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2025-08-09T13:21:27Z

Gramm.

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{| class="wikitable float-right" style="text-align:center; width:32%;"
|- class="hintergrundfarbe6"
| Wasserstoffbrückenbindung
|-
| [[Datei:H-Bruecke-delta.svg|150px|Wasserstoffbrückenbindung zwischen zwei Wassermolekülen]]
|-
| Die Wasserstoffbrückenbindung zwischen zwei Wassermolekülen; die beteiligten Atome sind '''blau''', die eigentliche ''Brückenbindung'' '''blau gepunktet''' dargestellt.
|}

Die '''Wasserstoffbrückenbindung''', '''Wasserstoffbrücke''' oder '''H-Brücke''', gehört zu den ''[[Zwischenmolekulare Kräfte|intermolekularen Anziehungskräften]]'' zwischen einem [[Kovalente Bindung|kovalent]] gebundenen [[Wasserstoffatom]] und einem [[Freies Elektronenpaar|freien Elektronenpaar]] eines Atoms, das sich in einer Atomgruppierung befindet. Die Wechselwirkung tritt nur dann auf, wenn das anziehende Atom in der Atomgruppierung [[Elektronegativität|elektronegativer]] ist als Wasserstoff.

Die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen sind bei Wasserstoffbrückenbindung stärker ausgeprägt als bei anderen intermolekularen Kräften ([[Nebenvalenzbindung]]en). Da sie jedoch in der Regel deutlich unter der Stärke einer [[Chemische Bindung|chemischen Bindung]] ([[kovalente Bindung]], [[ionische Bindung]]) liegen, wird im Folgenden anstelle von Wasserstoffbrücken''bindung'' der Begriff ''Wasserstoffbrücke'' bevorzugt.

Wasserstoffbrücken zwischen [[Molekül]]en führen zu einem – im Verhältnis zur [[Molmasse]] – erhöhten [[Schmelzpunkt|Schmelz-]] und [[Siedepunkt]] der betreffenden Verbindung. Solche Wechselwirkungen innerhalb großer Moleküle, z. B. [[Peptide]]n, oder zwischen kleineren Molekülen, z. B. [[Nucleinsäuren]], bestimmen dann die Struktur dieser Moleküle.

== Entdeckung ==
Das Konzept der Wasserstoffbrücken wurde erstmals 1919 von [[Maurice L. Huggins]]<ref>Huggins, 50 Jahre Theorie der Wasserstoffbrückenbindung, Angewandte Chemie, Band 83, 1971, S. 163–168. Er nimmt darin für sich in Anspruch, das Konzept als Erster eingeführt zu haben, in seiner Abschlussarbeit in Anorganischer Chemie für Fortgeschrittene in Berkeley 1919. Als Unterstützung führt er seinen Lehrer [[Gilbert Newton Lewis]], ''Valence and the Structure of Atoms and Molecules'', New York, 1923, S. 109 an, der dies bestätigt ''(The idea was first suggested by Dr. M. L. Huggins and was also advanced by Latimer and Rodebush)''. Huggins veröffentlichte darüber aber erst 1922 (Science, Band 55, 1922, S. 459, Phys. Rev., Band 19, 1922, S. 346, J. Phys. Chem., Band 26, 1922, S. 601). Latimer und Rodebush selbst verweisen auf Huggins in ihrer Originalarbeit (J. Am. Chem. Soc., Band 42, 1920, S. 1419). Huggins, Latimer und Rodebush waren Kollegen in Berkeley.</ref> und 1920 von [[Wendell Mitchell Latimer]] und [[Worth H. Rodebush]] zur Erklärung der hohen [[Dielektrizitätskonstante]] von Wasser beschrieben.<ref>{{Literatur |Autor=Wendell M. Latimer, Worth H. Rodebush |Titel=Polarity and Ionization from the Standpoint of the Lewis Theory of Valence |Sammelwerk=Journal of the American Chemical Society |Band=42 |Datum=1920 |Seiten=1419–1433 |Online=[https://www.chemteam.info/Chem-History/Hydrogen-Bond-1920/Hydrogen-Bond-1920.html Volltext] |DOI=10.1021/ja01452a015}}</ref>

