Glossar Bindungen

Glossar Bindungen ©EGB 10/2001

Aminogruppe Aminogruppe -NH_{2;
Amine}

antibindendes MO Bildet man die Differenz der beiden Atomorbitale entsteht ein antibindendes MO, das energetisch höher liegt, als die Summe der beiden Atomorbitale.

Antioxidantien Stoffe, die Radikale vernichten, bzw. ihnen ein Elektron zur Absätigung überlassen

bindendes MO bindendes Moelkülorbital: Bildet man die Summe der Orbitale (Schrödinger-Gleichung) entsteht ein bindendes MO, das energetisch niedriger liegt als die Summe der isolierten Atomorbitale.

Carboxylgruppe COOH-Gruppe (organ. Säuren)

Delokalisierung Elektronen haben über mehrere Atome Platz haben, sich zu bewegen

Dipol Moleküle, die Ladungsschwerpunkte besitzen, entsteht bei Molekülen mit Bindung zwischen unterschiedlich elektronegativen Atomen (polare Atombindung)

Dipolmoment Das Dipolmoment (m) mißt in einem neutralen Molekül die Stärke der Ladungstrennung als Vektoraddition und ist definiert als das Produkt aus der Ladung und dem Abstand von positiver und negativer Ladung und hat die Einheit Debye (D).

Elektronegativität Darunter versteht man die Fähigkeit eines Atoms in einer Elektronenpaarbindung Elektronen anzuziehen.

Elektronenpaarbindung Bindung zwischen Nichtmetallatomen. Zwischen den Atomkernen befinden sich bindende Elektronenpaare. Jedes Elektron dieser Paare wird von beiden Kernen angezogen.( = kovalente Bindung = Atombindung)

Elektronenspin- Resonanz-Spektroskopie (ESR) spektroskopischen Technik der Elektronenspin- Resonanz-Spektroskopie (ESR) kann man freie Radikale messen. Dabei werden Energieunterschiede des Spins festgestellt, die dabei auftreten, wenn ein ungepaartes Elektron in Wechselwirkung mit einem magnetischen Feld tritt.

Energieniveauschema Schema zur Darstellung von bindenden und antibindenden MOs

Entropie Grad der Unordnung

Fenton-Reaktion In Gegenwart von Eisenionen (Fe²⁺) bildet sich aus H₂O₂ das gefährliche Hydroxil-Radikal (OH·)

funktionelle Gruppen meist polare Atomguppen, die den Molekülen eine bestimmte Eigenschaft oder Reaktionsfähigkeit verleihen. Nach ihnen erfolgt die Einteilung der organischen Stoffe

Grenzstrukturen Extremzustände bei einem delokalisierten Elektronensystem, z.B. HNO₃

Halit Kochsalz kommt weltweit als rosafarbenes Mineral Halit vor. Die rosa Farbe kommt von dem Bakterium Halobakterium, das in dem Salz lebt.

Hybridisierung Vermischung von Orbitalen; Addition von meist s und p-Orbitalen zu Hybridorbitalen mit neuer Geometrie

Hydrathülle Hülle von Wassermolekülen um ein gelöstes Teilchen

induzierter Dipol kurzzeitiger Dipol; tritt auf durch Bewegung der Elektronen im Atom

Ionenbindung Bindung zwischen den Ionen in einem Ionengitter; Verbindung von Metallen mit Nichtmetallen

Kapillareffekt Hochsaugen von polaren Flüssigkeiten in engen Röhren

koordinative Bindung Die Koordinative Bindung wird auch als spezielle kovalente Bindung bezeichnet. Sie entsteht durch Besetzung ungefüllter Zentralatom- Orbitale mit Elektronenpaaren der Liganden. Die räumliche Anordnung wird durch den Hybridisierungstyp des Zentralatoms bestimmt.

Koordinationszahl Die Anzahl der gebundenen Liganden bei der Komplexbindung wird durch die Koordinationszahl wiedergegeben.

