Chemische Bindungen

In der biologischen Chemie werden Bindungen primär nach ihrer Stärke und ihrem Wirkungsort klassifiziert. Grundsätzlich unterscheidet man zwischen Primärbindungen (starke Bindungen innerhalb von Molekülen) und Sekundärbindungen (schwächere Wechselwirkungen zwischen Molekülen).

Beide Bindungstypen sind für den Aufbau und die Funktion biologischer Systeme von zentraler Bedeutung.

Primärbindungen sind starke chemische Bindungen, die Atome innerhalb eines Stoffverbands zusammenhalten. Sie bilden die grundlegende strukturelle Einheit von Molekülen und festen Stoffen.

Primärbindungen beruhen auf elektrostatischen Anziehungskräften und der Wechselwirkung zwischen Atomkernen und Elektronen. Je nach Art der Bindung werden Elektronen dabei übertragen, gemeinsam genutzt oder delokalisiert.

Aufgrund ihrer hohen Bindungsenergie bestimmen Primärbindungen maßgeblich die Struktur, Stabilität sowie die chemischen Eigenschaften von Stoffen.

Die Ionenbindung basiert auf der Wechselwirkung geladener Teilchen. Um diesen Prozess zu verstehen, muss zunächst der Begriff des Ions geklärt werden.

 Definition

Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Atom oder Molekül, das durch die Abgabe oder Aufnahme von Elektronen aus seinem ursprünglich neutralen Zustand hervorgegangen ist.

Da die Anzahl der Protonen (positiv) im Kern dann nicht mehr mit der Anzahl der Elektronen (negativ) in der Hülle übereinstimmt, resultiert eine Nettoladung.

Je nach Art der Elektronenübertragung wird zwischen Kationen und Anionen unterschieden:

• Kationen sind positiv geladene Ionen, die durch Abgabe eines oder mehrerer Elektronen entstehen. Da sie mehr Protonen als Elektronen besitzen, tragen sie eine positive Nettoladung.
• Anionen sind negativ geladene Ionen, die durch Aufnahme eines oder mehrerer Elektronen gebildet werden. Da sie mehr Elektronen als Protonen besitzen, tragen sie eine negative Nettoladung.

Entstehung und Eigenschaften ionischer Bindungen

Die Ionenbindung ist eine chemische Bindungsart, die auf der elektrostatischen Anziehungskraft zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen beruht. Sie entsteht durch die vollständige Übertragung von Valenzelektronen zwischen zwei Atomen, wodurch Kationen und Anionen gebildet werden.

Ionenbindungen treten bevorzugt zwischen Atomen mit stark unterschiedlicher Elektronegativität auf. Als Richtwert gilt eine Elektronegativitätsdifferenz von ΔEN >1,7. In der Praxis handelt es sich dabei meist um Verbindungen zwischen Metallen und Nichtmetallen.

Durch die Elektronenübertragung entstehen entgegengesetzt geladene Ionen, die sich aufgrund elektrostatischer Kräfte gegenseitig anziehen. Da diese Anziehungskraft ungerichtet ist und in alle Raumrichtungen wirkt, ordnen sich die Ionen zu einem regelmäßigen, dreidimensionalen Ionengitter an. Der dabei entstehende Feststoff wird als ionische Verbindung bzw. Salz bezeichnet.

 Merke

Die Ionenbindung beruht auf der elektrostatischen Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Kationen und Anionen. Verbindungen, die durch diese Wechselwirkung zusammengehalten werden, bezeichnet man als Salze.

Prinzip der Ionenbildung:

Bei der Bildung ionischer Verbindungen werden Elektronen bevorzugt von Metallen auf Nichtmetalle übertragen.

Metalle, insbesondere Alkali- und Erdalkalimetalle, besitzen eine vergleichsweise geringe Ionisierungsenergie. Sie geben ihre Valenzelektronen daher leicht ab und liegen in chemischen Verbindungen bevorzugt als Kationen vor.

Nichtmetalle, insbesondere Chalkogene und Halogene, weisen dagegen eine hohe Elektronenaffinität auf und zeigen eine ausgeprägte Tendenz zur Aufnahme von Elektronen. Dadurch entstehen bevorzugt Anionen.

