Samenvatting Algemene Biologie deel B

Dit document omvat alle onderdelen die verwerkt werden in de hoorcolleges van Algemene Biologie deel B, door prof. Olde Venterink (VUB).

Preview samenvatting (6 van de 65 pagina's)

DE CHEMISCHE CONTEXT VAN LEVEN
Inleiding
Biologie is een multidisciplinaire wetenschap
Basiswetten uit fysica en chemie zijn van toepassing op levende organismen
Vb: “devil’s gardens” in het Amazonewoud
 Wie onderhoudt er de monoculturen (= dichte vegetaties van één soort, laat geen anderen toe) van
Duroia hirsuta?
➔ Experiment => mieren injecteren mierenzuur HCOOH in bladeren van andere bomen wat tot sterfte
van bomen leidt
Materie bestaat uit chemische elementen in pure vorm en in combinaties ervan
Organismen bestaan uit materie
Materie is alles dat ruimte inneemt en massa heeft
Elementen en verbindingen
Materie bestaat uit elementen (atomen…)
Een element: substantie die niet kan worden verbroken tot andere substanties via chemische reacties
Een verbinding: substantie uit twee of meerdere elementen in vaste verhouding
Eigenschappen van een verbinding kunnen verschillen met die van afzonderlijke elementen
 Vb. Na(vast) + Cl (vloeistof) → NaCl (vast)
Elementen van leven
De natuur bevat 92 elementen
20-25% daarvan = essentieel voor leven
 Mens: 25
 Planten: 17
Levende organismen bestaan uit >90% uit C, H en O(, N = bij mens)
Essentiële elementen for groei en overleving van planten
 In elke plant: C, O, H
 Macronutriënten: N, K, Ca, Mg, P, S
 Micronutriënten: Cl, Fe, Mn, B, Zn, Cu, Ni, Mo
 Voor sommige planten: Na, Co, Si
vb. jodiumgebrek
 opgezwollen schildklier (Kropgezwel)
 jodiumsupplementen innemen
vb. aardappelplant met of zonder stikstof-deficiëntie
 met: plant groei goed, alle elementen zijn goed aanwezig
 zonder: plant groei heel traag en ongezond: maar één element N weg
Toxische elementen
Sommige elementen zijn standaard toxisch
 Bv. As voor mensen
Sommige essentiële elementen kunnen toxisch worden bij te hoge concentratie
 Bv. Zn of Cu voor planten
 Bv. plantengemeenschappen van serpentine bodems of zinkviooltje dat aangepast is aan hoge c Zn in
grond
[1]
Atomische structuur bepaalt gedrag van een element
Elk element bestaat uit unieke atomen
Atomen bestaan uit subatomische “deeltjes”
 Neutronen (zonder elektrische lading)
 Protonen (pos. elek. lading)
 Elektronen (neg. lading)
Neutronen + protonen =
 atomische nucleus
 bepaalt massa van atoom
 hebben “identieke” massa (1,7 x 10-24 g) (daltons)
Atoomgetal en massagetal
Atomen van verschillende elementen verschillen in aantal subatomische deeltjes
Atoomgetal = aantal protonen in nucleus
Massagetal = aantal protonen + neutronen
Atoomgewicht = massagetal
Isotopen
Atomen van een element met hetzelfde aantal protonen, maar verschillend aantal neutronen
 Bv. 12C en 13C
Meesten zijn stabiel: neigen niet tot verliezen van deeltjes
Radioactieve isotopen zijn labiel: vervallen spontaan waarbij deeltjes/energie w afgegeven
Functie voor ons: biologische processen onderzoeken
 Bv. traceren van atomen tijdens metabolische processen: optimale temperatuur voor DNA synthese?
