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.

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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

In Schulbüchern, teilweise aber auch in Hochschullehrbüchern, findet man verschiedene Formeldarstellungen für das Sulfat-Ion bzw. für die Schwefelsäure. Im klassischen Fall wird die Lewis-Formel mit zwei S=O-Doppelbindungen und mit zwei S-O-Einfachbindungen gezeichnet (Formel I). Demgegenüber finden sich in moderneren Hochschullehrbüchern vermehrt Formeln, bei denen das Sulfat-Ion mit vier S-O-Einfachbindungen und demnach vier einfach negativ geladenen Sauerstoff-Atomen und einem zweifach positiv geladenen Schwefel-Atom gezeichnet wird (Formel II) (Mortimer, Müller, Beck, 2015). In dieser Schreibweise gehorcht das Schwefel-Atom also der Oktettregel (Abb. 1).

Oktett1.png                 

Diese beiden Formeln haben einen historisch begründeten Ursprung. Es war kein geringerer als Gilbert Newton Lewis (1875-1946), der bei der Einführung seiner Elektronenpaarschreibweise feststellte, dass sich in den Molekülen und Ionen der Hauptgruppenelemente immer 8 Elektronen um ein Atom herum befinden (Jensen, 1984)

Die Lewisformel-Darstellung stößt aber scheinbar an ihre Grenzen, wenn in der Koordinationssphäre, insbesondere der schwereren Elemente der dritten und höheren Perioden, mehr als vier Atome oder vier Atome plus freie Elektronenpaare angeordnet sind. Um solche gewissermaßen „hypervalenten“ Fälle vernünftig erklären zu können, schlug Linus Pauling die sp3d-Hybridisierung für trigonal bipyramidale Moleküle, wie bei PF5 und die sp3d2-Hybridisierung für oktaedrische Molekül-Ionen wie bei PF6 vor. Pauling erschien die Ladungsanhäufung als ein ungünstigerer Zustand als die Erweiterung des Oktetts durch Einbeziehung von d-Orbitalen (Pauling, 1960).

Verwirrungspotenzial obiger Sprech- und Darstellungsweisen

Betrachten wir die „traditionelle“ hypervalente Schreibweise (Formel I), so bereitet es Schüler/inne/n immer wieder Schwierigkeiten zu entscheiden, ob und wann denn nun eine Oktett-Erweiterung „erlaubt“ ist und wann nicht. Gerade bei den Stickstoff-Sauerstoff-Verbindungen ist es sehr verlockend, das Oktett unerlaubterweise zu überschreiten, etwa beim Nitrat-Ion zwei Doppelbindungen zu zeichnen.

Eine weitere Schwierigkeit bei dieser Darstellung taucht auf, wenn man sich die Struktur des Sulfat-Ions näher anschaut oder das Elektronenpaar-Abstoßungsmodell bemüht, um den räumlichen Aufbau vorherzusagen. Tatsächlich ist das Sulfat-Molekül nämlich symmetrisch tetraedrisch aufgebaut, mit gleich langen S-O-Abständen und regelmäßigen Winkeln (Mortimer, Müller & Beck, 2015). Hier muss dann das Mesomerie-Konzept ergänzend hinzugezogen werden, wonach die Formel nur eine von sechs Grenzstrukturen darstellt, der tatsächliche Zustand aber dazwischen liegt. Dies ist besonders problematisch, da im Chemieunterricht die Einführung der Lewis-Schreibweise und des Elektronenpaar-Abstoßungsmodells in der Regel in der Sek I erfolgt, zumeist in Klasse 9/10, die Delokalisation und die mesomeren Grenzstrukturen aber erst in der Sek II thematisiert werden. Man muss als Lehrender also entweder um solche Beispiele „herumgreifen“ oder „falsche“ Darstellungen bzw. Unstimmigkeiten in Kauf nehmen.

Andererseits lässt sich dieses Problem ohnehin nicht ganz umgehen, da etwa in den Formeln des SO2- oder des SO3-Moleküls bei strenger Gültigkeit der Oktettregel ebenfalls Resonanzstrukturen vorkommen.

