Besonders stolz sind wir auf unsere Basislehrpläne. Sie beinhalten ALLE Themen aus allen Schularten und Klassenstufen in allen Bundesländern. Wir verbinden damit unsere Lernressourcen und die landes- und klassenspezifischen Lehrpläne sowie unsere Lernressourcen. Dadurch können wir für jeden Schultyp und jede Klasse die passenden Angebote liefern.
Basisplan Chemie
Überblick über die Klassifikation von Stoffen und Gemischen, deren physikalische Eigenschaften sowie die wichtigsten Trennverfahren zur Aufreinigung und Analyse von Stoffgemischen.
Systematische Einteilung von Stoffen in Reinstoffe (Elemente, Verbindungen) und Gemische (homogen, heterogen) anhand von Zusammensetzung und Eigenschaften.
Die Lernenden unterscheiden Reinstoffe in Elemente (aus einer Atomsorte, z. B. Au, O₂, Fe) und chemische Verbindungen (aus mindestens zwei Atomsorten in festem Verhältnis, z. B. H₂O, NaCl, CO₂) und nutzen das Periodensystem zur Identifikation von Elementen; zentrale Begriffe: Reinstoff, Element, Verbindung, Atomsorte.
Die Lernenden beschreiben homogene Gemische als auf atomarer/molekularer Ebene gleichmäßig verteilte Mischungen ohne erkennbare Phasengrenzen und nennen Beispiele wie Lösungen (Salzwasser), Legierungen (Messing, Bronze, Edelstahl) sowie Gasgemische (Luft); zentrale Begriffe: homogenes Gemisch, Lösung, Legierung, Mischkristall.
Die Lernenden beschreiben heterogene Gemische als Mischungen mit erkennbaren Phasengrenzen und unterscheiden Suspension (Feststoff in Flüssigkeit), Emulsion (Flüssigkeit in Flüssigkeit, Emulgator), Schaum (Gas in Flüssigkeit) und Aerosol (Flüssigkeit/Feststoff in Gas) hinsichtlich ihrer Zusammensetzung und Trennbarkeit; zentrale Begriffe: heterogenes Gemisch, Suspension, Emulsion, Schaum, Aerosol, Phasengrenze.
Physikalische und chemische Trennverfahren für Gemische, basierend auf unterschiedlichen Stoffeigenschaften wie Siedepunkt, Löslichkeit, Partikelgröße und Verteilungskoeffizient.
Die Lernenden erklären und vergleichen Filtration (Trennung von Feststoff und Flüssigkeit durch poröse Membran), einfache Destillation und Wasserdampfdestillation (Trennung durch Siedepunktunterschiede, Verdampfen und Kondensieren) sowie Rektifikation (Kolonnendestillation für eng beieinanderliegende Siedepunkte, z. B. Erdölraffinerie); zentrale Begriffe: Filtration, Destillation, Kondensation, Rektifikation, Siedepunkt.
Die Lernenden erklären Kristallisation (Ausfallen eines gelösten Stoffs aus übersättigter Lösung durch Abkühlen oder Einengen, z. B. Speisesalzgewinnung) und Extraktion (Übertragung eines Stoffs zwischen zwei nicht mischbaren Phasen, z. B. Flüssig-Flüssig- und Fest-Flüssig-Extraktion mit dem Soxhlet-Apparat); zentrale Begriffe: Kristallisation, Übersättigung, Impfkristall, Extraktion, Verteilungskoeffizient.
Die Lernenden beschreiben das chromatographische Trennprinzip (unterschiedliche Affinität der Komponenten zu stationärer und mobiler Phase), führen Papierchromatographie und Dünnschichtchromatographie durch und berechnen den Rf-Wert zur Identifikation von Substanzen; zentrale Begriffe: Chromatographie, stationäre Phase, mobile Phase, Rf-Wert, Retentionsverhalten.
Messbare physikalische Größen wie Schmelzpunkt, Siedepunkt, Dichte, Löslichkeit und Leitfähigkeit als charakteristische Eigenschaften zur Identifikation und Unterscheidung von Reinstoffen und Gemischen.
Die Lernenden messen und interpretieren Schmelzpunkt (charakteristisch für Reinstoffe, Gemische schmelzen über einen Bereich), Siedepunkt, Dichte (ρ = m/V) und Löslichkeit (g/100 ml bei definierter Temperatur) als Kenngrößen zur Identifikation von Reinstoffen; zentrale Begriffe: Schmelzpunkt, Siedepunkt, Dichte, Löslichkeit, Sättigungskonzentration, Löslichkeitskurve.
