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Zusammenfassung
CHEMIE
11ièmeTG
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�Nouvelle�section�pour�la�rentrée�2014Ͳ2015!�
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Division�technique�générale�
Section�‘Sciences�naturelles’��
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Tu�es�intéressé/e�par�les�sciences�de�la�vie�et�de�la�terre�et�tu�es�motivé/e�à�t’engager� dans� une� formation� du� régime� technique� se� soldant� par� un�diplôme�de�fin�d’études�secondaires�techniques�?�
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Tu�souhaites�accéder�à�des�études�universitaires�dans�les�domaines�comme�la�biologie,� les�sciences�de� l’environnement,� la�chimie�et� la�biochimie,� les�biotechnologies,�la�bioéthique�et�la�géographie�?�
�
Nous�t’invitons�à�découvrir�notre�nouvelle�section�!��
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Pour�répondre�aux�intérêts�des�élèves�et�aux�réalités�du�marché�du�travail�:�
La�nouvelle�section�‘�sciences�naturelles’�au�LML�
En�réponse�au�programme�gouvernemental,�notre�nouvelle�section�permet�de�différencier�notre�offre�scolaire�en�nous�spécialisant�dans�le�domaine�des�sciences�de�la�
vie�et�de�la�terre.�
Cette�offre�répond�aussi�bien�aux�intérêts�et�besoins�des�élèves�qu’aux�exigences�et�réalités�du�marché�du�travail.�
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La� nouvelle� section� ‘sciences� naturelles’� va� combler� une� lacune� existant� au� niveau� de�l’enseignement�secondaire�technique.��
Nous� faisons� face� à� une� demande� récurrente� de� la� part� des� élèves� qui� souhaitent�s’engager�dans�une�formation�à�orientation�scientifique.��
Il�s’avère�que�la�section�technique�générale�de�la�division�technique�générale�prépare�aux�études� d’ingénieur,�mais� demeure� une� formation� très� lacunaire� dans� le� domaine� des�sciences�de� la�vie�et�de� la�terre.�Or,�ce�sont� justement� les�domaines�comme� la�biologie,�les� sciences� de� l’environnement,� la� biochimie,� la� biotechnologie,� la� bioéthique,� la�chimie�et�la�géographie�qui�sont�en�plein�développement.��
Nous�proposons�donc�d’allier� les�intérêts�et� les�compétences�des�élèves�avec�les�réalités�du�marché�du�travail.�
Des�coopérations�avec�des�instituts�de�recherche�et�de�développement�ainsi�qu’avec�des�entreprises� permettent� un� contact� � des� élèves� avec� le� milieu� universitaire� et�professionnel�lors�de�stages�et�de�visites.��
Nous� sommes� convaincu/e/s� que� ces� coopérations� vont� contribuer� largement� à� la�motivation�des�élèves�à�s’engager�avec�endurance�dans�leur�apprentissage.��
Die11ièmeTGistdieFortsetzungderChemieder10ièmeTGunddiemeistenKapitelsindelementarwichtigumsowohleineguteVoraussetzungfüreinenerfolgreichenAbschlussderFolgeklassesowiefür einen erfolgreichen Abschluss der 13ième GE und somit auch des Examens von größererBedeutungsind.DieeinzelnenKapitelwerdennachfolgendaufgeführt.Kapitel„ChemischeBindungen“:
Ø dieAusbildungvonBindungenanhandderOktettregelerklären.(Anhang1)