Die Gültigkeit der Oktettregel bringt in der Regel mehr Formalladungen in die Formeldarstellung. Dies sorgt bei vielen Schüler/inne/n für Schwierigkeiten. Diese sind allerdings nicht vermeidbar, denn bei der Lewis-Schreibweise die Formalladungen zu bestimmen, durch Abzählen der Elektronen um ein Atom herum und Differenzbildung zur Zahl der Valenzelektronen laut Stellung im Periodensystem, gehört zum Grundhandwerkszeug bei der Formelschreibweise. Da bei strenger Gültigkeit der Oktettregel meist mehr Formalladungen in die Formeldarstellungen kommen, ergeben sich zusätzliche Möglichkeiten der Übung, die den Lernenden helfen können, mit diesem Sachverhalt kompetent umzugehen.

2   Vorschläge zur Minimierung von Verwirrung und Verständnisschwierigkeiten

Bereits seit den 1980er Jahren zeigten quantenmechanische Berechnungen, dass sich die Bindungsverhältnisse in „hypervalenten“ Molekülen oder Ionen wie auch ohne die Beteiligung von d-Orbitalen beschreiben ließen (Kutzelnigg, 1984). Zu Beginn dieses Jahrhunderts konnten Elektronendichtebestimmungen durch Röntgenstrukturanalysen an vielen Beispielen die Gültigkeit der Oktettregel belegen. Vielleicht am deutlichsten wurde dies am Beispiel der hochaufgelösten Elektronendichtebestimmung des Kaliumsulfats K2SO4 (Schmøkel et al., 2012) zusammengefasst in (Irmer, Stalke, 2017). Diese Untersuchungen zeigen für das Sulfat-Ion sehr überzeugend, dass alle S-O-Bindungen als reine σ-Bindungen mit polaren Anteilen (dies verursacht auch die Verkürzung gegenüber einer reinen Einfachbindung) beschrieben werden können. An den (formal einfach negativ geladenen) Sauerstoff-Atomen sind jeweils drei Elektronendichtemaxima zu beobachten, die als freie Elektronenpaare gedeutet werden können. Das Schwefelatom weist eine Elektronendichte auf, die mit einer zweifach positiven Ladung gut in Übereinstimmung steht.

Damit gibt die Formeldarstellung (II) in Abb. 1 unter Beachtung der Oktettregel die Bindungsverhältnisse im Sulfat-Ion sehr viel besser wieder als die Formeldarstellung (I). Gleiches gilt für hypervalenten Moleküle wie Schwefeldioxid, Schwefelsäure und Phosphorsäure oder weitere Ionen wie das Phosphat.

         Oktett2

An dieser Stelle stellt sich weniger die Frage, wie man es Schüler/inne/n „leichter“ machen kann, sondern eher die Frage, inwieweit man mit seiner Schreibweise dem „tatsächlichen“ Zustand des Moleküls oder Ions nahekommt, also geht es primär um die fachliche Korrektheit. Wenn dabei eine für die Schüler/innen einfachere Vorgehensweise herauskommt, umso besser.

3   Abwägung

Die Formeldarstellung unter Berücksichtigung der Oktettregel gibt die Bindungsverhältnisse in „hypervalenten“ Molekülen oder Ionen der Hauptgruppenelemente wie Schwefelsäure, Sulfat, Phosphorsäure oder Phosphat besser wieder als eine Schreibweise mit Erweiterung des Oktetts. Für Schüler/innen bietet diese fachlich korrektere Darstellung auch noch eine Erleichterung bei der Formelschreibweise. So entfällt die Unterscheidung zwischen der Einhaltung der Oktettregel in der zweiten Periode und der Erweiterung in der 3. und höheren Periode.

4   Impulse zum Weiterdenken

Auf ein paar Fallstricke sei noch hingewiesen.

Moleküle wie PF5 oder SF6 müssen dann konsequenterweise in Ionen aufgeteilt geschrieben werden (Abb. 3). Andererseits spielen diese Verbindungen im schulischen Chemieunterricht jedoch kaum eine Rolle.