Die Lernenden messen und erklären elektrische Leitfähigkeit anhand der Ladungsträgertypen: metallische Leitung durch delokalisierte Elektronen (Metalle, Graphit), elektrolytische Leitung durch Ionen in Lösungen oder Schmelzen sowie Nichtleitung bei Isolatoren (keine freien Ladungsträger); die thermische Leitfähigkeit wird analog über Elektronen und Gitterschwingungen erklärt; zentrale Begriffe: elektrische Leitfähigkeit, Metallleiter, Elektrolyt, Ionenleitung, Isolator, thermische Leitfähigkeit.
Die Lernenden beschreiben die drei Aggregatzustände im Teilchenmodell hinsichtlich Ordnung und kinetischer Energie der Teilchen und erklären alle sechs Zustandsübergänge (Schmelzen, Erstarren, Verdampfen, Kondensieren, Sublimieren, Resublimieren) als Überwindung von Teilchenwechselwirkungen unter Energieaufnahme bzw. -abgabe; zentrale Begriffe: Aggregatzustand, Teilchenmodell, Zustandsübergang, Teilchenwechselwirkung, kinetische Energie.
Überblick über den atomaren Aufbau der Materie, die Systematik des Periodensystems sowie die drei grundlegenden Bindungstypen (Ionen-, kovalente und Metallbindung) einschließlich zwischenmolekularer Kräfte.
Behandelt den inneren Aufbau von Atomen: Elementarteilchen, Schalenmodell, Elektronenkonfiguration, Periodensystem sowie Isotopie und relative Atommasse.
Die Lernenden benennen und charakterisieren Proton (Kernbaustein, Ladung +1e, Masse ≈ 1 u), Neutron (Kernbaustein, neutral, Masse ≈ 1 u) und Elektron (Hülle, Ladung −1e, Masse ≈ 1/1836 u) und erklären die Begriffe Ordnungszahl (= Protonenzahl), Massenzahl (= Protonen + Neutronen) sowie Kernladungszahl als fundamentale Größen des Atommodells.
Die Lernenden beschreiben das Bohr'sche Schalenmodell mit diskreten Energieniveaus (Schalen K, L, M, N; Maximalbesetzung 2n²), leiten die Elektronenkonfiguration der ersten 20 Elemente ab und erklären, wie die Valenzelektronenzahl die Stellung im Periodensystem und das chemische Verhalten bestimmt.
Die Lernenden erklären den Aufbau des Periodensystems nach Perioden (gleiche Schalenzahl) und Haupt- bzw. Nebengruppen (gleiche Valenzelektronenzahl bzw. d-Orbital-Auffüllung) und lesen periodische Trends von Atomradius, Ionisierungsenergie und Elektronegativität ab.
Die Lernenden erklären Isotope als Atome gleicher Protonenzahl mit unterschiedlicher Neutronenzahl, unterscheiden stabile von radioaktiven Nukliden, berechnen die relative Atommasse als isotopengewichteten Mittelwert und kennen Anwendungen wie Massenspektrometrie, Radiokarbondatierung und nuklearmedizinische Diagnostik.
Behandelt die Ionenbindung: Entstehung von Ionen durch Elektronentransfer, Aufbau und Eigenschaften von Ionengittern sowie makroskopische Eigenschaften ionischer Verbindungen.
Die Lernenden erklären Ionenbildung als Elektronentransfer: Metalle geben Elektronen ab (→ Kationen) und Nichtmetalle nehmen Elektronen auf (→ Anionen), wobei beide Edelgaskonfiguration erreichen; sie zeichnen Lewis-Formeln für Ionen und begründen den Prozess mit Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und der Oktettregel.
Die Lernenden beschreiben das NaCl-Ionengitter (kubisch-flächenzentriert, Koordinationszahl 6, Gitterenergie ≈ 780 kJ/mol) und vergleichen Ionengitter verschiedener Verbindungen hinsichtlich Gitterenergie und Schmelzpunkt in Abhängigkeit von Ionenladung und -radius.
Die Lernenden erklären die makroskopischen Eigenschaften von Ionenverbindungen – hohe Schmelzpunkte, Sprödigkeit, elektrische Nichtleitung im Festkörper sowie Leitfähigkeit in Lösung und Schmelze – auf der Basis der Coulomb-Kräfte und der Ionenmobilität.