Durch die Elektronenübertragung erreichen die beteiligten Atome häufig eine stabilere Elektronenkonfiguration. Die entstehenden Kationen und Anionen werden durch elektrostatische Anziehungskräfte zusammengehalten und bilden ein Ionengitter.

Formelschreibweise und Nomenklatur

Die Formelschreibweise von Ionenverbindungen orientiert sich an dem Prinzip der elektrischen Neutralität.

Obwohl die einzelnen Bausteine einer ionischen Bindung geladene Teilchen darstellen, ist die Verbindung als Ganzes immer elektrisch neutral. Die positiven Ladungen der Kationen und die negativen Ladungen der Anionen müssen sich daher vollständig ausgleichen.

In der chemischen Formel wird stets die kleinstmögliche, ganzzahlige Kombination von Kationen und Anionen angegeben, bei der die Ladungsneutralität erreicht wird. Diese kleinstmögliche, elektrisch neutrale Zusammenstellung von Ionen wird auch als Formeleinheit bezeichnet. Das Zahlenverhältnis der Ionen ergibt sich direkt aus ihren jeweiligen Ladungen.

Regel der Elektroneutralität - Beispiele:

• Einfache Ionen: Na⁺ (einfach positiv geladen) und Cl^- (einfach negativ geladen) bilden NaCl
• Mehrwertige Ionen: Mg²⁺ (zweifach positiv geladen) und Cl^- (einfach negativ geladen) bilden MgCl₂ (→ zum Ausgleich der Ladungen werden zwei Chloridionen benötigt)

Die Benennung (Nomenklatur) von Ionenverbindungen (Salzen) folgt in der Chemie festen Regeln.

 Info

Nomenklatur – Grundprinzip

Der Name einer Ionenverbindung setzt sich grundsätzlich aus dem Namen des Kations und dem des Anions zusammen. Dabei wird zuerst das Kation und anschließend das Anion angegeben.

1. Benennung des Kations:
   • Das Kation wird mit dem unveränderten Elementnamen angegeben.
   • Handelt es sich um ein Metallion mit nur einer möglichen Ladung, wird keine zusätzliche Kennzeichnung benötigt.
   • Beispiele:
     • Na⁺ → Natrium
     • Ca²⁺ → Calcium
     • Al³⁺ → Aluminium
2. Kationen mit mehreren möglichen Ladungen:
   • Viele Übergangsmetalle können Ionen mit unterschiedlicher Anzahl an Ladungen bilden. In diesem Fall wird die Ladungszahl als römische Ziffer in Klammern hinter dem Elementnamen angegeben (Stock-Nomenklatur).
   • Beispiele:
     • Fe²⁺ → Eisen(II)
     • Fe³⁺ → Eisen(III)
   • Beispielverbindungen:
     • FeCl₂ → Eisen(II)-chlorid
     • FeCl₃ → Eisen(III)-chlorid

3. Benennung des Anions:

• Einatomige Anionen erhalten die Endung -id.
• Beispiel: NaCl → Natriumchlorid

4. Mehratomige Anionen:

• Mehratomige Anionen besitzen festgelegte Namen, die von der entsprechenden Säure abgeleitet sind.
• Häufige Endungen:
  • -at (höhere Sauerstoffzahl)
  • -it (niedrigere Sauerstoffzahl)
• Beispiele:
  • SO₄²⁻ → Sulfat / SO₃²⁻ → Sulfit
  • NO₃⁻ → Nitrat / NO₂⁻ → Nitrit
  • CO₃²⁻ → Carbonat
  • PO₄³⁻ → Phosphat
• Beispielverbindungen:
  • Na₂SO₄ → Natriumsulfat
  • CaCO₃ → Calciumcarbonat

5. Keine Verwendung von Zahlenpräfixen:

• Im Gegensatz zu Molekülverbindungen (z.B. Kohlenstoffdioxid) werden bei Ionenverbindungen keine griechischen Zahlenpräfixe verwendet.
• Das Zahlenverhältnis ergibt sich direkt aus dem Ladungsausgleich der beteiligten Ionen.
• Beispiel:
  • Al³⁺ und O²⁻ → Al₂O₃
  • Benennung: Aluminiumoxid

