Die Inhalte der 1. und 2. Jahrgangsstufe (Kursstufe) bilden die Grundlage für das Chemie-Abitur am Gymnasium in Baden-Württemberg. Viele Themen aus Klasse 8–10 – Redoxreaktionen, Säure-Base-Reaktionen, Organische Chemie – werden hier vertieft und auf Abiturniveau erweitert. Im 2-stündigen Basisfach werden einige Themenblöcke kürzer oder gar nicht behandelt; das 4-stündige Leistungsfach (erhöhtes Anforderungsniveau) umfasst den vollständigen Bildungsplan – einschließlich Thermodynamik, Naturstoffe II und Komplexchemie.
Vorausgesetzt werden Kenntnisse aus Klasse 8–10 (Atombau, Stöchiometrie, Redox, Protolyse, ZMK). Wer Grundlagen auffrischen möchte, findet passende Mitschriften in den Kapiteln Klasse 8, Klasse 9 und Klasse 10.
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- Geschrieben von: Wolfram Hölzel
Die Nummerierungen können von den Nummerierungen im Heft abweichen. Ich hoffe, dass ich die Nummerierungen an der Tafel irgendwann denen von dieser Seite angleiche.
1. Isomerie
2. Fischer-Projektion
3. Optische Aktivität und Racemat
4. Kohlenhydrate - Einteilung der Kohlenhydrate
4.1 Monosaccharide
4.1.1 Glucose-Traubenzucker
4.1.2 Halbacetalbildung
4.1.3 Ringstruktur der Monosaccharide
4.1.4 Systematik der Namensgebung
4.1.5 Fructose und Keto-Enol-Tautomerie
4.1.6 Glycosid- bzw. Vollacetalbildung
4.1.7 Reaktionen der Monosaccharide
4.2 Disaccharide
4.2.1 Maltose (Malzzucker)
4.2.2 Cellobiose
4.2.3 Lactose (Milchzucker)
4.2.4 Saccharose
4.2.5 Invertzucker
4.3 Polysaccharide
4.3.1 Stärke
4.3.2 Cellulose
4.3.3 Unterschied: Cellulose - Stärke
4.3.4 Verwendung der Cellulose
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- Geschrieben von: Wolfram Hölzel
Die Nummerierungen können von den Nummerierungen im Heft abweichen. Ich hoffe, dass ich die Nummerierungen an der Tafel irgendwann denen von dieser Seite angleiche.
Chemisches Gleichgewicht
1 Umkehrbare Reaktionen
1.1 Beispiel: Ammoniumchlorid
1.2 Beispiel: Calciumhydroxid
2 Gleichgewichte
2.1 Schwefelsäure – Wasserdampf – Gleichgewicht
2.2 Langzeitversuch: Konzentrierte Schwefelsäure
2.3 Modellexperiment - Stechheberversuch
2.4 Merkmale eines chemischen Gleichgewichts
2.5 Estergleichgewicht (AB )
2.6 Schreib- und Sprechweise bei Gleichgewichtsreaktionen
2.6 Schreibweise und 2.7 Kollisionsmodell
2.7.1 WH: Kollisionsmodell
2.7.2 Reaktionsgeschwindigkeit und Katalysatoren
2.7.3 Am Beispiel des Estergleichgewicht
2.8 Allgemeines Zahlenbeispiel
2.9 Säure-Base-Reaktion mit Benzoesäure
2.10.1 Änderung der Konzentration und Temperatur
2.10.2 Änderung des Drucks
2.11 Prinzip von Le Chatelier
2.12 Massenwirkungsgesetz (MWG)
2.13 Ermittlung der GG-Konstanten Kc
2.14 Berechungen zum Massenwirkungsgesetz
2.15 Die Ammoniaksynthese (Haber-Bosch-Verfahren)
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Energetische Betrachtungen bei chemischen Reaktionen
1 Systeme
2 Energieerhaltungssatz (Energieprinzip)
3 Innere Energie – U
4 Volumenarbeit - W
5 Reaktionswärme – Q
6 spezifische Wärme und spezifische Wärmekapazität
7 Kalorimetrie
7.1 Bestimmung der Wärmekapazität eines Kalorimeters - Ck
7.2 Bestimmung der Neutralisationsenthalpie
7.3 Lösungsenthalpien
8 Enthalpie - H
8.1 Exotherme Reaktionen bzw. Vorgänge
8.2 Endotherme Reaktionen bzw. Vorgänge
8.3 Molare Standard-Bildungsenthalpie
8.4 Reaktionsenthalpie
8.5 Schmelz-, Verdampfungs- und Sublimationsenthalpie
8.6 Satz von Hess
9 Bindungsenthalpien
9.1 Molare Standard-Bindungsenthalpie
9.2 Gitterenergien – Born-Haber-Kreispozess
10 Heizwert und Brennwert
11 Entropie – S
11.1 Zunahme der Entropie („Faustregeln“)
11.2 Die molare Standard-Entropie
12 Gibbs Energie („freie Enthalpie“) – G
12.1 Gibbs-Helmholtz: Beispiele
13 Metastabile Zustände
14 Zusammenfassung
15 Übungsaufgaben (nur im Unterricht)
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- Geschrieben von: Wolfram Hölzel
Säure-Base-Reaktionen
Hierbei handelt es sich um den Tafelaufschrieb für die Oberstufe. Die Säure-Base-Reaktionen gibt es auch für die Mittelstufe (siehe 9. Klasse (noch nicht online)).
1 Autoprotolyse (Eigenprotolyse) des Wassers und pH-Wert
1.1 Das Ionenprodukt des Wassers
2 Der pH-Wert
3 Protolyse-Reaktionen
3.1 Chlorwasserstoff-Gas und Wasser (Springbrunnen 1)
3.2 Ammoniak-Gas + Wasser (Springbrunnen 2)
3.3 Neutralisation
3.4 Mehrprotonige Säuren
3.5 Stärke von Säuren und Basen - qualitativ
3.5.1 Säurestärke und Molekülstruktur
3.6 Vergleich Säurestärke von Salzsäure und Essigsäure
4 Stärke von Säuren und Basen - quantitativ
4.1 Säurestärke: der pKS-Wert
4.2 Basestärke: der pKB-Wert
4.3 Beziehung zwischen KS und KB eines korrespondierenden Säure-Base-Paares
4.4 pH-Wert unterschiedlich starke Säuren
4.5 Säure-Base-Reaktionen in Salzlösungen
4.5.1 Kationen als Säuren
4.5.2 Anionen als Basen
4.5.3 Hydrogensalze
4.5.4 Neutrale Salzlösungen
4.5.5 Abschätzung des pH-Wertes einer Salzlösung
4.6 Zusammenfassung
5. Indikatoren
6 Säure-Base-Titration
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- Geschrieben von: Wolfram Hölzel
Unterkategorien
Aromaten
Cycloalkane und Aromaten