Behandelt die kovalente (Elektronenpaar-)Bindung: Bildung gemeinsamer Elektronenpaare, Polarität, Molekülgeometrie und deren Bestimmung mit dem VSEPR-Modell.
Die Lernenden erklären die kovalente Bindung als Teilung gemeinsamer Elektronenpaare zwischen Nichtmetallatomen, zeichnen Lewis-Formeln mit bindenden und freien Elektronenpaaren für Moleküle wie H₂, Cl₂, HCl, H₂O, NH₃ und CO₂ und unterscheiden Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen.
Die Lernenden erklären Elektronegativität (Pauling-Skala) und deren Periodizität, leiten aus ΔEN die Polarität von Bindungen (Partialladungen δ+/δ−) ab und bestimmen den Moleküldipol durch vektorielle Überlagerung der Bindungsdipole; sie wenden die Regel 'Gleiches löst Gleiches' auf Löslichkeitsphänomene an.
Die Lernenden bestimmen Molekülgeometrien mithilfe des VSEPR-Modells (Abstoßung bindender und freier Elektronenpaare) und leiten Bindungswinkel sowie Raumformen für CH₄ (Tetraeder, 109,5°), NH₃ (trigonale Pyramide, 107°), H₂O (gewinkelt, 104,5°), CO₂ (linear) und BF₃ (trigonal-planar) ab.
Behandelt die Metallbindung im Elektronengasmodell sowie zwischenmolekulare Wechselwirkungen (Van-der-Waals-Kräfte und Wasserstoffbrücken) und deren Einfluss auf Stoff- und Materialeigenschaften.
Die Lernenden erklären die Metallbindung im Elektronengasmodell (delokalisierte Valenzelektronen zwischen positiven Ionenrümpfen) und leiten daraus typische Metalleigenschaften ab: elektrische und thermische Leitfähigkeit, metallischen Glanz sowie Duktilität durch das Gleiten von Gitterschichten.
Die Lernenden beschreiben Van-der-Waals-Kräfte (London-Dispersion, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen) und Wasserstoffbrücken (X–H···Y mit X, Y = F, O, N; ~20 kJ/mol) als zwischenmolekulare Kräfte und erklären damit Siedepunkttrends, die anomalen Eigenschaften von Wasser (Siedepunkt, Dichteanomalie, Oberflächenspannung) sowie die Rolle von Wasserstoffbrücken in Biomolekülen.
Überblick über die zentralen Bereiche der Reaktionschemie: Aufstellung und Berechnung chemischer Reaktionen, Energieumsätze, Reaktionsgeschwindigkeit, chemisches Gleichgewicht sowie ausgewählte anorganische Reaktionstypen wie Fällungen und Komplexbildung.
Grundlegende Konzepte chemischer Reaktionen: Formulierung und Ausgleich von Reaktionsgleichungen, der Mol-Begriff als quantitative Basis sowie stöchiometrische Berechnungen von Mengen- und Massenverhältnissen.
Die Lernenden schreiben und balancieren Reaktionsgleichungen: Edukte (links) → Produkte (rechts); Ausgleichen durch ganzzahlige stöchiometrische Koeffizienten (Atomerhaltung, Ladungserhaltung); unterscheiden Summengleichungen von Ionengleichungen (Kürzen spectatorischer Ionen → Nettogleichung); lesen stöchiometrische Mengenverhältnisse aus Gleichungen ab (Koeffizienten = molare Mengenverhältnisse).
Die Lernenden erklären den Mol-Begriff als Basiseinheit des SI: 1 mol = 6,022 × 10²³ Teilchen (Avogadro-Konstante N_A); molare Masse M in g/mol (numerisch gleich der relativen Molmasse); Beziehung n = m/M (n: Stoffmenge in mol; m: Masse in g; M: g/mol); molare Konzentration c = n/V in mol/L; sie rechnen zwischen Masse, Stoffmenge und Teilchenzahl um.
Die Lernenden führen stöchiometrische Berechnungen systematisch durch (3-Schritt-Methode: Masse → Mol → stöchiometrisches Verhältnis → Mol → Masse des Produkts), berechnen theoretische Ausbeute, prozentuale Ausbeute (tatsächlich/theoretisch × 100 %) und bestimmen die Grenzmenge (limiting reagent); sie erklären, warum reale Ausbeuten < 100 % sind (Nebenreaktionen, Gleichgewichtslage, mechanische Verluste).
