Wasserstoffbrückenbindung

Wasserstoffbrückenbindung – einfach erklärt

Eine Wasserstoffbrückenbindung ist eine Form der Anziehung zwischen Molekülen, also eine zwischenmolekulare Wechselwirkung. Wie der Name bereits vermuten lässt, spielt Wasserstoff $\left(\ce{H} \right)$ dabei eine ganz entscheidende Rolle.

Wasserstoffbrückenbindungen treten v. a. zwischen Wassermolekülen $\left(\ce{H2O} \right)$, Ammoniak $\left(\ce{NH3} \right)$ oder Fluorwasserstoff $\left(\ce{HF} \right)$ auf. Denn Fluor $\left(\ce{F} \right)$, Sauerstoff $\left(\ce{O} \right)$ und Stickstoff $\left(\ce{N} \right)$ sind Elemente mit einer sehr hohen Elektronegativität, was zu einer deutlichen Anziehung des elektropositiveren Wasserstoffs $\left(\ce{H} \right)$ führt.

In der folgenden Abbildung ist am Beispiel von Wasser dargestellt, wie mehrere Moleküle über Wasserstoffbrückenbindungen miteinander vernetzt werden können.

Dabei ist zu beachten, dass die gepunktet dargestellten Wasserstoffbrücken keine kovalenten Bindungen darstellen. Wasserstoffbrückenbindungen sind zwar die stärksten zwischenmolekularen Wechselwirkungen, aber dennoch deutlich schwächer als die kovalenten Bindungen innerhalb von Molekülen.

Entstehung von Wasserstoffbrückenbindungen

Nun wollen wir uns genauer ansehen, wie es dazu kommt, dass sich Wasserstoffbrückenbindungen aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativitäten der beteiligten Atome ausbilden. Eine Wasserstoffbrückenbindung tritt zwischen permanenten Dipolmolekülen auf, an denen Wasserstoff $\left(\ce{H} \right)$ beteiligt ist (genauer gesagt zwischen Teilen von diesen). Sie ist die stärkste Wechselwirkung zwischen Molekülen. Ein positiv polarisiertes Wasserstoffatom (also ein Wasserstoffatom mit einer positiven Partialladung) zieht dabei das freie Elektronenpaar eines Atoms von einem anderen Dipolmolekül an. Ein Dipolmolekül (oder einfach ein Dipol) ist vorhanden, wenn Atome mit deutlich unterschiedlichen Elektronegativitätswerten eine polare Atombindung eingehen. Dabei muss die Differenz der Elektronegativitätswerte ausreichend groß sein, um ein starkes Dipolmoment zu erzeugen. Das ist oft der Fall, wenn Wasserstoff eine kovalente Bindung mit einem stark elektronegativen Element eingeht. Sehr hohe Elektronegativitäten $\left( EN \right)$ finden wir im Periodensystem beispielsweise bei Fluor $\left( EN(\ce{F})=4,0 \right)$, Sauerstoff $\left( EN(\ce{O})=3,4 \right)$ und Stickstoff $\left( EN(\ce{N})=3,0 \right)$. Kohlenstoff $\left( EN(\ce{C})=2,6 \right)$ und Wasserstoff $\left( EN(\ce{H})=2,2 \right)$ weisen hingegen für Nichtmetalle relativ niedrige Elektronegativitätswerte auf.
Elemente mit hohen Elektronegativitätswerten ziehen die bindenden Elektronen innerhalb des Moleküls sehr stark zu sich. Dadurch entsteht eine asymmetrische Ladungsverteilung und sogenannte Partialladungen bilden sich heraus. Im Falle des Wassermoleküls $\left(\ce{H2O} \right)$ entsteht dadurch eine positive Partialladung auf der Seite des Wasserstoffatoms (bzw. bei beiden Wasserstoffatomen) und eine negative Partialladung beim Bindungspartner Sauerstoff. Wasserstoffbrückenbindungen entstehen nun zwischen den einzelnen Wassermolekülen, da die gegensätzlichen Partialladungen nicht nur zu einer starken Bindung innerhalb des Wassermoleküls führen, sondern auch zu Anziehungskräften zwischen den Molekülen bzw. zwischen den gegensätzlich geladenen Teilen der Moleküle.

