97010

ASO
3de leerjaar van de derde graad
Voorbereidend op het hoger onderwijs
Structuuronderdeel:
Bijzondere wetenschappelijke vorming
Vak: CHEMIE
Aantal lesuren per week:
2
WW-k
(Vervangt leerplan 93148)
LESSENTABEL
ALGEMEEN SECUNDAIR ONDERWIJS
3de leerjaar van de derde graad - ASO
Voorbereidend op het hoger onderwijs
Bijzondere wetenschappelijke vorming
zie internet: www.rago.be/pbd
2
INHOUD
Bepaling van de leerlingengroep en beginsituatie
..................................................3
Algemene doelstellingen ...........................................................................................3
Leerplandoelstellingen ..............................................................................................4
Leerinhouden...........................................................................................................11
Pedagogisch-didactische wenken en didactische middelen ....................................14
Bibliografie...............................................................................................................15
Minimale materiële vereisten ...................................................................................17
Evaluatie.................................................................................................................. 17
3
BEPALING VAN DE LEERLINGENGROEP
BEGINSITUATIE
Deze cursus vervolledigt de opleiding chemie voor leerlingen die in het eerste en tweede jaar van de
derde graad een niet-wetenschappelijke studierichting gevolgd hebben of die zich, na het volgen van een
wetenschappelijke richting, onvoldoende voorbereid voelen om hogere studies met wetenschappelijke
basis met kans op succes aan te vatten.
Van deze leerlingen wordt verwacht dat zij de basisbegrippen van de chemie beheersen: zuivere stoffen
en mengsels, fysische en chemische stofeigenschappen, indeling van de elementen, atoombouw en
chemische binding, formules en reactievergelijkingen, zuren, basen en zouten.
De leerkracht zal waar nodig de basisbegrippen op het gepaste ogenblik herhalen.
De cursus wordt ingericht à rato van twee lestijden per week. De leerlingen kunnen als complementaire
activiteit twee lesuren chemie (organische chemie) volgen ofwel één lesuur zelfstandig werk chemie.
ALGEMENE DOELSTELLINGEN
Op het einde van een lessenreeks moeten de leerlingen een aantal chemische verschijnselen in een
correcte chemische taal kunnen uitleggen aan de hand van geschikte modellen. Ze moeten aansluitende
problemen kunnen benaderen met passende hypothesen. Ze moeten de problemen kunnen oplossen
door te steunen op experimenten, op hun basiskennis chemie of op hun algemene ervaringswereld. Dit
moet leiden tot de ontwikkeling van een aantal algemene attituden die hierna opgesomd worden.
Op het einde van het 3de leerjaar van de derde graad kunnen de leerlingen:
- een probleem nauwkeurig verwoorden;
- de relevante factoren in een probleemsituatie herkennen;
- objectieve en subjectieve gegevens onderscheiden bij het beoordelen van een situatie;
- na kritisch afwegen van relevante factoren een beslissing nemen in een probleemsituatie;
- in een situatie oorzaak en gevolg onderscheiden;
- hypothesen formuleren;
- hypothesen na onderzoek bevestigen of verwerpen;
- experimenten uitvoeren en doelgericht observeren;
- de veiligheidsvoorschriften in acht nemen bij het uitvoeren van experimenten;
- de resultaten van een experiment formuleren en op overzichtelijke wijze noteren;
4
- informatie zoals tabellen, grafieken, schematische voorstellingen interpreteren en kritisch verwerken
- informatie correct doorgeven;
- fouten opsporen;
- regels en wetmatigheden in nieuwe situaties toepassen;
- correcte besluiten trekken en deze formuleren;
- een verslag opmaken;
- de inductieve en deductieve methode op een gepaste wijze toepassen;
- bescheiden blijven bij behaalde positieve resultaten;
- het verband zien tussen gebruikte modellen en de realiteit;
- het geschikte model hanteren als functie van een bepaald aspect van de realiteit dat onderzocht wordt;
- de beperking van de gebruikte modellen verwoorden;
- zonder verdere aansporing een opdracht tegen een vastgesteld tijdstip uitvoeren;
- geconcentreerd en met doorzetting werken;
- in groep werken en afspraken naleven;
- bij groepswerk de leiding nemen;
- een omvangrijke taak uitvoeren door het opstellen van een werkplan en het toepassen van een
rationele methode;
- zich aanpassen aan nieuwe situaties;
- open staan voor de mening van anderen;
- fouten toegeven en verbeteren;
- abstract denken;
- uitzonderingen als het gevolg van veralgemeningen kenschetsen;
- aantonen dat het aantal uitzonderingen evenredig is met de onvolmaaktheid van de veralgemening;
- verwoorden dat het begrip abnormaal geen pejoratieve betekenis heeft, maar enkel wijst op een
gedrag dat binnen een bepaalde context slechts bij een minderheid tot uiting komt;
LEERPLANDOELSTELLINGEN
De hiernavolgende leerplandoelstellingen worden opgesplitst in :
basisdoelstellingen (minimumdoelstellingen): aangeduid met een streepje (-); ze moeten voor 90% door
alle leerlingen bereikt worden;
uitbreidingsdoelstellingen (maximumdoelstellingen): voorafgegaan door "U"; ze leiden tot gedifferentieerd
werken. Ze kunnen niet verplicht worden voor alle leerlingen.