Charakteristische Eigenschaften von Salzen

• Kristallstruktur (Ionengitter): Salze bilden feste Kristallgitter, in denen Kationen und Anionen regelmäßig angeordnet sind. Diese Struktur entsteht durch die starke elektrostatische Anziehungskraft zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen.
• Hohe Schmelz- und Siedepunkte: Salze besitzen in der Regel hohe Schmelz- und Siedetemperaturen, da die starken elektrostatischen Kräfte innerhalb des Ionengitters nur durch eine hohe thermische Energie überwunden werden können.
• Sprödigkeit: Ionische Kristalle sind hart und spröde. Bei mechanischer Belastung können sich einzelne Gitterebenen gegeneinander verschieben, sodass gleichnamig geladene Ionen unmittelbar aufeinandertreffen. Die daraus resultierenden elektrostatischen Abstoßungskräfte führen zu einem Bruch des Kristalls entlang bestimmter Ebenen.
• Elektrische Leitfähigkeit: Die elektrische Leitfähigkeit von Salzen ist maßgeblich an die Beweglichkeit ihrer Ionen gebunden. Während die Ionen im festen Zustand ortsgebunden sind und keinen Strom leiten, sind sie in der Schmelze oder in wässriger Lösung frei beweglich und verfügen somit über die Fähigkeit, elektrische Ladung zu transportieren.
• Löslichkeit in Wasser: Viele Salze lösen sich gut in polaren Lösungsmitteln wie Wasser. Aufgrund ihrer Dipoleigenschaft können sich Wassermoleküle an Ionen innerhalb des Gitters anlagern und diese aus dem Kristallverband herauslösen. Dabei umgeben die Wassermoleküle die freigesetzten Ionen und bilden eine sogenannte Hydrathülle. Dieser Prozess wird als Hydratation bezeichnet.

Kristallstruktur am Beispiel von Natriumchlorid:

Die folgende Abbildung zeigt ein dreidimensionales Ionengitter am Beispiel von Natriumchlorid. Die blauen und gelben Kugeln stellen entgegengesetzt geladene Kationen und Anionen dar, die in Form einer regelmäßigen geometrischen Struktur angeordnet sind.

Dabei ist jedes Ion von mehreren Ionen entgegengesetzter Ladung umgeben. Diese Gitterstruktur resultiert aus der starken elektrostatischen Anziehungskraft innerhalb der Ionenbindung.

Formeln und Namen wichtiger Salze:

Die kovalente Bindung, auch als Atombindung bezeichnet, beschreibt eine spezifische Form der chemischen Bindung, bei der zwei Atome ein oder mehrere Elektronenpaare gemeinsam nutzen.

Sie tritt vorwiegend zwischen Nichtmetallatomen auf. Da diese Atome eine ähnliche Tendenz zur Elektronenaufnahme besitzen (hohe Elektronegativität), findet keine einseitige Elektronenübertragung zwischen ihnen statt. Stattdessen werden gemeinsame Elektronenpaare gebildet.

Durch die Ausbildung dieser Elektronenpaare können die Atome eine energetisch günstige Edelgaskonfiguration gemäß der Oktettregel erreichen. Dabei werden die Elektronen nicht übertragen, sondern infolge der Überlappung von Atomorbitalen als gemeinsames Elektronenpaar genutzt.

Ein klassisches Beispiel hierfür ist das Wasserstoffmolekül (H₂), bei dem zwei Wasserstoffatome jeweils ein Elektron zur Bindung beitragen und so die stabile Elektronenkonfiguration des Edelgases Helium erreichen.

Physikalisch betrachtet verschmelzen hierbei die ursprünglichen Atomorbitale zu einem neuen, gemeinsamen Molekülorbital. Die darin befindlichen Elektronen halten sich bevorzugt im Raum zwischen den beiden positiv geladenen Atomkernen auf. Diese Ladungsverteilung führt zu einer elektrostatischen Anziehung, welche die kovalente Bindung stabilisiert.

Merke

Atome gehen kovalente Bindungen ein, um einen energetisch günstigeren Zustand zu erreichen.

Elektronenpaarmodell (Lewis-Schreibweise)

Die Lewis-Schreibweise (auch Lewis-Formel genannt) ist ein Modell zur vereinfachten Darstellung der Valenzelektronen und chemischen Bindungen innerhalb von Molekülen.

