Didaktischer Prüfstand

Im Unterricht ist mehr als unter Fachwissenschaftlern auf klare, eindeutige und widerspruchsfreie Begrifflichkeit zu achten. Schließlich sollen Schüler durch unsere Darstellungsformen, Sprechweisen oder Begriffe nicht verwirrt werden.

In dieser Rubrik stellen wir deshalb in bunter Folge solche in der Schule üblichen Ausdrucksweisen auf den „didaktischen Prüfstand“, um einerseits in der Diskussion zu ermitteln, inwiefern die Schüler damit verwirrt werden können und andererseits um mögliche Alternativen zu entwickeln und ihre Vor- und Nachteile abzuwägen.

Verfolgen Sie unsere Diskussionen! Wenn Sie MNU-Mitglied sind, können Sie sich aktiv beteiligen. Dazu müssen Sie sich registrieren. Klicken Sie dazu unter „Login“ auf „Noch kein Benutzerkonto erstellt?“ Mit dem dann zugesandten Benutzernamen und Passwort können Sie die Leistungen für MNU-Mitglieder abrufen und hier am Didaktischen Prüfstand aktiv  teilnehmen.

Kooperation mit der GDCh-Fachgruppe Chemieunterricht bei Themen des Faches Chemie

  • Die Verantwortlichen der AG „Terminologie und Symbolik im Chemieunterricht“ der FGCU werten zu einem bestimmten Zeitpunkt die Diskussionsbeiträge aus und fertigen Empfehlungen an, die in der Zeitschrift Chemkon, auf der Homepage der FGCU oder in einer GDCh-Publikation veröffentlicht werden.
  • Die Mitglieder der FGCU, die nicht MNU-Mitglieder sind, erhalten wie die MNU-Mitglieder das Recht, Diskussionsbeiträge für den Didaktischen Prüfstand auf der Homepage des MNU zu veröffentlichen. Sie reichen ihre Texte dazu bei Dr. Bernhard Sieve ein: sieve@idn.uni-hannover.de

Themenübersicht

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.

 

In der verlinkten Tabelle sind stichwortartig mit kurzen Erläuterungen Themen aufgeführt, die uns für den didaktischen Prüfstand genannt wurden. Wenn Sie eines der Themen bearbeiten möchten oder weitere Vorschläge einreichen möchten, tragen Sie dies bitte im Kommentarfeld unterhalb der Tabelle ein.

Liste der Themenvorschläge

Impressum

MNU

Deutscher Verein zur Förderung des mathematischen und naturwissenschaftlichen Unterrichts e. V.

Bundesgeschäftsstelle

Geschäftsführer: Oliver Seeberger

MNU-Geschäftsstelle
im VDI-Haus
VDI-Platz 1
40468 Düsseldorf

Registergericht

Amtsgericht Hamburg
Registernummer: 69 VR 4592

USt-IdNr.: DE118714371

Telefon
+49 (0)211-62147106
E-Mail
info(at)mnu.de
oliver.seeberger(at)mnu.de

Inhaltlich verantwortlich nach §55 (2) RStV

Vorsitzender: Frank Herrmann

E-Mail
frank.herrmann(at)mnu.de

Datenschutz und Disclaimer

Datenschutzerklärung
Haftungsausschluss

Ihre Nachricht an uns

Seitenübersicht