Wasserstoffbrückenbindungen sind ein wichtiges Thema in der Chemie und untermauern das Verhalten vieler Substanzen, mit denen wir täglich interagieren, insbesondere von Wasser. Das Verständnis von Wasserstoffbrückenbindungen und deren Existenz ist ein wichtiger Schritt zum Verständnis intermolekularer Bindungen und der Chemie im Allgemeinen. Die Wasserstoffbrückenbindung wird letztendlich durch den Unterschied der elektrischen Nettoladung in einigen Teilen bestimmter Moleküle verursacht. Diese geladenen Abschnitte ziehen andere Moleküle mit den gleichen Eigenschaften an.
TL; DR (zu lang; nicht gelesen)
Wasserstoffbrücken werden durch die Tendenz einiger Atome in Molekülen verursacht, Elektronen mehr anzuziehen als ihr Begleitatom. Dadurch erhält das Molekül ein permanentes Dipolmoment – es macht es polar – also wirkt es wie ein Magnet und zieht das entgegengesetzte Ende anderer polarer Moleküle an.
Elektronegativität und permanente Dipolmomente
Die Eigenschaft der Elektronegativität verursacht letztendlich Wasserstoffbrückenbindungen. Wenn Atome kovalent aneinander gebunden sind, teilen sie sich Elektronen. In einem perfekten Beispiel für eine kovalente Bindung werden die Elektronen gleichmäßig geteilt, sodass die geteilten Elektronen ungefähr auf halbem Weg zwischen einem Atom und dem anderen liegen. Dies ist jedoch nur dann der Fall, wenn die Atome gleichermaßen effektiv Elektronen anziehen. Die Fähigkeit von Atomen, die Bindungselektronen anzuziehen, wird als Elektronegativität bezeichnet, wenn also Elektronen zwischen Atomen geteilt werden bei gleicher Elektronegativität, dann liegen die Elektronen im Mittel etwa in der Mitte (weil sich Elektronen bewegen ständig).
Wenn ein Atom elektronegativer ist als das andere, werden die gemeinsamen Elektronen stärker von diesem Atom angezogen. Elektronen sind jedoch geladen, wenn sie sich also eher um ein Atom als um das andere ansammeln, beeinflusst dies das Ladungsgleichgewicht des Moleküls. Anstatt elektrisch neutral zu sein, erhält das elektronegativere Atom eine leichte negative Nettoladung. Umgekehrt erhält das weniger elektronegative Atom eine leichte positive Ladung. Dieser Ladungsunterschied erzeugt ein Molekül mit einem sogenannten permanenten Dipolmoment, das oft als polare Moleküle bezeichnet wird.
Wie Wasserstoffbrücken funktionieren
Polare Moleküle haben zwei geladene Abschnitte innerhalb ihrer Struktur. So wie das positive Ende eines Magneten das negative Ende eines anderen Magneten anzieht, können sich die gegenüberliegenden Enden zweier polarer Moleküle anziehen. Dieses Phänomen wird als Wasserstoffbrückenbindung bezeichnet, da Wasserstoff weniger elektronegativ ist als Moleküle, mit denen er oft bindet, wie beispielsweise Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor. Wenn das Wasserstoffende des Moleküls mit einer positiven Nettoladung in die Nähe von Sauerstoff, Stickstoff, Fluor oder einem anderen elektronegativen Ende kommt, ist das Ergebnis ein Molekül-Molekül Bindung (eine intermolekulare Bindung), die sich von den meisten anderen Bindungsformen in der Chemie unterscheidet und für einige der einzigartigen Eigenschaften verschiedener unique Substanzen.
Wasserstoffbrückenbindungen sind etwa zehnmal weniger stark als die kovalenten Bindungen, die die einzelnen Moleküle zusammenhalten. Kovalente Bindungen sind schwer zu brechen, da dies viel Energie erfordert, aber Wasserstoffbrückenbindungen sind schwach genug, um relativ leicht gebrochen zu werden. In einer Flüssigkeit drängen sich viele Moleküle herum, und dieser Prozess führt dazu, dass Wasserstoffbrückenbindungen brechen und sich neu bilden, wenn die Energie ausreichend ist. Ebenso bricht das Erhitzen der Substanz aus dem gleichen Grund einige Wasserstoffbrücken.
Wasserstoffbrückenbindung in Wasser
Wasser (H2O) ist ein gutes Beispiel für Wasserstoffbrückenbindungen in Aktion. Das Sauerstoffmolekül ist elektronegativer als Wasserstoff, und beide Wasserstoffatome befinden sich in einer „v“-Formation auf derselben Seite des Moleküls. Dadurch erhält die Seite des Wassermoleküls mit den Wasserstoffatomen eine positive Nettoladung und die Sauerstoffseite eine negative Nettoladung. Die Wasserstoffatome eines Wassermoleküls binden daher an die Sauerstoffseite anderer Wassermoleküle.
In Wasser stehen zwei Wasserstoffatome für Wasserstoffbrückenbindungen zur Verfügung, und jedes Sauerstoffatom kann Wasserstoffbrückenbindungen aus zwei anderen Quellen „akzeptieren“. Dies hält die intermolekulare Bindung stark und erklärt, warum Wasser einen höheren Siedepunkt als Ammoniak hat (wo der Stickstoff nur eine Wasserstoffbrücke akzeptieren kann). Die Wasserstoffbrückenbindung erklärt auch, warum Eis mehr Volumen einnimmt als die gleiche Masse Wasser: Die Wasserstoffbrückenbindungen werden fixiert und verleihen dem Wasser eine regelmäßigere Struktur als wenn es eine Flüssigkeit ist.