• Grundprinzip: Das Elementsymbol repräsentiert den Atomrumpf (Kern + Elektronen der inneren Schalen).
• Darstellung der Valenzelektronen:
  • Valenzelektronen werden als Punkte dargestellt.
  • Ein Punkt entspricht einem einzelnen Elektron.
  • Zwei Punkte bilden ein Elektronenpaar und können alternativ auch als Strich dargestellt werden.
• Bindungen zwischen Atomen:
  • Ein Strich zwischen zwei Atomen kennzeichnet ein bindendes Elektronenpaar.
  • Ein bindendes Elektronenpaar kann auch in Form von zwei einzelnen Punkten dargestellt werden, die jeweils einem der beteiligten Atome zugeordnet sind.
  • Elektronenpaare, die nicht an einer Bindung beteiligt sind, werden als freie Elektronenpaare bezeichnet.

Tipp

Atome, Ionen oder Moleküle, die mindestens ein freies (ungepaartes) Elektron besitzen, werden als Radikale bezeichnet. Ein Beispiel hierfür ist Stickstoffmonoxid (NO). Aufgrund ihrer ungeraden Anzahl an Elektronen erfüllen Radikale die Oktettregel nicht.

Bindungsarten (Bindigkeit)

Die Bindigkeit gibt an, wie viele chemische Bindungen ein Atom innerhalb eines Moleküls höchstens eingehen kann. Sie ergibt sich aus der Anzahl der Elektronen, die einem Atom zur Ausbildung einer energetisch stabilen Edelgaskonfiguration fehlen.

Kovalente Bindungen lassen sich anhand der Anzahl gemeinsam genutzter Elektronenpaare wie folgt klassifizieren:

• Einfachbindungen: Zwei Atome teilen sich ein Elektronenpaar.
  • Eigenschaften:
    • Größere Bindungslänge
    • Geringe Bindungsenergie
    • Meist frei drehbar
  • Beispiel: H₂ (H-H) → Wasserstoff verfügt über ein Valenzelektron. Ihm fehlt also ein Elektron, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Somit ist Wasserstoff einbindig. Zwischen zwei Wasserstoffatomen kann sich daher genau ein Elektronenpaar ausbilden. Da bindende Elektronenpaare formal beiden Atomen zugeteilt werden, erreichen beide Wasserstoffatome die Konfiguration des Edelgases Helium.
• Doppelbindungen: Zwei Atome teilen sich zwei Elektronenpaare.
  • Eigenschaften:
    • Höhere Elektronendichte zwischen den Atomkernen → kürzere Bindungslänge und höhere Bindungsenergie als Einfachbindungen
    • Eingeschränkte Drehbarkeit
  • Beispiel: O₂ (O=O) → Sauerstoff besitzt sechs Valenzelektronen. Um die Edelgaskonfiguration des Neons zu erreichen, fehlen ihm zwei Elektronen. Sauerstoff ist somit zweibindig. In der Regel liegt Sauerstoff als Molekül aus zwei Atomen vor, die mit einer Doppelbindung verknüpft sind.
• Dreifachbindungen: Zwei Atome teilen sich drei Elektronenpaare.
  • Eigenschaften:
    • Hohe Bindungsenergie
    • Kurze Bindungslänge
    • Eher reaktionsträge
  • Beispiel: N₂ (N≡N) → Stickstoff besitzt fünf Valenzelektronen. Um die Edelgaskonfiguration zu erreichen, fehlen ihm drei Elektronen. Somit ist Stickstoff dreibindig. Im molekularen Stickstoff (N₂) sind die Atome daher durch eine Dreifachbindung miteinander verknüpft.

Polarität von Atombindungen

Formal betrachtet werden bindende Elektronenpaare beiden an der Bindung beteiligten Atomen zugeschrieben. Da sich Atome jedoch in ihrer Elektronegativität unterscheiden, ist auch ihre Anziehungskraft auf die gemeinsam genutzten Elektronen unterschiedlich stark ausgeprägt. Eine gleichmäßige Verteilung der bindenden Elektronenpaare liegt daher nur vor, wenn beide Atome dieselbe Elektronegativität besitzen.

Bei Verbindungen zwischen Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität verschiebt sich das bindende Elektronenpaar in Richtung des elektronegativeren Atoms. Dies resultiert in einer asymmetrischen Ladungsverteilung innerhalb der Bindung, die als polar bezeichnet wird.