Na een les of een lessenreeks moeten de leerlingen kunnen:
5
1. Atoombouw
1.1. Algemene structuur van het atoom
- het atoommodel van Bohr met gebruik van de passende deeltjesbegrippen beschrijven;
1.2. Atoommassa
- de betekenis van de begrippen nuclide, isotope nuclide en nuclidemassa verwoorden;
(U) kernfusie en kernfissie bespreken;
1.3. Structuur van de elektronenmantel
(U) door vergelijking met watergolven de betekenis van het golfkarakter van een elektron en de
onzekerheidsrelatie van Heisenberg uitleggen;
- het begrip spin van een elektron verwoorden;
(U) de definitie van een orbitaal als wiskundige functie geven;
- de plaatsafhankelijke waarschijnlijkheidsverdeling (P.W.) van een elektron rond een kern voorstellen
en de rol van de kwantumgetallen verwoorden;
- de richtingsafhankelijke waarschijnlijkheidsverdeling (R.W.) van een elektron rond een kern voorstellen
en de rol van de kwantumgetallen verwoorden;
(U) aan de hand van energieniveaus uitleggen hoe een atoom lichtstralen kan uitsturen;
(U) aan de hand van het lijnenspectrum van een atoom uitleggen dat de energieniveaus gekwantiseerd
zijn;
- mits gebruik van eenvoudige hulpmiddelen een overzicht van de opeenvolgende energieniveaus van
een atoom geven en daarop de verbodsregel van Pauli toepassen;
1.4. Elektronenconfiguraties met orbitalen
- de elektronenconfiguraties van de elementen voorstellen met symbolen en vakjes die rekening houden
met orbitalen;
1.5. Periodiek systeem
- het verband tussen deze elektronenconfiguraties en het periodiek systeem der elementen beschrijven;
2. Chemische binding
2.1. De atoombinding
(U) het begrip molecuulorbitaal omschrijven;
- de oorzaken van de interactie tussen atomen beschrijven;
- een apolaire en een polaire atoombinding voorstellen door gebruik te maken van de P.W. der
bindende elektronen;
- een sigma- en een pi- binding voorstellen door gebruik te maken van de P.W. der bindende
elektronen;
- het begrip hybridisatie met eigen woorden omschrijven;
3
- de sp -hybridisatie voorstellen en het verband met de ruimtelijke structuur leggen:
. vier valentie-elektronen (bv. CH4 en C2H6)
. drie valentie-elektronen (bv. NH3)
. twee valentie-elektronen (bv. H2O)
. één valentie-elektron (b.v. HCl)
. diamantstructuur
(bv. Cn )
2
- de sp -hybridisatie voorstellen en het verband met de ruimtelijke structuur leggen:
. drie valentie-elektronen (bv. BF3 )
. vier valentie-elektronen (bv. C2H4)
- de sp-hybridisatie voorstellen en het verband met de ruimtelijke structuur leggen:
. twee valentie-elektronen (bv.: BeCl2)
. vier valentie-elektronen (bv.: C2H2 )
(U) aan de hand van vorige voorbeelden de eigenschappen van molecuulorbitalen opsommen;
- het begrip datieve binding met eigen woorden omschrijven;
6
3-
-
- in voorbeelden zoals SO2, PO4 en NO3 de datieve binding aanduiden;
(U) het begrip mesomerie uitleggen;
- de verschillende structuurformules schrijven van:
3222SO2 SO3 PO4 NO3 SO3 SO4 CO3 C4H6(1,3-butadieen);
(U) het begrip gedelokaliseerde elektronen uitleggen;
- het begrip dipoolmolecule omschrijven;
- uit de ruimtelijke structuur van een molecule afleiden of het een dipoolmolecule is;
(U) de structuur van complexe verbindingen door de chemische binding verduidelijken in hydraten en
in complexen met NH3 en CN ;
(U) het begrip hydratatie-enthalpie omschrijven;
- met voorbeelden het begrip kristalwater verduidelijken;
2.2. De ionbinding
- de overgang van atoombinding naar ionbinding uitleggen met het verschil in EN-waarde;
(U) het verband leggen tussen de elektronenconfiguratie en de ionisatie-energie;
- met lewissymbolen de vorming van positieve en van negatieve ionen weergeven;
(U) het begrip ionisatie-energie (Ei) omschrijven in termen van enthalpieverandering (DH > 0);
(U) het begrip elektronenaffiniteit (Ea) omschrijven in termen van enthalpieverandering (DH > 0 of
DH < 0);
- de vorming van een ionrooster voorstellen;
(U) het begrip roosterenergie (Er) omschrijven in termen van enthalpieverandering;
- de samenstelling van ionverbindingen door verhoudingsformules weergeven;
- de ionbindingen en atoombindingen aanduiden in bv. Na2SO4 , (NH4)2CO3 ;
- uit de formules van ionverbindingen de namen afleiden;
- de eigenschappen van ionverbindingen opsommen en met voorbeelden illustreren;
- de eigenschappen van ionverbindinen en atoomverbindingen vergelijken;
2.3. De metaalbinding
- de begrippen metaalrooster en metaalbinding omschrijven;
- de eigenschappen van metalen verklaren met de metaalbinding;
(U) de verschillende soorten legeringen met voorbeelden beschrijven;
- de verschillende soorten chemische bindingen vergelijken;
3. Stoichiometrie
