Kovalente Bindung in Molekülen

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1 Fachdidaktik Chemie ETH Grundlagenfach: Moleküle S. 1 Kovalente Bindung in Molekülen Gilbert Newton Lewis ( ) Am 26. Januar 1916 reichte G. N. Lewis bei der Redaktion des «Journal of American Chemical Society» eine Arbeit mit dem Titel "The Atom and the Molecule" ein. Unter der Überschrift "Das kubische Atom" entwickelt Lewis ein Atommodell; er zeichnet Bilder der Modelle und beschreibt die Eigenschaften der Atome. Vor einer Reihe von Jahren entwarf ich, was man die Theorie des kubischen Atoms nennen könnte. Während sich einige meiner Kollegen mit dieser Theorie vertraut gemacht haben, wurde sie nie veröffentlicht, zum Teil wohl deshalb, weil sie unter vielen Aspekten unvollständig war. Obwohl viel von der Unvollkommenheit geblieben ist und obwohl es der Theorie heute an der Originalität fehlt, die sie ursprünglich besaß, scheint sie doch mehr Wahrheitsgehalt zu besitzen als einige der anderen vorgeschlagenen Theorien der Atom-Strukturen... Das kubische Atom Die Bilder der Atom-Struktur,... in denen die Kreise die Elektronen der äußeren Schale des neutralen Atoms darstellen, wurden gezeichnet, um eine Reihe wichtiger Gesetze des chemischen Verhaltens mit Hilfe folgender Postulate zu deuten. 1. Jedes Atom besteht aus einem essentiellen Rumpf, der bei allen normalen chemischen Reaktionen unverändert bleibt und der einen Überschuß an positiven Ladungen besitzt, dessen Zahlenwert der Nummer der Gruppe des Periodensystems entspricht, der das Element angehört. 2. Das Atom besteht aus dem Rumpf und dem äußeren Teil des Atoms oder der Schale, die im Fall des neutralen Atoms negative Elektronen in der gleichen Zahl enthält, wie der Rumpf positive Ladungen hat, aber die Anzahl der Elektronen in der Schale kann sich während chemischer Reaktionen von 0 bis 8 verändern. 3. Die Atome streben danach, eine gerade Anzahl von Elektronen in ihren Schalen zu haben und insbesondere streben sie nach acht Elektronen, die sie normalerweise symmetrisch an den acht Ecken eines Würfels anordnen. 4. Die Schalen zweier Atome können sich gegenseitig durchdringen. 5. Elektronen können sich gewöhnlich innerhalb einer Schale mit Leichtigkeit von einer Position zu einer anderen bewegen. Trotzdem werden sie durch mehr oder weniger starke Zwänge an ihren Plätzen gehalten und diese Plätze und die Größe der Zwänge werden durch die Natur des Atoms bestimmt und durch die anderen Atome, die mit dem betrachteten Atom verbunden sind. 6. Elektrische Kräfte zwischen Teilchen, die sehr nahe beieinander sind, gehorchen nicht dem einfachen Gesetz des reziproken Quadrates, welches für größere Abstände gilt.

2 Fachdidaktik Chemie ETH Grundlagenfach: Moleküle S. 2 Molekülstrukturen Iod: Sauerstoff: Ethen: Ethin Auch chemische Reaktionen, z. B. die Bildung des Ammonium-Ions, formuliert Lewis mit seinem Modell: Die Lösung dieses Problems mit der hier präsentierten Theorie ist außerordentlich einfach und befriedigend und es mag genügen, die Gleichung unter Verwendung der neuen Symbole zu schreiben, um dies zu erklären. So schreiben wir für NH 3 + H + = NH 4 + Betrachten wir Lewis' Ausführungen aus heutiger Sicht, so müssen wir ihm bestätigen, daß die Theorie der kovalenten Bindung auch heute noch auf der Basis steht, die er 1916 gelegt hat. Zwar ist in der Zwischenzeit die quanten- mechanische Beschreibung des Verhaltens der Elektronen hinzugekommen, aber das grundlegende Konzept der Ausbildung gemeinsamer Elektronen- paare ist unverändert geblieben. (Auszüge aus Ulrich Dämmgen et al., Quellentexte Chemie, Diesterweg, Salle, Sauerländer, Aarau und Frankfurt am Main, S. 113, (1983). Der Kommentar der Autoren ist kursiv gedruckt. Alles andere stammt aus der Originalarbeit von Lewis) Erkenntnisse aus der Publikation Das Konzept von Lewis entstand vor der Quantenmechanik. Die Quantenmechanik ist demnach nicht nötig um die Lewisformeln zu begründen. Lewis hat den Bau vieler Moleküle und die Reaktivität der Substanzen studiert und Postulate abgeleitet. Es sind also nichts anderes als Regeln, die angeben, wie sich Atome zu Molekülen verbinden. Lewis waren die Grenzen seines Modells bewusst. Die Darstellung von Lewis hat sich verändert. Deshalb würde ich im Anfängerunterricht die modernen Lewisformeln verwenden und die Originalpublikation nicht diskutieren.