Oktett3

Eine Tücke lauert an einer ganz anderen Stelle. Zeichnet man auch die Sulfonsäuregruppen

(-SO3H) an aromatischen Systemen konsequenterweise gemäß der Oktettregel mit vier Einfachbindungen, so lässt sich kein –M-Effekt mehr formulieren, der z.B. die meta-dirigierende Wirkung der Sulfonsäuregruppe bei der elektrophilen Zweitsubstitution (z.B. Nitrierung von Sulfonsäuren) erklären kann. Allerdings braucht man nicht unbedingt einen M-Effekt, um die dirigierende Wirkung zu beschreiben. Formuliert man die σ-Komplexe z.B. für die Nitrierung der Sulfonsäure an den verschiedenen Ringpositionen, so erkennt man, dass beim Angriff des Nitrosyl-Kations in ortho- oder para-Stellung am Ring-C-Atom, das die Sulfonylgruppe trägt, sich eine Grenzstruktur mit einer positiven Ladung ergibt (Abb. 4). Dies ist energetisch ungünstig, da das Schwefel-Atom ja ebenfalls eine positive Ladung trägt. Nur bei Substitution in meta-Position existiert keine Grenzstruktur mit einer solchen positiven Ladung am der Sulfogruppe unmittelbar benachbarten C-Atom. Einige Organik-Lehrbücher arbeiten deshalb schon gar nicht mehr mit M-Effekten (SYKES, 1996).

Oktett4 

Literatur

Irmer, E.; Stalke, D. (2017). Chemische Bindung unterrichten - ein Plädoyer für die Oktettregel. MNU-Journal 70(4), 227–234.

Jensen, W. B. (1984). Abegg, Lewis, Langmuir and the Octet Rule. Journal of Chemical Education 61(3), 191–200.

Kutzelnigg, W. (1984). Die chemische Bindung bei den höheren Hauptgruppenelementen. Angewandte Chemie 96(4), 262–286.

Mortimer, C. E., Müller, U., Beck, J. (2015). Chemie. Das Basiswissen der Chemie, 12. Aufl. Thieme, Stuttgart.

Pauling, L. (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals. An introduction to modern structural chemistry, 3. Aufl. Cornell Univ. Press, Ithaca, New York.

Schmøkel, M. S., Cenedese, S., Overgaard, J., Jørgensen, M. R. V., Chen, Y.-S., Gatti, C., Stalke, D., Iversen, B. B. (2012). Testing the concept of hypervalency: charge density analysis of K2SO4. Inorganic chemistry 51(15), 8607–8616.

Sykes, P., Hopf, H. (Hrsg.) (1996). Wie funktionieren organische Reaktionen? Reaktionsmechanismen für Einsteiger. VCH, Weinheim.

Erhard Irmer ist Lehrer am Otto-Hahn-Gymnasium in Göttingen und derzeit im Schülerlabor XLAB der Universität Göttingen unter anderem für die Einbindung von Lehramtsstudierenden zuständig. Neben der Durchführung von Lehrerfortbildungen war er Mitherausgeber der Zeitschrift „Praxis der Naturwissenschaften - Chemie in der Schule“ und ist als Schulbuchautor und Redakteur bei der Zeitschrift „CHEMKON“ tätig.

Georg-August-Universität Göttingen, XLAB – Göttinger Experimentallabor für junge Leute, Justus-von-Liebig-Weg 8, D-37077 Göttingen, Tel. 0551 39 25270

E-Mail: erhard.irmer@chemie.uni-goettingen.de

Kommentare  

# Baars Günter 2021-03-29 09:21
Prof. Dr. Dr. h. c. Günter Baars, Bern

Nehmen wir doch unsere Gymnasiastinnen und Gymnasiasten endlich ernst.

