Samenvatting celbiologie voor deeltoets 1

Deeltoets 1 celbiologie
Hoofdstuk 2 (chemie)
Atoomnummer: aantal protonen en elektronen.
Massanummer: gehele massa van een atoom.
Anion: negatief geladen ion, cation: positief geladen ion.
Isotoop: dezelfde hoeveelheid protonen en elektronen, maar een andere hoeveelheid neutronen.

Golf deeltje dualiteit: elektronen gedragen zich zowel als deeltjes als golven.

Ionisatie energie: de hoeveelheid energie dat nodig is om een elektron van een atoom te
verwijderen. Als we over een periode van links naar rechts gaan, neemt de hoeveelheid ionisatie
energie toe, hoe meer energie er nodig is hoe kleiner de kans dat het gebeurt. Daarom zijn atomen
aan de linkerkant van een periode vaak positief geladen en meer naar rechts negatief geladen.

Orbitaal: specifiek volume om de nucleus waar elektronen zich in banen kunnen bevinden. (Een
gebied rondom de atoomkern waarbinnen een elektron met een bepaalde energie zich met 90%
waarschijnlijkheid.)
Elektronen configuratie: de verdelingen van elektronen over orbitalen (met verschillende energie).
Valentie-elektronen: elektronen in de buitenste orbitaal van een atoom, deze elektronen zorgen
ervoor dat er chemische reacties plaats kunnen vinden tussen atomen. Dit zijn de minst sterk
gebonden elektronen, doordat ze afgeschermd worden door elektronen van volle niveaus. Bepalen
de chemische eigenschappen van een stof.

De elementen in het periodiek systeem zijn in te delen in s, p, d en f blokken naar orbitalen waarin de
elektronen van de atomen zich bevinden. Elementen die tot dezelfde groep behoren hebben
dezelfde hoeveelheid valentie-elektronen. Bij elementen die tot dezelfde periode horen, nemen het
aantal elektronen van links naar rechts in het periodiek systeem toe.

Hoofdstuk 3 (chemie)
Edelgassen: atomen met volle valentie schillen (willen niet graag reageren met
andere atomen die geen volle valentie schillen hebben, omdat edelgassen niet
stabieler kunnen worden).

Covalente bindingen: een of meer elektronen zijn gedeeltelijk overgebracht
tussen de twee atomen.
Ionogene bindingen: een of meer elektronen zijn volledig overgebracht tussen
de twee atomen. De tegenovergestelde ladingen zorgen dat de ionen bij elkaar
blijven (elektrostatische interactie).
Geen binding: geen interactie/overdracht van elektronen van twee verschillende atomen.

Elektronegativiteit: hoe sterk een atoom een elektron aan kan trekken (hoe hoger de waarde, hoe
groter de kans dat een atoom een elektron aantrekt en negatief geladen wordt. In het
periodieksysteem: hoe meer naar rechts hoe groter de elektronegatieve waarde, hoe meer naar
beneden hoe kleiner de elektronegatieve waarde. Bij een groot verschil (≥1.7) in elektronegatieve
waarde vindt er ionogene binding plaats, bij een klein verschil vindt er covalente binding plaats).

Polaire covalente binding: doordat sommige atomen negatiever geladen zijn (grotere
elektronegativiteit) trekken deze atomen harder aan relatief positiever geladen atomen.
(Dipoolmoment: maat voor de gemeten polariteit, de pijl die dit aangeeft loopt van δ - naar δ+.)

, σ-binding: er is rotatiesymmetrie rondom de internucleaire as (alle enkelvoudige bindingen zijn
sigma bindingen, hebben een valentie van 1).
π-binding: ontstaan door zijdelingse bindingen van p-orbitalen, knoopvlak/geen rotatiesymmetrie.
Een dubbele binding (valentie van 2) heeft 1 σ-binding en 1 π-binding, een driedubbele binding
(valentie van 3) heeft 1 σ-binding en 2 π-bindingen.

Hoofdstuk 4 (chemie)
Covalente bindingen zijn sterke bindingen, niet-covalente bindingen zijn zwakker.

Zes soorten niet-covalente bindingen:
 Dispersie krachten: doordat elektronen steeds bewegen zijn deze krachten van korte duur,
de kracht ontstaat doordat sommige atomen relatief negatiever zijn dan andere atomen.
Afhankelijk van de grootte en vorm van apolaire moleculen en de afstand daartussen.
 Permanente dipool interactie: een atoom met de hoogste elektronendichtheid is iets
negatiever en trekt dus aan de andere atomen. Afhankelijk van het dipoolmoment en de
afstand tussen de moleculen.
 Ion-dipool interactie: elektrostatische interactie tussen een ion en een polair molecuul (het
oplossen van zouten in water). Als ionen in water komen worden ze omringd door H 2O door
de verschillende ladingen van het zout en het water (hydratatie).
 Steric repulsie: moleculen komen eerst dicht bij elkaar (hoge energie), maar omdat ze
dezelfde ladingen hebben stoten ze elkaar af (lage energie).
 Waterstofbruggen: een waterstofatoom moet gebonden zijn aan een elektronegatief atoom
(donor) en moet binden aan een elektronegatief atoom (N, F, O) (acceptor).
 Ionische interacties: het zijn geen echte verbindingen net als ionogene verbindingen, maar
deze krachten trekken positief en negatief geladen deeltjes aan.
 Hydrofobe krachten: moleculen die niet kunnen mengen met water (hydrofoob: niet-polair)
vouwen naar binnen (weg van het water) en gaan dispersie krachten met elkaar aan.

Sterke moleculaire interacties zijn afhankelijk van de afstand r.

Als je kijkt naar de energiecurve van waterstof zie je dat als de waterstofatomen te
dicht bij elkaar komen ze elkaar afstoten en er positieve energie is, als ze op de
goede afstand van elkaar zitten maximale negatieve energie is en als ze te ver uit
elkaar zitten geen energie is.

Sterkte: zwavelbrug (covalent)waterstofbrugion-dipooldipool-dipooldispersie.

Hoofdstuk 6 (chemie)
Alkaan: enkelvoudige binding (verzadigd).
Alkeen: dubbele binding (onverzadigd).
Alkyn: driedubbele binding (onverzadigd).

Alkenen en alkynen zijn chemisch meer reactief dan alkanen, doordat er nog stoffen aan de keten
kunnen (hierdoor hebben ze ook een lager kook- en smeltpunt).

Koolwaterstoffen lossen niet op in water en hebben alleen dispersiekrachten (lage kookpunten).
Alkenen en alkynen hebben minder elektronen, dus minder dispersiekrachten en lagere kookpunten.

Aryl (Ar): een functionele groep met een aromatische groep eraan.
Fenyl (Ph): een aryl groep ontstaan uit benzeen- 1 waterstofatoom.