Bildung + Gesellschaft

Die Beschreibungsweisen von Bindungen in Molekülen stammen aus dem 19. Jahrhundert und können auch heute noch zu Fehlvorstellungen bei Lernenden beitragen.In der Chemie gibt es zwei äquivalente Arten, den Zusammenhalt von Atomen in Molekülen zu beschreiben: Zum einen sind es mit Valenzstrichen gekennzeichnete Bindekräfte oder Bindefähigkeiten, zum anderen ebenfalls mit Strichen symbolisierte bindende oder freie Elektronenpaare. Im Märzheft 2022 der Nachrichten aus der Chemie kommen im chemiedidaktischen Beitrag „Vom Farbstoff zur Kopie“1) beide Modelle für ein und dieselbe Molekülstruktur vor. Uns als Experten fällt das nicht auf, weil wir beide Bindungsarten kennen (<link href="#nadc20224128023-fig-0001">Abbildung 1). Was stellen sich aber Lernende unter den einfachen Valenzstrichen im Vergleich mit den fünf Strichen an der Diazogruppe vor? Welche Fehlvorstellungen2) bilden sich, wenn beide Beschreibungsweisen vermischt werden?<figure xml:id="nadc20224128023-fig-0001"><figure><img alt="image" src="https://media.graphassets.com/4prYB0ERTCqHJzR6rsLG"><figcaption><label>Abb.1: </label>Diazotierung von 5-ASA und Bildung von 5-Diazosalicylsäure aus Lit.1), nur bei den Diazogruppen symbolisieren Striche freie Elektronenpaare.</figcaption></figure></figure><h2 type="main">Unterschiedliche Modelle, unterschiedliche Beschreibungsarten</h2>Sieht man alle Molekülsymbole des Märzhefts durch, findet man in 294 Fällen die angegebenen Strukturen durch das Bindekräftemodell gekennzeichnet, in nur 4 Fällen das Modell der Elektronenpaarformeln. Das weist auf ein Problem: Schüler und Schülerinnen lernen in der Klassenstufe neun die kovalente Bindung mit Elektronenpaaren und Oktettregel kennen. Im weiteren Unterricht werden sie meist gezwungen, konsequent die aufwendigen Molekülsymbole mit bindenden und freien Elektronenpaaren zu verwenden. Experten halten allerdings in den meisten Fällen das einfache Modell der Bindekräfte für ausreichend oder mischen beide Modelle in einem Molekülsymbol.Dass das Vermischen von Beschreibungsweisen zu Fehlvorstellungen führen kann, zeigt sich auch dann, wenn Lehrende Laborjargon verwenden und dabei nicht zwischen Teilchen- und Substanzebene unterscheiden.3)Die historische Betrachtung, wie Bindungsmodelle entstanden sind,4) zeigt, wie aus den Valenzstrichen in den Lehrbüchern Elektronenpaare wurden. Sie zeigt ebenfalls das Bemühen zu Beginn des 20. Jahrhunderts, Salzen sachgerecht den Ionenbegriff und die Ionenbindung zuzuordnen.<h2 type="main">Historisches Bindigkeitsmodell der Valenzen</h2>Das Messen erster Atom- und Molekülmassen zeigte Anfang des 19. Jahrhunderts immer deutlicher, dass ein Atom meist mit einer definierten Zahl anderer Atome verknüpft ist. Durch Kekulé5) und andere Wissenschaftler der Zeit kam um das Jahr 1860 mit dem Begriff der Valenz die Erkenntnis, dass das C-Atom vierwertig oder vierbindig in Bezug auf die Verknüpfung mit H-Atomen ist, also das vierwertige C-Atom vier H-Atome zum CH4-Molekül oder zwei O-Atome zum CO2-Molekül bindet.Als Kekulé auch die Fähigkeit der C-Atome fand, Ketten und Ringe zu bilden, begann die „fruchtbare Arbeit in der organischen Chemie“.6) Die Chemiker entwarfen erste zweidimensionale Formeln, diskutierten damit Probleme der Isomerie (<link href="#nadc20224128023-fig-0002">Abbildung 2, links), und Kekulé entwickelte Ideen für die Struktur des Benzolmoleküls5) (Abbildung 2, rechts).