Bei polaren Atombindungen lassen sich den beteiligten Atomen sogenannte Partialladungen zuordnen. Dabei trägt das elektronegativere Atom eine negative und das weniger elektronegative Atom eine positive Partialladung. In Strukturformeln werden diese durch die Symbole δ⁻ und δ⁺ gekennzeichnet, die oberhalb der Elementsymbole aufgeführt sind.

Dipole und räumliche Ladungstrennung

Polare Atombindungen können zur Ausbildung eines Dipols führen. Dies ist der Fall, wenn die positiven und negativen Ladungsschwerpunkte innerhalb eines Moleküls räumlich voneinander getrennt sind.

Ob ein Molekül insgesamt als polar klassifiziert wird, hängt neben der Polarität der einzelnen Bindungen maßgeblich von seiner räumlichen Struktur ab.

Während sich symmetrisch angeordnete Bindungsdipole gegenseitig aufheben, führt eine asymmetrische Anordnung zur Ausbildung eines permanenten Dipols.

Die Metallbindung ist eine chemische Bindungsart, die in Metallen und Legierungen auftritt. Sie beruht auf der elektrostatischen Wechselwirkung zwischen positiv geladenen Metallionen und einem System delokalisierter Valenzelektronen.

Metallatome besitzen in der Regel nur wenige Valenzelektronen und weisen eine vergleichsweise geringe Elektronegativität auf. Aus diesem Grund sind die Valenzelektronen nur schwach an den Atomkern gebunden und können sich relativ leicht vom Atom lösen. Infolgedessen verbleiben positiv geladene Atomrümpfe, die im Metallkristall eine regelmäßige Gitterstruktur bilden.

Die freigesetzten Valenzelektronen sind nicht mehr einzelnen Atomen zugeordnet. Stattdessen bewegen sie sich in Form von delokalisierten Elektronen durch das gesamte Kristallgitter und bilden somit eine Elektronenwolke bzw. ein Elektronengas.

Der Zusammenhalt des Metallgitters basiert auf der elektrostatischen Anziehung zwischen den positiv geladenen Metallionen und dem negativ geladenen Elektronengas.

Dieses vereinfachte physikalische Modell zur Beschreibung von Metallbindungen wird auch als Elektronengasmodell bezeichnet.

Aufbau des Metallgitters (Elektronengasmodell)

Metalle bilden im festen Zustand regelmäßig strukturierte Kristallgitter. Diese bestehen aus positiv geladenen Metallionen, die in einer geordneten räumlichen Anordnung vorliegen, sowie aus frei beweglichen, delokalisierten Valenzelektronen.

Im Gegensatz zur Ionenbindung sind die Elektronen nicht bestimmten Atomen zugeordnet, sondern stehen dem gesamten Metallverband zur Verfügung.

Das Metallgitter weist dabei mehrere charakteristische Merkmale auf:

• Ungerichtete metallische Bindungskräfte, die in alle Raumrichtungen wirken
• Dicht gepackte Anordnung der Metallionen im Kristallgitter
• Hohe Beweglichkeit delokalisierter Elektronen innerhalb der Struktur

Merke

Metalle bestehen aus positiv geladenen Atomrümpfen sowie einem negativ geladenen Elektronengas.

Charakteristische Eigenschaften von Metallen

Durch den zuvor beschriebenen strukturellen Aufbau des Metallgitters ergeben sich mehrere charakteristische physikalische Eigenschaften von Metallen, die sich unter anderem in folgenden materialtypischen Merkmalen widerspiegeln:

• Hohe elektrische Leitfähigkeit: Die delokalisierten Valenzelektronen können sich unter dem Einfluss eines elektrischen Feldes frei durch den Kristall bewegen und somit elektrische Ladung transportieren.
• Wärmeleitfähigkeit: Metalle besitzen eine hohe Wärmeleitfähigkeit. Die delokalisierten Elektronen fungieren dabei als effiziente Energieträger und ermöglichen einen schnellen Transport thermischer Energie innerhalb des Metallgitters.
• Metallischer Glanz: Der typische metallische Glanz resultiert aus der Wechselwirkung delokalisierter Elektronen mit einfallendem Licht. Die Elektronen können elektromagnetische Strahlung aufnehmen und wieder abgeben. Dadurch wird ein großer Teil des Lichts reflektiert.
• Plastische Verformbarkeit: Metalle sind plastisch verformbar. Durch die ungerichteten Bindungsverhältnisse können sich Atomlagen gegeneinander verschieben, während die Elektronenwolke den Zusammenhalt des Gitters weiterhin gewährleistet.