== Struktur der Bindung ==
[[Datei:Methanol Hydrogen Bridge V.2.svg|mini|hochkant=1.1|In flüssiger und fester Phase existieren zwischen den einzelnen [[Methanol]]-Molekülen gestrichelt '''blau''' gezeichnete Wasserstoffbrückenbindungen.]]
[[Datei:Acetic Acid Hydrogenbridge V.2.svg|mini|hochkant=1.1|[[Assoziation (Chemie)|Dimeres Assoziat]] der [[Essigsäure]] durch hier gestrichelt '''blau''' gezeichnete Wasserstoffbrückenbindungen.]]

Wasserstoffbrücken liegen vor, wenn zwei [[funktionelle Gruppe]]n über [[Wasserstoff]]atome in Wechselwirkung stehen. Dabei ist es unerheblich, ob die Bindung zwischen zwei [[Molekül]]en oder zwei entfernten Abschnitten eines – meist großen – Moleküls vorliegt. Man unterscheidet bei den funktionellen Gruppen zwischen dem ''Protonendonator'' (auch: ''Donor'', ''Donator'') und dem ''Protonenakzeptor''. Der Donator ist ein [[Elektronegativität|elektronegatives]] [[Atom]] (z. B. [[Stickstoff]], [[Sauerstoff]] oder [[Fluor]]), an das ein Wasserstoffatom [[Kovalente Bindung|kovalent]] gebunden ist. Der Akzeptor ist ein beliebiges anderes Atom mit [[Einsames Elektronenpaar|freien Elektronenpaaren]]. Die Bindung des Wasserstoffatoms zum Akzeptor ist in der Regel schwächer (länger) und wird als punktierte Linie symbolisiert. Im Allgemeinen stellt man ein solches System wie folgt dar:

: <math>\mathrm{R^1\mathord-X\mathord-H \cdots |Y\mathord-R^2 }</math>.

Bestimmte funktionelle Gruppen können gleichzeitig als Donator und Akzeptor agieren. Ein einfaches Beispiel ist die Wasserstoffbrücke zwischen Wassermolekülen. Hier sind X und Y Sauerstoffatome:

: <math>\mathrm{HO\mathord-H\cdots \vert \overline{O}H_2 \ }</math>.

Durch die [[Elektronegativitätsdifferenz]] der kovalent gebundenen Atome und durch die Wasserstoffbrücken selbst bilden sich [[Partialladung|Teilladungen]] aus. Eine positive Teilladung (δ+) sitzt am Wasserstoffatom der Wasserstoffbrücke und negative Teilladungen (δ−) sitzen am Donator X und am Akzeptor Y.

: <math>\mathrm{R^1\mathord-X ^{\delta ^-} \mathord-H ^{\delta ^+} \cdots |Y^{\delta ^-} \mathord-R^2 \ }</math>

Die Atome X–H…|Y sind häufig linear angeordnet (Bindungswinkel nahe 180°) und man kann die Bindung als [[2-Elektronen-3-Zentren-Bindung]] betrachten. Die Bindung ist also nicht nur elektrostatisch ([[Ionische Bindung|ionisch]]), selbst der schwache H…|Y-Bindungsteil hat eine Wirkungsrichtung, ähnlich wie kovalente Bindungen sie haben. Die Ausrichtung der freien Elektronenpaare des Akzeptors Y lenkt den Winkel zwischen H…|Y–R2, der daher meist nicht linear ist.

Eine Wasserstoffbrücke kann man als einen „gefrorenen“ Teilschritt eines [[Protolyse|Protonentransfers]] betrachten. Die Stärke der Bindung steigt mit der [[Säurekonstante]]n von R–X–H und der [[Basenkonstante]]n von |Y–R. Bei einer Wasserstoffbrücke zwischen einem [[Oxoniumion]] (H3O+) und einem Wassermolekül bildet sich ein Dimer H(OH2)2+ mit starker Bindung, bei dem die beiden Bindungen des verbrückenden H-Atoms gleich lang sind:

: <math>\mathrm{H_2O \mathord-H \mathord-OH_2^+ }</math> mit 138 kJ/mol.