Wasserstoffbrückenbindungen können in besonderen Fällen aber auch innerhalb eines Moleküls, also intramolekular, ausgebildet werden. Das ist bei sehr großen Molekülen der Fall, bei denen Anziehungskräfte zwischen gegensätzlich polarisierten Molekülteilen auftreten können. Ein Beispiel dafür ist das DNA-Molekül, in dem die Basenpaare über Wasserstoffbrückenbindungen miteinander verknüpft sind. So bildet sich die bekannte Struktur der Doppelhelix aus.

Vergleich mit anderen Bindungsarten zwischen Molekülen

Es gibt verschiedene zwischenmolekulare Wechselwirkungen, die alle auf der elektrostatischen Anziehung zwischen geladenen Teilchen beruhen. Diese Anziehung nennt man auch Coulombkraft und sie führt zur Ausbildung der Van‑der‑Waals‑Kräfte sowie der Dipol‑Dipol‑Wechselwirkungen. Wasserstoffbrückenbindungen stellen einen Spezialfall der Dipol‑Dipol‑Wechselwirkungen dar. Sie basieren wie diese auf unterschiedlichen Elektronegativitäten, sind aber noch etwas stärker und stabiler als andere Dipol‑Dipol‑Wechselwirkungen, bei denen nicht immer Wasserstoff beteiligt sein muss.

Bindungsenergie und Stärke von Wasserstoffbrückenbindungen

Die Wasserstoffbrückenbindung ist, wie bereits erwähnt, die stärkste unter den zwischenmolekularen Wechselwirkungen bzw. Anziehungskräften. Die Bindungsenergie ist zwar geringer als die der kovalenten Bindung (egal ob polare oder unpolare Atombindung), dennoch beeinflussen die Wasserstoffbrücken viele wichtige Eigenschaften von Verbindungen, z. B. die Schmelz- und Siedepunkte. Bei einigen Stoffen sind die zwischenmolekularen Kräfte sogar so stark ausgeprägt, dass diese bei Temperaturerhöhung nicht verdampfen, sondern sich bereits vorher zersetzen. In diesem Fall brechen also zuerst die Bindungen zwischen den einzelnen Atomen auf. Einen solchen Stoff kennst du auch schon: Zucker.

Hinsichtlich der Stärke von Wasserstoffbrückenbindungen unterscheiden wir drei Ausprägungen:

Nun werfen wir nochmal einen genaueren Blick auf die Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen in den verschiedenen Aggregatzuständen des Wassers.

Wasserstoffbrückenbindungen – Vorkommen

Wasserstoffbrückenbindungen kommen nicht nur in Wasser $\left(\ce{H2O} \right)$ vor, sondern auch in anderen stark polaren Stoffen wie Fluorwasserstoff $\left(\ce{HF} \right)$ und Ammoniak $\left(\ce{NH3} \right)$. Außerdem können Wasserstoffbrücken auch zwischen funktionellen Gruppen in organischen Verbindungen auftreten, die Sauerstoff oder Stickstoff (und natürlich Wasserstoff) enthalten. Das trifft auf verschiedenste Proteine zu, aber auch auf das bereits angesprochene DNA-Molekül sowie auf die RNA. In der folgenden Tabelle sind einige Auswirkungen aufgelistet, die Wasserstoffbrückenbindungen in den verschiedenen Stoffen haben können.

Im Folgenden wollen wir noch detaillierter auf einige dieser Punkte eingehen.

Wasserstoffbrückenbindungen im Wasser

Die drei klassischen Aggregatzustände sind fest, flüssig und gasförmig. Die Temperatur, bei der Stoffe unter Normalbedingungen vom flüssigen in den gasförmigen Zustand übergehen, wird Siedetemperatur genannt. Sie ist abhängig von der molaren Masse (auch Molmasse) des Stoffes sowie der Bindungsstärke zwischen den Teilchen.

Schauen wir uns zuerst die molare Masse von Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$ an. Diese liegt mit $\pu{18 g//mol}$ deutlich unter der molaren Masse von Stickstoff $\left( \ce{N2} \right)$, dem Hauptbestandteil der Luft, mit $\pu{29 g//mol}$. Trotzdem ist Wasser im Gegensatz zur gasförmigen Luft flüssig unter Normalbedingungen. Was ist der Grund hierfür? Hier kommt nun also die Bindung zwischen den Teilchen ins Spiel.