<figure xml:id="nadc20224128023-fig-0002"><figure><img alt="image" src="https://media.graphassets.com/Goi4pvPCS2uSXgooh9fI"><figcaption><label>Abb.2: </label>Links: Isomerieprobleme aus dem 19. Jahrhundert mit CH2Cl2-Molekülen;6) rechts: August Kekulés Vorschlag für die Struktur des Benzols.7)</figcaption></figure></figure>Van ’t Hoff8) löste Isomerieprobleme, indem er sich das Methanmolekül räumlich als Tetraeder vorstellte; er schlug dreidimensionale Strukturformeln vor und entdeckte schließlich das asymmetrische C-Atom (<link href="#nadc20224128023-fig-0003">Abbildung 3). „Die Erkenntnisse über die Verbindungskräfte oder Valenzen der Atome wurden zu den grundlegenden Voraussetzungen für die Aufklärung der Struktur der wichtigsten Kohlenwasserstoffe.“6)<figure xml:id="nadc20224128023-fig-0003"><figure><img alt="image" src="https://media.graphassets.com/K8FQ39akSvybjN5QWT8v"><figcaption><label>Abb.3: </label>Tetraedermodell zur Spiegelbildisomerie aus Henricus van ’t Hoffs Buch aus dem Jahr 1877.8)</figcaption></figure></figure>Alle diese Grundgedanken kamen ohne den Elektronenbegriff aus – dieser wurde erst gegen Ende des 19. Jahrhunderts formuliert und bei der chemischen Bindung in den 1920er und 1930er Jahren konkretisiert. Noch die 21. Auflage des „Lehrbuchs der Anorganischen Chemie“ von Holleman (später Holleman-Wiberg) aus dem Jahr 19379) stellte nicht den heute bekannten Elektronenbegriff für die chemische Bindung in den Mittelpunkt, sondern blieb bei Valenzen der Atome. Deshalb wurden – wie noch im Jahr 1955 von Remy10) – Strukturformeln beispielsweise wichtiger Säuren mit Valenzen formuliert, das N-Atom durfte durchaus „fünfwertig“ sein (<link href="#nadc20224128023-fig-0004">Abbildung 4).<figure xml:id="nadc20224128023-fig-0004"><figure><img alt="image" src="https://media.graphassets.com/cIKwPk3ZQzWgiLfF7OCP"><figcaption><label>Abb.4: </label>Molekülstrukturen für Säuren in Lehrbüchern bis zum Jahr 1955.10)</figcaption></figure></figure>In der Holleman-Wiberg-Auflage aus dem Jahr 1943 ist im Vorwort zu lesen: „Die Valenzstrichformeln haben sich in der anorganischen Chemie als weitgehend unzulänglich, ja vielfach geradezu als falsch und irreführend erwiesen. Trotzdem bedienen sich weitaus die meisten anorganischen Lehrbücher nach wie vor dieses Hilfsmittels.“11) Die damaligen Autoren nahmen aus ihrer Tradition zu den damals neuartigen Ionenformeln irreführenderweise die mit Bindestrichen versehenen Molekülformeln hinzu (<link href="#nadc20224128023-fig-0005">Abbildung 5). Dabei ist es durch Laue und Bragg seit dem Jahr 1912 klar, dass der Molekülbegriff für Salze nicht zutrifft. Hier liegt ein anderer Sachverhalt vor, nämlich die Ionenbindung in einem Ionengitter.<figure xml:id="nadc20224128023-fig-0005"><figure><img alt="image" src="https://media.graphassets.com/9m9zcFZuTyOfk0YswfLg"><figcaption><label>Abb.5: </label>Ionensymbole versus Molekülformeln einiger Salze im „Lehrbuch der Anorganischen Chemie“ von Holleman und Wiberg bis zum Jahr 1943.11)</figcaption></figure></figure><h2 type="main">Die Rolle der Elektronen</h2>Physiker (nicht Chemiker) haben sich mit ihren Experimenten bemüht, immer mehr Einblicke in das Innere der Atome zu gewinnen. Ein erfolgreiches Modell erstellte Bohr im Jahr 1913. Das Entscheidende an diesem Modell war, dass sich den Elektronen im Atom unterschiedliche Energien zuordnen ließen, die sich beispielsweise durch verschiedene Spektren bemerkbar machen. Da die Bahnen des Bohr-Modells für den Physiker die Energieniveaus der Elektronen symbolisieren, lag es nahe, die äußeren, energiereichsten Elektronen für die Bindung von Atomen verantwortlich zu machen und ein stabiles Energieminimum des gesamten Elektronensystems zu fordern. Dieser Gedanke war der Ansatz zu energetischen Berechnungen aufgrund der Quantenmechanik.Heutzutage ist es für theoretische Physiker und Chemiker Standard, Bindungen und Molekülstrukturen zu berechnen. Energieminima bei dieser Berechnung symbolisieren in den einfachsten Fällen die vier Elektronenpaare. Chemiker haben dies als ordnendes Prinzip zur Beschreibung der homöopolaren Bindung willkommen geheißen und vereinfacht als Oktettregel ausgedrückt.Nach Einführung der chemischen Bindung aufgrund von Elektronenpaaren stellten Holleman und Wiberg fest:11) „Jedes gemeinsame Elektronenpaar, also jede Atombindung wird durch einen vom betrachteten Atom ausgehenden Valenzstrich gekennzeichnet. Vielfach ist es dabei zweckmäßig, auch die freien Elektronenpaare durch quergerichtete Striche wiederzugeben“ (<link href="#nadc20224128023-fig-0006">Abbildung 6). Später dehnten die Autoren diese Schreibweise unzulässig auch auf ionische Verbindungen wie Chlorate, Sulfate, Phosphate und Silikate aus (<link href="#nadc20224128023-fig-0007">Abbildung 7).<figure xml:id="nadc20224128023-fig-0006"><figure><img alt="image" src="https://media.graphassets.com/Va4bCJoRStqpNLu0ucGh"><figcaption><label>Abb.6: </label>Erste Valenzstriche für bindende und freie Elektronenpaare im Holleman-Wiberg.11)</figcaption></figure></figure><figure xml:id="nadc20224128023-fig-0007"><figure><img alt="image" src="https://media.graphassets.com/C5r3QmmJRPBKMnX8tJbQ"><figcaption><label>Abb.7: </label>Valenzstriche wurden von Lehrbuchautoren auch an Formeln der Ionengitter von Salzen gesetzt.11)</figcaption></figure></figure>In den Holleman-Wiberg-Auflagen von 1943 bis 2017 symbolisieren neu eingeführte Grenzformeln mit dem Mesomerie-Doppelpfeil bestimmte Strukturen11) – er bedeutet, dass die wahre Struktur zwischen diesen Grenzstrukturen liegt (<link href="#nadc20224128023-fig-0008">Abbildung 8). Dabei wird das N-Atom im Nitration und im Säuremolekül vierbindig gedacht, damit die Gültigkeit von Achterschale und Edelgasregel erfüllt ist (Abbildung 8). Damit die Oktettregel erfüllt ist, die nur für wenige Atomarten gilt (wenn auch dort hilfreich), mutet man Lernenden diese aufwendigen Grenzstrukturen zu.<figure xml:id="nadc20224128023-fig-0008"><figure><img alt="image" src="https://media.graphassets.com/joyqFtjISba1MOq0ql0F"><figcaption><label>Abb.8: </label>Grenzstrukturen im Holleman-Wiberg mit Mesomeriepfeil für Nitration und Salpetersäuremolekül.11)</figcaption></figure></figure>Die aus dem 19. Jahrhundert stammenden Valenzstriche werden also stillschweigend auch für Elektronenpaare verwendet und rufen damit die Konfusion etwa hinsichtlich des N-Atoms hervor. Noch im Jahr 1953 kämpfte Friedrich Klages in seinem „Lehrbuch der Organischen Chemie“12) bei der Diazostruktur (<link href="#nadc20224128023-fig-0009">Abbildung 9) mit den Symbolen für Valenzen und Elektronenpaare: „Lediglich die alte Wertigkeitsformel III von Thiele mit fünfwertigem Stickstoff musste auf Grund der Elektronentheorie durch eine Formel mit vierbindigem Stickstoff ersetzt werden, wofür insbesondere die beiden Formeln IV und V in Betracht kommen.