Liegen Wasserstoffbrücken zwischen schwer polarisierbaren Bindungspartnern mit schwachem Säure-Base-Verhalten vor, sind die H-Brücken sehr schwach und ungerichtet. In diesem Fall wird die Stärke der Wechselwirkung von [[Van-der-Waals-Kräfte]]n bestimmt.

== Klassifizierung von Wasserstoffbrückenbindungen ==
[[Datei:1,4-glycosidic Cellulose V1.svg|mini|450px|1,4-Glycosidische Verknüpfung in [[Cellulose]], ausgewählte Wasserstoffbrücken sind '''blau gestrichelt'''.]]
George A. Jeffrey<ref>{{Literatur |Autor=George A. Jeffrey |Titel=An Introduction to Hydrogen Bonding |Verlag=Oxford University Press |Datum=1997 |ISBN=0-19-509549-9}}</ref> hat eine Klassifikation bezüglich der [[Bindungsenergie|Stärke]] von Wasserstoffbrücken eingeführt.
* ''Starke Bindungen'' (63–167 kJ/mol): Beispielsweise die Wasserstoffbrücken von [[Fluorwasserstoff]]
* ''Mittlere Bindungen'' (17–63 kJ/mol): Beispielsweise die Wasserstoffbrücken in Wasser oder in [[Kohlenhydrate]]n
* ''Schwache Bindungen'' (< 17 kJ/mol): Beispielsweise C–H···O-Wasserstoffbrücken in Proteinen<ref>{{Literatur |Autor=Lin Jiang, Luhua Lai |Titel=CH⋯O Hydrogen Bonds at Protein-Protein Interfaces |Sammelwerk=Journal of Biological Chemistry |Band=277 |Nummer=40 |Datum=2002 |Seiten=37732–37740 |DOI=10.1074/jbc.M204514200}}</ref>

== Auswirkungen von Wasserstoffbrückenbindungen ==
Wasserstoffbrücken als [[zwischenmolekulare Kräfte]] wirken zwischen Molekülen einer Verbindung oder der Verbindung mit [[Protisches Lösungsmittel|protischen Lösungsmitteln]] wie Wasser. Sie führen zu

* der Mischbarkeit von kurzkettigen [[Alkohole]]n mit Wasser und
* der guten Löslichkeit von Gasen wie [[Ammoniak]] in Wasser,
* der Wasserlöslichkeit von einfachen [[Saccharide]]n ([[Monosaccharide]], [[Disaccharide]]) und Polymeren wie [[Polyethylenglycol]],
* erhöhten Siede- und Schmelzpunkten sowie erhöhten [[Verdampfungsenthalpie]]n vieler Verbindungen, die [[Hydroxygruppe|Hydroxy-]] oder [[Aminogruppe]]n tragen.

:{| class="wikitable" style="width:30%; font-size:90%;"
|- class="hintergrundfarbe2"
| [[Datei:Sdp-H-Bruecke-Alkanole.svg|350px]]
| [[Datei:Sdp-H-Bruecke H2X.svg|350px]]
|- style="vertical-align:top"
| Vergleich der Siedepunkte und [[molare Masse]] ''M'' von [[Alkanole]]n und [[Alkane]]n: Alkanole haben im Vergleich zu Alkanen ähnlicher Masse einen höheren Siedepunkt.
| Vergleich der Siedepunkte und molare Massen von Wasserstoffverbindungen der [[Kohlenstoffgruppe|4. Hauptgruppe]] und der [[Chalkogene|6. Hauptgruppe]] der Elemente: Wasser hat einen auffällig hohen Siedepunkt. Bei [[Schwefelwasserstoff]] (H2S) sind die Wasserstoffbrückenbindungen schon sehr schwach und wirken kaum auf den Siedepunkt.
|}

=== Wasserstoffbrücken in Biomolekülen ===
Wasserstoffbrücken sind verantwortlich für die speziellen Eigenschaften vieler für Lebewesen wichtiger [[Biomolekül|Moleküle]]:

