Levensmiddelenchemie II - Les 1

Levensmiddelenchemie II - Les 1
1 / 22
suivant
Slide 1: Diapositive
LevensmiddelenchemieMBOStudiejaar 2,3

Cette leçon contient 22 diapositives, avec diapositives de texte et 3 vidéos.

time-iconLa durée de la leçon est: 120 min

Éléments de cette leçon

Levensmiddelenchemie II - Les 1

Slide 1 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

Welke stoffen zitten er in levensmiddelen?
Hoe reageren deze stoffen op elkaar?
Wat gebeurt er met deze stoffen tijdens het productieproces?
Hoe wordt deze stoffen in je lichaam verwerkt? (relatie met voedingsleer)
Wat gebeurt er met deze stoffen tijdens opslag van voeding?
Hoe zien deze stoffen eruit?
Waarom levensmiddelenchemie?

Slide 2 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

Onderwerpen die tijdens levensmiddelenchemie aan bod komen:

Slide 3 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

"Als 
productontwikkelaar 
is kennis van 
grondstoffen en ingrediënten
 essentiëel"
Productontwikkelaar Lars: 

Slide 4 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

Leerdoelen van deze lessenserie:
  • Jij kent de verschillende bindingen (atoombinding, ionbinding, vanderWaalsbinding, polaire binding, waterstofbrug en apolaire binding)
  • Jij kunt de bouw en indeling van vetten, koolhydraten en eiwitten begrijpen, beschrijven en tekenen
  • Jij kunt de vormingsreacties en splitsingsreacties van vetten, koolhydraten en eiwitten begrijpen, beschrijven en tekenen
  • Jij kunt de functionele eigenschappen van vetten, koolhydraten en eiwitten in voeding beschrijven
  • Jij kunt de functionele eigenschappen van vetten, koolhydraten en eiwitten in het lichaam beschrijven
  • Jij kunt de chemische veranderingen van vetten, koolhydraten en eiwitten verklaren

Slide 5 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

Lesplanning
Deel 1 (1e lesuur):
  • Zelfstandig aan de slag met herhalingsopdrachten van lesstof eerdere jaren. 
  • Let op: Zorg ervoor dat je alle opdrachten begrijpt!
Deel 2 (2e lesuur):
  • Verschillende soorten bindingen & krachten

Slide 6 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

Aan de slag!
Ga aan de slag met de herhalingsopdrachten die je kunt vinden op het dashboard.

Alle lessen van de eerdere jaren kun je gebruiken om de antwoorden te vinden op je vragen!

Slide 7 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

Slide 8 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

Verschillende soorten bindingen en krachten
Bindingen
  • Atoombinding
- Polaire binding
- Apolaire binding
  • Ionbinding
Krachten
  • vanderWaalsbinding
  • waterstofbruggen

Slide 9 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

Ionbinding
  • Binding tussen een metaal niet-metaal ion
  • Metaal = Positief geladen
  • Niet-metaal = Negatief geladen

Zouten:
  • Neutraal, positieve lading heft negatieve lading op en andersom
Sterke binding, door elektrostatische interacties

Slide 10 - Diapositive

Zouten bestaan uit een combinatie van een metaal en een niet-metaal ion, waarbij het metaal altijd positief geladen is en het niet-metaal de negatieve lading draagt. Zoutmoleculen zijn op zichzelf ongeladen, omdat de negatieve lading van het niet-metaal de positieve lading van het metaal compenseert en andersom. Tussen de twee ionen bevindt zich de ionbinding, welke voortkomt uit de sterke elektrostatische interacties tussen de atomen. Ionbindingen zijn erg sterk. Zo vormen zij in zouten in vaste vorm een kristalstructuur.
Atoombinding
  • Binding tussen niet-metaal atomen
  • Covalente binding
  • Gemeenschappelijk elektronenpaar 

Slide 11 - Diapositive

Een atoombinding is een binding tussen niet-metaal atomen. Het wordt ook wel een covalente binding genoemd. Bij een atoombinding worden de atomen aan elkaar gebonden door een zogenaamd gemeenschappelijk elektronenpaar. Hierbij dragen beide atomen 1 valentie-elektron bij aan de binding. Deze valentie-elektronen bevinden zich altijd in de buitenste elektronenschil van het atoom. Het aantal valentie elektronen is ook bepalend voor de covalentie van het atoom. Meestal heeft een atoom in een molecuul maar 1 atoombinding met een ander molecuul, maar dubbele bindingen komen ook voor, zoals tussen de koolstoffen in etheen (C2H2).