3.1. Nauwkeurigheid en beduidend cijfers
- het aantal beduidend cijfers bepalen van een meetresultaat, rekening houdend met de
nauwkeurigheid van de gebruikte apparatuur;
3.2. Formulemassa, molecuulmassa, molaire massa en molair volume
- de atoommassa aflezen van een tabel, wetende dat 1 u = 1,66.10-27 kg;
- uit de atoommassa's van samenstellende elementen de formulemassa (in u) van zouten en de
molecuulmassa (in u) van een niet- metaal of niet-zout berekenen;
- uitleggen wat één mol materie is;
- uitleggen wat molaire massa is;
- eenvoudige omrekeningen maken van een stofhoeveelheid (aantal mol) van een bepaalde stof naar
de massa (aantal g) van die stof en omgekeerd;
(U) het verband leggen tussen de procentuele samenstelling van een stof (aantal g van elk element in
100 g van de stof) en de verhoudingsformule van die stof;
- het molair volume van een gas definiëren als volume per mol van een gas en dit molair volume
berekenen bij verschillende omstandigheden van druk en temperatuur uit de formule van de algemene
gaswet;
7
3.3. Samenstelling van oplossingen
- het gehalte van een opgeloste stof in de oplossing weergeven als: (stofhoeveelheid)concentratie,
massaconcentratie, massafractie,volumefractie, stofhoeveelheidfractie;
3.4. Stoichiometrische vraagstukken
- vraagstukken maken met gebruikmaking van de massa, het volume, de dichtheid en zo nodig de
algemene gaswet, alsook van het gehalte van oplossingen;
4. Thermochemie
4.1. Chemische energie
- de definitie geven van "thermochemie";
- de wet van behoud van energie formuleren;
- uitleggen waarom een stof energie-inhoud (enthalpie H) bezit die afhangt van de aard van de
bindingen, de aggregatietoestand en de temperatuur;
- de enthalpieverandering ∆H van een stof definiëren als verandering van de energie-inhoud;
- uitleggen dat het verbreken van bindingen gepaard gaat met ∆H >0 en dat het vormen van bindingen
gepaard gaat met ∆H<0;
4.2. Reactiewarmte
- reactie-enthalpie definiëren;
- experimenteel nagaan of een reactie exotherm is of endotherm;
- het verband leggen tussen het teken van ∆H en het exotherm of endotherm karakter van de reactie;
- de reactievergelijking schrijven van de vorming van een samengestelde stof uit de enkelvoudige
stoffen van de samenstellende elementen;
- vormingsenthalpie definiëren;
- in een tabel de vormingsenthalpie van een samengestelde stof opzoeken;
- de reactie-enthalpie berekenen uit de vormingsenthalpieën van de reactieproducten en van de
uitgangsstoffen;
- de wet van Hess formuleren;
- steunend op de wet van Hess en op een tabel van vormingsenthalpieën, eenvoudige thermochemische
berekeningen uitvoeren;
(U) enkele praktische toepassingen van verbrandingsenthalpie aanhalen;
- stoichiometrische berekeningen maken waarin ook thermochemische problemen voorkomen;
5. Reactiesnelheid
5.1. Reactiesnelheid en effectieve botsingen
- de definitie van reactiesnelheid geven;
- uitleggen dat in reacties (in de meeste gevallen) bestaande chemische bindingen worden verbroken
en nieuwe worden gevormd;
- beredeneren dat deeltjes van de uitgangsstoffen met mekaar effectief moeten botsen om te kunnen
reageren;
- het verband leggen tussen het toenemen van het aantal effectieve botsingen van reagerende deeltjes
per seconde en het toenemen van de reactiesnelheid;
5.2. Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden
- uit het eenvoudig corpusculair kinetisch model van de materie afleiden dat het aantal effectieve
botsingen tussen de reagerende deeltjes vergroot door het toenemen van de verdelingsgraad van de
stof (en dus van de contactoppervlakte), de concentraties en de temperatuur;
- bespreken dat de reactiesnelheid van de aard van de reagerende deeltjes afhangt;
- de moeilijkheid omschrijven dat niet elke botsing van deeltjes effectief is;
8
(U) beredeneren dat het geactiveerde complex eerst kan ontstaan als de kinetische energie van de
afzonderlijke deeltjes bij een effectieve botsing met een hoeveelheid energie, de z.g.
activeringsenergie, is toegenomen;
(U) weergeven dat de meeste reacties in verschillende stappen, de z.g. "elementaire reacties", verlopen
en dat hoofdzakelijk de traagste stap de reactiesnelheid van het totale proces bepaalt;
(U) het verband leggen tussen de wijziging van het reactiemechanisme door toevoeging van een
katalysator en het ontstaan van een nieuw reactiemechanisme met een kleinere activeringsenergie;
- geschikte experimenten interpreteren als bevestiging van de invloed op de reactiesnelheid van:
. de aard van de reagerende deeltjes
. de katalysator of de inhibitor
. de verdelingsgraad van de stof
. de concentraties
. de temperatuur.