3 Fachdidaktik Chemie ETH Grundlagenfach: Moleküle S. 3 Vorschlag für eine Unterrichtseinheit Warum Wasserstoffatome ein Molekül bilden Was halten Sie von der folgenden Erklärung, die unter (Stand: ) zugänglich ist? Aus energetischer Sicht muss das Wasserstoffmolekül stabiler sein als die beiden getrennten Wasserstoffatome: Zwei getrennte Wasserstoffatome besitzen eine definierte Energie E 1. Nähern sich die Atome einander so weit an, bis eine Überlagerung der Orbitale stattfinden kann, sinkt die Energie erheblich bis zu einem Minimum E 2. Dieses Energieminimum beschreibt den stabilsten Zustand der beiden Wasserstoffatome und damit auch ihren optimalen Abstand. Sie sind zu einem festen Gefüge, einem Molekül, geworden. Der optimale Abstand der beiden Atome beschreibt einen Gleichgewichtszustand in einer Bilanz anziehender (Kern-Elektron) wie auch abstossender (Kern-Kern) Kräfte. Beurteilung Die Abbildung im Buch "Elemente" ist viel besser. (Markus Stieger, Elemente, Grundlagen der Chemie für Schweizer Maturitätsschulen, Klett und Balmer, Zug, S. 108, 2008) Die hervorragende Animation von H. Ehrensperger "kovalente Bindung 06" finden Sie auf Der energetisch günstigste Abstand der beiden Wasserstoffatome stellt sich von selbst ein und wird als Bindungslänge bezeichnet. Versucht man die Bindungslänge zu ändern, so muss man Energie aufwenden. Dies kann mit zwei Kugeln, die mit einer Feder verbunden sind, veranschaulicht werden.

4 Fachdidaktik Chemie ETH Grundlagenfach: Moleküle S. 4 Das Modell von Bohr erklärt Phänomene mit Licht, nicht aber die kovalente Bindung zwischen Atomen Die Kreisbahnen der Elektronen machen in Molekülen keinen Sinn mehr. Das Bohr'sche Atommodell erklärt nicht, warum das Sauerstoffatom sich mit zwei Wasserstoffatomen verbindet. Es könnten ebensogut 6 Wasserstoffatome sein, die sich mit einem Sauerstoffatom verbinden. Empfehlung: Ich würde im Atombau auf die Unterschalen verzichten, weil sie ein Hindernis für die Lewisformeln darstellen. Rechts ist ein Sauerstoffatom mit den 2s- und 2p-Elektronen abgebildet. Mit den Unterschalen würde man bei Sauerstoff fälschlicherweise 4 Bindungen erwarten, weil die 4 Elektronen auf dem 2p-Niveau die äusserste Schale bilden. Lewisformeln Gilbert Newton Lewis entwarf 1916 ein einfaches Modell für die Bildung von Molekülen 1. Lernaufgabe Ein Beispiel als Input: Welches Molekül entsteht aus Wasserstoff- und Sauerstoffatomen? Am Beispiel von Wasserstoff und Sauerstoff wird die Lewisdarstellung eingeführt. Die Lehrperson erklärt beim Sauerstoff, dass zuerst 4 Elektronen als Punkte um das Symbol gezeichnet und erst nachher Elektronenpaare gebildet werden. Atome bilden sodann Elektronenpaare bis keine einsamen Elektronen übrig bleiben. Alle Überlegungen laut vordenken. Mit der Lewisformel wird klar, dass sich ein Sauerstoffatom mit zwei Wasserstoffatomen verbindet. Weitere Bespiele als Lernaufgabe Welches Molekül entsteht aus Wasserstoffatomen? Fluoratomen? Wasserstoff- und Fluoratomen? Wasserstoff- und Stickstoffatomen? Kohlenstoff- und Chloratomen? Neonatomen? Amadeus Bärtsch 27. Okt. 2017