Ø allgemeineEigenschaftenundUnterschiededereinzelnenBindungenkennen(Anhang2)
Ø folgendeBegriffederIonenbindungdefinierenkönnen:
- Ion
- Kation
- Anion
- Salze
- Ionengitter
(Anhang3)
Ø dasKonzeptderIonenbindungverstehen(Anhang4)
Ø dieMetallbindungdefinierenkönnen(Anhang5)
Ø folgendeBegriffederElektronenpaarbindungkennenundverstehen:
- Elektronenpaarbindung
- Einfachbindung
- Zweifachbindung
- Dreifachbindung
(Anhang6)
Kapitel„MolekülstrukturundStoffeigenschaften“:
Ø dieRegelnfürdenräumlichenBauderMolekülekennen.(Anhang7)
Ø die geometrische Struktur in Abhängigkeit der Elektronenpaare benennen können und
Beispielegeben.(Anhang8)
Ø folgende Definitionen der polaren bzw. unpolaren Elektronenpaarbindung kennen und
verstehen:
- Elektronegativität
- Partialladung
- polareAtomladung
- Dipolmolekül
(Anhang9)
Ø sollendieunterschiedlichenzwischenmolekularenKräftekennenundbeiwelchenMolekülen
siesichausbilden.(Anhang10)
Ø dasLöslichkeitsgesetztkennen.(Anhang11)
Kapitel„SäurenundBasen“:
Ø dieDefinitioneinerSäurekennen.(Anhang12)
Ø diegängigstenSäurenmitFormelundNamen,sowiedieSäurerestekennen.(Anhang13)
Ø dieDefinitioneinerBasekennen.(Anhang14)
Ø diegängigstenBasenmitFormelundNamenkennen.(Anhang15)
Ø folgendeDefinitionenkennenundverstehen:
- Protolyse
- Säure-DefinitionnachBrønsted
- Base-DefinitionnachBrønsted
- Ampholyte
(Anhang16)
Ø allgemeindieSäure-BaseReaktionanwendenkönnen(Anhang17)
Ø dietypischenReaktionenvonSäurenundBasenkennen(Anhang 18)
Kapitel„Redox-Reaktionen“:
Ø folgendeDefinitionenderRedoxreaktionkennenundverstehen:
- Oxidation
- Reduktion
- Oxidationsmittel
- Reduktionsmittel
- Oxidationszahl
(Anhang19)
Ø DieRegelnzumErstelleneinerRedoxreaktionkennenundanwendenkönnen.(Anhang20)
Ø dasPrinzipderRedox-Paarekennen.(Anhang21)
Anhang1Oktettregel: Während einer chemischen Reaktion verbinden sich die Atome so, dass sie ein
Elektronenoktett(8Aussenelektronen)aufderAussenschalehaben.
DieAtomeverhaltensichso,dasssiediegleicheKonfigurationerhaltenwiedasEdelgas,dasihnenim
PSEamnächstensteht.
Bemerkung: Die Wasserstoff-, Lithium- und Berylliumatome tendieren zur Konfiguration vom
Helium(2Elektronen,weildieK-Schalenichtmehrals2Elektronenenthaltenkann).
Anhang2
Beispiel: Kochsalz Iod Eisen
VorliegenderBindungstyp
Ionenbindung(M+NM)
Elektronenpaarbindung(NM+NM)
Metallbindung(M)
Formel,Formeltyp NaCl(Na+Cl-),Verhältnisformel I2,Molekülformel
Fe,Elementsymbol,
Bindungspartnerwerden
zusammengehaltendurch:
GegenseitigeAnziehungvonKationenundAnionen
GemeinsameElektronenpaare
GegenseitigeAnziehung
zwischenpositivgeladenen
Atomrümpfenunddem
ElektronengasBindungspartnererreichendie
Edelgaskonfigurationdurch:
Abgabebzw.AufnahmevonElektronen
GemeinsameElektronenpaare
AbgabevonElektronen
RichtungderBindung
NachallenRichtungen
NurzwischendenBindungspartnern
NachallenRichtungen
Anhang3EingeladenesAtomwirdalsIonbezeichnet.
KationensindpositivgeladeneIonen.
AnionensindnegativgeladeneIonen.
ChemischeVerbindungendieauseinempositivgeladenenKationundeinemnegativgeladenenAnionbestehenwerdenalsSalzebezeichnet.