Energetische Betrachtung chemischer Reaktionen: exotherme und endotherme Prozesse, Aktivierungsenergie, Enthalpieänderungen sowie der Einfluss von Katalysatoren auf Energiebarrieren und Reaktionspfade.
Die Lernenden erklären exotherme Reaktionen (ΔH < 0: Enthalpie der Produkte < Edukte → Wärme wird freigesetzt) anhand von Energiediagrammen und beschreiben vollständige Verbrennung von Kohlenwasserstoffen (CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O, ΔH = −890 kJ/mol) und unvollständige Verbrennung (→ CO, Ruß); Anwendungen: Kraftwerke, Verbrennungsmotoren, Zellatmung als biologische Verbrennung.
Die Lernenden erklären endotherme Reaktionen (ΔH > 0: Wärme wird aus der Umgebung aufgenommen → Temperaturabfall: Kalkzerfall CaCO₃ → CaO + CO₂, Fotosynthese, Harnstofflösen) und Aktivierungsenergie E_A als Energiebarriere, die Edukte überwinden müssen (Übergangszustand); sie zeichnen vollständige Energiediagramme für exo- und endotherme Reaktionen mit und ohne Katalysator.
Die Lernenden erklären Katalyse: Katalysatoren liefern alternativen Reaktionspfad mit niedrigerer E_A, werden nicht verbraucht und verändern nicht die Gleichgewichtslage (nur beschleunigen sie die Gleichgewichtseinstellung). Homogene Katalyse (gleiche Phase: Säure-katalysierte Veresterung, I⁻-katalysierter H₂O₂-Zerfall). Heterogene Katalyse (verschiedene Phasen: Pt/Pd/Rh im Autoabgaskatalysator; Eisen-Katalysator im Haber-Bosch-Prozess; Enzyme als biokatalysatoren).
Quantitative und qualitative Beschreibung des zeitlichen Reaktionsverlaufs und des Gleichgewichtszustands: Einflussfaktoren auf die Reaktionsgeschwindigkeit, das Massenwirkungsgesetz sowie das Prinzip von Le Chatelier mit technischen Anwendungen.
Die Lernenden erklären Einflussfaktoren auf die Reaktionsgeschwindigkeit v: Konzentration (Massengesetz: v = k · [A]^m · [B]^n; mehr Teilchen → mehr wirksame Stöße), Temperatur (RGT-Regel: +10 K → v verdoppelt bis verdreifacht sich; Arrhenius-Gleichung: k = A · e^(−E_A/RT)), Oberfläche (heterogene Reaktionen; Staubexplosionen), Druck (bei Gasen: Konzentration steigt), Katalysator (senkt E_A).
Die Lernenden erklären das chemische Gleichgewicht: reversible Reaktionen laufen so lange in beide Richtungen, bis Hin- und Rückreaktion gleich schnell ablaufen (dynamisches Gleichgewicht: Konzentrationen konstant, Reaktion läuft weiter). Massenwirkungsgesetz: K_c = [C]^c [D]^d / ([A]^a [B]^b); K_c > 1: Gleichgewicht auf Produktseite; K_c < 1: Eduktseite; Temperaturabhängigkeit von K_c.
Die Lernenden erklären das Prinzip von Le Chatelier: Ein Gleichgewichtssystem weicht einer aufgezwungenen Änderung aus (Konzentrationserhöhung eines Edukts → Produktseite; Temperaturerhöhung → endotherme Seite; Druckerhöhung → Seite mit weniger Gasmolen) und wenden es auf den Haber-Bosch-Prozess an: N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ (ΔH = −92 kJ/mol; 450 °C, 200–300 bar, Fe-Katalysator als Kompromiss zwischen Gleichgewichtslage und Reaktionsgeschwindigkeit).
Ausgewählte anorganische Reaktionstypen: Fällungsreaktionen als Metathesereaktion mit Löslichkeitsprodukt und Nachweisreaktionen sowie Grundlagen der Komplexchemie mit Zentralteilchen, Liganden und biologisch-analytischer Bedeutung.
Die Lernenden beschreiben Fällungsreaktionen als Metathese mit Bildung eines schwerlöslichen Produkts: Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s)↓; Löslichkeitsprodukt K_L definiert Sättigungskonzentration. Sie kennen Nachweisreaktionen (Halogenidnachweis: AgNO₃; Sulfatnachweis: BaCl₂; Carbonatnachweis: HCl + Kalkwasser → CO₂ → Kalkwasser trübt sich) und können Fällungsreaktionen für die Gehaltsbestimmung und die Wasseraufbereitung einsetzen.