 Bv. diagnose van ziekten zoals kanker:
Een zone met verhoogd niveau van radioactief-gelabelled glucose: indicatie voor verhoogde
metabolische activiteit + kanker
 Bv. onderzoek naar “facilitatie” van bomen voor er onder groeiende planten (water voorziening)
 Bv. onderzoek naar dieet van verschillende herbivoorsoorten in Zambia
Energieniveaus van elektronen
Energie = mogelijkheid om arbeid te verrichten
Potentiële energie = energie die materie heeft d.m.v. zijn locatie/structuur
 Bv. bal van een trap gooien
Elektronen v/e atoom verschillen in hoeveelheid potentiële E, afhankelijk van hun positie t.o.v. de nucleus
 Hoe verder van kern, hoe hoger pot E
Energieniveaus/energieschalen = verschillende staten van pot. E die elektronen van een atoom kunnen
bezitten
Elektronenverdeling en chemische eigenschappen
Chemisch gedrag atoom bepaald door verdeling elektronen in elektronenschalen
1e schaal: max 2 elektronen, 2e en 2e schalen: max 8 elek
Elke elektronenschaal: specifiek aantal orbitalen (= 3D ruimte waarbinnen een elektron 90% v/d tijd verblijft)
Buitenste schaal: valentieschaal met valentie-elektronen
Elektronen bezetten liefst afzonderlijke orbitalen binnen valentieschaal, tot gedwongen tot gedeelde
orbitalen (max. 2 elektr/orbitaal)
Reactiviteit van atomen hangt af van aanwezigheid ongepaarde elektronen in één of meer orbitalen in
valentieschaal
Chemisch gedrag atoom hangt dus vooral af van aantal valentie-elektronen
PSE gerangschikt volgens elektronenverdeling in elektronenschalen:
 Eerste 18 elementen:
[2]
Dezelfde rij = dezelfde schalen
1e schaal: max 2 elek, 2e en 3e schaal: max 8
Van links naar rechts: toename elektronen buitenste schaal
Onder elkaar: gelijk aantal elektronen in buitenste schaal
Chemisch inert: volle valentieschaal
 Reageert niet of amper met andere chemische elementen
 Bv. Neon met twee gevulde schalen
Atomen combineren tot moleculen door chemische binding
Atomen met onvolledige valentieschalen interageren door deling of transfer van valentie-elektronen
 Resultaat: chemische binding: atomen dicht bijeen, samengehouden door aantrekkingskracht
Covalente binding
Sterke binding
Tussen atomen van versch/hetzelfde element
2 atomen delen 1 paar valentie-elektronen
 Vullen van hun valentieschalen
Molecuul bestaat uit atomen, samengehouden door covalente bindingen
Enkele binding: 1 paar valentie-elektronen gedeeld
 Kan ook: meerdere enkele bindingen (bv. H2O)
Dubbele binding: 2 paren valentie-elektronen gedeeld ❖ Structuurformule:
H --- H
❖ Molecuulformule:
H2
Aantrekkingskracht niet altijd even groot tussen atomen! (elektronegativiteit)
Sterke EN: gedeelde elektronen naar zich toe trekken
Apolaire covalente binding: elektronen gelijk verdeeld
Polaire covalente binding: één atoom sterker dan andere => elektronen niet gelijk
verdeeld
 Veroorzaakt partieel positieve en negatieve lading binnen verbinding
 Bv. H2O: O trekt sterker aan H
Ionbinding
2 atomen zijn erg ongelijk in aantrekken van valentie-elektronen (EN)
 Overdracht elektron van ene naar andere atoom (naar sterkste EN)
 Bv. transfer elektron van natrium naar chloor
 Ervoor: beide atomen neutraal qua lading
 Erna: beide atomen een lading
= ion: w tot elkaar aangetrokken voor een
binding te ondergaan
< kation: positief geladen
< anion: negatief geladen
Zouten = ionbindingen
 Bv. Natriumchloride
 Vaak als kristallen in natuur teruggevonden
 ionrooster
[3]
Zwakke chemische bindingen
Zwakke, kortstondige bindingen tussen moleculen = belangrijk voor sommige biologische processen
Bv. ionbinding in water, waterstofbruggen en Van der Waals interacties
