Een '''banaanbinding''' treedt op tussen twee atomen als de geometrie van hetde molecuulmolecule het niet mogelijk maakt de normale bindingshoeken tussen bindingen aan te houden. Het type binding dankt zijn naam aan de banaan-achtige vorm van het gebied waar de elektroendichtheidelektronendichtheid het grootst is.
<gallery>
ImageBestand:Coulson Moffit Model.png|'''Figuur 1:''' Banaanbinding in [[cyclopropaan]] te beschrijven. De bindingen die naar substituenten gaan liggen in deze tekening eigenlijk boven elkaar, één boven het vlak van de tekening, en één eronder.
ImageBestand:Ethene tau orbitals.svg|'''Figuur 2:''' de vorming van een bananenbindingen (in deze figuur zelfs twee) uit atoom-orbitalen
</gallery>
Een bekend voorbeeld van deze binding wordt gevormd door [[cyclopropaan]] dat bestaat uit een drie-ringdriering van drie koolstofatomen. De bindingshoeken tussen de bindingen naar de twee andere kolstofatomen zouden dan 60<sup>o</sup>° moeten zijn. Voor koolstof is de normale hoek veel groter: 109<sup>o</sup>°. Door het afbuigen van de orbitalen ontstaat een grote [[ringspanning]]. De atomen 'kunnen min of meer ontsnappen' aan de ringspanning door:
* ten eerste het [[orbitaal#s|s-karakter]] van de centrale bindingen te verlagen (dit verschuift naar de bindingen buiten de ring waardoor die meer uit elkaar buigen '''en''' korter worden). Het hogere [[orbitaal#p|p-karakter]] van de centrale bindingen maakt het mogelijk de hoek tussen deze bindingen tot 90<sup>o</sup>° te verlagen.
* eenten tweede ontsnappingsroute wordt geboden door de elektronendichtheid niet langs de verbindingsas tussen de kernen te leggen, maar in het gebied waar de orbitalen 'elkaar' ontmoeten. De hoek tussen de bindingen, de orbitalen, op het koolstofatoom blijft relatief groot, maar de orbitalen kunnen elkaar wel vinden.
NB: in bovenstaande figuur wordt de dubbele band tussen twee koolstof-atomen als twee bananenbindingen beschreven, het idee van de overlappende orbitalen met het banaanmodel blijft hetzelfde.