Die Lernenden erklären Komplexverbindungen: Zentralteilchen (Metallion: Lewis-Säure) + Liganden (Lewis-Basen: monodentate H₂O, NH₃, Cl⁻; polydentate/Chelat: EDTA) bilden Koordinationsverbindungen; Koordinationszahl (typisch 4 oder 6); Bedeutung: Häm-Komplex (Fe²⁺ in Hämoglobin), Chlorophyll (Mg²⁺ in Porphyrin), EDTA als Chelattherapeutikum, [Cu(NH₃)₄]²⁺ (tiefblau; Kupfer-Nachweis).
Überblick über Elektronenübertragungsreaktionen, die Grundlagen der Redoxchemie sowie elektrochemische Systeme wie galvanische Zellen, Elektrolyse, Spannungsreihe und Korrosion.
Grundlegende Konzepte der Redoxchemie: Oxidation und Reduktion als Elektronenübertragung, Oxidationszahlen sowie die Charakterisierung von Oxidations- und Reduktionsmitteln.
Die Lernenden erklären Redoxreaktionen als gekoppelte Elektronenübertragungen, bei denen Oxidation (Elektronenabgabe des Reduktionsmittels) und Reduktion (Elektronenaufnahme des Oxidationsmittels) stets gleichzeitig in komplementären Redoxpaaren ablaufen; zentrale Begriffe: Halbreaktion, Oxidationsmittel, Reduktionsmittel.
Die Lernenden bestimmen Oxidationszahlen nach den Standardregeln und wenden diese an, um oxidierte und reduzierte Atome in Reaktionsgleichungen zu identifizieren und Redoxgleichungen mithilfe der Halbzellenmethode zu balancieren; zentrale Begriffe: Oxidationszahl, Halbzellenmethode, Ladungsbilanz.
Die Lernenden ordnen typische Substanzen als starke Oxidationsmittel oder starke Reduktionsmittel ein, begründen dies mit ihrer Elektronenaffinität bzw. Ionisierungsneigung und erklären die Disproportionierung als Sonderfall, bei dem ein Stoff gleichzeitig als Oxidations- und Reduktionsmittel fungiert.
Elektrochemische Systeme, in denen Redoxreaktionen und elektrische Energie verknüpft sind: galvanische Zellen, Spannungsreihe, Elektrolyse und Korrosion.
Die Lernenden beschreiben den Aufbau und die Funktionsweise galvanischer Zellen am Daniell-Element, erklären die Rolle von Anode, Kathode und Salzbrücke sowie die Berechnung der elektromotorischen Kraft aus den Elektrodenpotentialen; zentrale Begriffe: Anode, Kathode, EMK, Salzbrücke, Halbzelle.
Die Lernenden erläutern die elektrochemische Spannungsreihe anhand von Normalpotentialen unter Standardbedingungen, leiten daraus die Reaktivität von Metallen und die Richtung spontaner Redoxreaktionen ab und berechnen Zellspannungen; zentrale Begriffe: Normalpotential, Standardwasserstoffelektrode, Zellspannung, Edelmetall, unedles Metall.
Die Lernenden erklären Elektrolyse als durch äußere Spannung erzwungene Redoxreaktion, wenden die Faraday-Gesetze zur Stoffmengenberechnung an und kennen technische Anwendungen wie Wasserelektrolyse, Aluminiumgewinnung (Hall-Héroult-Prozess) und Galvanotechnik; zentrale Begriffe: Elektrolyse, Faraday-Konstante, Kathode, Anode, Schmelzflusselektrolyse.
Die Lernenden erklären elektrochemische Korrosion als unerwünschte anodische Oxidation in lokalen Elementen und bewerten Schutzmaßnahmen wie kathodischen Schutz durch Opferanoden, Passivierung sowie Beschichtungsverfahren; zentrale Begriffe: lokales Element, Opferanode, Passivschicht, kathodischer Schutz, Korrosionsschutz.
Überblick über Säuren und Basen: umfasst Definitionen nach Arrhenius und Brønsted, Protolysegleichgewichte, pH-Wert-Konzept, Säure-Base-Stärke, Puffersysteme, Neutralisation, Titration sowie Alltagsanwendungen wichtiger Säuren und Basen.
Grundlegende Konzepte zu Säuren und Basen: Definitionen nach Arrhenius und Brønsted, Protolysereaktionen mit konjugierten Paaren sowie quantitative Beschreibung durch pH-Wert und Indikatoren.