Eine Replik zum Aufsatz von Erhard Irmer «Oktett-Erweiterung oder konsequente Anwendung der Oktettregel», MNU 06, 2020, Zur Diskussion gestellt

In meinen Vorträgen erzählte ich oft, wenn es um die Oktettregel ging, dass meine Schülerinnen und Schüler in der Schweiz «bis acht zählen können. Sie müssen das nicht mehr anhand von Elektronen üben.» Wann hören wir endlich auf zu lehren, dass sich Atome verbinden, um ein Oktett auf der äussersten Schale zu erhalten? Eine Vorstellung, die sich in den Köpfen der jungen Menschen leider stark und nachhaltig einprägt. Bei den mündlichen Abiturprüfungen im Kanton Bern habe ich als Experte in diesem Zusammenhang vor kurzem folgende Antwort eines Abiturienten auf die Frage gehört, warum sich Nichtmetallatome miteinander verbinden: „Sie verbinden sich, weil sie dadurch den Edelgaszustand, d. h. acht Elektronen auf der Valenzschale, erreichen.“ Bei weiterem Nachfragen konnte er keine anderen Kriterien nennen.

Warum muten wir es unseren Schülerinnen und Schülern nicht zu, mit elektrisch geladenen Teilchen und ihren Wechselwirkungen zu argumentieren? Bei chemischen Reaktionen kommt es zu einer Verschiebung von Elektronen, damit zu einer Änderung von Coulomb-Kräften und folglich zu neuen Energiezuständen; quantenchemisch spricht man von einer Änderung der Elektronendichte. Damit einhergehend ändert sich die Entropie im System und in der Umgebung. Aber der Reihe nach, am Beispiel der Reaktionen zwischen Nichtmetallatomen.

Die Reaktion zwischen Nichtmetallatomen

Einfach und doppelt besetzte Elektronenwolken auf der Valenzschale:

Die Valenzelektronen der Atome lassen sich modellmässig mit einfach und doppelt besetzten Elektronenwolken beschreiben. Ein einfaches Modell, das auf den Grundlagen der Quantenchemie beruht und im Grundlagenfach schon im Anfängerunterricht plausibel gemacht werden kann. Dabei wird keine Aussage hinsichtlich Struktur der Wolken gemacht. [H. R. Christen hat, ausgehend vom Kimball-Modell, das Kugelwolkenmodell (KWM) eingeführt, das eine Struktur der Valenzschale vorsah. Christen und der Autor dieses Textes haben dann in seinen/unseren Lehrbüchern das KWM abgeschafft, um die Fehlvorstellung zu korrigieren, dass sich aus der Struktur der Valenzschale eines Atoms die Molekülstruktur herleiten lässt. Diese kann mit dem Elektronenpaarabstossungsmodell (EPA), angewendet auf Moleküle, problemlos erhalten werden.]

Vergleich von Metall- und Nichtmetallatomen:

Die experimentellen Werte der Ionisierungsenergien zeigen, dass die Metallatome grosse Atomrümpfe sowie eine kleine Rumpfladung aufweisen und damit Elektronen schwach binden. Nichtmetallatome hingegen haben kleine Atomrümpfe mit hohen Ladungen und ziehen somit Elektronen stark an. Damit kommt es bei der Verbindung von Nichtmetallatomen zu Elektronenpaarbindungen (Moleküle), bei der Reaktion Metall + Nichtmetall zu Ionen (Ionenverbindungen, Salze) und die Metallatome bilden Gitter aus den Atomrümpfen mit den leicht beweglichen Bindungselektronen dazwischen.

Herleitung der Summen- und Lewis-Formeln von Molekülen:

I
Moleküle entstehen dadurch, dass sich einfach besetzte Elektronenwolken von jeweils zwei Nichtmetallatomen zu gemeinsamen, bindenden Elektronenpaaren überlagern. Mehr als zwei Elektronen pro Wolke sind nicht möglich (Pauli-Prinzip). Dabei entstehen stärkere anziehende Kräfte und folglich ein energieärmerer Zustand; die Bindungsenthalpien haben alle ein negatives Vorzeichen. Dies entspricht den Berechnungen der Quantenchemie, die eine höhere Elektronendichte zwischen zwei Atomrümpfen und damit stärkere Anziehungskräfte ergeben. Mit dieser einfachen Regel lässt sich ein grosser Teil aller im gymnasialen Chemieunterricht verwendeten Moleküle aus den Elementen herleiten und die entsprechenden Lewis-Formeln zeichnen. Es ist also keine Diskussion nötig, ob diese Regel z. B. auch für die dritte Periode des Periodensystems gilt.

