2    Das Problem der Wasserstoffbrücken

So macht man, wenn man mühsam die Kenntnis von den zwischenmolekularen Kräfte und als Teil dieser  die Kenntnis von den  besonders starken Wasserstoffbrücken aufgebaut hat, alles wieder zunichte, wenn man meint, dass "Wasserstoffbrückenbindungen" "nur" relativ schwach sind.

Es ist nicht einleuchtend, warum dieser  Fehler auch heute noch [9] (dort wird allerdings das fast nackte Proton, s. u. erwähnt, ein großer Fortschritt) weitergegeben wird, denn man unterscheidet in diesem Zusammenhang nicht sorgfältig zwischen einerseits  intermolekularen Kräften und andererseits intramolekularen Kräften. Die Wasserstoffbrücke ist aber keine Bindung in dem Sinne, wie man sie den Schülern und Schülerinnen bisher mitgeteilt hat und damit ist der Energievergleich nur irreführend.

3    Genauere Betrachtung der Wasserstoffbrücken

Es muss hier erlaubt sein, etwas zu dramatisieren, da es sich bei den Wasserstoffbrücken um recht einmalige Beziehungen zwischen Teilchen handelt.

Das elektronegativere Atom bringt es doch glatt fertig, den Wasserstoff fast ganz seines Bindungselektronen­paares zu berauben, so dass ein fast nacktes Proton entsteht, das naturgemäß sehr starke Anziehungskräfte auf die Umgebung ausübt [1]. Und dies ist nur beim Wasserstoff so, da nur dieser ein einziges Elektron hat (also keine  Elektronen zwischen Kern und Valenzelektronen). Diese Einmaligkeit beim Wasserstoff wird bei der Erklärung der Wasserstoffbrücken häufig nicht genügend herausgehoben, obwohl sie sich geradezu anbiedert. Die Betrachtung des Wasserstoffs alleine, obwohl sie sehr wichtig ist, reicht jedoch nicht aus, wir müssen auch noch die elektronegativeren Partner betrachten. Hier werden in der Literatur nur drei Bindungspartner für den Wasserstoff zugelassen: Stickstoff, Sauerstoff und Fluor und dies aus gutem Grund. Nur hier haben die Wasserstoffverbindungen eine wesentlich höhere Siedetemperatur als nach den molaren Massen zu erwarten wäre.

Gelegentlich macht man auch den Fehler, bei Chlorwasserstoff Wasserstoffbrücken zuzulassen, dies ist aber streng genommen nicht mehr korrekt. Man kann sich zum einen überlegen, warum das nicht richtig ist. Zum anderen ist es interessant, zu untersuchen, was denn zwischen Verbindungen mit starken Wasserstoffbrücken und solchen ohne wesentliche Wasserstoffbrücken geschieht, wenn sie zusammenkommen. Das soll in den nächsten beiden Abschnitten untersucht werden.

4    Wasserstoffbrücken nur bei Stickstoff, Sauerstoff und Fluor

Um zu verstehen, dass nur bei den obengenannten Elementen Wasserstoffbrücken bestehen, muss man sich die Moleküle etwas genauer ansehen. Es fällt auf, dass die Atomradien der Elemente der dritten Periode, hier P, S und Cl rund 55% größer sind als die der Elemente der zweiten Periode (N, O und F). Eine vergleichbare Radienzunahme findet man im Periodensystem sonst nicht mehr.

Betrachtet man jetzt das neue Volumen, so beträgt dieses 370% des alten, auch dies natürlich eine Einmaligkeit. Man kann auch die Oberflächen untersuchen; die beträgt 240 % der alten. Das heißt, ohne hier mit Molekülorbitalen genau durchrechnen zu wollen, dass sich die Valenzelektronen auf den größeren Atomen viel stärker verteilen können, die Elektronendichte ist also wesentlich geringer. Hinzu kommt, dass die EN-Differenz zwischen Wasserstoff und dem anderen Element auch nicht mehr so groß ist. Daraus ergibt sich insgesamt, dass die Bindung nicht mehr so polar ist und der Wasserstoff von der wesentlich weniger kompakten Ladung nur noch deutlich weniger angezogen wird.

Wenn Schülerinnen und Schüler die Wasserstoffbrücken so einigermaßen verstanden haben, dann wissen sie, dass diese nicht nur von der speziellen Polarität der Bindung, also der "Nacktheit" des Protons abhängen, sondern auch von der Kompaktheit der Ladung am anderen Atom. Man hat hier einen klassischen Fall von Geben und Nehmen bei Elektronen. Der Name Wasserstoffbrücke wird zwar durch die Einmaligkeit des Wasserstoffatoms mit nur einem Elektron bestimmt; am Zustandekommen einer Wasserstoffbrücke können jedoch nur 3 weitere Atome beteiligt sein.