Die Lernenden erklären und unterscheiden die Säure-Base-Konzepte nach Arrhenius (H⁺/OH⁻-Lieferanten im wässrigen Milieu) und Brønsted (Protonendonatoren/-akzeptoren, auch in nicht-wässrigen Medien), klassifizieren Reaktionen anhand korrespondierender Säure-Base-Paare und identifizieren Ampholyte wie Wasser.
Die Lernenden beschreiben Protolyse als Protonenübertragungsreaktion, identifizieren konjugierte Säure-Base-Paare in Reaktionsgleichungen (z. B. CH₃COOH/CH₃COO⁻, H₃O⁺/H₂O) und erläutern den inversen Zusammenhang zwischen Stärke einer Säure und ihrer konjugierten Base; zudem charakterisieren sie Amphiproten (H₂O, HCO₃⁻, HSO₄⁻) als Teilchen, die je nach Reaktionspartner als Protonendonator oder -akzeptor wirken.
Die Lernenden berechnen und interpretieren den pH-Wert (pH = −lg[H₃O⁺]) unter Nutzung des Ionenprodukts des Wassers (Kw = 10⁻¹⁴ bei 25 °C), bestimmen pH und pOH aus gegebenen Konzentrationen starker Säuren bzw. Basen und bewerten die Acidität von Lösungen mithilfe von Indikatoren (Lackmus, Phenolphthalein, Universalindikator) sowie dem pH-Meter.
Quantitative Beschreibung der Säure-Base-Stärke: umfasst Dissoziationsgrad, Säurekonstante Ks und pKs-Wert für starke und schwache Säuren sowie die Funktionsweise und Bedeutung von Puffersystemen.
Die Lernenden unterscheiden starke Säuren (vollständige Dissoziation, α = 1; HCl, H₂SO₄, HNO₃) von schwachen Säuren (partielle Dissoziation; Ks, pKs = −lg Ks als Stärkemaß: z. B. Essigsäure pKs = 4,76, Kohlensäure pKs = 6,35) und berechnen den pH schwacher Säuren über die Näherungsformel [H₃O⁺] ≈ √(Ks · c).
Die Lernenden erklären Pufferlösungen als Gemische aus schwacher Säure und konjugierter Base (z. B. Acetat-, Phosphat-, Carbonat-Puffer), die pH-Änderungen bei Säure- oder Basezugabe minimieren, wenden die Henderson-Hasselbalch-Gleichung (pH = pKs + lg([A⁻]/[HA])) an und beschreiben die Funktion des Bicarbonat-Puffers (CO₂/HCO₃⁻) für die Aufrechterhaltung des Blut-pH (7,35–7,45) durch Lungen- und Nierenregulation.
Anwendungsorientierte Aspekte von Säure-Base-Reaktionen: umfasst Neutralisation und Salzbildung, quantitative Titration sowie Eigenschaften und Verwendung bedeutender Säuren und Basen im industriellen und alltäglichen Kontext.
Die Lernenden beschreiben die Neutralisationsreaktion (H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O; ΔH = −57 kJ/mol) und die dabei entstehenden Salze, erklären die Hydrolyse von Salzionen und den resultierenden pH der Salzlösung (neutral: NaCl; basisch: Natriumacetat; sauer: Ammoniumchlorid) und benennen Salze systematisch nach Kation und Anion.
Die Lernenden beschreiben das Prinzip der Titration (Zugabe einer Maßlösung bekannter Konzentration bis zum Äquivalenzpunkt, Nachweis via Indikator oder pH-Meter), wenden die Äquivalenzbedingung (cSäure · VSäure = cBase · VBase bei 1:1-Stöchiometrie) zur quantitativen Konzentrationsbestimmung an und lösen Berechnungsbeispiele wie die Bestimmung des Essigsäuregehalts in Haushaltsessig oder des Carbonatgehalts in Kalkstein.
Die Lernenden beschreiben Eigenschaften, Herstellung und Anwendungen wichtiger Säuren (HCl, H₂SO₄, HNO₃) und Basen (NaOH, Ca(OH)₂) in Alltag und Industrie, darunter Magensäure, Düngemittelproduktion, Akkumulatoren, Seifenherstellung und Bauwesen, und bewerten deren korrosive bzw. reaktive Eigenschaften.
Überblick über die organische Chemie: umfasst Struktur, Bindungsverhältnisse, Nomenklatur, Eigenschaften und Reaktionsmechanismen organischer Kohlenstoffverbindungen von einfachen Kohlenwasserstoffen über sauerstoffhaltige Verbindungen bis hin zu Makromolekülen und Kunststoffen.
Behandelt die Klassen der Kohlenwasserstoffe – gesättigte Alkane, ungesättigte Alkene und Alkine sowie aromatische Verbindungen – einschließlich ihrer Strukturmerkmale, Isomerie und charakteristischen Reaktionstypen.
Die Lernenden beherrschen die homologe Reihe der Alkane (C₍ₙ₎H₍₂ₙ₊₂₎), wenden die IUPAC-Nomenklatur (Hauptkette, Substituenten, Lokanten) an, leiten Konstitutionsisomere ab und erklären die physikalischen Eigenschaften (Unpolarität, Van-der-Waals-Kräfte, steigende Siedepunkte, Brennbarkeit).
Die Lernenden beschreiben Struktur und Hybridisierung von Alkenen (sp², C=C, cis-trans-Isomerie) und Alkinen (sp, C≡C, linear) und erklären elektrophile Additionsreaktionen (Hydrierung, Hydrohalogenierung nach Markovnikov, Halogenierung als Nachweis, Hydratation) unter Angabe der Mechanismen und Katalysatoren.
Die Lernenden erläutern das aromatische π-Elektronensystem des Benzols (6 sp²-C, Delokalisierung, Resonanzenergie) als Ursache seiner besonderen Stabilität und beschreiben den Mechanismus der elektrophilen aromatischen Substitution (EAS) anhand von Nitrierung, Halogenierung und Friedel-Crafts-Reaktionen.
Die Lernenden unterscheiden nukleophile Substitution (S_N1 und S_N2 mit jeweiligen Substrat-Anforderungen, Stereochemie und Zwischenstufen) von der Eliminierung (E, Saytzeff-Regel) und grenzen diese Reaktionstypen systematisch gegenüber Addition ab.
Behandelt sauerstoffhaltige organische Verbindungsklassen – Alkohole, Aldehyde, Ketone, Carbonsäuren und Ester – mit ihren funktionellen Gruppen, Nomenklatur, charakteristischen Eigenschaften und gegenseitigen Umwandlungsreaktionen.
Die Lernenden klassifizieren Alkohole nach Substitutionsgrad (primär, sekundär, tertiär), wenden die IUPAC-Nomenklatur an, erklären erhöhte Siedepunkte und Wasserlöslichkeit durch Wasserstoffbrückenbindungen und beschreiben die stufenweise Oxidierbarkeit (1° → Aldehyd → Carbonsäure; 2° → Keton; 3° nicht oxidierbar).
Die Lernenden unterscheiden Aldehyde (R-CHO) und Ketone (R-CO-R') anhand der Position der Carbonylgruppe, erklären deren Reaktivität durch die polarisierte C=O-Bindung und wenden spezifische Nachweisreaktionen (Tollens-, Fehling-Probe, Schiff-Reagenz) zur Unterscheidung beider Verbindungsklassen an.
Die Lernenden erklären die Acidität von Carbonsäuren (R-COOH) durch mesomere Stabilisierung des Carboxylatanions, vergleichen die Säurestärke kurzkettiger Vertreter (Ameisen-, Essigsäure) und klassifizieren langkettige gesättigte und ungesättigte Fettsäuren hinsichtlich ihrer Struktur (Doppelbindungsanzahl und -position) sowie ihrer biologischen und technischen Bedeutung.
Die Lernenden erklären die säurekatalysierte Fischer-Veresterung als Gleichgewichtsreaktion (Carbonsäure + Alkohol ⇌ Ester + H₂O) mit Möglichkeiten zur Ausbeuteoptimierung sowie die irreversible alkalische Verseifung und kennen industrielle Anwendungen wie Seifenherstellung und Biodieselproduktion durch Umesterung.
Behandelt die Synthese, Struktur und Eigenschaften polymerer Werkstoffe (Kunststoffe) durch Polymerisation und Polykondensation sowie deren Klassifizierung, Recyclingwege und umweltrelevante Aspekte.
Die Lernenden erklären den Mechanismus der radikalischen Polymerisation (Initiierung, Wachstum, Abbruch) und beschreiben Struktur-Eigenschafts-Beziehungen wichtiger Polymerisationsprodukte (PE, PP, PS) in Abhängigkeit von Kettenlänge, Verzweigung, Taktizität und Kristallinität.
