Wasserstoffbrücken-Bindungen

Was sind Wasserstoffbrücken-Bindungen oder kurz Wasserstoff-Brücken oder noch kürzer H-Brücken?

Diese Art der Bindung gehört zu den intermolekularen Bindungen. Unter intermolekularen Bindungen versteht man Anziehungskräfte, die zwischen den einzelnen Molekülen eines Stoffes wirken, zum Beispiel zwischen zwei Pentanol-Molekülen.

Das Gegenteil von intermolekularen Bindungen sind die intramolekularen Bindungen. Diese sind viel stärker als die intermolekularen und halten die Atome eines Moleküls zusammen. Solche intramolekularen Bindungen bezeichnet man daher auch als Atombindungen (weil sie Atome zusammenhalten) oder als Elektronenpaarbindungen (weil sie die Atome mit Hilfe von zwei Elektronen zusammenhalten). Eine andere Bezeichnung hierfür ist auch kovalente Bindung.

Bei den intermolekularen Bindungen gibt es genau drei Typen. Die schwächste dieser schwachen Bindungen ist die van-der-Waals-Bindung, gefolgt von der Dipol-Dipol-Bindung. Die Wasserstoffbrücken-Bindung ist die stärkste der intermolekularen Bindungen, und auf diesen Bindungstyp gehen wir auf dieser Seite näher ein.

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 zu sich hin, so dass das H-Atom eine starke positive Teilladung trägt, es ist positiv polarisiert, sagt man. Dieses positiv polarisierte H-Atom wird nun von elektronegativen Atomen anderer Moleküle angezogen: Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor.

Wenn das alles so wäre, wie eben beschrieben, hätten wir eigentlich nur eine recht starke Dipol-Dipol-Anziehung vorliegen. Eine H-Brücke ist aber noch mehr als eine simple elektrostatische Anziehung zwischen zwei Dipolen.

Der sogenannte H-Brücken-Akzeptor, das ist das eben erwähnte elektronegative Sauerstoff-, Stickstoff- oder Fluor-Atom, muss über ein freies Elektronenpaar verfügen. Das H-Atom des H-Brücken-Donators kann sich jetzt von seinem Molekül mehr oder weniger frei machen, es muss allerdings die beiden Bindungselektronen zurücklassen. Als Proton setzt sich das H-Atom dann in die Kugelwolke des Akzeptors mit dem freien Elektronenpaar.

Wasserstoffbrücken-Bindung
Autor: Ulrich Helmich 2022, Lizenz: siehe Seitenende

Dieser Vorgang ist aber nicht von Dauer. Kurze Zeit später - und wir sprechen hier von Bruchteilen von Mikrosekunden - gehört das H-Atom wieder zu dem H-Brücken-Donator-Molekül. Und wieder eine winzige Zeit später gehört das H-Atom erneut zum H-Brücken-Akzeptor-Molekül. Und so geht das ständig weiter. Das H-Atom gehört im Grunde beiden Molekülen zur Hälfte an, dem H-Brücken-Donator und dem H-Brücken-Akzeptor. Diesen interessanten Zustand bezeichnet man dann als H-Brücke oder Wasserstoffbrücken-Bindung.

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).

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: