1 SPRECH- UND DARSTELLUNGSWEISEN AUF DEM PRÜFSTAND 

Für die chemische Bindung in Molekülen ist eine Vielzahl von Bezeichnungen gebräuchlich, die häufig synonym benutzt werden.

Am weitesten verbreitet sind die Begriffe Atom- und Elektronenpaarbindung sowie kovalente Bindung. Abbildungen, die diese Bindungsverhältnisse im Molekül auf struktureller Ebene wiedergeben sollen, werden als Struktur-, Elektronen-, Lewis- oder Valenzstrichformeln bezeichnet. In den Formeln werden die Elektronenpaare dann einerseits in bindende und andererseits nichtbindende bzw. freie oder isolierte Elektronenpaare unterschieden.

2 Verwirrungspotenzial obiger Sprech- und Darstellungsweisen

A. Die Bezeichnung »Atombindung« kann von Lernenden fehlverstanden werden, da sie davon ausgehen, dass trotz der Bindung auch im Molekül noch Atome als solche vorhanden sind, was auch durch den Gebrauch von Summenformeln mit unveränderten Atomsymbolen unterstützt wird. Dies ist aber nicht der Fall, da sich die Atome der im Molekül gebundenen Elemente durch die Bindung ja verändert haben, erhalten bleiben allenfalls die Atomrümpfe. (Dies betrifft im Übrigen auch die metallische Bindung. Es sollte u. E. davon abgesehen werden zu formulieren »Metalle sind aus Atomen aufgebaut«, da sowohl im Elektronengas- als auch im Bändermodell keine Atome im eigentlichen Sinn mehr vorliegen. Von Atomen sollte daher nur bei Edelgasen gesprochen werden).

Der Begriff »kovalent« ist für die Lernenden nicht konnotiert, was einerseits das Entstehen nicht korrekter Vorstellungen minimiert, andererseits jedoch auch die Ausbildung tragbarer Vorstellungen durch seine Abstraktheit deutlich erschwert.

B. Die »Elektronenformel« kann verwirren, da sie ja nicht die Formel eines Elektrons ist, sondern die strukturelle Darstellung eines Moleküls. Die »Strukturformel« wiederum wird im Chemieunterricht häufig doppeldeutig verwendet. Unter dem Oberbegriff der »Strukturformel« einerseits subsummieren sich eigentlich eine Menge unterschiedlicher Formelschreibweisen, die zwar alle Aussagen über die Struktur eines Moleküls zulassen, sich in ihrer Darstellung und ihrer Aussagekraft jedoch zum Teil deutlich unterscheiden. Es sind dies z. B. Lewis-, Valenzstrich-, Keilstrich- oder Skelettformeln, aber auch die unterschiedlichsten Projektionsformeln, wie Fischer-, Haworth- oder Newman-Projektion.

Ist es nun sinnvoll, diesen Oberbegriff andererseits in der Schule gleichzeitig auch für eine ganz bestimmte Strukturformel zu verwenden, um das zusätzliche Lernen von Namen (»Lewisformel«) oder abstrakten Fremdwörtern (»Valenzstrichformel«) zu vermeiden?

C. Mit einer in der Chemie seltenen begrifflichen Klarheit wartet die Bezeichnung »bindendes Elektronenpaar« auf. Schon allein durch diesen Namen ist jedem Schüler sofort und eindeutig ersichtlich, worum es sich handelt. Ganz anders dagegen verhält es sich mit dem »nichtbindenden Elektronenpaar«, das dem Lernenden suggerieren kann, diese Elektronen könnten nicht binden, seien also nicht in der Lage eine Bindung einzugehen – hausgemachte Fehlvorstellungen scheinen dadurch geradezu programmiert. Das aus der wörtlichen Übersetzung aus dem Englischen abgeleitete »isolierte Elektronenpaar« dagegen verleitet zu der Vorstellung, es handle sich um Elektronen, die an keinen − wie auch immer gearteten− Rumpf mehr gebunden seien. Diese Gefahr besteht in reduzierterem Maße auch bei der Bezeichnung als »freies Elektronenpaar«.

Aber das »nichtbindende Elektronenpaar« ist zusätzlich noch aus einem zweiten Grund problematisch, da der Begriff in der MO-Theorie ebenfalls Verwendung findet, wo zwischen bindenden, nichtbindenden und antibindenden Molekülorbitalen differenziert wird. Ein nichtbindendes Elektronenpaar der Lewis-Bindung ist aber etwas fundamental anderes als ein Elektronenpaar, das ein nichtbindendesMolekülorbital besetzt.

3 Vorschläge zur Minimierung von Verwirrung und Verständnisschwierigkeiten

Zu A. Die Bezeichnung »Elektronenpaarbindung« scheint für die Schule am zielführendsten zu sein, da bereits der Begriff eindeutig beschreibt, um welche Modellvorstellung es sich handelt, nämlich die Bindung zweier Partner, die durch Paarbildung von Elektronen zustande kommt. Dabei ist unerheblich, ob das Molekül, bzw. die Bindung deswegen zustande kommt, weil zwei einzelne Elektronen gepaart werden oder ein bereits vorhandenes Paar eine Elektronenpaarlücke beim Bindungspartner ausfüllt. So lassen sich durch die Benennung schon tragfähige Vorstellungen entwickeln, ohne dass neue, abstrakte Begrifflichkeiten (kovalent) eingeführt und gelernt werden müssen oder hausgemachte Fehlvorstellungen (Atombindung) befördert werden.

Zu B. Lewis- oder Elektronenformel sind synonyme Begriffe für dasselbe − eine Symbolschreibweise unter Angabe der Atomrümpfe durch die Elementsymbole sowie der Valenzelektronen. Sie unterscheiden sich von der Valenzstrichformel lediglich dadurch, dass alle Elektronen einzeln als Punkte dargestellt werden, wogegen sie bei der Valenzstrichformel gepaart und diese resultierenden Paare durch Striche symbolisiert werden. Die Darstellung mit Strichen ist im schulischen Bereich bei weitem die häufigste, da die reine Lewisformel durch die vielen Punkte deutlich unübersichtlicher wirkt. In der Praxis werden beide Formeln auch oftmals durchmischt, z. B. bei der Darstellung von Radikalen. Dies stellt aus unserer Sicht allerdings kein Problem dar, sondern eher eine Vereinfachung und muss mit Schüler/innen nicht thematisiert werden. Da sich die Schulwirklichkeit stark an der Valenzstrichformel orientiert, wäre diese Bezeichnung auch zu favorisieren, obwohl dadurch der Begriff der »Valenz« eingeführt werden muss. Eine brauchbare Alternative böte allerdings statt eines Einzelbegriffs auch eine Phrase in der Form von »Strukturformel mit bindenden und freien Elektronenpaaren bzw. Elektronen« (bei Radikalen), da dadurch exakt beschrieben wird, was dargestellt bzw. in Aufgaben erwartet wird.

Zu C. Die Bezeichnung als »freies Elektronenpaar« ist klar zu favorisieren, da sie die geschilderte Fehlvorstellung, das entsprechende Paar könne keine Bindungen eingehen, vermeidet. Im Gegenteil, es wird sogar klar, dass das Paar für eine potentielle Bindung zur Verfügung steht, sozusagen frei ist, eine Bindung mit einem elektrophilen Partner einzugehen − nicht nur bei Protolysereaktionen sondern auch bei der Komplexbildung eine hilfreiche Vorstellung. Daher ist diese Bezeichnung auch deutlich besser als »isoliertes Elektronenpaar«, weil in den Köpfen der Lernenden ein zutreffendes Bild entsteht. Sicherlich kann frei auch im Sinne von »an keinen Partner gebunden, frei bewegliche Elektronen« missverstanden werden, wobei diese Gefahr allein schon durch das meist paarweise Auftreten quasi eliminiert wird. Zusätzlich werden die Konflikte mit der MO-Theorie vermieden, da der Begriff des »freien Elektronenpaares« nicht doppelt besetzt ist und in keiner anderen Bindungstheorie auftaucht. Dieser Vorteil ist für die Schule sicher von untergeordneter Bedeutung, da die Molekülorbitaltheorie dort nur selten eine Rolle spielt. Immer wieder kommt es aber an den Universitäten zu Fehlinterpretationen bei Studierenden, wenn sie − geprägt durch ihre schulische Chemieausbildung − beispielswiese bei der Betrachtung der Bindungsverhältnisse im CO2 versuchen, eine Korrelation zwischen den freien Elektronenpaaren einer Valenzstrichformel und nichtbindenden Molekülorbitalen herzustellen. Auch auf diese Anschlussfähigkeit in der Ausbildung sollte an den Schulen geachtet werden.

4 Abwägung

Auch wenn es sicher für viele Kolleginnen und Kollegen eine Umorientierung in ihrem Sprachgebrauch erfordert, ist es bei diesem Thema nach unserem Dafürhalten relativ gut möglich, durch die Wahl geeigneter Begrifflichkeiten auf einfache Art und Weise bei den Lernenden für mehr Verständnis und weniger Fehlvorstellungen zu sorgen.