5.3 Chemische snelheidswet
- voor een reactie a A + b B + ... ---> x X + y Y +...
waarbij A, B,... zich in dezelfde fase bevinden :
. de algemene chemische snelheidswet voor het ogenblik t schrijven als
m
n
vt = k . [A] t . [B] t ...
. de snelheidsconstante k als functie van de temperatuur en van de eventueel gebruikte katalysator
kenschetsen;
. de exponenten m,n,... als niet uit de reactievergelijking afleidbaar kenschetsen;
6. Chemisch evenwicht
6.1. Omkeerbare reacties en chemisch evenwicht
- geschikte voorbeelden als omkeerbare reacties kenschetsen;
- uit het botsingsmodel van de reacties afleiden dat er een dynamisch evenwicht ontstaat;
- afleiden dat in de chemische evenwichtstoestand de snelheid van de heenreactie gelijk is aan de
snelheid van de terugreactie;
- de chemische evenwichtstoestand bij een niet-aflopende reactie kenschetsen als een toestand met
constant blijvende macroscopische eigenschappen, zoals temperatuur, druk en concentraties;
(U) het onderscheid tussen homogeen en heterogeen chemisch evenwicht uitleggen;
6.2. Evenwichtswet
- voor een reactie in de chemische evenwichtstoestand bij een bepaalde temperatuur de
concentratiebreuk schrijven;
(U) uit proefondervindelijke gegevens en de concentratiebreuk de evenwichtsconstante bij constante
temperatuur (Kc(T)) voor een reactie berekenen;
- bij kwantitatieve toepassingen in acht nemen dat de evenwichtscontante enkel van de temperatuur
afhangt;
(U) bij kwantitatieve toepassingen in acht nemen dat de concentraties van vaste componenten in de
heterogene evenwichtsreacties niet voorkomen in de concentratiebreuk;
6.3. Verstoring van chemische evenwichten
- aangeven dat een verandering van concentraties optreedt in een systeem in de chemische
evenwichtstoestand bij een constante temperatuur, door stoffen (inclusief het oplosmiddel) toe te
voegen of weg te nemen of door gassen samen te persen of te ontspannen;
- uit de evenwichtsvoorwaarde afleiden dat, in een systeem in de chemische evenwichtstoestand bij een
constante temperatuur, een verandering van concentratie van een of meer stoffen een verschuiving
van de ligging van het chemisch evenwicht kan veroorzaken;
9
- op reacties toepassen dat in een systeem in de chemische evenwichtstoestand de zin van
verschuiving van de ligging van dat evenwicht:
. door verandering van de concentratie zo is, dat het gevolg van die verandering wordt tegengewerkt;
. door aan- of afvoer van warmte zo is dat die aan- of afvoer van warmte wordt tegengewerkt;
(principe van Le Châtelier - Van 't Hoff)
- op reacties toepassen dat bij een constante temperatuur een katalysator wel invloed uitoefent op de
insteltijd van het chemisch evenwicht, maar niet op de evenwichtsconstante Kc(T);
(U) in reacties met gas- en neerslagvorming duidelijk maken dat, door een gepaste ingreep op de
reactieomstandigheden, evenwichtsreacties aflopende reacties worden;
(U) verband leggen tussen het begrip "aflopende reactie" en het feit dat bij zulk een reactie ten minste
één van de uitgangsstoffen (praktisch) volledig reageert;
7. Evenwichten in water waarbij ionen betrokken zijn
7.1 Waterconstante en pH
- het verband tussen de evenwichtsconstante van de protonenoverdracht in water en de waterconstante
Kw uitleggen en berekenen;
- de zuurheidsgraad van water bij 24 EC uit de verhouding tussen het aantal ionen en het aantal
moleculen berekenen;
- de pH van zuiver water definiëren en berekenen;
7.2 Zuurconstante en baseconstante
- bij zuurbasereacties met water het verband uitleggen en berekenen tussen:
. de evenwichtsconstante van een brønstedzuur en de zuurconstante Kz;
. de evenwichtsconstante van een brønstedbase en de baseconstante Kb;
- de begrippen pKz en pKb definiëren en berekenen uit gegeven Kz en Kb-waarden;
- het verband berekenen tussen de zuurconstante van een brønstedzuur en de baseconstante van zijn
geconjugeerde base;
- het verband uitleggen tussen de pH en de pOH van zure en basische oplossingen;
(U) de kleuromslag van indicatoren uitleggen door de ligging evenwicht bij zuurbasereacties;
- vraagstukkeni.v.m. zuurconstante Kz en baseconstante Kb oplossen;