Dass beim Zustandekommen einer Elektronenpaarbindung ein energieärmerer Zustand gebildet wird, zeigt das Virial-Theorem: Die Abnahme der potenziellen Energie bei der Bildung einer Elektronenpaarbindung ist doppelt so gross wie die Zunahme der kinetischen Energie.

II
Natürlich stossen die Schülerinnen und Schüler mit der Regel I an ihre Grenzen, wenn es um die Lewis-Formeln von komplexeren Molekülen und Ionen geht wie SO2, SO3, O3, H2SO4, SO42-, H3PO4, HClO2, HClO3, HClO4 usw. Hier hilft eine Erweiterung der Regel I: Ein Atom kann auch zwei Elektronen für eine Elektronenpaarbindung zur Verfügung stellen. Dies ist sinnvoll, da z. B. Sauerstoff-Atome eine höhere Elektronegativität besitzen als Schwefel-Atome und damit ein nicht bindendes Elektronenpaar eines S-Atoms anziehen können. Dazu wandelt man die Verteilung der Valenzelektronen eines Sauerstoff-Atoms ab, indem aus zwei einfach besetzten Wolken eine doppelt besetzte gebildet wird (es handelt sich ja um eine Modellvorstellung; ausserdem zeigen Untersuchungen, dass an diesen Bindungen keine d-Elektronen beteiligt sind). Damit sind alle oben genannten Moleküle und Ionen ohne weiteres verständlich. Dass es sich dabei um Grenzformeln handelt, spielt vorerst bei der Regelerweiterung keine Rolle (vgl. III). Mit ganz wenigen Ausnahmen stehen damit die meisten schulrelevanten Moleküle zur Verfügung.

Es sind keine weiteren Erklärungen wie Oktettüberschreitung, hypervalente Schreibweise usw. nötig. Auch Formalladungen haben keine Berechtigung, da es sich um polare Bindungen handelt.

III
Beim Benzol stellt sich eine weitere Schwierigkeit ein. Die Bindungen zwischen den C-Atomen sind kürzer als Einfach- und länger als Doppelbindungen. Ausserdem geht Benzol bevorzugt Substitutions- und keine Additionsreaktionen ein (Lehrerexperiment mit Toluol). Damit lassen sich exemplarisch das Phänomen von Systemen delokalisierter Elektronen herleiten und die unter II genannten Moleküle wegen der experimentell ermittelten Bindungslängen als Grenzformeln erkennen. Deren Lewis-Formeln stehen somit auch im Unterricht zur Verfügung. Delokalisierte Elektronen lassen sich dann erwarten, wenn Bindungslängen kürzer als Einfach- und länger als Doppelbindungen sind. Damit haben die Schülerinnen und Schüler praktisch alle Moleküle «im Griff».

Fazit / Zusammenfassung

Moleküle sind Teilchen, deren Atome aufgrund von Coulomb-Kräften zusammengehalten werden, nicht aufgrund eines Oktetts. Ihre Zusammensetzung, und damit auch die Lewis-Formeln, lassen sich mit dem Modell der einfach und doppelt besetzten Elektronenwolken ohne viel Mühe herleiten. Gemäss II und als Modellerweiterung kann aus zwei einfach besetzten Elektronenwolken eine doppelt besetzte Wolke gemacht werden. Ein Atom trägt dann zwei Elektronen zur Elektronenpaarbindung bei.

Noch ein Wort zu den sogenannten «Formalladungen». Es ist Unsinn(!), Formalladungen einzuführen. Weshalb muss man die Schülerinnen und Schüler mit Ladungen traktieren, die gar nicht existieren und die man von den Ionenladungen in Salzen unterscheiden muss? Bindungen, die dadurch entstehen, dass ein Nichtmetallatom zwei Elektronen (ein nicht bindendes Elektronenpaar) zur Verfügung stellt, sind schlicht und einfach polar und damit durch Partialladungen zu kennzeichnen. Schliesslich reden wir alle auch von «gemeinsamen» Elektronenpaaren bei einer Elektronenpaarbindung.

