Wasserstoffbr√ľckenbindung

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Wasserstoffbr√ľckenbindung
Zwei Wassermolek√ľle, schwach verbunden durch eine gestrichelt gezeichnete Wasserstoffbr√ľcke.
Momentaufnahme einer Computersimulation von fl√ľssigem Wasser. Gezeigt werden die einzelnen Wassermolek√ľle, Sauerstoff ist rot dargestellt, Wasserstoff wei√ü. Die Gr√∂√üenverh√§ltnisse der Atome sind nicht ma√üstabgerecht, sondern nur die Abst√§nde der Atomkerne. Die gestrichelten blauen Linien repr√§sentieren Wasserstoffbr√ľcken. Zus√§tzlich ist die L√§nge der einzelnen Wasserstoffbr√ľcken in √Öngstr√∂m vermerkt.

Wasserstoffbr√ľckenbindungen, auch kurz Wasserstoffbr√ľcken oder H-Br√ľcken, sind Bindungen elektrostatischer Natur. Sie sind eine Form der Nebenvalenzbindung und ihre St√§rke liegt in der Regel deutlich unter denen der kovalenten Atombindung und der ionischen Bindungen. Sie beruht im Wasser darauf, dass die Wasserstoffatome und das Sauerstoffatom im Wassermolek√ľl nicht auf einer geraden Linie liegen (H‚ÄďO‚ÄďH), sondern einen Winkel bilden, wodurch die elektrischen Ladungen asymmetrisch verteilt sind: am Sauerstoffatom negativ, an den Wasserstoffatomen positiv. Diese Ladungen benachbarter Molek√ľle ziehen sich gegenseitig an und so bilden sich Ketten und gr√∂√üere Gruppen (Cluster). Die einzelnen Wassermolek√ľle sind somit nicht frei beweglich und ben√∂tigen z. B. zum √úbergang in den gasf√∂rmigen Zustand viel Energie, d. h., der Siedepunkt des Wassers liegt verh√§ltnism√§√üig hoch.

In Proteinen halten Wasserstoffbr√ľcken die wichtigen dreidimensionalen Strukturen der Molek√ľle aufrecht. In der DNA schlie√ülich verbinden Wasserstoffbr√ľcken die einzelnen Str√§nge zur charakteristischen Doppelhelix. Dieses Prinzip ist somit eine notwendige Voraussetzung f√ľr alle bekannten Lebewesen.

Inhaltsverzeichnis

Entdeckung

Das Konzept der Wasserstoffbr√ľcken wurde erstmals 1920 von Wendell Mitchell Latimer und Worth H. Rodebush zur Erkl√§rung der hohen Dielektrizit√§tskonstante von Wasser beschrieben. [1]

Entstehung der Bindung

Wasserstoffbr√ľcken entstehen, wenn zwei funktionelle Gruppen √ľber Wasserstoffatome in Wechselwirkung treten. Dabei ist es unerheblich, ob die Bindung zwischen zwei Molek√ľlen oder zwei getrennten Abschnitten eines Makromolek√ľls entsteht. Man unterscheidet bei den funktionellen Gruppen zwischen dem Protonendonator (auch: Donor, Donator) und dem Protonenakzeptor. Der Donator ist ein elektronegatives Atom (z. B. Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor), an das ein Wasserstoffatom kovalent gebunden ist. Durch den Unterschied in der Elektronegativit√§t bilden sich hier zwei Teilladungen heraus. Eine negative an dem elektronegativen Atom, und eine positive an dem gebundenen Wasserstoffatom. Man spricht hier von einer polaren Bindung. Der Akzeptor ist ein beliebiges anderes elektronegatives Atom mit freien Elektronenpaaren.

Wenn Donator (‚ąíX‚ąíH) und Akzeptor (Y‚ąí) geometrisch so ausgerichtet sind, dass das freie Elektronenpaar des Akzeptors in die Richtung des Wasserstoffatoms zeigt, bildet sich eine Wasserstoffbr√ľckenbindung. Im Allgemeinen stellt man ein solches System wie folgt dar:

\mathrm{R_1\mathord-X\mathord-H\cdots Y\mathord-R_2 \ }

Die punktierte Linie symbolisiert die Wasserstoff-Br√ľckenbindung.

Dabei ist zu beachten, dass bestimmte funktionelle Gruppen gleichzeitig als Donator und Akzeptor agieren k√∂nnen. Ein einfaches Beispiel sind Hydroxygruppen oder die Wasserstoffbr√ľckenbindungen zwischen Wassermolek√ľlen.

Klassifizierung von Wasserstoffbr√ľckenbindungen

George A. Jeffrey[2] hat eine Klassifikation von Wasserstoffbr√ľckenbindungen eingef√ľhrt. Unterschieden wird hierbei die St√§rke der Bindung.