7.3 Oplossingen van zouten
(U) aan de hand van een voorbeeld uitleggen hoe men de evenwichtsconstante van een
zuurbasereactie kan berekenen door combinatie van de zuurconstante van het eerste brønstedzuur
Kz1 en de zuurconstante van het tweede brønstedzuur Kz2;
(U) de hydrolyse van zoutoplossingen voorspellen door gebruik van de zuurconstante Kz1 van het
gehydrateerd metaalion en de baseconstante Kb1 van het zuurrestion;
- de zuurheidsgraad van zoutoplossingen uitleggen door middel van Kz1 en Kb1;
- het verband tussen de evenwichtsconstante van het heterogeen evenwicht van slecht oplosbare
zouten en het oplosbaarheidsproduct uitleggen;
(U) de invloed van het gelijknamig-ioneffect op de oplosbaarheid van slecht oplosbare zouten uitleggen;
(U) de invloed van een sterk zuur milieu op de oplosbaarheid van slecht oplosbare zouten uitleggen;
(U) de invloed van een sterk basisch milieu bij de oplosbaarheid van amfotere hydroxiden uitleggen;
(U) vraagstukken i.v.m. hydrolyse, oplosbaarheid en oplosbaarheidsproduct oplossen;
7.4 Bufferoplossingen
- het begrip bufferoplossing verwoorden en de werking ervan uitleggen door middel van een voorbeeld;
- enkele toepassingen van bufferoplossingen geven;
10
7.5 Oplossingen van zwakke elektrolyten
- het begrip ionisatiegraaduitleggen met voorbeelden met oplossingen van zwakke elektrolyten;
(U) de verdunningswet van Ostwald afleiden;
(U) vraagstukken i.v.m. zwakke elektrolyten oplossen;
8. Redoxreacties
8.1. Oxidatietrappen en redoxvergelijkingen
- zoeken of in een reactie de oxidatietrap van atomen verandert en besluiten of de reactie een
redoxreactie is;
- besluiten dat als de oxidatietrap van een atoom daalt, respectievelijk stijgt, het atoom gereduceerd,
respectievelijk geoxideerd wordt;
- aantonen dat de reductie van atomen van een element steeds gepaard gaat met de oxidatie van
andere atomen van een (meestal ander) element;
- het begrip redoxkoppel definiëren en in een redoxreactie de oxidator en reductor aanduiden;
8.2 Invloed van de zuurheidsgraad
- besluiten dat in water de elektronenoverdracht afhankelijk kan zijn van de zuurheidsgraad;
- redoxvergelijkingen opstellen van redoxreacties in zuur en basisch milieu, vertrekkende van de
gegevens van het experiment;
8.3 Redoxtabel
- de halfreactie of het redoxsysteem van de oxidator of van de reductor schrijven als:
oxidator + n e ---> reductor
(U) een halfreactie - indien nodig - in evenwicht brengen met water of, naargelang de zuurheidsgraad
+
van het reactiemidden, met H3O of OH ionen;
(U) het principe van de elektrochemische cel schematisch weergeven;
(U) de factoren opsommen waarvan de gemeten spanning (potentiaalverschil) afhankelijk is;
(U) de voorwaarden opsommen van de normomstandigheden;
(U) de normwaterstofelektrode en normpotentiaal definiëren;
(U) de normcelspanning definiëren en berekenen met behulp van een tabel waarin redoxsystemen
gerangschikt zijn volgens de waarde van hun normpotentiaal;
(U) met behulp van deze tabel de afloop van praktisch belangrijke redoxreacties voorspellen;
11
LEERINHOUDEN
1. Atoombouw
1.1. Algemene structuur van het atoom :
- de eenheid van atoommassa
- het elektron
- de kern
- het atoommodel van Bohr
- nucleonen : protonen en neutronen
1.2. Atoommassa :
- protonengetal, neutronengetal, nucleonengetal
- isotope nucliden, nuclidemassa, gemiddelde atoommassa
- massadefect en bindingsenergie (U)
- kernfusie en -fissie (U)
1.3. Structuur van de elektronenmantel
1.3.1. Golfkarakter van het elektron (U)
a) Dubbele-spleet-experiment met elektronen
b) Onzekerheidsrelatie van Heisenberg :
. plaats en richting van een watergolf doorheen een brede spleet en doorheen
een smalle spleet
. plaats en richting van deeltjes met een golfkarakter
1.3.2. Spin van het elektron
1.3.3. Plaats van een elektron in een atoom
a) Orbitaal :
. kans om een elektron aan te treffen in een klein volume-element
. kwantumgetallen
b) Plaatsafhankelijke waarschijnlijkheidsverdeling (P.W.)
c) Richtingsafhankelijke waarschijnlijkheidsverdeling(R.W.)
d) Energieniveaus van een elektron :
- lijnenspectrum van waterstof (U)