Übersicht chemischer Primärbindungen:

Neben den starken Primärbindungen existieren auch schwächere Wechselwirkungen zwischen Molekülen oder Molekülgruppen. Diese werden als Sekundärbindungen oder intermolekulare Wechselwirkungen bezeichnet.

Sekundärbindungen entstehen durch elektrostatische Wechselwirkungen zwischen permanenten oder temporären Ladungsverteilungen innerhalb von Molekülen.

Obwohl ihre Bindungsenergie vergleichsweise gering ist, sind sie für viele physikalische und biologische Eigenschaften von großer Bedeutung.

Sekundärbindungen beeinflussen unter anderem folgende Eigenschaften:

• Aggregatzustände von Stoffen
• Löslichkeit von Stoffen
• Struktur biologischer Makromoleküle

Van-der-Waals-Kräfte entstehen durch kurzzeitige, spontane Ladungsverschiebungen innerhalb der Elektronenhülle eines Atoms.

Selbst in unpolaren Molekülen ist die Elektronenverteilung nicht vollständig statisch. Durch zufällige Bewegungen der Elektronen kann es zu einer momentanen Verschiebung der Elektronendichte kommen. So entsteht kurzfristig ein temporärer Dipol, der wiederum eine Ladungsverschiebung in benachbarten Molekülen induziert.

Die daraus resultierende elektrostatische Anziehung zwischen den Dipolen wird als London-Dispersionskraft bezeichnet und stellt eine bedeutende Form der Van-der-Waals-Wechselwirkungen dar.

Die Stärke der Van-der-Waals-Kräfte nimmt mit folgenden Faktoren zu:

• steigender Elektronenzahl,
• zunehmender Molekülgröße und
• größerer Kontaktfläche zwischen benachbarten Molekülen.

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen treten zwischen Molekülen mit permanentem Dipol auf. Ein permanenter Dipol entsteht, wenn aufgrund unterschiedlicher Elektronegativitäten eine ungleichmäßige Verteilung der Elektronendichte innerhalb eines Moleküls vorliegt und sich die einzelnen Bindungsdipole aufgrund der Molekülgeometrie nicht gegenseitig aufheben.

Dadurch entstehen räumlich voneinander getrennte positive und negative Ladungsschwerpunkte mit entsprechenden Partialladungen. Zwischen den entgegengesetzten Ladungspolen benachbarter Moleküle wirken elektrostatische Anziehungskräfte, welche die Grundlage der Dipol-Dipol-Wechselwirkungen bilden.

Wasserstoffbrückenbindungen (WBB) sind gerichtete, elektrostatische Wechselwirkungen zwischen einem partiell positiv geladenen Wasserstoffatom und dem freien Elektronenpaar eines stark elektronegativen Atoms (meist Sauerstoff oder Stickstoff).

Aufgrund der großen Elektronegativitätsdifferenz in einer polarisierten kovalenten Bindung (z.B. O-H oder N-H) wird die Elektronendichte stark zum elektronegativen Partner hin verschoben. Das gebundene Wasserstoffatom erhält dadurch eine ausgeprägte positive Partialladung und tritt in Wechselwirkung mit einem freien Elektronenpaar eines benachbarten Akzeptoratoms. Die stark polarisierte H-Gruppe fungiert dabei als Wasserstoffbrückendonator, das Atom mit dem freien Elektronenpaar als Wasserstoffbrückenakzeptor. Wasserstoffbrückenbindungen weisen im Vergleich zu anderen intermolekularen Kräften eine relativ hohe Bindungsenergie auf.

Aufgrund ihrer gerichteten Wechselwirkung sind sie für zahlreiche strukturelle und funktionelle Eigenschaften biologischer Moleküle von Bedeutung. In biologischen Systemen tragen sie unter anderem zur Stabilisierung der Proteinsekundärstruktur, zur Basenpaarung der DNA und zu den besonderen Eigenschaften von Wasser bei.

Die Abbildung zeigt eine WBB zwischen zwei Wassermolekülen. Die beteiligten Atome sind blau, die WBB blau gepunktet dargestellt.