Wasser setzt sich aus Wassermolekülen $\left( \ce{H2O} \right)$ zusammen. Im Wassermolekül liegt an den beiden Wasserstoffatomen $\left( \ce{H} \right)$ eine positive Partialladung und am Sauerstoff $\left( \ce{O} \right)$ eine negative Partialladung vor. Dadurch, dass das Wassermolekül gewinkelt ist, bildet sich ein Dipol aus. Der negative Ladungsschwerpunkt liegt im Dipol Wasser beim Sauerstoffatom, der positive aufseiten der beiden Wasserstoffatome.

Einfach erklärt lässt sich sagen, dass sich zwischen zwei Wassermolekülen eine Brücke von einem Wasserstoffatom des einen Moleküls zum Sauerstoffatom des anderen Moleküls ausbildet. Diese Brücke ist keine wirkliche chemische Bindung und wirkt daher auch nicht so stark wie die Bindungskräfte innerhalb eines einzelnen Wassermoleküls.

Wasserstoffbrücken in flüssigem Wasser

Wasserstoffbrücken bestehen immer nur für winzige Bruchteile von Sekunden. Sie werden also ständig aufgelöst und neu gebildet. Wasserstoffbrücken reichen jedoch aus, um zu einer sogenannten Molekülvergrößerung zu führen. So sind bei $\pu{20 °C}$ im Durchschnitt neun Wassermoleküle zu einem sogenannten Cluster verbunden. Dies hat wiederum zur Folge, dass sehr viel Energie aufgebracht werden muss, um diese Cluster zu trennen. Es kommt zu einer Erhöhung des Siedepunktes. Dies zeigt sich vor allem im Vergleich mit den weiteren $\ce{H2X}$‑Hydriden aus der 6. Hauptgruppe, z. B. Schwefelwasserstoff $\left( \ce{H2S} \right)$. Bis auf Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$ sind diese bei Raumbedingungen allesamt gasförmig und zeigen nur eine leichte Siedepunktserhöhung aufgrund ihrer steigenden molaren Masse.

Wasserstoffbrücken im Eis

Die Wasserstoffbrücken im Wasser sind sehr starr und gerichtet. Dies führt beim Abkühlen dazu, dass sich die Wassermoleküle in Sechserringen mit einem relativ großen Abstand zueinander bilden. Die Entfernung der Moleküle zueinander wird dann sogar größer als deren Abstand noch im flüssigen Zustand war. Die folgenden beiden Abbildungen zeigen, wie die weitmaschige, sechseckige Struktur von Eis direkt aus den starren Wasserstoffbrücken folgt.

Wasser erreicht also seine höchste Dichte nicht im festen Zustand, sondern bei $\pu{4 °C}$. Die Dichte von gefrorenem Wasser (Eis) ist aufgrund der sechseckigen Anordnung geringer als die Dichte von flüssigem Wasser, daher schwimmt Eis an der Wasseroberfläche und tiefere Seen frieren niemals am Grund zu. Man spricht auch von der Dichteanomalie des Wassers.

Wasserstoffbrückenbindungen in der DNA

Wir haben bereits kurz angesprochen, dass Wasserstoffbrückenbindungen auch innerhalb eines sehr großen Moleküls auftreten können und dabei die DNA als Beispiel genannt. Die DNA (Desoxyribonukleinsäure) ist im Prinzip ein einziges, riesiges Molekül – ein sogenanntes Makromolekül – in dem die gesamte Erbsubstanz eines Lebewesens gespeichert ist. Sie stellt gewissermaßen den biologischen Bauplan einer Spezies dar. Die menschliche DNA hat die Struktur einer Doppelhelix. Diese ergibt sich aus zwei ineinander verwundenen Strängen, die über sogenannte Basenpaare miteinander verknüpft sind. Die Kombination der vier Basen Adenin, Guanin, Thymin und Cytosin ist dabei bei jedem Menschen leicht unterschiedlich – wie der Fingerabdruck, der indirekt auch aus diesem Bauplan folgt. Man spricht deshalb auch vom genetischen Fingerabdruck eines Menschen.

Die interessante Chemie dabei: Die Verknüpfung der Basenpaare erfolgt über Wasserstoffbrückenbindungen. Die beiden Stränge der Doppelhelix sind über Wasserstoffbrücken aneinander gebunden. Das ist in der folgenden Abbildung noch einmal im Detail dargestellt.

