Deze samenvatting bevat alle te kennen leerstof van bio-organische chemie gegeven door Professor Sanders. Alle te kennen tekeningen staan erin, en er wordt ook aangegeven wat hij belangrijk vond en wat niet te kennen was. Er staat ook extra uitleg bij die uit het handboek gehaald werd. Hiermee was ...
Samenvatting bio-organische chemie
Hoofdstuk 1A: Bouw en eigenschappen van moleculen
- Organische chemie = het bestuderen van de verbindingen met het koolstofatoom met
andere atomen.
- Geneesmiddelen met bepaalde structuurformule zal interageren met organische
verbindingen in het lichaam, en zijn onderhevig aan degradatie. Dus moeten we opletten bij
het bewaren.
- Het geneesmiddel past op de targetproteïne.
- DNA bestaat uit twee ketens die verbonden zijn via waterstofbruggen. DNA wordt eerst
omgezet in mRNA, daarna tot een proteïne. -> Dit zijn allemaal organische moleculen.
- Levende organismen zijn een groot vat vol organische chemie, een bewijs is hiervan het
verschil aan zuurstof in de ingeademde en uitgeademde lucht.
1.1 Atoombouw en chemische binding
- Een atoom = positief geladen kern omgeven met negatief geladen elektronen. Atomen zijn
bouwstenen voor moleculen.
- Atoomnummer (Z) = aantal protonen in de kern.
- Massagetal (A) = aantal protonen en aantal neutronen in de kern. -> atoom wordt zo
neutraal.
- 1 Mol = 6,02 x 1023 atomen (= het getal van Avogadro).
- Een atoom is ongeveer 0,1 nanometer groot.
-! Hoe verder het elektron van de kern ligt, hoe meer energie hij heeft.
- Atoommodel van Bohr: elektronen liggen in concentrische schillen rond de kern:
▪ K- Schil: hoofdquantumgetal n = 1 -> maximum 2 elektronen.
▪ L- Schil: hoofdquantumgetal n = 2 -> maximum 8 elektronen.
▪ M- Schil: hoofdquantumgetal n = 3 -> maximum 8 elektronen.
- Valentie-elektronen = elektronen op de buitenste schil, nemen deel aan bindingen. Pas bij
maximale bezetting van de buitenste schil is er een stabiele elektronenconfiguratie of
edelgasconfiguratie. -> Atomen streven hiernaar via:
▪ Ionbinding = elektronenoverdracht tussen atomen. Tussen atomen met groot
verschil in elektronegativiteit. Dus atomen uiterst links kunnen een ionbinding
vormen met de atomen uiterst rechts op het periodiek systeem. Bv Natrium en
Chloor, natrium heeft 1 elektron op de buitenste schil en zal deze geven aan Chloor.
Nu hebben ze beiden een volle buitenste schil. Ze moeten wel samenblijven, en
vormen zo NaCl.
▪ Covalente binding = elektronen delen. Tussen atomen met klein verschil tussen
elektronegativiteit (B, C, N, O, H en halogenen). Bv. Twee waterstoffen, ze hebben elk
1 elektron op buitenste schil, wanneer ze samenkomen hebben ze allebei twee
elektronen op de buitenste schil, ze moeten wel dicht genoeg bij elkaar komen om
elektronen te delen met elkaar. -> Zo hebben ze een edelgasconfiguratie. Wanneer
een covalent binding wordt gevormd zal er energie worden vrijgesteld (345Kj/mol).
Om de verbinding te verbreken kost het dus ook energie.
- Edelgassen staan in de laatste kolom in het periodiek systeem, naast de halogenen.
1
,- Weergaven van organische moleculen en covalente bindingen:
- ! Koolstof kan maximaal vier bindingen aangaan.
1.2 Atoommodel van Schrödinger of het orbitalen atoommodel
- Een orbitaal = de ruimte rond de kern waar elektronen met een bepaalde energie voor
ongeveer 95 % van hun tijd rondvliegen.
▪ S-orbitaal: bolvormig.
▪ P-orbitaal: 8-vormig, kan langs de x-as, y-as of z-as.
▪ D-orbitalen: 3D vormig (niet te kennen.)
- De energie van een elektron bepaald in welk orbitaal het zich zal bevinden. Het
energieniveau van een orbitaal wordt weergegeven door het hoofdquantumgetal n. Er
kunnen maximaal 2 elektronen per orbitaal.
- Hoe hoger op de grafiek, hoe meer energie. Het orbitaal wordt voorgesteld door een
streep.
2
,- Verdeling van elektronen over de orbitalen verloopt volgens drie regels:
▪ Het Aufbauprincipe: eerst bezetting van de orbitalen met de laagste energie-inhoud
(3p < 4s < 3d).
▪ Exclusieprincipe van Pauli: per orbitaal maximaal twee elektronen met
tegenovergestelde spin.
▪ Regel van Hund: Indien er verschillende orbitalen met dezelfde energie dan plaatst
men eerst in die orbitalen 1 elektron tot alle orbitalen halfvol zijn, de elektronen in
de halfgevulde orbitalen hebben gelijke elektronenspin.
- Bijvoorbeeld stikstof:
1.3 Orbitalen en de covalente binding – hybridisatie (belangrijk voor examen)
- Bij covalente binding is er een gemeenschappelijk elektronenpaar tussen twee elektronen.
- Door overlap van twee al dan niet identieke atoomorbitalen -> molecuulorbitaal.
- ! Sigma-binding = lineaire overlap van orbitalen -> symmetrieassen van de atoomorbitalen
liggen in elkaar verlengde. Ze versmelten met elkaar tot een molecuulorbitaal. Bij maximale
overlapping is het een sterkere binding.
3
, - Koolstof bevat 4 gelijkwaardige verbindingen, deze bindingen zijn gericht naar de
hoekpunten van de tetraëder onder een hoek van 109,5 graden. Maar als we in de tabel
kijken zien we dat er slechts 2 ongepaarde elektronen vrij zijn om een covalente binding aan
te gaan. De mogelijkheid om toch 4 covalente bindingen te vormen kan ontstaan door
promotie van 1 elektron uit het 2s orbitaal naar 2p orbitaal. Nu kunnen vier bindingen
gevormd worden, maar de bindingen zullen niet gelijkwaardig zijn. 1 Binding moet ontstaan
door overlap met de 2s orbitaal en drie bindingen door overlap met de 2p orbitalen. De
resulterende 4 nieuwe orbitalen zijn sp3 hybride orbitalen.
- De menging van orbitalen = hybridisatie.
- Het promoveren van een elektron van een 2s orbitaal naar een 2p orbitaal en de daarmee
gepaarde hybridisatie (samenbrengen van 2s orbitaal en 2p -> vormen samen sp3) en kost
energie. Dit wordt gecompenseerd door de extra winst in bindingsenergie die ontstaat
doordat koolstof in zijn sp3-gehybridiseerde toestand vier gelijkwaardige bindingen kan
vormen.
- De sp3 orbitalen hebben een vorm die geschikt is voor lineaire overlap met andere
orbitalen, zodat een sigmabinding kan worden gevormd.
- De eenvoudigste molecuul met een stabiele koolstof-koolstof-binding is ethaan. Er is
overlap van drie sp3 orbitalen met de 1s orbitaal van waterstofatomen. De centrale c-c
4
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur vetstudente. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €20,49. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