«Diese [Formalladungen; Anm. d. Autors] sind allerdings nicht vermeidbar, denn bei der Lewis-Schreibweise die Formalladungen zu bestimmen, durch Abzählen der Elektronen um ein Atom herum und Differenzbildung zur Zahl der Valenzelektronen laut Stellung im Periodensystem, gehört zum Grundhandwerkzeug bei der Formelschreibweise. Da bei strenger Gültigkeit der Oktettregel meist mehr Formalladungen in die Formeldarstellung kommen, ergeben sich zusätzliche Möglichkeiten der Übung, die den Lernenden helfen können, mit diesem Sachverhalt kompetent umzugehen.» Das schreibt mein Kollege Erhard Irmer. Nein (!), das gehört nicht zum Grundhandwerkzeug der Schülerinnen und Schüler, um Lewis-Formeln schreiben zu können. Welche Zeitverschwendung, wenn etwas geübt werden muss, das rein gar nichts mit dem Wesen der Chemie zu tun hat. Ausserdem ist nach den Regeln I und II jedem Lernenden klar, woher die Elektronen kommen, die in einer Lewis-Formel auftauchen.

Ich möchte es abschliessend noch einmal dezidiert ausdrücken: Das Universum besteht aus Protonen, Elektronen und Neutronen (eigentlich aus d- und u-Quarks und Elektronen), die alle Stoffe aufbauen. Damit stehen für das Verständnis chemischer Vorgänge die Coulomb-Kräfte im Zentrum, verknüpft mit der Entropie aufgrund der zufälligen Teilchenbewegung. Meine Erfahrungen aus fünfzig Jahren Unterricht am Neufeld-Gymnasium Bern sowie dreissig Jahre parallel an der Universität und PH Bern (Chemiedidaktik, Forschung zum Grundlagenunterricht Chemie und zur Quantenchemie an der SII) haben mir diese Vorgehensweise bestätigt.

Literatur-Hinweise

Da die Replik auf den Aufsatz von Erhard Irmer kurz gefasst ist und z. B. keine Angaben bezüglich der Bildung von Salzen oder von Metallgittern enthält, sind im Folgenden noch einige Hinweise zu umfangreicheren Texten aufgeführt.

Wie ein Unterricht im oben skizzierten Sinn aussieht, lässt sich nachlesen:
(1) Baars, G., Deuber, R.; 2020: Chemie für das Gymnasium. hep-Verlag Bern. 2. Auflage

Wie sich die Regel I exemplarisch und experimentell einführen lässt, findet man unter:
(2) Zitt, J., Baars, G.; 2020: Experimente zum Buch. Methan. www.hep-verlag.ch/chemie-zusatzmaterial-lehrpersonen (kostenloser Zugriff)

Wer sich für das Virial-Theorem interessiert sowie für die entsprechende Berechnung bei der Bildung eines H-Atoms aus einem Proton und einem Elektron, findet dies in den Unterrichtseinheiten:
(3) Baars, G.; 2010: Quantenchemie und Chemie farbiger Stoffe; Modul 2, Quantenchemie und chemische Bindung, Abschnitt 4.2
https://www.phbern.ch/dienstleistungen/unterrichtsmedien/ideenset-quantenchemie-und-chemie-farbiger-stoffe (kostenloser Zugriff)

Bindungslehre einmal anders. Fünf Merksätze und die Bindungslehre „hat man im Griff“:
(4) Baars, G. 2019: Die Bindungslehre – einmal anders. Bindungslehre ohne Oktettregel, Formalladungen und Hybridorbitale. Unterricht Chemie 1/19. Friedrich. S. 43 - 45

Auch für das Vorgehen zur Einführung von Systeme delokalisierter Elektronen gibt es einen entsprechenden Text:
(5) Baars, G. 2015: Systeme delokalisierter Elektronen. Ein experimenteller Zugang. Praxis der Naturwissenschaften. Chemie in der Schule. 3/64. Aulis Verlag. S. 21 - 26
Antworten
# Erhard Irmer 2021-04-28 12:03
Antwort zur Replik von Prof. Günter Baars

Ich danke dem geschätzten Kollegen Günter Baars für seine Replik, die mir Gelegenheit bietet, einige Aspekte noch einmal hervorzuheben.