DieregelmässigeAnordnungvonIonennenntmanIonengitter.
Anhang4ZusammenfassungderIonenbildung:
• MetallatomebildenKationen,indemsieElektronenabgeben.
• NichtmetallatomebildenAnionen,indemsieElektronenaufnehmen.
ZusammenhangzwischenderIonenbildungundWertigkeit:
a)Elemente
Gruppe I II III … V VI VII
Wertigkeit 1 2 3 3 2 1
Ladung 1+ 2+ 3+ 3- 2- 1-
Beispiel K+ Mg2+ Al3+ P3- S2- Cl-
NameIon Wertigkeit IonFluorid-Ion 1 F-
Chlorid-Ion 1 Cl-
Bromid-Ion 1 Br-
Iodid-Ion 1 I-
Oxid-Ion 2 O2-
Sulfid-Ion 2 S2-
Nitrid-Ion 3 N3-
Phosphid-Ion 3 P3-
b)Atomgruppen:
Name Wertigkeit EntsprechendesIon
Ammonium- 1 NH4+
-hydroxid 1 OH-
-nitrit 1 NO2--nitrat 1 NO3--sulfit 2 SO32--sulfat 2 SO42-
-carbonat 2 CO32-
-phosphit 3 PO33-
-phosphat 3 PO43--cyanid 1 CN-
Bemerkung:AlleAtomgruppensindAnionen,mitAusnahmevonAmmonium!Ammoniumistein
Kation.
Anhang5Eine Metallbindung erfolgt durch die Anziehung zwischen positiv geladenen Metallkationen und
negativ geladenen Elektronen.
Anhang6Die Elektronenpaarbindung erfolgt durch die Anziehung zwischen gemeinsamen
ElektronenpaarenunddenAtomkernen.
MansprichtvonEinfachbindungen,wennsichzweiAtomeeinElektronenpaarteilen.
MansprichtvonDoppelbindungen,wennsichzweiAtomezweiElektronenpaareteilen.
MansprichtvonDreifachbindungen,wennsichzweiAtomedreiElektronenpaareteilen.
Anhang7RegelnumdenräumlichenBauderMoleküledarzustellen:
1. Die Anzahl aller Elektronenpaare (bindende und nichtbindende Elektronenpaare) am
zentralenAtombestimmtdieräumlicheStrukturdesMoleküls.
2. DieElektronenpaarestoßensichgegenseitigabdaherbildensiedengrößtmöglichenWinkel
zueinander.DadurchergibtsichfürjedesMoleküleineeindeutigeStruktur.
3. ZweifachundDreifachbindungenzählennurals1Elektronenpaar/wolke.
Anhang8ZusammenfassungdergeometrischenAnordnungen:
AnzahlderElektronenpaare Molekülstruktur Bindungswinkel Beispiel Räumliche
Struktur
LineareElektronenanordnung
2 linear 180° CO2
Dreieckig-planareElektronenanordnung
3 trigonal 120° BF3
TetraedrischeElektronenanordnung
4(4bindend) tetraedrisch 109,5° CH4
4(3b.,1n-b.) pyramidal 107,3° NH3
4(2b.,2n-b.) gewinkelt 104,5° H2O
4(1b.,3n-b.) linear 180° HF
Anhang9DieElektronegativität ist einMaß für die Fähigkeit einesAtoms, das bindende Elektronenpaar in
einerAtombindungansichzuziehen.
Werden gemeinsame Elektronenpaare von verschiedenartigen Atomen unterschiedlich stark
angezogen, entstehen Partialladungen (Teilladungen). Man spricht von einer polaren
Atombindung.
Die Polarität von Atombindungen ergibt sich aus der Elektronegativitätsdifferenz ΔEN der an der
BindungbeteiligtenAtome.(Richtlinie!)
