Grundwissen / Grundfähigkeiten: Chemie 10. Klasse

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1 Grundwissen / Grundfähigkeiten: Chemie 10. Klasse Lehrplan: Sie sind in der Lage den räumlichen Bau einfacher Moleküle zu beschreiben, daraus die zwischen den Molekülen herrschenden Kräfte abzuleiten und auf wesentliche Eigenschaften der Stoffe zu schließen. Atomorbital (AO) - Raum sehr großer Aufenthaltswahrscheinlichkeit für maximal zwei Elektronen - pro Hauptenergiestufe(n) existieren n 2 Atomorbitale Molekülorbital (MO) -ein MO entsteht durch Überlappung von zwei AO und bietet Raum für zwei Elektronen (bindendes Elektronenpaar) Elektronenpaarabstoßungsmodell Bindende und nicht bindende Elektronenpaare gelten als negative Ladungsschwerpunkte und stoßen sich ab. Sie nehmen maximalen Abstand zueinander ein. Mehrfachbindungen gelten ebenfalls als ein Ladungsschwerpunkt Ableiten folgender Raumstrukturen von Molekülen: - Tetraeder - Pyramide - ebenes Dreieck, - gewinkelte und lineare Moleküle - Beachtung bindender und nicht bindender Elektronenpaare ausgehend vom Zentralatom zur Ermittlung ihrer räumlichen Orientierung - für die Benennung der Raumstruktur sind nur die bindenden Elektronenpaare entscheidend Elektronegativität (EN) Bestreben von Atomen Bindungselektronen in Atombindungen an sich zu ziehen

2 Interpretation von gegebenen EN-Werten Van-der-Waals-Kräfte Dipol-Dipol-Kräfte Wasserstoffbrückenbindungen Erkennen der Polarisierung von Atombindungen Erkennen von Dipolmolekülen Die Elektronendichte einer Atombindung ist zum elektronegativeren Bindungspartner hin verschoben. Es resultieren Partialladungen (δ+/δ-) Voraussetzung zur Dipolentstehung: - polare Atombindungen - ein nicht völlig symmetrischer Molekülbau. - schwächste Sorte zwischenmolekularer Kräfte - wirken zwischen allen Molekülen und Edelgasatomen - resultieren aus der Wechselwirkung spontaner und induzierter Dipole - sie sind umso stärker je mehr Elektronen in einem Atom/Molekül enthalten sind und je größer die Moleküloberfläche ist - Anziehungskräfte zwischen permanenten Dipolmolekülen - sie sind stärker als Van-der- Waals-Kräfte - wirken zwischen einem stark positiv teilgeladenen Wasserstoffatom und einem freien Elektronenpaar eines stark negativ teilgeladenen, kleinen Atoms in einem anderen Molekül. (Wasserstoff ist kovalent an N, O oder F gebunden) - stärkste zwischenmolekularer Kräfte

3 Abschätzen der Stärke zwischenmolekularer Kräfte vergleichbarer molekular gebauter Stoffe und Ordnen dieser Stoffe nach Schmelzund Siedepunkten. Dichteanomalie des Wassers Erklären unterschiedlicher Löslichkeiten und Lösungsmitteleigenschaften Je stärker die zwischenmolekularen Kräfte sind, desto höher liegen die Schmelz- und Siedepunkte der Stoffe. Sind Stoffe bezüglich ihrer zwischenmolekularen Kräfte ähnlich, so sind sie gut mit einander mischbar. Wasser hat seine höchste Dichte bei 4 C Lehrplan: Sie können das Donator-Akzeptor-Konzept auf Protolysereaktionen und Redoxreaktionen anwenden und die zugehörigen Reaktionsgleichungen formulieren. Sie können eine Säure-Base-Titration durchführen und auswerten Brönsted-Säure - Protonendonator - Wasserstoff ist kovalent an ein stark elektronega-tives Atom gebunden Brönsted-Base - Protonenakzeptor - mindestens ein freies Elektronenpaar steht zur Aufnahme eines Protons zur Verfügung Ampholyt -Erkennen saurer und basischer Molekülausschnitte - Finden geeigneter Reaktionspartner für saure bzw. basische Reaktion - reagiert in Abhängigkeit vom Reaktionspartner als Protonendonator oder Protonenakzeptor Abschätzen der Säurestärke bei Elementwasserstoffverbindungen einer Periode bzw. einer Hauptgruppe Ein Proton wird umso leichter aus einer kovalenten Bindung abgespalten, je elektronegativer bzw. größer sein Bindungspartner ist. Der Effekt der Atomgröße überwiegt (meist) gegenüber dem der Elektronegativität