* [[Protein]]e: Stabilisierung von [[Sekundärstruktur]]elementen wie [[α-Helix]]<ref>{{Literatur |Autor=L. Pauling, R. B. Corey, H. R. Branson |Titel=The Structure of Proteins: Two Hydrogen-Bonded Helical Configurations of the Polypeptide Chain |Sammelwerk=[[Proceedings of the National Academy of Sciences]] |Datum=1951 |Seiten=205–211}}</ref> und [[β-Faltblatt]]<ref>{{Literatur |Autor=L. Pauling, R. B. Corey |Titel=Configurations of polypeptide chains with favored orientations of the polypeptide around single bonds: Two pleated sheets |Sammelwerk=[[Proceedings of the National Academy of Sciences]] |Band=37 |Datum=1951 |Seiten=729–740}}</ref>, sowie der [[Tertiärstruktur]] und [[Quartärstruktur]] (es treten bei Proteinen zusätzlich auch noch andere Bindungstypen auf).
* [[RNA]]: komplementäre [[Basenpaarung]] innerhalb von [[ncRNA]]-Molekülen oder zwischen RNA- und DNA-Molekülen.
* [[Desoxyribonukleinsäure|DNA]]: komplementäre [[Basenpaarung]] innerhalb der [[Doppelhelix]]; die beiden DNA-Stränge werden von den Wasserstoffbrückenbindungen zusammengehalten. Sie lassen sich jedoch (beim Kopiervorgang durch [[Helikasen]]) lösen („Reißverschluss“-Prinzip).
* [[Wirkstoff]]e: Die [[Affinität (Chemie)|Bindungsaffinität]] von Wirkstoffen an ihre [[Target (Biologie)|Zielstrukturen]] hängt maßgeblich von den gebildeten Wasserstoffbrücken ab.<ref>{{Literatur |Autor=M. A. Williams, J. E. Ladbury |Hrsg=H.-J. Böhm, G. Schneider |Titel=Hydrogen Bonds in Protein-Ligand Complexes |Sammelwerk=Protein-Ligand Interactions |Verlag=Wiley-VCH |Ort=Weinheim |Datum=2005 |ISBN=3-527-30521-1 |Seiten=137–161 |DOI=10.1002/3527601813.ch6}}</ref>

:{| class="wikitable" style="width:30%; font-size:90%;"
|- class="hintergrundfarbe2" style="text-align:center"
| [[Datei:Beta-Faltblatt.svg|rahmenlos|hochkant=1.5]]
| [[Datei:Base Pair GC Hydrogen Bridge V.1.svg|rahmenlos|hochkant=1.1]]
| [[Datei:Base Pair AT Hydrogen Bridge V.1.svg|rahmenlos|hochkant=1.1]]
|- style="vertical-align:top"
| Darstellung eines β-Faltblattes. R steht für den Rest der jeweiligen Aminosäure, Wasserstoffbrückenbindungen sind gestrichelt gezeigt.
| Das Basenpaar GC {[[Guanin]] (G) und [[Cytosin]] (C)} enthält drei gepunktet '''blau''' gezeichnete Wasserstoffbrückenbindungen.
| Das Basenpaar AT {[[Adenin]] (A) und [[Thymin]] (T)} enthält zwei gepunktet '''blau''' gezeichnete Wasserstoffbrückenbindungen.
|-
|}

=== Wasserstoffbrücken von Wasser ===
[[Datei:3D model hydrogen bonds in water.svg|mini|hochkant=1.1|Ideale Tetraederstruktur innerhalb eines Wasserclusters]]
[[Datei:Wasserstoffbrückenbindungen-Wasser.svg|mini|hochkant=1.1|links|Räumliche Vernetzung der Wassermoleküle]]

Durch die höhere [[Elektronegativität]] des Sauerstoffs mit 3,4 gegenüber der des Wasserstoffes mit 2,2 weist das Wassermolekül [[Partialladung]]en auf. Der Sauerstoff ist dadurch partiell negativ (δ−), die Wasserstoffatome partiell positiv (δ+). Die Wasserstoffbrücken bilden sich zwischen den unterschiedlichen Partialladungen aus.

Wasserstoffbrücken sind für eine Anzahl wichtiger Eigenschaften des [[Wasser]]s verantwortlich. Darunter sind der flüssige [[Aggregatzustand]] bei [[Normalbedingungen]], die [[Kohäsion (Chemie)|Kohäsion]], der relativ hohe [[Siedepunkt]] und die [[Wasser (Eigenschaften)#Dichte und Dichteanomalie|Dichteanomalie des Wassers]].