“12)<figure xml:id="nadc20224128023-fig-0009"><figure><img alt="image" src="https://media.graphassets.com/wujBFdgzRgyACl82KMZB"><figcaption><label>Abb.9: </label>Strukturvorstellungen zur Diazogruppe aus einem Lehrbuch der organischen Chemie aus den 1950er Jahren.12)</figcaption></figure></figure><h2 type="main">Bindungsmodelle für Lehre und Unterricht</h2>Nach Vorstellen von Eigenschaften und ersten Reaktionen verschiedener Substanzen ist in den Schulcurricula die Einführung des Atommodells nach Dalton vorgesehen, und es werden erste Atom- und Molekülsymbole eingeführt: H2, O2, H2O, CO2 und mehr. Da auch Salze und Salzlösungen frühzeitig vorgestellt werden, wäre sachgerecht der Ionenbegriff anzubieten – Chemielehrer und -lehrerinnen argumentieren allerdings, dass das erst mit Einführung des Kern-Hülle-Modells des Atoms möglich sei.Ein besonderes Periodensystem (<link href="#nadc20224128023-fig-0010">Abbildung 10), das sowohl Atome als auch zugehörige Ionen als Kugeln darstellt, soll Lernenden die Existenz von Ionen verdeutlichen und Fehlvorstellungen vermeiden.2) Mit der Definition von Ionen als elektrisch geladene Teilchen mit bestimmten Ionenladungen ist es möglich, auch bei den Salzen sachgerecht mit deren Aufbau aus Ionen zu argumentieren und die Ionenbindung einzuführen. Durch Kombination positiv und negativ geladener Ionen und bei Beachtung der Elektroneutralität sind viele Formeln von Salzen abzuleiten: Na+Cl–, Ca2+(Cl–)2, Al3+(F–)3 beziehungsweise NaCl, CaCl2 oder AlF3.13) Begleitend sollten Lernende zweidimensionale Modelle zeichnen und Kugelpackungsmodelle kennenlernen oder gar selbst bauen.13)<figure xml:id="nadc20224128023-fig-0010"><figure><img alt="image" src="https://media.graphassets.com/MZgAofzNRWiGFIQT6Q9i"><figcaption><label>Abb.10: </label>Ein Periodensystem der Elemente mit Kugeln als Symbole für Atome und Ionen.14)</figcaption></figure></figure>Ähnlich werden Nichtmetallatome nach einfachen Regeln (mit Ausnahmen) kombiniert. Dazu stehen über dem Kugelsymbol Zahlen, die Normbindefähigkeiten eines Atoms angeben. Je nach Gruppenzugehörigkeit lauten sie vier für C-Atome, drei bis fünf für N-Atome, zwei für O-Atome und deren Homologe, eins für F-Atome und deren Homologe. So kombiniert man Struktursymbole für H2O-, CO2-, CH4- oder C2H5OH-Moleküle – ohne ein differenziertes Atommodell.Mit Zuordnung der Bindefähigkeit fünf für das N-Atom lässt sich für das HNO3-Molekül die Molekülstruktur skizzieren. Lernende können so andere im Unterricht übliche Strukturen ableiten, viele Substanzen der organischen Chemie mit Formeln beschreiben und sie mit Molekülmodellen zwei- oder dreidimensional visualisieren.13)Diese Vermittlung ist ohne differenziertes Atommodell gedacht, damit Schüler und Schülerinnen bereits im ersten Jahr ihres Chemieunterrichts Molekül- und Ionengitterstrukturen kennenlernen. Sobald in höheren Klassenstufen das Kern-Hülle-Modell des Atoms eingeführt und die kovalente Bindung erarbeitet wird, ist deutlich zu machen: Bindefähigkeiten und Elektronenpaare sind als äquivalente Modelle zur Beschreibung von Molekülstrukturen zu betrachten – keines der Modelle ist richtig oder falsch.Wer qualitativ über Strukturen informieren will, kann mit den Strichsymbolen Bindefähigkeiten ausdrücken, wer Energien berechnen will, muss Elektronenpaare heranziehen.