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�?�

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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.

Anhang21Reduktionsmittel/Oxidationsmittel-Paare:

Redm.àOxm. +ze-

MgàMg2+ +2e- Mg/Mg2+

2Cl- àCl2 +2e- Cl-/Cl2