Die Wasserstoffbrückenbindungen sorgen nicht nur für die Stabilität des DNA-Moleküls, sie ermöglichen es auch, die beiden Stränge der Doppelhelix voneinander zu trennen, um sie abzulesen, zu vervielfältigen und dann wieder zusammenfügen zu können. Ohne Wasserstoffbrückenbindungen gäbe es diesen reproduzierbaren Bauplan nicht und damit letztlich kein höher entwickeltes Leben auf der Erde!

Wasserstoffbrückenbindungen – weitere Beispiele und Auswirkungen

Neben Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$ und DNA gibt es viele weitere Verbindungen, in denen Wasserstoffbrücken eine große Rolle spielen. Dies sind z. B. Fluorwasserstoff $\left( \ce{HF} \right)$, Ammoniak$\left( \ce{NH3} \right)$ und Chlorwasserstoff $\left( \ce{HCl} \right)$. Alkanole haben im Vergleich zu den Alkanen zwar ähnliche Molekülmassen, jedoch viel höhere Siedetemperaturen. Der Grund dafür liegt wiederum in den Wasserstoffbrückenbindungen, die zu einer Molekülvergrößerung (Clusterbildung) führen.
Das Leben auf der Erde, so wie wir es kennen, wäre ohne die Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen nicht denkbar. In Proteinen wird beispielsweise über Wasserstoffbrücken die $\ce{\alpha}$‑Helix‑Struktur stabilisiert. Wie bereits erwähnt, sind auch die komplementären Basenpaare in der Doppelhelix der DNA über schwache Wasserstoffbrückenbindungen miteinander verknüpft.
Die Wirkstoffe vieler Arzneimittel binden sich mittels Wasserstoffbrücken an die entsprechenden Zielstrukturen und entfalten so erst ihre Wirkung. Weiterhin ist die Löslichkeit von Sacchariden und Polymeren eine Folge dieser zwischenmolekularen Kräfte.

Unterschied zwischen Wasserstoffbrückenbindungen und Van-der-Waals-Kräften

Wasserstoffbrückenbindungen stellen einen Spezialfall der Dipol‑Dipol‑Wechselwirkungen dar. Manchmal werden diese zu den Van-der-Waals-Kräften gezählt, aber eigentlich sollten sie klar von diesen unterschieden werden. Dipol‑Dipol‑Wechselwirkungen und insbesondere Wasserstoffbrückenbindungen sind Wechselwirkungen zwischen permanenten Dipolen, also Molekülen, die ein permanentes Dipolmoment aufweisen, wie das bei Wasser $\left( \ce{H2O} \right)$ oder Fluorwasserstoff $\left( \ce{HF} \right)$ der Fall ist. Zwischen temporären oder induzierten Dipolen gibt es hingegen keine Wasserstoffbrücken. Die Anziehungskräfte, die zwischen diesen Arten von Dipolen auftreten, werden London-Kräfte (zwischen temporären und induzierten Dipolen) und Debye-Wechselwirkungen* (zwischen permanenten und induzierten Dipolen) genannt. Sie sind deutlich schwächer als Wasserstoffbrückenbindungen und Dipol‑Dipol‑Wechselwirkungen. Nur für diese schwächeren Wechselwirkungen sollte der Begriff Van-der-Waals-Kräfte verwendet werden, um Verwirrung zu vermeiden.

Das Wassermolekül – Paradebeispiel für die Wasserstoffbrückenbindung

Wasser ist das beste Beispiel für den großen Einfluss, den Wasserstoffbrückenbindungen auf die Eigenschaften eines Stoffes haben können. Obwohl Sauerstoff nicht das elektronegativste Element ist (sondern Fluor), haben die Wasserstoffbrückenbindungen in Wasser aufgrund der gewinkelten Struktur des Wassermoleküls eine besonders große Wirkung, wodurch sich Phänomene wie die Siedepunktserhöhung und die Dichteanomalie des Wassers hier besonders stark auswirken. Auch die besondere Bedeutung, die Wasser für das Leben auf der Erde hat, wäre ohne Wasserstoffbrückenbindungen nicht denkbar. Allerdings sollte hier noch einmal betont werden, dass es zwar keine Wasserstoffbrücken ohne Wasserstoff geben kann, aber sehr wohl welche ohne Wasser.

Häufig gestellte Fragen zum Thema Wasserstoffbrückenbindung