Samenvatting: Celcommunicatie En Biochemie

Lees hier de samenvatting en de meest belangrijke oefenvragen van Celcommunicatie en biochemie

• 2 Energetica van biochemische reacties

• 2.2 Verandering in Gibbs vrije energie

  Dit is een preview. Er zijn 4 andere flashcards beschikbaar voor hoofdstuk 2.2
  Laat hier meer flashcards zien

• Wat is de drijfveer voor een spontane chemische reactie? M.a.w. Waneer is /\G < 0?

  
  Grafiek A:
  ΔG < 0 bij hogere temperatuur; ΔG = 0 bij evenwicht; ΔG > 0 bij lagere temperatuur
  
  Grafiek B:
  ΔG > 0 bij elke temperatuur
  
  Grafiek C:
  ΔG < 0 bij elke temperatuur
  
  Grafiek D:
  ΔG < 0 bij lagere temperatuur; ΔG = 0 bij evenwicht; ΔG > 0 bij hogere temperatuur.
  
  Besluit: of een reactie al dan niet spontaan verloopt, is dus afhankelijk van de temperatuur.

• Wat zijn de 2 hoofdwetten van de thermodynamica?

  1. De wet van het behoud van energie: energie kan van de ene vorm in de andere overgaan, maar niet verdwijnen of spontaan verschijnen.
  1. De totale hoeveelheid energie in het universum (=systeem + omgeving) is dus constant!
  2. Een systeem streeft naar een minimale energie (enthalpie) en een maximale entropie (= minimale organisatie = maximale wanorde)

• 2.3 Standaard Gibbs vrije energieverandering

• Wat is het verband tussen de standaard Gibbs vrije energie verandering en de evenwichtsconstante?

  • Keq < 1 => ΔG° > 0 => evenwicht naar producten
    
  • Keq = 1 => ΔG° = 0 => evenwicht naar midden
  • Keq > 1 => ΔG° < 0 => evenwicht naar reagentia

  
  
  Wanneer twee reacties een negatieve ΔG° hebben, dan is de reactie met de grootste evenwichtsconstante deze met de meest negatieve ΔG°.

• 2.3.1 Het additief karakter van standaard Gibbs vrije energieverandering

• Wat is het additief karakter van de standaard Gibbs vrije energieverandering?

  Voor een omzetting die de som is van een aantal achtereenvolgende deelreacties is standaard Gibbs vrije energieverandering gelijk aan de som van de standaard Gibbs vrije energieveranderingen van de deelreacties.
  
  Deze eigenschap is in de biochemie van groot belang aangezien de meeste biochemische omzettingen deel uitmaken van soms zeer lange reactiesequenties. De additieve eigenschappen van ΔG zijn een gevolg van het logaritmische karakter.  

• 2.6 Energierijke en energiearme verbindingen

  Dit is een preview. Er zijn 1 andere flashcards beschikbaar voor hoofdstuk 2.6
  Laat hier meer flashcards zien

• ATP kan fungeren als fosfaatdonor voor acceptor-moleculen die in hun gefosforyleerde vorm een minder negatieve ΔG°’ van hydrolyse hebben dan ATP. Anderzijds kan ADP een energierijke fosfaatgroep accepteren uit energierijke fosfaatverbindingen met meer negatieve ΔG°’ van hydrolyse dan ATP. Op die manier komt in de cel een cyclus tot stand tussen omzettingen die energierijk fosfaat produceren en omzettingen die energierijk fosfaat verbruiken. Wat zijn de 3 hoofdbronnen van energierijk fosfaat?

  1. de oxidatieve fosforylering: bij aëroob levende organismen is dit de belangrijkste bron.
  2. de glycolyse die netto twee energierijke fosfaten oplevert per molecule glucose.
  3. de citraatcyclus die op zichzelf een energierijk fosfaat (GTP) produceert.

• 3 Evenwichten in waterig midden

• 3.2 Verschuiven van de ligging van een evenwicht

• Op welke twee manieren kan een systeem in evenwicht verstoord worden?

  • ofwel wordt de evenwichtsvoorwaarde Keq veranderd: dit kan alleen door de temperatuur te veranderen (zie verder); het reactiemengsel past zich dan aan de nieuwe voorwaarden aan.
    

  • ofwel wordt het reactiequotiënt (Q) beïnvloed, zodat het niet meer gelijk is aan Keq: dit kan door in te werken op de druk of concentratie van reagentia en/of producten; ook hier volgt een aanpassing van het reactiemengsel tot aan de ongewijzigde evenwichtsvoorwaarden.

• 3.3.1 Zuur-base theorieën

  Dit is een preview. Er zijn 1 andere flashcards beschikbaar voor hoofdstuk 3.3.1
  Laat hier meer flashcards zien

• Wat zijn geconjugeerde paren?

  
  In de Brønsted zuur-base theorie is er in een zuur-base reactie steeds sprake van twee zuren (z1 en z2) en twee basen (b1 en b2).
  Het paar z1 met b1 en ook het paar b2 met z2 noemt men geconjugeerde paren, daar iedere partner in een paar ontstaat uit de andere partner door een protontransfer.
  Wanneer een substantie een proton opneemt, dan wordt een geconjugeerd zuur gevormd. Wanneer een substantie een proton afgeeft wordt een geconjugeerde base gevormd.

• Waarvan hangt de sterkte van een zuur af volgens de Brønsted-definitie?

  Volgens de Brønsted-definitie hangt de sterkte van een zuur af van zijn vermogen om protonen af te staan en de sterkte van een base van zijn vermogen om protonen op te nemen.
  
  
  Dus:
  

  • hoe sterker zuur, hoe zwakker de geconjugeerde base
  • het evenwicht ligt altijd naar de kant van het zwakkere zuur en de zwakkere base

• 3.5.3 Indeling van de redoxprocessen

  Dit is een preview. Er zijn 2 andere flashcards beschikbaar voor hoofdstuk 3.5.3
  Laat hier meer flashcards zien

• Typisch voor redoxreacties is dat men experimentele opstellingen kan maken waarin de oxidatie op een andere plaats opgaat dan de reductie. Het elektronentransport gebeurt dan onrechtstreeks en men spreekt van een elektrochemisch proces dat uitgevoerd wordt in een elektrochemische cel. Welke elektrochemische cellen zijn er?

  • bij een spontane redoxreactie (ΔG < 0) kan elektrische energie geproduceerd worden door het chemisch proces: men spreekt dan van een galvanisch proces.
    
  • KRAO

  • wanneer elektrische energie gebruikt wordt om een chemisch proces te doen opgaan tegen de vrije energie (ΔG > 0) van het systeem in, spreekt men van elektrolyse.
  • KRAO en KNAP

  
  Buiten de oplossing wordt de geleiding verzorgd door elektronen (metallische geleiding). In de elektrochemische oplossing wordt de geleiding verzorgd door ionen (elektrolytische geleiding).
  
  Spontane elektrochemische reacties: galvanisch proces
  => ΔG < 0

• Wat is het verband tussen de celpotentiaal, de Gibbs-vrije energie en de evenwichtsconstante?

  • ΔE° > 0 => ΔG° < 0 => K > 1
    

  • ΔE° = 0 => ΔG° = 0 => K = 1
  • ΔE° < 0 => ΔG° >0  => K < 1