Beïnvloeden bv. vorm van grote moleculen en helpen moleculen aan elkaar te koppelen
Individueel zwak, maar collectief sterk
Waterstofbruggen
Gevormd wnr een waterstofatoom, covalent gebonden aan een elektronegatief atoom, bindt met een ander
EN atoom
 In levende cellen: O en N
Waterstofatoom is partieel positief geladen door polaire covalente binding
 Aangetrokken door negatieve lading
Van der Waals interacties
Moleculen met apolaire cov. binding kunnen tijdelijk “hot spots” hebben van pos/neg lading wanneer
elektronen asymmetrisch verdeeld zijn in moleculen
Aantrekking tussen moleculen: vindt plaats door deze steeds veranderende “hot spots” van ladingen, enkel
indien atomen en moleculen erg dicht bij elkaar komen
Bv. interactie moleculen van gekko’s teenharen en die van muuroppervlak
Vorm en functie van moleculen
3D vorm molecule = belangr voor functie in een cel
Bepaald door positie valentie-orbitale van atomen die betrokken zijn bij de binding
Covalente binding: orbitalen herschikken zich in de valentieschaal
Molecule met 2 atomen = lineair
Meerdere atomen = complexere vorm
Bij atomen met elektronen in s en p orbitalen: hybridisatie van orbitalen naar 4 nieuwe orbitalen met
tetraëdervorm
Biologische moleculen herkennen en interageren met elkaar o.b.v. moleculaire vorm
 Bv. signaalmoleculen van een versturend neuron hebben specifieke vormen die passen in vormen van
receptormoleculen aan het opp van ontvangende cel
Moleculen met gelijkende vormen kunnen op dezelfde manier interageren en vergelijkbare biologische
effecten veroorzaken
 Bv. morfine en heroïne lijken qua vorm op endorfinen => op dezelfde receptoren kunnen binden =>
verlichting van pijn/euforie
Chemische reacties vormen en verbreken chemische bindingen
Bij chemische reacties worden verbindingen verbroken en nieuwe gevormd
Reactanten = startende moleculen; producten = eindmoleculen
Atomen in reactanten zijn evenredig (balans) met die van producten (wet van Lavoisier)
Ze zijn omkeerbaar
 Bv. fotosynthese  ademhaling
Chemisch evenwicht: snelheid voorwaartse en terugreactie gelijk
[4]
BELANG VAN WATER EN KOOLSTOF VOOR LEVEN
WATER
Het molecuul dat leven – zoals wij dat kennen op aarde – mogelijk maakt
Leven op aarde is ontstaat in water en evolueerde 3 miljard jaar voor het zich op land verspreidde
Alle levende organismen hebben water nodig
Meeste cellen = omgeven door water + bestaan zelf uit 70-95% water
Aanwezigheid van water = belangr voorwaarde dat aarde “bewoonbaar” is
De polaire covalente bindingen in watermoleculen → waterstofbruggen
Het watermolecuul is een polair molecule met verschillende ladingen aan beide zijden
Door polariteit => waterstofbruggen vormen met 4 buren
Enkele eigenschappen van water – door polariteit – die aarde geschikt maakt voor “leven”
❖ Cohesie van watermoleculen
Waterstofbruggen houden watermoleculen samen
Watertransport wordt mogelijk tegen zwaartekracht in
Adhesie: aantrekkingskracht tussen verschillende substanties
 Bv. water en celwanden van het xyleem in planten
Oppervlaktespanning: maat voor kracht die nodig is om oppervlak van een vloeistof te breken
= gerelateerd aan cohesie ❖ Temperatuurregulatie door water
Water neemt warmte op van warmere lucht en geeft warmte af aan koudere lucht
Water kan grote hoeveelheden warmte opnemen en afgeven met slechts een gering effect op eigen
temperatuur
Specifieke warmte v/e substantie = hoeveelheid warmte die moet w opgenomen of afgegeven om de
temperatuur van 1g 1°C te veranderen
 Hoog voor water: 1 cal/(g°C)
Water neemt relatief grote hoeveelheid warmte op/geeft af bij elke graad temperatuursverandering
= door waterstofbruggen!