5 Fachdidaktik Chemie ETH Grundlagenfach: Moleküle S. 5 Merke In Lewisformeln kommt es nur auf die Valenzelektronen an. steht für ein bindendes oder freies Elektronenpaar ist die Darstellung eines einzelnen Elektrons, das sich mit einem einzelnen Elektron eines andern Atoms verbinden kann Das Atomsymbol gibt den Rumpf an. 2. Lernaufgabe Es gibt auch Mehrfachbindungen Input: Lewisformel von O2 Lernaufgabe: Zeichnen Sie die Lewisformeln von N2, C2H3Cl, CO2 und S8 Empfehlung: Jetzt nur Moleküle bringen, die eindeutig sind! Ausnahmen wie CO, SO2, O3 ein Jahr später vorstellen Edelgasregel Atome verbinden sich so zu Molekülen, dass sie den Edelgaszustand erreichen. (vgl. Abbildung 9, S. 110 in "Elemente" von M. Stieger) Der Begriff Oktettregel gibt bei Wasserstoffatomen Anlass zu Fragen von Seiten der Schülerinnen. Deshalb verwende ich den Begriff Edelgasregel. Amadeus Bärtsch 27. Okt. 2017

6 Fachdidaktik Chemie ETH Grundlagenfach: Moleküle S. 6 Lernaufgaben nach J. Grell, M. Grell: Unterrichtsrezepte, Verlag Beltz, Weinheim (1983) 1. Input eine Aufgabe vormachen laut denken und alle Schritte zeigen Schüler nicht ausfragen keine Fragen zulassen dauert 5 bis 7 Min. 2. Lernaufgaben Schülerinnen bearbeiten schriftlich gestellte Aufgaben die ersten Aufgaben müssen einfach sein. 80 % der Schüler sollten Erfolg haben regelmässig in der Klasse zirkulieren und sich nicht rufen lassen helfen wenn es nötig ist. Die Lehrperson spricht leise und wendet sich nur dann an die ganze Klasse, wenn viele Schülerinnen gravierende Probleme mit den Aufgaben haben auf diskrete Art Schüler, die sich entziehen möchten, zur Arbeit anhalten sich einen Überblick verschaffen Jetzt wird klar, was die Schüler wirklich verstanden haben. Heute heisst das Formative Assessment und interessiert die Lehr- und Lernforschung sehr. dauert 10 bis 20 Min. 3. Lösungen angeben mehrere schnelle Schülerinnen schreiben die Lösungen an die Tafel, wenn genügend Zeit vorhanden und die Lösung einfach zu notieren ist die Lehrperson projiziert die Lösungen, wenn wenig Zeit bleibt. 4. Diskussion Nach dem Zirkulieren weiss die Lehrperson, was noch erklärt werden muss und wie lang die Diskussion sein sollte. Auf jeden Fall müssen die Schülerinnen jetzt Gelegenheit haben, Fragen zu stellen 5. Merke Die wichtigsten Erkenntnisse notieren und einrahmen. Zum Beispiel 2 Sätze diktieren. Weshalb diese Schritte? Mit dem Input die Aufgabe klären. Ein neues Verfahren einführen und die Struktur der Lösung angeben In der Lernaufgabe setzen sich die Schüler aktiv mit dem Verfahren auseinander und sammeln Erfahrungen. Damit erhalten viele SuS die Basis für die folgende Diskussion. Lösungen angeben: Alle Schülerinnen müssen am Ende die richtigen Resultate in den Unterlagen haben Diskussion: Weiterführende Fragen beantworten und Konsequenzen aufzeigen Merke: Damit wird das Wichtigste betont und die Arbeit zusammengefasst. Die Stärken von Lernaufgaben: Schwierigkeit mit Lernaufgaben: