dus wel energie/materiaal uitwisselen.
Cellen zijn hoog geordend (komt door opgevouwen eiwitten, ribosomen, etc.)
Cel moet voortdurend energie opnemen (vb. eten wordt geoxideerd) -> orde behouden
We kijken naar het hele universum, orde gehouden door chemische reacties: afval & warmte
in de omgeving -> alles sneller bewegen -> hogere entropy omgeving -> binnenin cel lagere
entropy
∆Stotaal = ∆Somgeving + ∆Ssysteem > 0
Reactie verloopt spontaan -> alle energie wordt omgezet in warmte en zal universum ooit
sterven (duurt nog heel lang)
Cel wilt graag lage entropy -> wilt orde in cel
Gibbs free energy (∆G)
= Aangeven in welke richting reactie spontaan verloopt -> verandering van ∆S binnen
systeem en erbuiten
∆Somgeving = -∆Hsysteem / T
I Elements & Energies
05-09-2022
Thermodynamica: 2 terreinen:
1. The ‘system’ (molecuul, cell, organisme, aarde)
2. The ‘surroundings’ (rest universum, buiten het systeem)
State variables (=toestandenvariabele): beschrijven toestand van het systeem
(temperatuur). Maakt niet uit hoe je er aan komt of het verleden, aflezen.
Bij het ontstaan van een reactie, komt energie vrij. 2 Komen bij elkaar: ontstaat systeem
Toestandsvariabele = niet afhankelijk van de weg die belopen moet worden om bij de
toestand te komen (massa, volume, druk, temperatuur, etc)
- Extensieve = 2 systemen samen zijn opgeteld: massa, volume, inwendige energie
- Intensieve = 2 systemen samen zorgt voor nieuw systeem met andere waarde
(gemiddelde): druk, temperatuur, concentratie
Covalente bindingen = Het delen van de elektronen tussen 2 atomen. Moleculen streven
naar een volle schil. Sommige elementen hebben al een volle schil -> niet reactief en
reageren dus niet.
Bindingsenergie -> komt vrij als binding gesloten wordt en is nodig om binding te vormen.
H2 + O2 -> 2 H2O
Bindingsenergie: H-H = 436 kJ/mol & O-H = 464 kJ/mol & O=O = 498 kJ/mol
2 H-H -> 2 x 436 = +872
O=O -> = +498
4 H + 2 O -> 4 x 464 = -1856
-486 kJ/mol = ∆H
Reactie is exotherm = spontane reactie
Tussen ladingen ontstaan ionen bruggen (binding) -> hybride, nooit erg zuiver. Verschil in
lading ontstaat door protonering en deprotenering.
Bond energie van negatieve pool naar positieve pool: E = q1 x q x pi x E0 x Er x r
interactie is spontaan, energie komt vrij.
Polariteit -> niet +1 of -1, elektronen zijn niet evenredig verdeeld. Wordt aan ene kant
harder getrokken dan aan de andere kant (vb. 0,4 of -0,4)
(+)polariteit is waar de elektronen ontbreken.
Elektronegativiteit -> hoe sterk er wordt getrokken. Hoe hoger, hoe harder er wordt
getrokken. Ontstaat een polaire groep met + pool en – pool.
Polair:
O heeft een hogere elektro-
negativiteit, dus trekt harder aan O
elektronen, waardoor O een
negatieve lading krijgt, want meer e-
H H
,O=O is niet polair -> trekken beide even hard.
Proton kan ook helemaal overgaan naar het andere atoom, dat gebeurd bv. Bij
waterstofbruggen (bij zuren).
Permanente dipolen -> polaire groep, hebben aantrekking en afstoting onderling, geen +1 of
-1, maar kleiner dan dat.
Geïnduceerde dipolen -> elektronen veranderen van plek. Doordat permanente dipool
dichtbij ligt, veranderd die de plek van de elektronen een beetje door de aantrekking van de
permanente dipool.
Dispersion kracht (= vanderwaals interacties) -> beide groepen zijn geen dipool, maar door
elkaar maken ze elkaar een dipool. Niet permanente bindingen, maar kort aanwezig want
zwakke binding. Atomen moeten hiervoor heel dicht op elkaar zitten, in een eiwit gebeurt
dit heel veel.
Inwendige energie van het systeem (U) = hoeveelheid die aangeeft hoeveel werk een
systeem uit kan voeren/warmte kan produceren. Meestal niet te berekenen hoeveel er is
(alleen bij H2 te doen).
U van geïsoleerd systeem is constant.
Valt niet aan te geven; wat wel aan te geven is: hoe veranderd de inwendige energie bij een
proces?
∆U = q + w (q = hoeveel energie, w = hoeveelheid werk)
∆U = UEind – UStart
-∆U -> Us is dan hoger dan UE, systeem raakt dus energie kwijt = lagere energie (hogere
waarschijnlijkheid) = spontaan proces
+∆U -> energie nodig
1e Law of thermodynamics: energie kan niet verdwijnen of zomaar ontstaan, alleen
vervormen naar andere vorm
Enthalpy changes (∆H) = verandering van inwendige energie en volume. Als je energie
toevoegt aan een systeem (b.v. het systeem verwarmt) of energie eruit haalt (b.v. het
systeem afkoelt), veroorzaakt dit vaak behalve veranderingen in de inwendige energie ook
veranderingen in het volume van het systeem.
Enthalpie veranderingen vatten de veranderingen in de inwendige energie en de arbeid die
gepaard gaat met volumeveranderingen samen.
Toevoeren van q aan het systeem = volumewerk (systeem zet uit)
Wordt iets verwarmd (vb beker); rekening houden dat volume uitzet. T1 en V1 is ervoor, erna
T2 en V2.