ΔEN<0,4 unpolareAtombindung
0,4<ΔEN<1,8 polareAtombindung
ΔEN>1,9 Ionenbindung
VoraussetzungenfürDipolmoleküle:
1. EsmusseinepolareAtombindungvorliegen
2. Die Ladungsschwerpunkte der positiven und negativen Partialladungen dürfen nicht
zusammenfallen.(UnsymmetrischeMoleküle)
Anhang10Zwischenmolekulare Kräfte zwischen Molekülen sind maßgeblich für die physikalischen
Eigenschaften (Siedetemperatur, Schmelztemperatur, Viskosität, Löslichkeit, …,) von Stoffen
verantwortlich.Manunterscheidetzwischen:
• Van-der-Waals-Kräften (zwischenunpolarenMolekülen)
• Dipol-Dipol-Kräften (zwischenDipolmolekülen)
• Wasserstoffbrückenbindungen (zwischenDipolmolekülenwoeinH-Atomandie
AtomeN,OoderFgebundenist)
Van-der-Waals-Kräfte sind die schwächsten zwischenmolekularen Kräfte die zwischen Molekülen
wirken,H-BrückensinddiestärkstenKräfte.
Anhang11GleicheslöstsichinGleichem.
PolareStoffelösensichinpolarenLösungsmitteln.
UnpolareStoffelösensichinunpolarenLösungsmitteln.
Anhang12Säuren sind Wasserstoffverbindungen (Molekülverbindungen), in denen das Element Wasserstoff
durchkovalenteBindunganeinNichtmetallodereineAtomgruppegebundenist.
AllgemeineFormel:
HnR R=Säurerest(NichtmetalloderAtomgruppe)
n=WertigkeitvonR
H=acides(saures)Wasserstoffatom
Anhang13a)Halogenwasserstoffsäuren
Durch Lösen des jeweiligen Halogenwasserstoffgases in Wasser erhält man die entsprechende
Halogenwasserstoffsäure.
Formel Name Säurerest Name
HF Fluorwasserstoffsäure(Flusssäure) F- Fluorid-Ion
HCl Chlorwasserstoffsäure(Salzsäure) Cl- Chlorid-Ion
HBr Bromwasserstoffsäure Br- Bromid-Ion
HI Iodwasserstoffsäure I- Iodid-Ion
b)NichtzugeordneteSäuren
Formel Name Säurerest Name
HCN Cyanwasserstoffsäure(Blausäure) CN- Cyanid-Ion
H2S SchwefelwasserstoffsäureHS- Hydrogensulfid-Ion
S2- Sulfid-Ion
HClO4 Perchlorsäure ClO4- Perchlorat-Ionc)Oxosäuren(Sauerstoffsäuren)
Formel Name Säurerest Name
HNO2 SalpetrigeSäure NO2- Nitrit-Ion
HNO3 Salpetersäure NO3- Nitrat-Ion
H2SO3 SchwefligeSäureHSO3- Hydrogensulfit-Ion
SO32- Sulfit-Ion
H2SO4 SchwefelsäureHSO4- Hydrogensulfat-Ion
SO42- Sulfat-Ion
H2CO3 KohlensäureHCO3- Hydrogencarbonat-Ion
CO32- Carbonat-Ion
H3PO4 Phosphorsäure
H2PO4- Dihydrogenphosphat-Ion
HPO42- Hydrogenphosphat-Ion
PO43- Phosphat-Ion
B)OrganischeSäuren
Formel Name Säurerest Name
HCOOH Methansäure(Ameisensäure) HCOO- Formiat-Ion
CH3COOHEthansäure(Essigsäure) CH3COO- Acetat-Ion
Ameisen-undEssigsäuregehörenzurGruppederCarbonsäuren.EineCarbonsäureenthältdie für
siecharakteristischefunktionelleGruppe,dieCarboxyl-Gruppe:-COOH.
Anhang14Definition:Basen
BasensindHydroxid-verbindungen(Ionenverbindungen)dieausdemAnionHydroxidOH-undeinem
Metallkationaufgebautsind.