 Bij verbreken van bruggen: warmte opnemen
 Vormen van bruggen: warmte komt vrij
Hoge specifieke warmte van water speelt belangr rol in stabilisatie temp v/d aarde tot dat van individuele
organismen
 Zorgt voor goede leefomstandigheden
 Bv. verkoeling luchttemperatuur door oceaanwater in kustzone Zuid-California
Opp. vloeistof koelt af als een vloeistof verdampt
 Helpt bij stabilisatie van temp bij organismen
 Bv. zweten
❖ IJs drijft op water
Vanaf < 0°C: watermolec vormen kristalrooster
 Elk molecuul max 4 andere gebonden door waterstofbruggen
 Moleculen staan verder van elkaar dan in vloeibare toestand
Water heeft kleinere dichtheid in vaste toestand
 Drijft op ijs, anders zouden meren en zeeën bevriezen => leven erin onmogelijk
 Bv. bevroren benzeen zinkt niet
[1]
❖ Water als oplosmiddel
Efficiënt oplosmiddel: vormt snel waterstofbruggen met geladen en polaire moleculen
Zout in water oplossen: elk ion w omgeven door kring watermoleculen = de hydratielaag
Andere stoffen, polaire moleculen, in water oplossen kan ook
 Zoals eiwitten
 Vereist: geladen of polaire zones!
➢ Hydrofiele/hydrofobe stoffen
 Hydrofiel: affiniteit voor water, gedomineerd door ionen- en polaire bindingen
 Hydrofoob: anti-water, vooral apolaire bindingen (C-C, C-H), hydrofobe molec zijn bestanddeel van
celmembraan
➢ Concentraties van opgeloste stoffen in water
 Voorn. uitgedrukt in molariteit (M) = aantal mol opgeloste stof in 1l oplossing
 1 mol = 6,02 x 1023 deeltjes (getal van Avogadro)
 Reken met mol => substanties van verschillende groottes en atoomgewichten in gelijke aantallen
moleculen bij elkaar gebracht worden
➢ Zure en basische omstandigheden
 Water is altijd in een staat van dynamisch evenwicht: watermoleculen dissociëren/vormen
 Een waterstofatoom in een waterstofbrug kan overspringen naar ander watermolecule
 Waterstofatoom laat zijn elektron achter en gaat in proton/waterstofion (H+) over
 Het molecule met een extra proton is een hydronium ion (H3O+ of H+)
 Het molecule dat een proton verloor is een hydroxide ion (OH-)
 In elke waterige oplossing bij 25°C is het product van H+ en OH- constant :
[H+][OH-] = 10-14
 De zuurgraad (pH) van een oplossing is de negatieve logaritme van de H+ concentratie:
pH = -log[H+]
 In puur water en neutrale oplossingen zijn de concentraties van H+ en OH- gelijk:
[H+] = [OH-]
[H+] = 10-7
pH = -(-7) = 7
 Zuren voegen H+ toe aan oplossingen om zuur te worden
[H+] > [OH-]
 Basen voegen OH- toe of verminderen H+ in oplossing
[H+] < [OH-]
➢ Buffers
 Interne pH van meeste levende cellen moet ongev op pH 7 blijven
= gereguleerd met buffers
 = substanties die veranderingen in concentraties H+ en OH- in een oplossing stabiliseren
 Meeste buffers bestaan uit zuur-base paar dat wederkerig H+ kan uitwisselen
➢ Verzuring: bedreiging voor waterkwaliteit van de oceanen
 Menselijke activiteiten zoals verbranding van fossiele brandstoffen bedreigt waterkwailteit
 Verbranding fossiele brandstoffen => + CO2
 +/- 25% van menselijk-geproduceerde CO2 w geabsorbeerd door oceanen
 Oceaanverzuring: CO2 in zeewater leidt tot koolzuur (H2CO3)
[2]