5    Wasserstoffbrücken bei der Reaktion von Chlorwasserstoff mit Wasser

Das Einleiten von Chlorwasserstoff in Wasser und zum Vergleich in Benzin oder auch Aceton ist ein sinnvoller Versuch zur Erklärung der Säurewirkung von Chlorwasserstoff. Es lässt sich leicht experimentell zeigen, dass im  Benzin, dessen Moleküle nahezu unpolar sind, keine Ionen entstehen (obwohl Chlorwasserstoff gelöst wird), im Wasser jedoch sehr viele.

Auf die Lösung braucht nicht näher eingegangen zu werden, die Ionenbildung ist das wesentlich Neue. Wenn man sich die Reaktion klar macht, so hat man hier ein sehr einfaches aber auch dramatisches Beispiel einer chemischen Reaktion: eine Bindung geht entzwei (zwei auseinander im ursprünglichen Wortsinne!), eine andere Bindung wird neu gebildet (passiert im täglichen Leben ja auch laufend), nur so lässt sich die Ionenbildung erklären.

Lässt man die Schülerinnen und Schüler jetzt eine Reaktionsgleichung formulieren, so stellen sie fest, dass zwei Reaktionen möglich sind, von denen jedoch in allen Lehrbüchern, die mir zur Verfügung stehen, immer nur die eine (wohlbekannte) erwähnt wird. Man kann aber nicht davon ausgehen, dass die Schülerinnen und Schüler, die sich erstmals in ihrem jungen Leben mit diesem Sachverhalt auseinandersetzen, nicht an beide Möglichkeiten denken und auch beide zunächst für gleich wahrscheinlich halten müssen. Und versucht man, Eigenschaften und Reaktionen nicht einfach nur mitzuteilen (auch der Nachweis der Chlorid-Ionen mit Silbernitrat ist hier unbefriedigend [2]) sondern auch zu erklären und zu verstehen, um eine gewisse Denkweise zu lernen, so muss man sich auch theoretisch mit den beiden Reaktionsgleichungen auseinandersetzen:

HCl   +   H₂O   ->  H₃O⁺ +  Cl^-                   (1)

HCl   +   H₂O   ->  H₂Cl⁺ +  OH^-                (2)

Von der Hydration sei hier einmal abgesehen.

Es sind also beide Ausgangsstoffe auf die Polarität ihrer Bindungen und damit auf die Leichtigkeit ihres Bruches (wo ist die Sollbruchstelle?) zu untersuchen und damit auf die unterschiedlichen Möglichkeiten der Protonen­wanderung. Und da empfiehlt es sich, die Sachverhalte anschaulich darzustellen, am besten am räumlichen Modell. Hier muss die Beschreibung reichen

Gleich am Anfang hat man die typischen Überlegungen der Chemie: Abwägen zweier Effekte gegeneinander:
1.  Die Bindung im Wassermolekül ist polarer und damit die Abspaltbarkeit des Protons aus dem Wassermolekül gegenüber der Abspaltbarkeit des Protons aus dem Chlorwasserstoffmolekül deutlich erleichtert! Doch wohin müsste sich dieses Proton orientieren? Zum Chlor hin und dort ist eine wesentlich geringere Elektronendichte als am Sauerstoff (daher ja auch keine H-Brücken mehr bei Chlorwasserstoff).
2. Die Bindung im Chlorwasserstoffmolekül ist weniger stark polar, aber der Reiz, von der kompakten negativen Ladung des Sauerstoffs angezogen zu werden, ist so überwältigend, dass die Bindung zwischen Chlor und Wasserstoff bricht (daher auch die starken H-Brücken im Wassermolekül).
Wenn diese Fragen geklärt sind, muss man natürlich in üblicher Manier die theoretischen Überlegung durch einen oder mehrere Versuche bestätigen. Darauf soll hier aber nicht mehr eingegangen werden.

6    Literatur

[1]  Christen, Hans Rudolf, Chemie auf dem Weg in die Zukunft, Diesterweg Verlag, Ffm 1988, S. 84

[2]  Christen, Hans Rudolf: Chemieunterricht, eine praxisorientierte Didaktik, Birkhäuser Verlag Basel 1990, S. 96

[3]  Pfeifer, Peter et alii: Konkrete Fachdidaktik Chemie, Oldenbourg Verlag, München 1992, S. 393

[4]  Becker, Hans-Jürgen et alii: Fachdidaktik Chemie, Aulis Verlag, Köln 1992, S. 101

[5]  Eisner et alii, Elemente Chemie, Klett-Verlag, Stuttgart 1990, S.146 ff

[6]  Botsch, Walter et alii; Chemie in Versuch, Theorie und Übung, Verlag Moritz Diesterweg, Ffm 1994, S. 159 ff

[7]  Borucki, Hans et alii, Schülerduden Die Chemie, Dudenverlag, Mannheim 1995, S. 441

[8]  Demuth, Parchmann, Ralle, Chemie im Kontext, Cornelsen-Verlag, Berlin 2006, S. 252

[9]  Brown, LeMay, Bursten; Chemie die zentrale Wissenschaft, Pearson Studium, München 2007, S. 521