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<title>Bananenbindung</title>

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<h1 id="firstHeading" class="firstHeading mw-first-heading"><span class="mw-page-title-main">Bananenbindung</span></h1>

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<div id="mw-content-text" class="mw-body-content mw-content-ltr" lang="de" dir="ltr"><div class="mw-content-ltr mw-parser-output" lang="de" dir="ltr"><p>Eine <b>Bananenbindung</b> (<a href="Englische_Sprache" title="Englische Sprache">engl.</a> <i>banana-bond</i>) ist eine Sonderform der <a href="Atombindung" class="mw-redirect" title="Atombindung">kovalenten Atombindung</a>. Sie kommt vor allem in ringförmigen Molekülen vor und wird exakt durch <a href="Molek%C3%BClorbital" class="mw-redirect" title="Molekülorbital">Molekülorbital</a>-Modelle beschrieben.

</p>

<p>Bei <i>normalen</i> Einfachbindungen überlappen zwei <a href="Elektronenwolke" class="mw-redirect" title="Elektronenwolke">Elektronenwolken</a> (<a href="Atomorbital" title="Atomorbital">Atomorbitale</a>), so dass das entstehende <a href="Molek%C3%BClorbital" class="mw-redirect" title="Molekülorbital">Molekülorbital</a> auf der Bindungsachse liegt. Dies garantiert maximale Überlappung und damit den größten Energiegewinn. Weil der kleinste mögliche Winkel zwischen zwei Atomorbitalen 90° beträgt, kann diese Anordnung aufgrund geometrischer Zwänge unmöglich sein. In einem solchen Fall kann das bindende Elektronenpaar die Bindungsachse überspannen. Die Form der Bindung erinnert dann an eine Banane. Weil die Bindungselektronendichte nicht in der Achse zwischen den beiden verbundenen Atomen liegt, ist die Orbitalüberlappung nicht optimal und die Bindung daher schwächer. Dies führt dazu, dass Verbindungen mit Bananenbindungen instabiler und viel reaktiver sind. Dies äußert sich auch in einer im Vergleich zu <a href="Isomer" class="mw-redirect" title="Isomer">isomeren</a> Verbindungen größeren <a href="Verbrennungsenthalpie" class="mw-redirect" title="Verbrennungsenthalpie">Verbrennungsenthalpie</a>.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Beispiele_für_Bananenbindungen"><span id="Beispiele_f.C3.BCr_Bananenbindungen"></span>Beispiele für Bananenbindungen</h2></div>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Cyclopropan">Cyclopropan</h3></div>

<p>Das einfachste Beispiel einer Bananenbindung ist beim <a href="Cyclopropan" title="Cyclopropan">Cyclopropan</a> C<sub>3</sub>H<sub>6</sub> zu finden. Das Molekül ist ein Ring, der aus drei Atomen besteht. Daraus ergäbe sich ein <a href="Bindungswinkel" title="Bindungswinkel">Bindungswinkel</a> von 60°. Da aber die Elektronenwolken in einem sp³-<a href="Hybridorbital" title="Hybridorbital">hybridisierten</a> C-Atom ungefähr in einem 109° Winkel angeordnet sind, ist keine gestreckte Anordnung bei der Bindung möglich. Die sp³ Hybridorbitale sind jeweils um etwa 25° aus der Bindungsachse gedreht. Eine bessere Näherung liefert das <a href="Walsh-Modell" title="Walsh-Modell">Walsh-Modell</a>, das von sp² hybridisierten Kohlenstoffen ausgeht.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Ethen">Ethen</h3></div>

<p>Für C=C-Doppelbindungen werden zwei Modelle diskutiert. <a href="Linus_Pauling" title="Linus Pauling">Linus Pauling</a> beschreibt Doppelbindungen als aus zwei gleichwertigen Bindungen bestehend, den oben vorgestellten Bananenbindungen.<sup id="cite_ref-1" class="reference"><a href="#cite_note-1"><span class="cite-bracket">[</span>1<span class="cite-bracket">]</span></a></sup> <a href="Erich_H%C3%BCckel" title="Erich Hückel">Erich Hückel</a> schlägt dagegen vor, dass sie sich aus einer sigma- und einer pi-Bindung zusammensetzt.<sup id="cite_ref-2" class="reference"><a href="#cite_note-2"><span class="cite-bracket">[</span>2<span class="cite-bracket">]</span></a></sup> Welche Erklärung die bessere ist, ist noch nicht abschließend geklärt, obwohl einige theoretische Chemiker beide Darstellungen als äquivalent ansehen.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Diboran">Diboran</h3></div>

<p>Bei der Verbindung <a href="Diboran" title="Diboran">Diboran</a> (B<sub>2</sub>H<sub>6</sub>) ist ein spezieller Fall einer Bananenbindung zu finden. Es handelt sich um eine 2-Elektronen-<a href="Dreizentrenbindung" title="Dreizentrenbindung">3-Zentren-Bindung</a>. Die zwei Elektronen befinden sich in einem Molekülorbital, das über drei Atome delokalisiert ist.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Weblinks">Weblinks</h2></div>

<ul><li><a rel="nofollow" class="external text" href="https://www.chemieunterricht.de/dc2/ch/cht-013.htm">Dr. Blumes Chemie der Kohlenwasserstoffe</a></li></ul>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Einzelnachweise">Einzelnachweise</h2></div>

<li id="cite_note-1"><span class="mw-cite-backlink"><a href="#cite_ref-1">↑</a></span> <span class="reference-text">Linus Pauling: <i>The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules</i>. <i>J. Am. Chem. Soc.</i> <b>1931</b>, <i>53</i> 1367–1400.<br>F. Weinhold, Clark R. Landis: <i>Valency and Bonding: A Natural Bond Orbital Donor-Acceptor Perspective</i>, Cambridge University Press, 2005, ISBN 0-52183128-8.</span>

</li>

<li id="cite_note-2"><span class="mw-cite-backlink"><a href="#cite_ref-2">↑</a></span> <span class="reference-text">E. Hückel: <i>Z. Phys</i> <b>1930</b>, <i>60</i>, 423.; Penney, W. G. <i>Proc. R. Soc. London</i> <b>1934</b>, <i>A144</i>, 166; <i>A146</i>, 223.</span>

</li>

</ol></div><div><div class="zim-footer">

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