  • Starke Bindungen (63‚Äď167 kJ/mol): Beispielsweise in der Flusss√§ure H‚ąíF¬∑¬∑¬∑H‚ąíF
  • Mittlere Bindungen (17‚Äď63 kJ/mol): Beispielsweise in Wasser oder in Kohlenhydraten.
  • Schwache Bindungen (< 17 kJ/mol): C‚ąíH¬∑¬∑¬∑O-Interaktionen, zum Beispiel in Proteinen.[3]

Auswirkungen von Wasserstoffbr√ľckenbindungen

Wasserstoffbr√ľcken in Biomolek√ľlen

Wasserstoffbr√ľcken sind verantwortlich f√ľr die speziellen Eigenschaften vieler f√ľr Lebewesen wichtiger Molek√ľle:

Wasserstoffbr√ľcken in Wasserstoffverbindungen im Allgemeinen

Wasserstoffverbindungen von Elementen in der 6. Hauptgruppe haben eine tetraedrische Geometrie und jeweils zwei M√∂glichkeiten als Akzeptor und als Donator zu agieren. Jedes Molek√ľl kann so vier Wasserstoffbr√ľcken ausbilden, wodurch ein besonders dichtes Netzwerk von Wasserstoffbr√ľcken entsteht. Zu diesen Verbindungen geh√∂ren unter anderem Wasser (H2O), Schwefelwasserstoff (H2S) und Selenwasserstoff (H2Se).

Bei einem Phasen√ľbergang m√ľssen diese Wasserstoffbr√ľckenbindungen gebrochen werden. Daher haben sie im Vergleich zu den Wasserstoffverbindungen der anderen Elemente in ihrer jeweiligen Periode (die nicht so viele Wasserstoffbr√ľcken ausbilden k√∂nnen) erh√∂hte Schmelz- und Siedetemperaturen.

Innerhalb dieser Hauptgruppe hat die Wasserstoffverbindung von Sauerstoff, also Wasser (H2O), die h√∂chsten Schmelz- und Siedetemperaturen, weil Sauerstoff die h√∂chste Elektronegativit√§t hat und somit auch die st√§rksten Wasserstoffbr√ľcken bilden kann. Die Wasserstoffverbindungen der Elemente im Verlauf der Gruppe (‚Äěweiter unten‚Äú) sind weniger elektronegativ und bilden schw√§chere Wasserstoffbr√ľcken. Daher ist bei ihnen die molare Masse der entscheidendere Faktor f√ľr die Schmelz- und Siedetemperaturen (von H2Se an steigen sie wieder an).

Element 6
C
7
N
8
O
9
F
15
P
16
S
17
Cl
Nonmetal-Metaloid.svg
 
34
Se
35
Br
Wasserstoffverbindung CH4 NH3 H2O HF PH3 H2S HCl H2Se HBr
Schmelzpunkt in ¬įC ‚ąí182 ‚ąí77 0 ‚ąí83 ‚ąí134 ‚ąí85 ‚ąí114 ‚ąí66 ‚ąí87
Siedepunkt in ¬įC ‚ąí162 ‚ąí33 100 19 ‚ąí88 ‚ąí60 ‚ąí85 ‚ąí41 ‚ąí67

Wasserstoffbr√ľcken von Wasser im Speziellen

Wasserstoffbr√ľckenbindung
Polare Atombindungen des Wassermolek√ľls
Ideale Tetraederstruktur des Wasserclusters: Jeder Sauerstoff zeigt auf 4 Wasserstoffe und jedes Wasserstoff auf zwei Sauerstoffe
R√§umliche Vernetzung der Wassermolek√ľle

Durch die h√∂here Elektronegativit√§t des Sauerstoffs mit 3,5 gegen√ľber der des Wasserstoffes mit 2,1 weist das Wassermolek√ľl einen Dipolcharakter auf. Der Sauerstoff ist dadurch partiell negativ (őī‚ąí), der Wasserstoff partiell positiv (őī+). Die Wasserstoffbr√ľcken bilden sich zwischen den unterschiedlichen Partialladungen aus.

Wasserstoffbr√ľcken sind f√ľr eine Anzahl wichtiger Eigenschaften des Wassers verantwortlich. Darunter sind der fl√ľssige Aggregatzustand bei Normalbedingungen, die Koh√§sion, der relativ hohe Siedepunkt und die Dichteanomalie des Wassers

Die typische Bindungsl√§nge von Wasserstoffbr√ľckenbindungen in Wasser ist 0,18 nm. Es treten dabei zwei Typen von Bindungen auf. Sogenannte lineare Bindungen mit einem Bindungswinkel von 180¬į und nichtlineare 180¬į ¬Ī 20¬į, wobei die lineare Bindung √ľberwiegt. Wohingegen ein rein tetraedrisches Netzwerk (Bindungswinkel 180¬į) zu jeweils 4 n√§chsten Nachbarn f√ľhren m√ľsste (Koordinationszahl 4) ist die (durch R√∂ntgenstreuung) gemessene Koordinationszahl unter Normalbedingungen 4,5.