AllgemeineFormel:
M(OH)m M=Metall
m=WertigkeitvonM
Ionenformel:
Mm+(OH-)m
Anhang15
Formel Name Name(wässrigeLösung)
IoneninderLösung
NaOH Natriumhydroxid Natronlauge Na+undOH-
KOH Kaliumhydroxid Kalilauge K+undOH-
Ca(OH)2 Calciumhydroxid Kalkwasser Ca2+und2OH-
Al(OH)3 Aluminiumhydroxid - Al3+und3OH-Anhang16Eine Abspaltung von Protonen wird als Protolyse bezeichnet. Sie ist immer an eine sofortige
Protonenaufnahmegekoppelt.DemnachsprichtmanhiervonProtonenübertragungsreaktionen.
Säure-Base-DefinitionnachBrønsted:SäurensindProtonendonatoren
BasensindProtonenakzeptoren
Stoffe,diesowohlalsProtonendonatoren(Säuren)wieauchalsProtonenakzeptoren(Basen)wirken
können,bezeichnetmanalsAmpholyte.
Anhang17BeispieleinerSäure-Base-Reaktion:
HCl+H2OàH3O++Cl-
Protonendonator Protonenakzeptor
Säure1 +Base2 àSäure2+Base1
KorrespondierendesSäure/Base-Paar:HCl/Cl-undH3O+/H2O
Anhang18Säure+unedlesMetallàSalz+Wasserstoff
Säure+MetalloxidàSalz+Wasser
Säure1+Salz2àSäure2+Salz1
Säure+BaseàSalz+Wasser (Neutralisationsreaktion)
Anhang19EineOxidationisteineElektronenabgabe.
EineReduktionisteineElektronenaufnahme.
EinOxidationsmittelisteinElektronenakzeptor.
EinReduktionsmittelisteinElektronendonator.
Eine Redoxreaktion ist eine Elektronenübertragungsreaktion von einem Donator auf einen
Akzeptor.
DieOxidationszahl (OZ) einesAtomsgibtdie fiktiveLadung an, diediesesAtomhätte,wenndie
ElektronenjederBindungandiesemAtomdemjeweilsstärkerelektronegativerenAtomzugeordnet
werden. In Formeln wird die Oxidationszahl in römischen Ziffern über das Elementsymbol
geschrieben.
Anhang20FürelementareStoffegilt:
a)DieAtomederelementarenStoffehabendieOZ0.(Bsp.H2,Na,Cl2,…,)
FürVerbindungengilt:
b)BeiIonenentsprichtdieOZderLadung.(Bsp.Na+hatdieOZ+I,Mg2+hatdieOZ+II,Cl-hatdieOZ–
I,O2-hatdieOZ–II)
c)WasserstoffatomehabendieOZ+I.(Bsp.H2OhierhatdasWasserstoffatomdieOZ+I)
àAusnahme:inVerbindungenmitMetallenhatdasWasserstoffatomdieOZ–I.
(Bsp.LiHhierhatdasWasserstoffatomdieOZ–I)
d)SauerstoffatomehabendieOZ–II.(Bsp.H2OhierhatdasSauerstoffatomdieOZ–II)
àAusnahme:inPeroxidenhatdasSauerstoffatomdieOZ–I.
(Bsp.H2O2hierhatdasSauerstoffatomdieOZ–I)
e)BeiMolekülenundElementargruppenistdieSummederOZallerAtome0.
f)BeiMolekül-IonenentsprichtdieSummederOZderLadung.
Merke:
• EineRedoxreaktionliegtvor,wennsichdieOZderbeteiligtenTeilchenändert.
• EineErhöhungderOZbedeuteteineOxidationdesbetreffendenTeilchens.
• EineErniedrigungderOZbedeuteteineReduktiondesbetreffendenTeilchens.
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