<h2 type="main">Einfachere Darstellungen wählen</h2>Auch Universitäten und Hochschulen sollten den Studierenden Unterschiede und Gemeinsamkeiten beider Bindungsmodelle deutlich machen und ihnen überlassen, zu welchem Sachverhalt sie das eine und wann sie das andere Modell wählen. Gerade den Anfängern in Schule und Universität sollte nicht abverlangt werden, die Darstellung der Molekülstrukturen mit bindenden und freien Elektronenpaaren – gar mit komplexen mesomeren Grenzstrukturen – konsequent zu verwenden, wenn es für solche Darstellungen viel einfacher ist, mit dem Bindigkeitsmodell zu arbeiten.<h2 type="main">Der Autor</h2>Diesen Beitrag haben Hans-Dieter Barke und Dieter Sauermann verfasst. Barke war bis zu seiner Pensionierung im Jahr 2013 Professor für Didaktik der Chemie an der Universität Münster und forschte vorrangig über Schülervorstellungen zur Struktur der Materie und deren Korrektur im Chemieunterricht. Sauermann war Professor an der Fachhochschule München und lehrte das Fach Chemie für Ingenieure. Beide veröffentlichen seit langer Zeit neue Ideen zur Verbesserung des Chemieunterrichts.<h2 type="main">AUF EINEN BLICK</h2>Die aus dem 19. Jahrhundert stammende Schreibweise mit Valenzstrichen nutzten Chemiker stillschweigend auch für Elektronenpaare.Lehrbücher zeigten selbst Salze mit Valenzstrich-Schreibweise anstatt fachlich angemessener Ionengitter.Bindefähigkeiten und Elektronenpaare sind zwei äquivalente Modelle, Molekülstrukturen zu beschreiben. Deren Unterschiede sollte Lernenden deutlich werden.<ul class="references" xml:id="nadc20224128023-bibl-0001" cited="no" style="numbered"><li xml:id="nadc20224128023-bib-0001">1 M. Ducci, Nachr. Chem. 2022, 70 (3), 15</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0002">2 H.-D. Barke, Diagnose und Korrektur von Schülervorstellunge, Springer, Heidelberg 2006</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0003">3 H.-D. Barke, Chemkon 2019, 26, 114</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0004">4 H.-D. Barke, Chemkon 2021, 28, 336</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0005">5 A. Kekulé, Lehrbuch der Organischen Chemie, Band 1 – 3. Erlangen 1860, 1866</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0006">6 W. Strube, Der historische Weg der Chemie. VEB Grundstoffindustrie, Leipzig 1976</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0007">7 G. Bugge, Das Buch der großen Chemiker Verlag Chemie, Weinheim 1955</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0008">8 J. H. van ’t Hoff, La chimie dans l‘espace, Übersetzung von F. Herrmann: Die Lagerung der Atome im Raume. Vieweg, Braunschweig 1877</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0009">9 A. F. Holleman, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, De Gruyter, Berlin 1937</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0010">10 H. Remy, Grundriss der Anorganischen Chemie, Geest und Portig, Leipzig 1955</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0011">11 A. F. Holleman, E. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, De Gruyter, Berlin, 1943 – 2017</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0012">12 F. Klages, Lehrbuch der Organischen Chemie I und II. De Gruyter, Berlin 1953</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0013">13 H.-D. Barke, R. Rölleke, Prax. Naturwiss., Chem. Sch. 2017, 66 (2), 41</li><li xml:id="nadc20224128023-bib-0014">14 R. Rölleke, F. Seeberger, PSE der Atome und Ionen, 2020, <a href="https://www.educhem.eu" target="_blank">www.educhem.eu</a> (Stand 14.07.2022)</li></ul>

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