∆H = qp = ∆U + Wv
Luchtmoleculen worden weggedrukt door de vloeistof = volume werk (kost energie)
∆T = T2 – T1 => ∆U
∆V = V2 – V1 => WV
p (druk) x ∆V (volumeverandering) = WV (constante)
H = energie nodig om systeem te maken + energie nodig om ruimte te maken in de
omgeving.
,∆H: meestal door het maken of verbreken van chemische bindingen en interacties.
Entropy changes (∆S) = iets wat de waarschijnlijkheid bepaald om een systeem te
veranderen. Dit is de toevalligheid van een systeem. Het is ook de waarschijnlijkheid om een
systeem in een bepaalde toestand aan te treffen, en vaak gewoon de wanorde (=gebrek aan
orde, ongeregeld) waarin het systeem verkeert. Entropie veranderingen veranderen de
waarschijnlijkheid om een systeem in een bepaalde toestand aan te treffen. Er zijn twee
definities voor entropieveranderingen:
• Het effect van de transfer van een bepaalde hoeveelheid warmte in of uit een systeem
(klassiek): ∆S = q / T met q = T x ∆S
• De verandering van de waarschijnlijkheid voor een bepaalde toestand van het systeem
(modern)
Hoge S = meer willekeurigheid, meer wanorde (waterdamp)
Bij entropy speelt natuur een rol, bij enthalpy niet
Warmte eruit halen -> lage entropy, systeem ∆H < 0
Warmte toevoegen -> hoge entropy, ∆H > 0
Ene kant reactie gebeurd vanzelf, andere kant heeft energie nodig.
Energie moet zo gelijkmatig als mogelijk verdeeld zijn.
Toestand = macrostate (= overal dezelfde)
Binnen systeem kijken = microstate (nooit dezelfde, verschillende configuraties)
Aantal mogelijke toestanden = multiplicity: Ω
-> direct verbonden met entropy: S = kB x ln(Ω)
Ω hoger -> hogere entropy = onderzocht door Boltzman
Systeem met veel microstates -> hogere Ω -> hogere entropy (= meer wanorde)
Macrotoestand: U = 4, microtoestand: Ω = 1 -> 1 manier om U = 4 te bereiken
U = 5 -> Ω = 4
Hogere U = hogere entropy
Entropy
IJs Vloeibaar Stoom
Alleen vibratie, Vibratie & rotatie Weinig interactie tussen
laagste aantal microstates Groter aantal microstates H-atomen, kunnen doen
Geordend Groot aantal microstates
Wanorde
Enthalpy verhogen (energie toevoegen) -> ijs smelt -> meer entropie
2 systemen naast elkaar
Vb:
1. U = 4 & Ω = 1 Totale entropy = kB x ln(Ω1) + kB x ln(Ω2)
2. U = 6 & Ω = 10 = kB x ln(10)
Barrière verbreekt tussen de 2 systemen, energie kan uitgewisseld worden
, -> ze krijgen gelijke inwendige energie
1. U = 5 & Ω = 4
2. U = 5 & Ω = 4 Totale entropy = kB x ln(4) + kB x ln(4)
= kB x ln(16)
Ω = 16 > Ω = 10
Dus zorgt voor hogere multiplicity en dus hogere entropy (en dus ook een hogere
waarschijnlijkheid).
Altijd streven naar zo hoog mogelijke entropy, dus dit proces gaat vanzelf.
Verdeling van deeltjes
* * * *
Vb:
Verdeling scheelt tot 6 mogelijkheden -> Ω = 6
-> microstate = 6 -> hogere entropy -> hogere waarschijnlijkheid
Ω -> was vroeger W (=waarschijnlijkheid)
Kans dat deeltje binnen of buiten de cel zit is ½, 4 deeltjes: ½ x ½ x ½ x ½ = 1/16
Waarschijnlijkheid van 1/16 dat je alle deeltjes binnen of buiten de cel treft.
Bij 6 toestanden met 1/16 waarschijnlijkheid geeft het 6/16 kans dat je het in 1 van die 6
toestanden aantreft etc.
Celwand volledig permeabel (doorlaatbaar) = gelijke verdeling = meest waarschijnlijke
toestand.
Als dat niet zo is, ene kant van membraam heeft meer deeltjes dan de andere kant -> zal
kracht heersen op kant met meer deeltjes om gelijke verdeling te maken. Kracht = energie
Gelijkmatige verdeling energie en deeltjes -> hogere multipliciteit -> hogere entropy ->
hogere waarschijnlijkheid
2e Law of thermodynamics = elk geïsoleerd systeem (= kan geen energie/materiaal
uitwisselen met omgeving), alle processen die spontaan aflopen zorgen dat de entropy
hoger wordt: ∆S > 0
Cellen zijn open systemen: kunnen dus wel energie/materiaal uitwisselen.
Cellen zijn hoog geordend (komt door opgevouwen eiwitten, ribosomen, etc.)
Cel moet voortdurend energie opnemen (vb. eten wordt geoxideerd) -> orde behouden
We kijken naar het hele universum, orde gehouden door chemische reacties: afval & warmte
in de omgeving -> alles sneller bewegen -> hogere entropy omgeving -> binnenin cel lagere
entropy
∆Stotaal = ∆Somgeving + ∆Ssysteem > 0
Reactie verloopt spontaan -> alle energie wordt omgezet in warmte en zal universum ooit
sterven (duurt nog heel lang)
Cel wilt graag lage entropy -> wilt orde in cel
Gibbs free energy (∆G)
= Aangeven in welke richting reactie spontaan verloopt -> verandering van ∆S binnen
systeem en erbuiten
∆Somgeving = -∆Hsysteem / T