Zuerst einmal muss ich Günter Baars unbedingt Recht geben: Die Oktettregel erklärt nicht, warum sich Nichtmetall-Atome miteinander verbinden! Atome verbinden sich nicht, „um ein Oktett auf der äußersten Schale zu erhalten“. Der Oktett-Zustand eines isolierten Atoms oder Ions ist auch nicht grundsätzlich der energetisch günstigste Zustand. Dies kann man sich leicht klarmachen, wenn man die erste Ionisierungsenergie des Natrium-Atoms betrachtet: Für die Bildung des Natrium-Kations aus dem Natrium-Atom muss ein Energiebetrag von 496 kJ/mol aufgebracht werden. Das isolierte Natrium-Ion ist also nicht stabiler als das Natrium-Atom. Der fachliche Fehler von der Edelgas-Konfiguration als energetisch günstigstem Zustand findet sich auch in der Literatur und setzt sich in der Tat sehr leicht tief als Fehlvorstellung in den Köpfen von Schülerinnen und Schülern, aber auch noch von Studierenden und Lehrenden, fest, wie auch empirische Studien belegen [1]. Dieser Fehlvorstellung muss unbedingt und fortwährend entgegengearbeitet werden.

Deshalb darf die Einführung der Oktettregel nicht eine Beschäftigung mit den energetischen Grundlagen und den elektrostatischen Kräften bei der Bildung von Ionen und Molekülen ersetzen. Ich bin Günter Baars sehr dankbar, dass er aus seiner Unterrichtserfahrung und in seinen vielfältigen Veröffentlichungen immer wieder gezeigt hat, dass es möglich ist, auch mit jüngeren Schülerinnen und Schülern anspruchsvolle Modellvorstellungen zu erarbeiten, die eine spätere Erweiterbarkeit auf ein quantenmechanisches Wellenmodell ermöglichen.

Die Oktettregel hat also keine erklärende, sondern eine mnemotechnische und heuristische Funktion zum raschen Schreiben von Lewisformeln. Die Oktett- oder Edelgasregel liefert eine formale Beschreibung des Bindungszustands von Atomen und Ionen in vielen Hauptgruppenverbindungen. Eine entsprechende Formulierung der Oktettregel könnte lauten: „In vielen Hauptgruppen-Verbindungen kann man jedem Atom oder Ion so viele Elektronen zurechnen wie einem Edelgas-Atom, also meistens 8 Elektronen.“ In dieser Formulierung wird durch das Verb „zurechnen“ deutlich, dass es sich um formales und nicht ein erklärendes Kriterium handelt. Die Anwendung der Oktettregel als Hilfe beim Schreiben von Elektronenpaar-Formeln ist deswegen nicht als Gegensatz zu den von Günter Baars vorgeschlagenen Erklärungsmodellen zu verstehen, sondern als eine Ergänzung für die Formulierung von Lewisformeln.

In meinem Beitrag ging es mir darum zu zeigen, dass die Aussagen der Oktettregel auch von der modernen fachwissenschaftlichen Forschung gestützt werden. Die Oktettregel stellt also keine fachlich fragwürdige Vereinfachung dar, sondern kann eine rasch erfassbare und unkompliziert umsetzbare Beschreibung von Bindungszuständen ermöglichen. Deshalb findet die Oktettregel auch im universitären Bereich, gerade in der organischen Chemie, breite Anwendung. Aus meiner Sicht spricht wenig dagegen, auch im schulischen Bereich dieses einfache Werkzeug zum Schreiben von Lewisformeln zu nutzen.

Günter Baars kommt mit den von ihm dargestellten Regeln ebenfalls zu Formeln, die durch die Oktettregel beschrieben werden. So wird auch bei ihm das Molekül der Schwefelsäure mit vier Einfachbindungen am Schwefel-Atom dargestellt. Inwieweit die Erweiterung seiner Regel, dass ein Atom auch zwei Elektronen für die Elektronenpaarbindung zur Verfügung stellen kann, später bei der koordinativen Bindung nicht für Verwirrung sorgen kann, mag ich nicht beurteilen. Mit demselben Verfahren könnte man genauso gut zu valenzüberschreitenden Formeln etwa bei der Schwefelsäure kommen (zwei S=O-Doppelbindungen).