Slide 12 - Vidéo

Cet élément n'a pas d'instructions

Polaire binding
  • 2 atomen delen gemeenschappelijk elektronenpaar
  • Bijna hetzelfde als atoombinding, MAAR  het ene atoom trekt net iets harder aan het gemeenschappelijke paar dan het andere atoom
  • Harder trekkende atoom wordt een beetje negatief geladen, achter trekkende atoom een beetje positief geladen

Slide 13 - Diapositive

Bij een polaire atoombinding delen twee atomen een gemeenschappelijk elektronenpaar. Het is bijna hetzelfde als een atoombinding. Het verschil met een gewone atoombinding is dat in een polaire atoombinding het ene atoom net iets harder aan de gemeenschappelijke elektronen trekt dan het andere atoom. Daardoor wordt het harder trekkende atoom net iets negatiever geladen, en het minst hard trekkende atoom iets positiever. Dit komt omdat het elektronenpaar zich niet meer exact in het midden van de twee atomen bevindt. Een voorbeeld hiervan is een watermolecuul (H2O). Hierin trekt het zuurstofatoom net iets harder aan de elektronenparen, waardoor deze een wat negatievere lading krijgt en de waterstofatomen een positievere lading. Dit kunnen we in de molecuulstructuur aangeven met een δ- en een δ+. Als deze ladingen asymmetrisch over het molecuul verdeeld zijn dan spreken we van een dipool.
Polair vs apolair
Polair molecuul                                                      Apolair molecuul

Slide 14 - Diapositive

De polariteit van moleculen kun je bepalen door naar de ruimtelijke structuur te kijken. Als moleculen symmetrisch zijn worden de ladingen onderling opgeheven. Het molecuul is dan apolair. Als een molecuul niet symmetrisch is worden de ladingen niet opgeheven en krijg je een polair molecuul. Dit molecuul is niet symmetrisch, er wordt niet overal even hard getrokken aan het Ge-atoom. Hierdoor kan er een verschil in lading ontstaan tussen de F-atomen en het Ge-atoom en is er spaken van polariteit.

Bij dit molecuul is er wel symmetrie. Van alle kanten wordt aan het B-atoom getrokken. De F-atomen trekken allemaal even hard. Hierdoor is er geen verschil in lading en is er dus een apolair molecuul.
 

Oefening
  1. Is methaan ( CH4 ) een polair of een apolair molecuul?
  2. Is trichloormethaan ( CHCl3 ) een polair of een apolair molecuul?

Slide 15 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

  1. Teken eerst de structuurformule van methaan. Je kan zien dat er symmetrie is. Aan alle kanten van het C-atoom zit een H-atoom. Dit is dus een apolair molecuul.
  2. Teken eerst de structuurformule van trichloormethaan. Je kan zien dat er aan drie kanten Cl zit en aan één kant H. Er is dus geen symmetrie en dit molecuul is dus polair.

Slide 16 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

Krachten

Slide 17 - Diapositive

Cet élément n'a pas d'instructions

Vanderwaalsbinding
  • Zwakke binding tussen moleculen
  • Hoe groter het molecuul, hoe sterker de binding


  • Molecuulmassa: Grotere moleculen wegen meer en trekken elkaar sterker aan 
HOE?

Slide 18 - Diapositive

De vanderwaalsbinding is een zwakke binding tussen moleculen, in plaats van atomen. Tussen grotere moleculen zijn de vanderwaalsbindingen groter dan tussen kleinere moleculen. De sterkte van de binding hangt dus af van de grootte van het molecuul. Hierbij gaat het vooral om de molecuulmassa: grotere moleculen wegen meer, en trekken elkaar dus sterker aan. Omdat de vanderwaalsbinding gaat om interacties tussen moleculen, hangt het kookpunt van een stof vaak af van de vanderwaalsbindingen. Let hierbij wel goed op, want er kunnen ook nog andere interacties meespelen (zoals waterstofbruggen).

Slide 19 - Vidéo

Cet élément n'a pas d'instructions

Waterstofbrug
  • Binding tussen moleculen
Binding die gevormd kan worden bij aanwezigheid van bepaalde groepen:
  •  OH- groepen
  • NH- groepen

Slide 20 - Diapositive

Een waterstofbrug is een binding tussen bepaalde groepen in een molecuul. Deze binding kan voorkomen tussen verschillende moleculen, maar ook binnen een groot molecuul zoals een eiwit. Meestal wordt de waterstofbrug gevormd tussen -OH groepen. Wat er dan gebeurt is dat het H-atoom (wat een beetje positief geladen is) in de -OH groep wordt aangetrokken door het O-atoom (wat een beetje negatief geladen is) van de andere -OH groep. Deze binding is relatief sterk, vandaar ook dat water een hoog kookpunt heeft voor zo’n klein molecuul. Waterstofbruggen spelen ook een belangrijke rol bij hydrofiele en hydrofobe stoffen. Let op: een waterstofbrug is geen covalente binding, maar gebaseerd op elektrostatische interacties.
Waterstofbrug
  • Waterstofbruggen zijn veel sterker dan vanderwaalsbindingen tussen moleculen


  • Effect op de eigenschappen van stoffen
  • Bv. Hoger kookpunt
DUS

Slide 21 - Diapositive

Een waterstofbrug is een binding tussen bepaalde groepen in een molecuul. Deze binding kan voorkomen tussen verschillende moleculen, maar ook binnen een groot molecuul zoals een eiwit. Meestal wordt de waterstofbrug gevormd tussen -OH groepen. Wat er dan gebeurt is dat het H-atoom (wat een beetje positief geladen is) in de -OH groep wordt aangetrokken door het O-atoom (wat een beetje negatief geladen is) van de andere -OH groep. Deze binding is relatief sterk, vandaar ook dat water een hoog kookpunt heeft voor zo’n klein molecuul. Waterstofbruggen spelen ook een belangrijke rol bij hydrofiele en hydrofobe stoffen. Let op: een waterstofbrug is geen covalente binding, maar gebaseerd op elektrostatische interacties.

Slide 22 - Vidéo

Cet élément n'a pas d'instructions