Helmichs Chemie-Lexikon

Wasserstoffbrücken-Bindungen

Klassische Definition

Zunächst einmal die "klassische" Definition dieses wichtigen Begriffs. Danach ist die Wasserstoffbrücken-Bindung eine Spezialform der Dipol-Dipol-Wechselwirkung:

"An especially strong kind of dipole–dipole attraction is hydrogen bonding, in which a hydrogen atom serves as a bridge between two electronegative atoms, holding one by a covalent bond and the other by purely electrostatic forces" [2].

Ein H-Atom ist also mit einem besonders elektronegativen Atom wie Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor kovalent verbunden, und das elektronegative Atom zieht die beiden Bindungselektronen ziemlich stark zu sich hin, so dass das H-Atom quasi "nackt" vorliegt, mehr oder weniger als Proton. Diese nun leicht zugängliche positive Ladung zieht nun elektronegative Atome anderer Moleküle an: Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor.

Die Stärke einer H-Brücke liegt bei ca. 20 kJ/mol, das ist nicht sehr viel im Vergleich zu den 200 bis 400 kJ/mol einer normalen kovalenten Bindung, aber immer noch mehr als die Bindungsstärke von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen oder gar den sehr schwachen London-Kräften (in vielen Schulbüchern als van-der-Waals-Kräfte bezeichnet).

van-der-Waals-Wechselwirkung

Die van-der-Waals-Wechselwirkung umfassen die Keesom-Wechselwirkungen, die Debye-Wechselwirkungen und die London-Wechselwirkungen. Wer Näheres darüber wissen möchte, geht am besten auf diese Lexikon-Seite.

Moderne Definition

Bevor wir zu der etwas moderneren, allerdings auch recht abstrakten Definition des Begriffs Wasserstoffbrücken-Bindung kommen, betrachten wir doch einmal die folgende Abbildung:

Sie sehen auf dem Bild eine Reihe von Wasser-Molekülen, außerdem ist ein Hydroxid-Ion OH- in dem Bild "versteckt". Die Moleküle sind nach dem Kugelwolkenmodell gezeichnet worden, allerdings sind die Kugelwolken auf der Zeichnung nicht tetraedrisch-räumlich angeordnet, sondern planar - der Übersichtlichkeit wegen.

Achten Sie nun auf die beiden grünen Pfeile. Im linken Bild "gehört" das H-Atom zu dem rot gezeichneten Wasser-Molekül. Im rechten Bild dagegen "gehört" das gleiche H-Atom zu dem "darunter" liegenden blau gezeichneten Wasser-Molekül. Ohne dass sich hier irgendein Molekül oder Atom bewegt hat, hat das H-Atom quasi seine Position gewechselt. Genauer gesagt, es hat nur seine Zugehörigkeit gewechselt. Mit dem Kugelwolkenmodell kann man diesen Wechsel der Zugehörigkeit gut erklären.

Auch die anderen H-Atome können ihre Zugehörigkeit wechseln. Die freien Elektronenpaare der O-Atome spielen dabei eine entscheidende Rolle. Mal gehört ein H-Atom zu diesem Wasser-Molekül, dann wieder zu jenem, und so weiter und so fort.

Genau diese Tatsache ist auch für die hohe Ionenleitfähigkeit von Oxonium- und Hydronium-Ionen in wässriger Lösung verantwortlich (siehe Grotthuß-Mechanismus).

Diese chemische Bindung wird als Wasserstoffbrücken-Bindung oder kurz als H-Brücke bezeichnet. Eine H-Brücke kann teils als besonders starke Keesom-Wechselwirkung angesehen werden (in Schulbüchern als Dipol-Dipol-Wechselwirkung bekannt), teils als besonders schwache kovalente Bindung. Der Kovalenzanteil liegt bei 10% [3]. Dieser Kovalenzanteil führt aber dazu, dass H-Brücken die "stärksten der schwachen chemischen Bindungen" sind.

Zur Erinnerung: Schwache chemische Bindungen sind die van-der-Waals-Kräfte (Keesom-, Debye- und London-Wechselwirkungen) und die H-Brücken. Starke chemische Bindungen dagegen sind die Ionenbindung, die metallische Bindung und die kovalente Bindung bzw. Elektronenpaarbindung.

Wann bilden sich H-Brücken?

Damit eine H-Brücke zustande kommt, müssen ein H-Brücken-Donator und ein H-Brücken-Akzeptor zusammenkommen [4].

H-Brücken-Donator:

Ein Wasserstoff-Atom, das an ein stark elektronegatives Atom kovalent (und polar) gebunden ist. Es gibt drei H-Brücken-Donatoren, nämlich -O-H, -N-H und -F-H.

H-Brücken-Akzeptor:

Ein elektronegatives Atom mit mindestens einem freien Elektronenpaar, also Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor. Dieses Atom muss kovalent durch eine Einfach- oder Doppelbindung an ein Atom mit geringerer Elektronegativität gebunden sein, zum Beispiel Kohlenstoff.

Die Elektronegativität von Chlor (2,83) reicht nicht für die Bildung einer H-Brücke aus, also ist -Cl-H kein H-Brücken-Donator und Cl-C- kein H-Brücken-Akzeptor.

Beispiele für mögliche H-Brücken:

Quellen:

  1. Römpp Chemie-Lexikon, 9. Auflage 1992
  2. R. T. Morrison, R. N. Boyd, S. K. Bhattacharjee: Organic Chemistry. 7. Auflage, Dorling Kindersley 2011.
  3. Nelson, Cox. LEHNINGER Principles of Biochemistry. Macmillan Learning, New York 2021.
  4. Peter Huy, Vorlesung Organische Chemiem Teil 21 (Uni Rostock).