Kollagen Bindegewebsprotein in der Unterhaut; ist für Festigkeit der Haut verantwortlich

kubisches Kristallsystem z. B. in NaCl. Dabei sind die kleineren Natrium-Kationen zwischen die größeren Chloridanionen gelagert (Würfelförmig)

Ladungsschwerpunkt Partialladung; entsteht an einem Molekül durch unterschiedliche Ladungsverteilung

Lewis-Formel Elektronenschreibweise bei der man man die Anzahl der Außenelektronen eines Atoms oder Ions in Form von Punkten um das Elementsymbol angibt.

Meniskus Gewölbter, zum Rand des Gefäßes nach ober gerichteter Flüssigkeitsspiegel

Mesomerie=(Resonanz) Elektronenkonfiguration mit delokalisierten Elektronen

Metallbindung Bindung von Metallatomen untereinander

Micelle blasenartige Zusammenlagerung hydrophober Moleküle (Emulgatoren) in Wasser

Mohs´sche Härteskala dabei ritzt jedes aufgeführte Material das vor ihm stehende und wird vom nachstehenden geritzt; relative Härteskala

MO-Theorie Molekül-Orbital-Theorie. Bei der Bindung zwischen zei Nichtmetallatomen überlappen sich die Atomorbitale zum Molekülorbital (=MO)

Oberflächenspannung Wassermoleküle ziehen sich wegen ihrer Polarität stark an. Moleküle tief innerhalb eines Wassertropfens werden symmetrisch von jedem Nachbarmolekül angezogen. Moleküle an der Tröpfchenoberfläche haben auf einer Seite keine Nachbarn, sodaß die Nettokraft der Anziehung ins Zentrum gerichtet ist. Dadurch wölbt sich die Oberfläche, man spricht von Oberflächenspannung.

Oktett-Regel Atome geben so viele Elektronen ab bzw. nehmen auf bis sie eine Außenschale (nach Bohr) mit 8 Elektronen haben (Ausnahme Wasserstoff: 2 Elektronen)

Oxidation Reaktion unter Abgabe von Elektronen

Pi-Bindung Atombindung (Überlappung der Orbitale seitlich der Kern-Kern-Verbindungsachse)

Radikal Als Radikale (= freie Radikale) bezeichnet man Atome, Moleküle oder Ionen mit einem ungepaarten Elektron in einem Orbital.

Reduktion Reaktion unter Aufnahme von Elektronen

Retinol Vitamin A, Antioxidanz

Röntgenstrukturanalyse Untersuchungsmethode, bei der Kristalle von Stoffen geröntgt werden um die genaue räuümliche Struktur zu bestimmen

Sigma-Bindung Atombindung(MO-Bildung) um die Kern-Kernverbindungsachse

Singulattzustand Moleküle deren Elektronenspin der Außenelektronen antiparallel ist ( ) sind im Singulettzustand.

Superoxid-Radikal Normalerweise verbinden sich 2 Sauerstoffatome zu einem Sauerstoffmolekül mit einer Doppelbindung. Manchmal nimmt nun ein solches Sauerstoffmolekül ein Elektron auf und wird zum Superoxid-Radikal

Triplettzustand Moleküle, deren Elektronenspin der Außenelektronen parallel sind ( ) sind im Triplettzustand

van der Waals-Kräfte treten als Folge induzierter Dipole zwischen unpolaren Molekülen auf, Dre Bindungsabstand heißt van der Waals-Radius

VSEPR VSEPR-Theorie = Valence Shell Electron Pair Repulsion = Elektronenpaarabstoßungsmodell; jedes Molekül ist durch eine bestimmteMolekülgeometrie charakterisiert, die auf der maximalen Abstoßung der Elektronen beruht

Wasserstoffbrückenbindungen "unechte" Bindungen zwischen polaren Atomgruppen mit H-Atom

zwischenmolekulare Kraft Wasserstoffbrücken zwischen polaten Molekülen oder van der Waalskräfte zwischen unpolaren Molekülen