4 Protolysereaktion - Erstellen stöchiometrisch richtiger Stoff-, Ionen-, und Strukturformelgleichungen von Protolysereaktionen - Kennzeichen korrespondierender Säure-Base- Paare Molekül- und Strukturformeln einiger wichtiger Säuren und Basen Kenntnis der Farben folgender Indikatoren in saurer bzw. alkalischer Lösung ph-wert Neutralisationsreaktion Oxidation Reduktion Oxidationsmittel Reduktionsmittel Redoxreaktion Oxidationszahl - Ableiten und benennen der Säureanionen nebenstehender Säuren - Erstellen von Verhältnisformeln ihrer Alkali- und Erdalkalisalze Formulieren der Reaktionsgleichungen chem. Reaktion unter Abspaltung eines Protons aus einer kovalenten Bindung; stets gekoppelt mit der Protonenaufnahme durch eine Brönsted-Base -Halogenwasserstoffe (Salzsäure) -Schwefelsäure -Phosphorsäure -Kohlensäure -Essigsäure -Oxoniumionen als entscheidende Teilchen in sauren Lösungen -Ammoniak -Hydroxidionen Lackmus, Phenolphthalein, Bromthymolblau, Universalindikator Angabe der Oxoniumionenkonzentration ph7 =>c(h 3 O + ) = 10-7 mol/l : neutrale Lösung ph<7 : saure Lösung ph>7 : alkalische Lösung; Lauge gleiche Stoffmengen einer Säure und einer Lauge ergeben Wasser und ein Salz Elektronenabgabe Elektronenaufnahme nimmt Elektronen von einem anderen Stoff auf und wird selbst reduziert gibt Elektronen an einen anderen Stoff ab und wird selbst oxidiert Elektronenübergang von einem Reduktionsmittel auf ein Oxidationsmittel gedachte Ladung, die einem Atom in einem Molekül zukommt, wenn bindende Elektronenpaare ganz dem elektronegativeren Bindungspartner zugeordnet werden

5 Ermittlung der Oxidationszahlen von Atomen in Molekülen anhand von Molekül- und Valenzstrichformeln Erstellen von Redoxgleichungssystemen in saurer und alkalischer Lösung Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen - Ermittlung der Anzahl aufzunehmender bzw. abzugebender Elektronen aus der Differenz der Oxidationszahlen in Edukt und Produkt - Ladungs- und Atomzahlausgleich Lehrplan: Sie kennen wichtige Alkane und Alkene und können die hier auftretenden Isomeriephänomene beschreiben homologe Reihe der Alkane räumlicher Bau der Alkane - Erstellen von Struktur-, Halbstruktur- und Skelettformeln der n-alkane - systematische Benennung der n-alkane bis n-decan C n H 2n+2 Nomenklaturregeln: Trivialnamen bis Butan, danach gr. Zahlwort für Zahl der C- Atome + Endung -an tetraedrische Umgebung der Kohlenstoffatome nach Elektronenpaarabstoßungsmodell

6 Erklären der Siedepunkte in der homologen Reihe der Alkane Zunahme der Van-der-Waals- Kräfte mit steigender Atom- bzw. Elektronenzahl bedingt steigende Siedepunkte Konstitutionsisomere Moleküle mit gleicher Anzahl von Atomen (gleicher Summenformel) aber unterschiedlicher Verknüpfung der Atome Vorkommen und Bedeutung einiger Kohlenwasserstoffe Alkene Molekülgeometrie um Kohlenstoffatome mit Doppelbindungen Fähigkeit zur systematischen Benennung verzweigter Alkane (der Konstitutionsisomeren) Benennung von Alkenen unter Berücksichtigung der Lage und Anzahl der Doppelbindung(en) -Angabe der längsten Kette von C-Atomen - Benennung und alphabetische Ordnung der Seitenketten; Endung yl - Angabe der Anzahl gleicher Seitenketten - Angabe der Verknüpfungsstellen zwischen Haupt- und Seitenketten z.b. Methan, Propan Octan, Isooctan enthalten eine oder mehrere C=C- Doppelbindungen Nomenklaturregeln: Namen des zugrunde liegenden Alkans + Endung en Nummerierung der Kette von dem Ende, das der ersten Doppelbindung am nächsten liegt - ebenes Dreieck bei einer Doppelbindung - linearer Molekülausschnitt bei zwei Doppelbindungen (nach Elektronenpaarabstoßungsmodell) Berücksichtigung der Lage der Doppelbindung(en) Konstitutionsisomere Alkene Fähigkeit zur systematischen Benennung E-Z-Isomerie Fähigkeit zur Benennung -unterschiedliche räumliche Anordnung der Atome an der Doppelbindung - Berücksichtigung der Prioritäten

7 Lehrplan: Sie kennen wichtige sauerstoffhaltige organische Verbindungen und können Zusammenhänge zwischen deren molekularer Struktur und ihren Stoffeigenschaften erklären homologe Reihe der Alkohole (n-alkanole) Hydroxylgruppe OH als funktionelle Gruppe der Alkohole Nomenklatur: Name des zugrunde Konstitutionsisomerie der Alkohole Oxidationsprodukte von Alkoholen - Erklären der Siedepunkte der n-alkanole im Vergleich zu n-alkanen ähnlicher molarer Masse - Erklären der unterschiedlichen Mischbarkeit der n- Alkanole mit Wasser Benennung der Isomeren Erstellung der Redoxschemata für die Oxidation der Alkohole in saurer Lösung mit Permanganationen Außerdem: weitere ausgewählte Beispiele für funktionelle Gruppen liegenden Alkans + Endung -ol - Wasserstoffbrückenbindungen und polarer Charakter der OH- Gruppe - zunehmender Einfluss der Vander-Waals-Kräfte und des unpolaren Charakters mit steigender Länge der Kohlenstoffkette primäre, sekundäre und tertiäre Alkohole - prim. Alkohol => Aldehyd => Carbonsäure - sek. Alkohol => Keton - tert. Alkohol =>keine Oxidation Lehrplan: Sie kennen die Grundstruktur der Kohlenhydrate, Fette und Proteine Glucose -offenkettige Form -Ringstrukturformel Stärke -Strukturformelausschnitt -Iodstärke-Reaktion -Bedeutung als pflanzlicher Reservestoff Aminosäuren und Proteine -Aminogruppe als weitere funktionelle Gruppe -Peptidbindung -Strukturebenen von Proteinen Fette -Grundstruktur eines Triacylglycerins

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