Die Lernenden erklären das Prinzip der Polykondensation (Abspaltung kleiner Moleküle bei Verknüpfung bifunktioneller Monomere) und beschreiben Synthese, funktionelle Gruppen und Anwendungen von Polyamid 6,6 (Nylon) und PET sowie die Unterschiede zwischen Thermoplasten, Duroplasten und Elastomeren.
Die Lernenden klassifizieren Kunststoffe nach Vernetzungsgrad (Thermoplast, Duromer, Elastomer), bewerten mechanisches, chemisches und thermisches Recycling hinsichtlich Effizienz und Qualität und erklären die Entstehung, Verbreitung und ökologische Problematik von Mikroplastik einschließlich regulatorischer Gegenmaßnahmen.
Überblick über die chemische Struktur und biologische Funktion der vier zentralen Klassen biologischer Makromoleküle: Kohlenhydrate, Lipide, Proteine und Enzyme.
Behandelt Aufbau, Klassifikation und Stoffwechselrelevanz der Kohlenhydrate von Monosacchariden über Polysaccharide bis zu ihrer Rolle als Energielieferanten.
Die Lernenden beschreiben Monosaccharide als einfachste Kohlenhydrate anhand von Fischer- und Haworth-Projektion (α-/β-Anomere, Cyclisierung), erklären D-/L-Stereoisomerie sowie die biologische Bedeutung von Glucose und Fructose und führen den Nachweis reduzierender Zucker mit Fehlingscher Lösung durch.
Die Lernenden vergleichen die drei wichtigsten Glucose-Polysaccharide Stärke, Cellulose und Glykogen hinsichtlich ihrer glykosidischen Bindungstypen (α-1,4, α-1,6, β-1,4), Verzweigungsgrade, strukturellen Eigenschaften und biologischen Funktionen als Speicher- bzw. Strukturmoleküle.
Die Lernenden erläutern den Kohlenhydratabbau von der Stärkehydrolyse über Glykolyse bis zur oxidativen Phosphorylierung mit ATP-Ausbeute, erklären den glykämischen Index und unterscheiden reduzierende von nicht-reduzierenden Zuckern mithilfe der Fehlingschen Probe (Cu²⁺ → Cu₂O).
Behandelt den molekularen Aufbau und die Eigenschaften von Lipiden, insbesondere Triglyceriden mit gesättigten und ungesättigten Fettsäuren sowie deren chemische Umwandlung bei der Verseifung und das Tensidprinzip.
Die Lernenden beschreiben den Aufbau von Triglyceriden als Esterverbindungen aus Glycerin und drei Fettsäuren, unterscheiden gesättigte von einfach und mehrfach ungesättigten Fettsäuren anhand ihrer Struktur und Schmelzpunkte und benennen essentielle ω-3- und ω-6-Fettsäuren.
Die Lernenden erklären die alkalische Verseifung von Triglyceriden zur Bildung von Seifen, beschreiben das Tensidprinzip der Mizellbildung (hydrophober Schwanz, hydrophiler Kopf) und erläutern das Kalkseifenproblem sowie Gegenmaßnahmen.
Behandelt den molekularen Aufbau von Proteinen von der Aminosäurestruktur über die Hierarchie der Proteinstrukturebenen bis zur Funktion und Regulation von Enzymen als biologischen Katalysatoren.
Die Lernenden beschreiben den Aufbau von α-Aminosäuren (Cα mit NH₂, COOH, H und Seitenkette R), klassifizieren Seitenketten nach ihren Eigenschaften, erläutern die Bildung der Peptidbindung durch Kondensation sowie deren partiellen Doppelbindungscharakter und benennen die acht essentiellen Aminosäuren.
Die Lernenden beschreiben die vier Strukturebenen von Proteinen – Primärstruktur (Aminosäuresequenz), Sekundärstruktur (α-Helix, β-Faltblatt durch H-Brücken), Tertiärstruktur (globale 3D-Faltung durch diverse Wechselwirkungen) und Quartärstruktur (Assoziation mehrerer Polypeptidketten) – anhand konkreter Beispiele wie Hämoglobin und Kollagen.
Die Lernenden erklären die Substratspezifität von Enzymen anhand des Schlüssel-Schloss- und Induced-fit-Modells, wenden die Michaelis-Menten-Kinetik (K_M, V_max) an und analysieren den Einfluss von Temperatur, pH-Wert sowie kompetitiver und nichtkompetitiver Inhibition auf die Enzymaktivität.