Aminogruppe	Aminogruppe -NH_{2; Amine}
antibindendes MO	Bildet man die Differenz der beiden Atomorbitale entsteht ein antibindendes MO, das energetisch höher liegt, als die Summe der beiden Atomorbitale.
Antioxidantien	Stoffe, die Radikale vernichten, bzw. ihnen ein Elektron zur Absätigung überlassen
bindendes MO	bindendes Moelkülorbital: Bildet man die Summe der Orbitale (Schrödinger-Gleichung) entsteht ein bindendes MO, das energetisch niedriger liegt als die Summe der isolierten Atomorbitale.
Carboxylgruppe	COOH-Gruppe (organ. Säuren)
Delokalisierung	Elektronen haben über mehrere Atome Platz haben, sich zu bewegen
Dipol	Moleküle, die Ladungsschwerpunkte besitzen, entsteht bei Molekülen mit Bindung zwischen unterschiedlich elektronegativen Atomen (polare Atombindung)
Dipolmoment	Das Dipolmoment (m) mißt in einem neutralen Molekül die Stärke der Ladungstrennung als Vektoraddition und ist definiert als das Produkt aus der Ladung und dem Abstand von positiver und negativer Ladung und hat die Einheit Debye (D).
Elektronegativität	Darunter versteht man die Fähigkeit eines Atoms in einer Elektronenpaarbindung Elektronen anzuziehen.
Elektronenpaarbindung	Bindung zwischen Nichtmetallatomen. Zwischen den Atomkernen befinden sich bindende Elektronenpaare. Jedes Elektron dieser Paare wird von beiden Kernen angezogen.( = kovalente Bindung = Atombindung)
Elektronenspin- Resonanz-Spektroskopie (ESR)	spektroskopischen Technik der Elektronenspin- Resonanz-Spektroskopie (ESR) kann man freie Radikale messen. Dabei werden Energieunterschiede des Spins festgestellt, die dabei auftreten, wenn ein ungepaartes Elektron in Wechselwirkung mit einem magnetischen Feld tritt.
Energieniveauschema	Schema zur Darstellung von bindenden und antibindenden MOs
Entropie	Grad der Unordnung
Fenton-Reaktion	In Gegenwart von Eisenionen (Fe²⁺) bildet sich aus H₂O₂ das gefährliche Hydroxil-Radikal (OH·)
funktionelle Gruppen	meist polare Atomguppen, die den Molekülen eine bestimmte Eigenschaft oder Reaktionsfähigkeit verleihen. Nach ihnen erfolgt die Einteilung der organischen Stoffe
Grenzstrukturen	Extremzustände bei einem delokalisierten Elektronensystem, z.B. HNO₃
Halit	Kochsalz kommt weltweit als rosafarbenes Mineral Halit vor. Die rosa Farbe kommt von dem Bakterium Halobakterium, das in dem Salz lebt.
Hybridisierung	Vermischung von Orbitalen; Addition von meist s und p-Orbitalen zu Hybridorbitalen mit neuer Geometrie
Hydrathülle	Hülle von Wassermolekülen um ein gelöstes Teilchen
induzierter Dipol	kurzzeitiger Dipol; tritt auf durch Bewegung der Elektronen im Atom
Ionenbindung	Bindung zwischen den Ionen in einem Ionengitter; Verbindung von Metallen mit Nichtmetallen
Kapillareffekt	Hochsaugen von polaren Flüssigkeiten in engen Röhren
koordinative Bindung	Die Koordinative Bindung wird auch als spezielle kovalente Bindung bezeichnet. Sie entsteht durch Besetzung ungefüllter Zentralatom- Orbitale mit Elektronenpaaren der Liganden. Die räumliche Anordnung wird durch den Hybridisierungstyp des Zentralatoms bestimmt.
Koordinationszahl	Die Anzahl der gebundenen Liganden bei der Komplexbindung wird durch die Koordinationszahl wiedergegeben.
Kollagen	Bindegewebsprotein in der Unterhaut; ist für Festigkeit der Haut verantwortlich
kubisches Kristallsystem	z. B. in NaCl. Dabei sind die kleineren Natrium-Kationen zwischen die größeren Chloridanionen gelagert (Würfelförmig)