- hoofdenergieniveaus en hoofdkwantumgetallen
- subniveaus en nevenkwantumgetallen
- deelniveaus en magnetische kwantumgetallen
- spin en spinkwantumgetal
- verbodsregel van Pauli
1.4. Elektronenconfiguratie met orbitalen: regel van Hund
1.5. Periodiek systeem:
relaties met de orbitalenconfiguratie der elektronen
2. Chemische binding
2.1. De atoombinding
2.1.1. Molekuulorbitaal en interactiegebied tussen atomen
2.1.2. Aanschouwelijke voorstelling van het interactiegebied door gebruik van de P.W.
der bindende elektronen :
. apolaire en polaire atoombinding
. sigma- en pi-binding
12
2.1.3. Hybridisatie
3
a) sp - hybridisatie
2
b) sp - hybridisatie
c) sp - hybridisatie
2.1.4. Datieve binding
2.1.5. Mesomerie (U)
2.1.6. Dipoolmoleculen
2.1.7. Complexvorming (U)
2.2. De ionbinding (herhaling en uitbreiding)
- overgang van atoombinding naar ionbinding
- ionisatie-energie of ionisatie-enthalpie bij het ontstaan van éénmaal positief geladen
ionen (U)
- elektronenaffiniteit bij het ontstaan van éénmaal negatief geladen ionen (U)
- ionrooster, roosterenthalpie, dissociatie-enthalpie
2.3. De metaalbinding
- metaalrooster, bolstapeling, metaalbinding
- eigenschappen van metalen
- legeringen (U)
3. Stoichiometrie
3.1. Nauwkeurigheid en beduidende cijfers
3.2. Formulemassa, molecuulmassa, molaire massa en molair volume
3.3. Samenstelling van oplossingen
3.4. Stoichiometrische vraagstukken
4. Thermochemie
4.1. Chemische energie
4.2. Reactiewarmte
- reactie-enthalpie
- vormingsenthalpie
- wet van Hess
- vraagstukken i.v.m. thermochemie
5. Reactiesnelheid
5.1. Reactiesnelheid en effectieve botsingen
5.2. Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden:
verklaring met botsingstheorie en reactiemechanismen
5.3. Chemische snelheidswet
6. Chemisch evenwicht
6.1. Omkeerbare reacties en chemisch evenwicht
- voorbeelden van omkeerbare reacties
- dynamisch karakter van het chemisch evenwicht
- homogene en heterogene chemische evenwichten (U)
6.2. Evenwichtswet
- verband tussen evenwichtsconcentraties en evenwichtsconstante Kc
- rol van het oplosmiddel en van vaste componenten (U)
6.3. Verstoring van chemische evenwichten
- verschuiving van het evenwicht door verandering van:
. de concentratie van één der componenten
13
. de temperatuur van het evenwichtsmengsel
. de druk van gascomponenten of de hoeveelheid oplosmiddel in het
evenwichtsmengsel
- wet van Le Châtelier - Van 't Hoff
- aflopen van omkeerbare reacties door:
. ontsnapping van een gas (U)
. ontstaan van een neerslag (U)
7. Evenwichten in water waarbij ionen betrokken zijn
7.1. Waterconstante en pH
- omkeerbaarheid van de protonenoverdracht tussen watermoleculen en
overeenkomstige evenwichtsconstante Kc
- waterconstante Kw
- zuurheidsgraad en pH van zuiver water
7.2. Zuurconstante en baseconstante
- omkeerbaarheid van zuurbasereacties tussen brønstedzuren of brønstedbasen in
water en overeenkomstige evenwichtsconstanten Kc
- zuurconstante Kz van brønstedzuren en baseconstante Kb van brønstedbasen
- pKz en pKb
- verband tussen Kz van een brønstedzuur en Kb van zijn geconjugeerde
brønstedbase
- zuurheidsgraad, pH en pOH van zure en basische oplossingen
- kleuromslag van indicatoren (U)
- vraagstukken i.v.m. zuurconstante en baseconstante
7.3. Oplossingen van zouten
- verband tussen Kz1 van het eerste brønstedzuur en Kz2 van het tweede
brønstedzuur van een (omkeerbare) zuurbasereactie (U)
- hydrolyse van zouten : als Kz1 << Kz2 (U)
- zure, neutrale en basische zoutoplossingen
- heterogeen chemisch evenwicht bij zoutoplossingen:
- oplosbaarheidsproduct
- gelijknamig ioneffect (U)
- verhoogde oplosbaarheid in sterk zuur milieu (U)
- amfotere hydroxiden in sterk basisch milieu (U)
7.4. Bufferoplossingen
- voorbeelden en verklaring van hun werking
- toepassingen van buffers
7.5. Oplossingen van zwakke elektrolyten
- ionisatiegraad
- verdunningswet van Ostwald (U)
- vraagstukken i.v.m. oplossingen van zwakke elektrolyten (U)
8. Redoxreacties
8.1. Oxidatietrappen en redoxvergelijkingen
8.2. Invloed van de zuurheidsgraad
8.3. Redoxtabel
- halfreacties of redoxsystemen
- spanning van een elektrochemische cel (U)
- normwaterstofelektrode en normpotentiaal (U)
- redoxtabel en normcelspanning (U)
14
PEDAGOGISCH-DIDACTISCHE WENKEN
DIDACTISCHE MIDDELEN
1. Voorgesteld jaarplan
Het vermelde aantal lesuren is slechts indicatief. Het is een aanduiding voor het relatieve belang
(omvang en diepgang) dat een aan elk hoofdstuk moet worden gehecht. Het vergemakkelijkt tevens
het opstellen van het jaarplan. Bij voorkeur behandelt men de verschillende hoofdstukken in de
aangegeven volgorde. Binnen elk hoofdstuk mag van de voorgestelde opeenvolging worden
afgeweken, op voorwaarde dat een en methodologisch samenhangend geheel ontstaat.
1. Atoombouw:
7 lessen
2. Chemische binding: 13 lessen
3. Stoichiometrie:
3 lessen
4. Thermochemie:
4 lessen
5. Reactiesnelheid:
3 lessen
6. Chemisch evenwicht:
4 lessen
7. Evenwichten in water:
11 lessen
8. Redoxreacties:
5 lessen
2. Experimenten
Experimenten worden bij voorkeur aangewend om een in samenwerking met de leerlingen
ontwikkelde hypothese (verwachting) te weerleggen, te versterken of aan te passen.