5 Impulse zum Weiterdenken

  • Handelt es sich bei der Koordinativen Bindung auch um eine Form der Elektronenpaarbindung? Wenn ja, wodurch unterscheiden sich Bindungen in Molekülen von denen in Komplexen?
  • Was ist eine Halbstrukturformel?
  • Welche Missverständnisse können entstehen, wenn man bei der Valenzstrichformel eines Kohlenwasserstoffmoleküls zwar die bindenden Elektronenpaare zeichnet, die Atomrümpfe des Wasserstoffbausteins (das Symbol H) hingegen einfach weglässt?

Nehmen Sie Stellung zu diesem Vorschlag, berichten Sie von Reaktionen Ihrer Schüler, beteiligen Sie sich am didaktischen Prüfstand: Schreiben Sie uns Ihre Kommentare und Anregungen.

Zusammengestellt auf Grundlage der Ergebnisse einer Arbeitsgruppe »Didaktischer Prüfstand« bei der MNU-Chemie-Bundesfachleitertagung 2016.

 

Kommentare  

# Kremer Matthias 2018-05-02 17:45
Autor: Prof. Dr. Günter Baars

Lewis-Formeln
Der Begriff «Lewis-Formel» ist für mich grundlegend; synonym dazu ist der Ausdruck «Konstitutionsformel» (Konstitution: Verknüpfung/Anordnung der Atome; wir sprechen ja auch von Konstitutionsisomerie); die Lewis-Formel ist keine «Strukturformel»! Eine Strukturformel gibt die räumliche Anordnung der Atome in einem Molekül an. Eine Lewis-Formel kann Hinweise dazu geben, ist aber selber keine Strukturformel (wozu bräuchten wir sonst Erklärungen zu Fischer-Projektionen, die ja auch Lewis-Formeln sind usw.?).
Ich verwende «nicht bindende Elektronenpaare» in dem Sinne, dass sie in dem jeweiligen Molekül keine Bindung eingehen, im Vergleich zu den bindenden Elektronenpaaren. Damit hatte ich noch nie irgendwelche Probleme im Unterricht. Dass auch nicht bindende Elektronenpaare Elektronenpaarbindungen eingehen können, erfahren die Schülerinnen und Schüler z. B. bei den Lewis-Formeln SO2 oder SO3 usw (dass es sich dabei um Grenzformeln handelt, ist an dieser Stelle nicht von Bedeutung). Ein Atom, in diesem Fall das S-Atom, liefert beide Elektronen für die Elektronenpaarbindung.
In den Lewis-Formeln kann man auch die nicht bindenden Elektronenpaare weglassen:
Formel1
Anhand einer Lewis-Formel soll man erkennen, wie die Atome miteinander verknüpft sind.

Komplexe
Ich möchte jetzt nicht die Frage erörtern, was ein Komplex ist. Nehmen wir Komplexionen wie z. B. FeBr4 (Katalysator für Substitutionsreaktionen an Alkanen mit Halogenen); entweder betrachtet man die Bindungen zwischen Metallion und Liganden als Elektronenpaarbindungen (starke Coulomb-Kräfte zwischen Fe3+ und den Liganden, beide Bindungselektronen stammen jeweils von den Liganden) oder als Ion-Ion-Beziehung (vgl. einschlägige Fachliteratur). Ich bezeichne die Bindungen als Elektronenpaarbindungen und verwende den Ausdruck «Koordinative Bindung» nicht (es handelt sich um Modelle). Diese Elektronenpaarbindungen unterscheiden sich nicht von Bindungen, die durch Überlagerung einfach besetzter Elektronenwolken oder durch die Bereitstellung eines Elektronenpaars (z. B. SO2 oder SO3) zustande kommen. Weshalb also noch einen zusätzlichen Begriff wie «Koordinative Bindung»?
«Halbstrukturformeln» gibt es bei mir nicht, sondern «Gruppenformeln mit und ohne Bindungen» [H3C-CH2-OH; H3C(CH2)5CH2OH)].

Kohlenwasserstoffe
Die Lewis-Formeln von Kohlenwasserstoffen lassen sich sehr wohl vereinfachen: ohne die Symbole der H-Atome oder ohne die Symbole der H-Atome und ohne die Symbole der bindenden Elektronenpaare:

Formel2
Vgl. auch Baars, G.; Deuber, R. 2017: Chemie für das Grundlagenfach am Gymnasium. hep-verlag. Bern

Ich verwende also folgende Begriffe:
Bindungen: Elektronenpaarbindung, Ionenbindung, Metallbindung
Formeln: Summenformel, Verhältnisformel, Lewis-Formel, Skelettformel, Gruppenformel, Strukturformel
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