Ladungsschwerpunkt	Partialladung; entsteht an einem Molekül durch unterschiedliche Ladungsverteilung
Lewis-Formel	Elektronenschreibweise bei der man man die Anzahl der Außenelektronen eines Atoms oder Ions in Form von Punkten um das Elementsymbol angibt.
Meniskus	Gewölbter, zum Rand des Gefäßes nach ober gerichteter Flüssigkeitsspiegel
Mesomerie=(Resonanz)	Elektronenkonfiguration mit delokalisierten Elektronen
Metallbindung	Bindung von Metallatomen untereinander
Micelle	blasenartige Zusammenlagerung hydrophober Moleküle (Emulgatoren) in Wasser
Mohs´sche Härteskala	dabei ritzt jedes aufgeführte Material das vor ihm stehende und wird vom nachstehenden geritzt; relative Härteskala
MO-Theorie	Molekül-Orbital-Theorie. Bei der Bindung zwischen zei Nichtmetallatomen überlappen sich die Atomorbitale zum Molekülorbital (=MO)
Oberflächenspannung	Wassermoleküle ziehen sich wegen ihrer Polarität stark an. Moleküle tief innerhalb eines Wassertropfens werden symmetrisch von jedem Nachbarmolekül angezogen. Moleküle an der Tröpfchenoberfläche haben auf einer Seite keine Nachbarn, sodaß die Nettokraft der Anziehung ins Zentrum gerichtet ist. Dadurch wölbt sich die Oberfläche, man spricht von Oberflächenspannung.
Oktett-Regel	Atome geben so viele Elektronen ab bzw. nehmen auf bis sie eine Außenschale (nach Bohr) mit 8 Elektronen haben (Ausnahme Wasserstoff: 2 Elektronen)
Oxidation	Reaktion unter Abgabe von Elektronen
Pi-Bindung	Atombindung (Überlappung der Orbitale seitlich der Kern-Kern-Verbindungsachse)
Radikal	Als Radikale (= freie Radikale) bezeichnet man Atome, Moleküle oder Ionen mit einem ungepaarten Elektron in einem Orbital.
Reduktion	Reaktion unter Aufnahme von Elektronen
Retinol	Vitamin A, Antioxidanz
Röntgenstrukturanalyse	Untersuchungsmethode, bei der Kristalle von Stoffen geröntgt werden um die genaue räuümliche Struktur zu bestimmen
Sigma-Bindung	Atombindung(MO-Bildung) um die Kern-Kernverbindungsachse
Singulattzustand	Moleküle deren Elektronenspin der Außenelektronen antiparallel ist ( ) sind im Singulettzustand.
Superoxid-Radikal	Normalerweise verbinden sich 2 Sauerstoffatome zu einem Sauerstoffmolekül mit einer Doppelbindung. Manchmal nimmt nun ein solches Sauerstoffmolekül ein Elektron auf und wird zum Superoxid-Radikal
Triplettzustand	Moleküle, deren Elektronenspin der Außenelektronen parallel sind ( ) sind im Triplettzustand
van der Waals-Kräfte	treten als Folge induzierter Dipole zwischen unpolaren Molekülen auf, Dre Bindungsabstand heißt van der Waals-Radius
VSEPR	VSEPR-Theorie = Valence Shell Electron Pair Repulsion = Elektronenpaarabstoßungsmodell; jedes Molekül ist durch eine bestimmteMolekülgeometrie charakterisiert, die auf der maximalen Abstoßung der Elektronen beruht
Wasserstoffbrückenbindungen	"unechte" Bindungen zwischen polaren Atomgruppen mit H-Atom
zwischenmolekulare Kraft	Wasserstoffbrücken zwischen polaten Molekülen oder van der Waalskräfte zwischen unpolaren Molekülen