Levensmiddelenchemie II - Les 2

• Levensmiddelenchemie
• MBO
• Studiejaar 2,3

Levensmiddelenchemie II - Les 2

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?

Onderwerpen die tijdens levensmiddelenchemie aan bod komen:

"Als 

productontwikkelaar 

is kennis van 

grondstoffen en ingrediënten

 essentiëel"

Productontwikkelaar Lars: 

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
  

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 - vervolg

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!

Verschillende soorten bindingen en krachten

Bindingen

• Atoombinding

- Polaire binding

- Apolaire binding

• Ionbinding

Krachten

• vanderWaalsbinding
• waterstofbruggen

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

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 

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).

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

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

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?

Uitwerking

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.

Elektronegativiteit en polariteit

Een polaire atoombinding is een atoombinding waarbij het verschil in elektronegativiteit (Δ EN) tussen de twee atomen ongeveer 0,4 is. 

Elektronegativiteit is een getal dat aangeeft hoe sterk een atoom elektronen aantrekt. Hoe groter de elektronegativiteit, hoe sterker een atoom elektronen aantrekt.

aljevragen.nl

www.scheikundeinbedrijf.nl

Elektronegativiteit en polariteit

Hoe zit dit?

1. Zoek de elektronegativiteit van beide atomen op in de BINAS tabel 40A

2. Teken het molecuul

Welke conclusie trek je?

CO2

Krachten

Vanderwaalsbinding

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

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

HOE?

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).

Waterstofbrug

• Binding tussen moleculen

Binding die gevormd kan worden bij aanwezigheid van bepaalde groepen:

•  OH- groepen
• NH- groepen

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

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.