Die typische [[Bindungslänge]] von Wasserstoffbrücken in Wasser ist 0,18 nm. Es treten dabei zwei Typen von Bindungen auf. Sogenannte lineare Bindungen mit einem Bindungswinkel von 180° und nichtlineare 180° ± 20°, wobei die lineare Bindung überwiegt. Wohingegen ein rein tetraedrisches Netzwerk (Bindungswinkel 180°) zu jeweils 4 nächsten Nachbarn führen müsste (Koordinationszahl 4), ist die (durch [[Röntgenstreuung]]) gemessene [[Koordinationszahl]] unter Normalbedingungen 4,5. Bei abnehmender Dichte verringert sich dieses Ordnungsmaß (im Gegensatz zu einer Erhöhung der Koordinationszahl bei den meisten anderen Flüssigkeiten) auf 4 und damit auf den Wert für eine ideale tetraedrische Struktur.

Beim [[Verdampfen]] müssen die Wasserstoffbrücken getrennt werden; hierdurch erklärt sich der (im Vergleich zu anderen Substanzen) hohe Energieaufwand, um flüssiges Wasser von 100 [[Grad Celsius|°C]] in Dampf von 100 °C umzuwandeln (siehe [[Verdampfungsenthalpie]]).

== Intramolekulare Wasserstoffbrücken ==
[[Datei:Ricinolsäure cyclisch.svg|mini|Pseudocyclische Struktur der Ricinolsäure mit der '''blau''' gepunktet gezeichneten intramolekularen Wasserstoffbrückenbindung]]

Liegt im Molekül sowohl Donator als auch Akzeptor vor, kann es innerhalb des Moleküls zu einer Wasserstoffbrücke kommen, wie etwa bei der [[Ricinolsäure]]. Dort ist sowohl eine [[Hydroxygruppe]], als auch eine [[Carboxygruppe]] vorhanden. Eigentlich müsste die Hydroxygruppe den Schmelz- bzw. Siedepunkt erhöhen. Allerdings ist, da die Hydroxygruppe mit der Carboxygruppe eine Wasserstoffbrücke eingeht, der Siedepunkt der Ricinolsäure niedriger als der der [[Ölsäure]], deren fehlende Hydroxygruppe keine Brückenbildung ermöglicht. Die Carboxygruppe kann also nicht mehr in gleichem Ausmaß ''inter''molekulare Wasserstoffbrücken eingehen, als wenn die ''intra''molekulare Hydroxygruppe nicht vorhanden wäre. Auch die räumliche Struktur verändert sich; es entstehen aufgrund der Anziehungskräfte zwischen den [[Polarität (Chemie)|polaren]] Gruppen pseudocyclische Strukturen.

== Literatur ==
Allgemeine Lehrbücher
* [[Physikalische Chemie #Literatur]]
* [[Theoretische Chemie #Literatur]]

Spezielle Bücher
* {{Literatur
|Autor=George A. Jeffrey
|Titel=An Introduction to Hydrogen Bonding
|Verlag=Oxford University Press
|Datum=1997
|ISBN=0-19-509549-9}}
* {{Literatur
|Autor=George C. Pimentel, A.L. McClellan
|Titel=Hydrogen Bond
|Verlag=W. H. Freeman & Co
|Ort=San Francisco
|Datum=1960
|ISBN=0-7167-0113-8}}
* {{Literatur
|Autor=Anthony J. Stone, A. J. Stone
|Titel=The Theory of Intermolecular Forces
|Verlag=Oxford University Press
|Ort=Oxford
|Datum=1997
|ISBN=0-19-855883-X}}

== Weblinks ==
{{Commonscat|Water molecules|Wassermolekül}}

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Navigationsleiste Bindungsarten}}

{{Normdaten|TYP=s|GND=4064787-0}}

{{SORTIERUNG:Wasserstoffbruckenbindung}}
[[Kategorie:Chemische Bindung]]

Wasserstoffbrückenbindung - Versionsgeschichte

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