Bei abnehmender Dichte erniedrigt sich dieses Ordnungsma√ü (im Gegensatz zu einer Erh√∂hung der Koordinationszahl bei den meisten anderen Fl√ľssigkeiten) auf 4 und damit auf den Wert f√ľr eine ideale tetraedrische Struktur.

Im Wasser sind vorwiegend 2, 4 oder 8 Wassermolek√ľle miteinander verbunden. Beim Verdampfen m√ľssen diese getrennt werden; hierdurch erkl√§rt sich auch der (im Vergleich zu anderen Substanzen) hohe Energieaufwand, um fl√ľssiges Wasser von 100 ¬įC in Dampf von 100 ¬įC zu verwandeln (s. Verdampfungsw√§rme).

Intramolekulare Wasserstoffbr√ľckenbindungen

pseudocyclische Struktur der Rizinolsäure

Treten innerhalb eines Molek√ľles mehrere Donatoren/Akzeptoren auf, so kann es innerhalb des Molek√ľles zu Wasserstoffbr√ľckenbindungen kommen, wie etwa bei der Rizinols√§ure. Dort ist sowohl eine Hydroxygruppe, als auch eine Carboxygruppe vorhanden. Eigentlich m√ľsste die Hydroxygruppe den Schmelz- bzw. Siedepunkt erh√∂hen. Allerdings ist der Siedepunkt der Rizinols√§ure sogar niedriger als der der √Ėls√§ure, die sich nur durch die fehlende Hydroxygruppe unterscheidet, da die Hydroxygruppe mit der Carboxygruppe Wasserstoffbr√ľckenbindungen eingeht. Die Carboxygruppe kann also nicht mehr in gleichem Ausma√ü intermolekulare Wasserstoffbr√ľckenbindungen eingehen als wenn die intramolekulare Hydroxygruppe nicht vorhanden w√§re.

Auch die räumliche Struktur verändert sich; es entstehen aufgrund der Anziehungskräfte zwischen den polaren Gruppen pseudocyclische Strukturen.

Einzelnachweise

  1. ‚ÜĎ Wendell M. Latimer, Worth H. Rodebush: Polarity and Ionization from the Standpoint of the Lewis Theory of Valence. In: Journal of the American Chemical Society. 42, 1920, S. 1419-1433, doi:10.1021/ja01452a015 ([1]).
  2. ‚ÜĎ George A. Jeffrey: An Introduction to Hydrogen Bonding. Oxford University Press, 1997, ISBN 978-0195095494.
  3. ‚ÜĎ Lin Jiang, Luhua Lai: CH‚čĮO Hydrogen Bonds at Protein-Protein Interfaces. In: J. Biol. Chem.. 277, Nr. 40, 2002, S. 37732‚Äď37740, doi:10.1074/jbc.M204514200.
  4. ‚ÜĎ L. Pauling, R. B. Corey, H. R. Branson: The Structure of Proteins: Two Hydrogen-Bonded Helical Configurations of the Polypeptide Chain. In: Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America. 1951, S. 205‚Äď211.
  5. ‚ÜĎ L. Pauling, R. B. Corey: Configurations of polypeptide chains with favored orientations of the polypeptide around single bonds: Two pleated sheets. In: Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America. 37, 1951, S. 729‚Äď740.
  6. ‚ÜĎ M. A. Williams, J. E. Ladbury: Hydrogen Bonds in Protein-Ligand Complexes. In: H.-J. B√∂hm and Dr. G. Schneider (Hrsg.): Protein-Ligand Interactions. Wiley-VCH, Weinheim 2005, ISBN 978-3-52730521-6, S. 137-161, doi:10.1002/3527601813.ch6.

Literatur

Allgemeine Lehrb√ľcher
Spezielle B√ľcher
  • George A. Jeffrey: An Introduction to Hydrogen Bonding. Oxford University Press, 1997, ISBN 978-0195095494.
  • George C. Pimentel, A.L. McClellan: Hydrogen Bond. W. H. Freeman & Co Ltd., San Francisco 1960, ISBN 978-0716701132.
  • Anthony J. Stone, A. J. Stone: The Theory of Intermolecular Forces. Oxford University Press, Oxford 1997, ISBN 978-0198558835.

Weblinks

 Commons: Wassermolek√ľl ‚Äď Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

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