Dit vereist uiteraard dat elk experiment in een voor de leerlingen relevant en door hen begrepen kader
wordt geplaatst.
Het formuleren van de hypothese, de uitvoering van het experiment en de confrontatie van de door de
hypothese gecreëerde verwachting met de experimentele resultaten, gebeuren in de mate van het
mogelijke in één en dezelfde les.
3. Veiligheid en milieu
Uiteraard dienen bij het uitvoeren van experimenten door leerkracht of leerlingen steeds de
veiligheidsvoorschriften in acht te worden genomen.
Voor het milieu schadelijke stoffen worden gepast behandeld (verdunning, neutralisatie...) vooraleer
ze definitief te verwijderen.
4. Didactische richtlijnen
- Onderbouw elke les, in de mate van het mogelijke, met ten minste één experiment. Maak
eventueel gebruik van degelijk audiovisueel materiaal.
- Breng dynamiek in de les : moedig discussie rond chemische topics aan door "denkvragen";
bouw een les uit rond een "probleem" (probleemstellend onderwijs).
- Actualiseer de chemie-cursus met voorbeelden uit de ervaringswereld van de leerlingen.
Laat hen de relevantie van de chemie zien.
- Hanteer en eis van de leerlingen een correct chemisch taalgebruik. Corrigeer of laat "slordige"
definities en dgl. steeds corrigeren.
- Beperk de hoeveelheid notities die de leerlingen moeten nemen tot een minimum (fouten !).
Leer hen een leerboek gebruiken.
- Concentreer u bij het voorbereiden van een les niet te uitsluitend op het "wat" maar ook (en
vooral) op het "hoe". Oefen u in het uitbouwen van dynamische lesscenario's waarin u de weg
van probleemstelling naar probleemoplossing schetst.
15
BIBLIOGRAFIE
Naslagwerken
Algemene Chemie
- ATKINS, P.W. en BERAN, J.A. , General Chemistry, Second Edition, W.H. Freeman, New York,
1992.
- McQUARRIE, D.A. en ROCK, P.A., General Chemistry, Third Edition, W.H. Freeman and Co,
New York, 1991.
- ZUMDAHL, S.S., Chemical Principles, D.C. Heath, Lexington,1992.
Zeer goed leesbare werken op meer gevorderd niveau in deeldisciplines
Organische Chemie
- BOYO, R.N. en MORRISON, R.T.,Organic Chemistry, Sixth Edition, Prentice Hall, Englewood
Cliffs, 1992.
Anorganische Chemie
- COTTON, F.A. en WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, John Wiley, New York 1988.
Fysische Chemie
- ATKINS, P.W., Physical Chemistry, Fourth Edition, Oxford, 1990
Analytische Chemie
- HOLLER, F.J., SKOOG, D.A. en WEST, D.M. , Fundamentals of Analytical Chemistry, Sixth
Edition, Saunders, Forth Worth, 1992.
Biochemie
- STRYER, L. , Biochemistry, Third Edition, W.H. Freeman and CE, New York, 1988.
Andere naslagwerken
- ATKINS, P.W. , Moleculen : chemie in drie dimensies, Natuur en Techniek, Beek, 1990.
- FRANZ, M. en VOLLMER, G. , Chemische Produkte im Alltag, München, 1985.
- HÄUSLER, K. en SCHMIDKUNZ, H. , Tatort Chemie, Ein Lexicon für den Verbraucher,
München/Zürich, Delphin, 1986
(encyclopedisch opgevat met bijzondere aandacht voor milieuproblemen)
- SELINGER, B. , Chemistry in the Market Place, London (HBJ),1988 (toepassingen van de chemie
in het huishouden, de tuin, de cosmetica, enz...).
Tijdschriften
- Natuur en Techniek, NL 6200 VB Beek
- Chemie Magazine, Koninklijke Vlaamse Chemische Vereniging
- Velewe, Vereniging Leraars Wetenschappen
- Journal of Chemical Education, New York.
16
Brochures en repertoria
- Chemiekaartenboek 8ste editie, Kluwer Editoriaal, Zaventem.
- BERNUS, O., GEERTS, M. en NACHTEGAEL, M., Wetenschappelijk Vademecum, (een synthese
van de leerstof chemie en fysica), De Nedelandsche Boekhandel: Pelckmans, Kapellen, 1996
- BONTINCK, E. en VAN DE WEERDT, J., Beknopte nomenclatuur van de organische chemie,
De Sikkel, Oostmalle.
- CORNELIS, K. en DE TEY, M., Chemie en veiligheid, De Sikkel, Oostmalle.
- KNCV en VCV, Regels voor de nomenclatuur van de anorganische chemie, Den Haag KNCV
1983.
- KNCV en VCV, Regels voor de nomenclatuur van de organische chemie, secties A en B, Den
Haag KNCV 1987.
- KNCV en VCV, Regels voor de nomenclatuur van de organische chemie, sectie C, Den Haag
KNCV 1987.
- KVCV, Veiligheid in de schoollaboratoria, KVCV, Gent.