Vehementen Einspruch möchte ich bei einem Argument von Günter Baars einlegen: „Es ist Unsinn(!), Formalladungen einzuführen“ und „Auch Formalladungen haben keine Berechtigung, da es sich um polare Bindungen handelt“. Richtig ist: Formalladungen sind keine „echten“ Ladungen, wie wir sie von Ionenladungen kennen. Der Begriff Formalladung trägt sein Charakteristikum schon im Namen: Es handelt sich um eine formale Zuordnung von Ladungen unter der Annahme, dass die Elektronen in der Elektronenpaarbindung den beteiligten Atomen gleichberechtigt zugerechnet(!) werden.

Auch die Schreibweise von Lewisformeln ist zunächst einmal eine rein formale Darstellungsweise: Einem Elektronenpaar wird ein Strich (oder ursprünglich zwei Punkte) zugeordnet. Durch Vergleich mit der Elektronenanzahl in der Lewisformel mit der Elektronenanzahl des isolierten Atoms kann dem Atom im Molekül eine Ladung zugeordnet werden. Um die Ladung von geladenen Molekülen leicht zu erkennen, hat es sich in meiner Unterrichtserfahrung bewährt, das Abzählen von Elektronen zu verwenden. Bestimmt man von allen Atomen im Molekül die Formalladungen (meistens betrifft das ja - wenn überhaupt) nur einzelne Atome, dann lässt sich so durch Aufsummieren der Formalladungen leicht die Ionenladung des gesamten Molekül-Ions bestimmen. Ich empfinde es als verwirrend, wenn in der Formel der Schwefelsäure ein Sauerstoff-Atom mit einer Einfachbindung und drei freien Elektronenpaaren ohne (Formal-)Ladung gezeichnet wird, im Acetat-Ion ein formal gleich dargestelltes Sauerstoff-Atom jedoch eine Ionenladung erhalten soll.

Auch hier gilt: Es stellt eine Herausforderung für Lehrende und Lernende dar, die verschiedenen Ladungstypen auseinanderzuhalten. Ich bin jedoch überzeugt, dass es sich bei dieser Thematik sehr wohl um etwas handelt, das mit dem „Wesen der Chemie“ zu tun hat und dass das Umgehen mit diesen verschiedenen Formelschreibweisen sehr wohl zum „Grundhandwerkszeug der Schülerinnen und Schüler“ gehören sollte. Nicht nur das Auseinanderhalten von Stoff- und Teilchenebene, sondern auch der kritische Umgang mit der repräsentativen Darstellungsebene ist nach den Bildungsstandards [2] eine zentrale Aufgabe im Bereich der prozessbezogenen Kompetenzen Erkenntnisgewinnung, Kommunikation und Bewertung dar (E7, E9, K7, B1). Kompetentes Umgehen mit dem Modellcharakter, auch bei den formelhaften Repräsentationen der Teilchenebene, muss immer wieder thematisiert, angewendet und eingeübt werden. Ich bin überzeugt, dass wir dies unseren Schülerinnen und Schülern nicht ersparen sollten, sondern gezielt nutzen können, um den Lernenden einen wichtigen Aspekt nahezubringen, der sich bei chemischen Inhalten in besonderer Weise stellt. Die verschiedenen Ladungstypen bei chemischen Formeldarstellungen (wozu man auch noch die ebenfalls formalen Oxidationszahlen hinzuzählen kann) sind dazu m.E. besonders gut geeignet.

Literatur
[1] Yayon, M., Mamlok-Naaman, R., Fortus, D. (2012). Characterizing and representing student's conceptual knowledge of chemical bonding. Chem. Educ. Res. Pract. 13/3, 248–267.
[2] Sekretariat der Kultusministerkonferenz (2020). Bildungsstandards im Fach Chemie für die Allgemeine Hochschulreife. Beschluss der Kultusministerkonferenz vom 18.06.2020. Sekretariat der Kultusministerkonferenz, Berlin.
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