- KVCV, Grootheden, eenheden en hun symbolen, KVCV, Gent.
- KVCV, Chemie voor de wetenschapper van morgen, (leerinhouden en vaardigheden voor de
majorrichtingen in het ASO), KVCV, Leuven, 1996.
- KVCV, Stereochemie, Echo 1, Leuven KVCV 1993.
- VAN DE WEERDT, J., Formules en Namen in de anorganische chemie, De Sikkel, Oostmalle.
Handboeken voor het S.O.
- BONTINCK, E. en VAN DE WEERDT, J., Organische Chemie, De Sikkel, Oostmalle.
- BRUGGEMANS, K. e.a., Handboekenreeks Chemie in Contexten, De Sikkel, Oostmalle
(chemie voor de minorrichtingen ASO)
- BRUGGEMANS, K., HERZOG, Y. en VERSÉE, V., Organische Chemie, De Boeck, Brussel.
- BRUGGEMANS, K. en HERZOG, Y. , Fundamentele begrippen van Algemene Chemie, De Boeck,
Brussel.
- DE VROEY, J.C. , Handboekenreeks Explosief, De Sikkel, Oostmalle
(chemie voor de majorrichtingen ASO)
Nuttige adressen
KVCV
Koninklijke Vlaamse Chemische Vereniging
Groot Begijnhof 6
3000 Leuven
Natuur en Techniek
Antwoordnummer 1
NL-6160 VK Beek
SIREV
Scheikundige Industrie Regio Vlaanderen
Maria-Louizasquare 49
1000 Brussel
VELEWE
Vereniging van leraars in de wetenschappen
Mollenveldwijk 30
3271 Zichem
17
MINIMALE MATERIËLE VEREISTEN
Omdat tijdens de lessen experimenten uitgevoerd dienen te worden en omdat de didactische
hulpmiddelen onmiddellijk beschikbaar moeten zijn, is het nodig dat de lessen doorgaan in een lokaal
wetenschappen (bij voorkeur dat van chemie), dat:
- demonstratieproeven toelaat;
- uitgerust is voor allerlei projecties,
bv. overheadprojector, videoapparaat, CD-i-speler of CD-rom-speler, diaprojector.
In een goed uitgerust chemielokaal heeft men uiteraard de beschikking over een zuurbestendige
demonstratietafel met aansluiting voor gas, water en elektriciteit (voorzien van een noodstop), een zuurkast, een wandplaat met het Periodiek Systeem van de elementen.
Om de experimenten te kunnen uitvoeren dient het nodige glaswerk en chemicaliën aanwezig te zijn.
Voor het uitvoeren van de proeven dienen de nodige chemicaliën aanwezig te zijn.
Afval moet op een veilige manier verzameld, gestockeerd en verwijderd kunnen worden.
Om aan de nodige veiligheidsvoorschriften van het chemie-labo te voldoen dienen o.a. aanwezig te
zijn:
veiligheidskasten voor de opslag van gevaarlijke producten (voorzien van de overeenkomstige
gevarensymbolen), blustoestel (CO2), poederblustoestel, emmer met zand, branddeken, metalen
papiermand, veiligheidsbrillen, oogdouche of oogwasfles, EHBO-kit.
EVALUATIE
5.1 Dagelijks werk
De quotering voor "dagelijks werk" is gesteund op :
- medewerking in de klas
- gedrag in schoolsituaties
- korte mondelinge of schriftelijke beurten (5-10 min.)
- langere beurten, bv. bij het afsluiten van een hoofdstuk
De leerkracht houdt de diverse evaluatiegegevens bij in een evaluatieschrift. Hij doet ze noteren in de
agenda van de leerlingen. Een rapportcijfer voor dagelijks werk mag niet uitsluitend gesteund zijn op één
enkel evaluatiegegeven. Het moet een evaluatie inhouden van prestaties en attituden van de leerling
over de gehele evaluatieperiode.
5.2 Examens
De toetsen voor de examens dienen :
- evenwichtig verspreid te worden over het geheel van de leerstof
- verspreid te worden over de verschillende cognitieve niveaus (kennis, inzicht, toepassing), derwijze
dat rekening gehouden wordt met het niveau en het profiel van de klas
- te beantwoorden aan eisen en doelstellingen waarmee de leerlingen vooraf voldoende vertrouwd
werden gemaakt.
18
Samenstelling van de leerplancommissie
De leerplancommissie verantwoordelijk voor dit leerplan is als volgt samengesteld :
Voorzitter
Raf De WISPELAERE, Adviseur coördinator S.O.
Jean VAN DE WEERDT, Pedagogisch begeleider
Vaste leden
Jean-Claude DE VROEY, K.A. ETTERBEEK
Leo GEERTS, K.A. Sint-Niklaas
Guy VALAEYS, K.A.A GENT
Variabele leden
Vera COULIER, K.A. BENSBERG
Liliane SCHOEPEN, K.A. DEURNE
Jeanine VERHELST, K.A. HALLE
Externe leden
Karel BRUGGEMANS, B.R.T.N.
Paul GEERLINGS, Vice-rector V.U.B.
Dany ROBBEN, Hogeschool Limburg
leerplan: lpche4wv.aso