Methode chemie voor de 3e graad aso

MS4949_1/1 / 108113
Methode chemie voor de 3e graad aso
Richtingen met 2 graaduren
Richtingen met 3/4 graaduren
voor het 6e jaar
Modules Redoxreacties en Biochemie
verschijnen voorjaar 2015
www.averbode.be/lab
Een modulair
sys teem voor de 3e graad aso
Lab, de methode chemie voor de 3e (en 2e) graad, is opgebouwd conform
het nieuwe leerplan en werd uitvoerig getest, geëvalueerd en bijgestuurd
onder het waakzame oog van wetenschappelijke experts.
Herkenbare structuur
Module 1 - Atoombouw en
chemische bindingen
5e jaar aso
Module 2 - Koolstofchemie
Module 3 - Rekenen in de chemie
Module 4 - Zuur-basetheorie
5e of 6e jaar aso
1. Je moet de definitie van
isomerie en isomeren kunnen
formuleren.
2. Je moet de verschillende
vormen van isomerie kunnen
opsommen.
3. Je moet voor keten- of
structuurisomerie een omschrijv
ing kunnen formuleren en
een voorbeeld van minimaal
illustreren aan de hand van
twee isomere vormen.
4. Je moet voor plaatsiso
merie een omschrijving kunnen
formuleren en illustreren aan
voorbeeld van minimaal twee
de hand van een
isomere vormen.
5. Je moet voor geometri
sche isomerie een omschrijv
ing
kunnen formuleren, de voorwaar
van isomerie aangeven en
den voor deze vorm
illustreren aan de hand van
een voorbeeld van minimaal
6. Je moet een omschrijv
twee isomere vormen.
ing (met tekening) kunnen
geven
van
de
samenstelling van natuurlijk
een omschrijving (met tekening)
licht. Je moet
kunnen geven van het effect
van een polarisatiefilter op
moet een omschrijving kunnen
natuurlijk licht. Je
geven van gepolariseerd licht.
Je moet het effect van een
omschrijven.
analysator kunnen
7. Je moet de opstelling
kunnen tekenen waarmee
men kan onderzoeken of
de werking van deze opstelling
een
stof
optisch actief is. Je moet
kunnen uitleggen.
8. Je moet kunnen aangeven
waaraan de optische activiteit
van deze stoffen te wijten
je moet de definitie van een
is, met andere woorden
asymmetrische koolstof kunnen
formuleren. Je moet kunnen
gevolg is van een dergelijke
aangeven wat het
asymmetrische koolstof. Je
moet de definitie kunnen
koolstof, enantiomeren, diastereo
formuleren voor een chirale
-isomeren en een racemisch
9. Je moet voor functie-is
mengsel.
omerie een omschrijving kunnen
formuleren. Je moet de verschille
ons van toepassing zijn kunnen
nde types die voor
aangeven, omschrijven en
illustreren aan de hand van
minimaal twee isomere vormen.
een voorbeeld van
Duidelijke opbouw ondersteunt het leerproces.
Leerstof in aparte modules
In functie van het nieuwe graadleerplan voor de 3e graad
en de keuzevrijheid van de school en de vakwerkgroep
werd gekozen voor aparte modules.
Elke module biedt een uitgediepte versie voor de richtingen
met 3/4 graaduren.
Doelstellingen van
hoofdstuk 4
Losbladige leerwerkboeken
••
Gebruik van pictogrammen
••
Opsomming van doelstellingen in een apart kader
••
Theorie verweven met proeven, opdrachten en oefeningen
••
Elk hoofdstuk eindigt met extra oefeningen die
de zelfwerkzaamheid van de leerlingen bevorderen
••
Definities, regels, besluiten en wat de leerlingen
moeten kennen, staan in een apart kader
••
Samenvattingen staan in een gekleurd kader
••
Overzicht van de veiligheidsvoorschriften
••
Practica
Pictogrammen:
| Lab 3e graad |
| Lab 3e graad | Module 2: Koolst ofchemie
Hoofdstuk 4: Isomer
ie
Proef /
Werkwijze
Oefeningen
1.
Welke soort binding treffen we aan in de verbinding tussen:
a. magnesium en chloor,
b. kalium en zwavel,
c. waterstof en broom,
d. waterstof en zwavel?
Waarneming / Verklaring /
Oefening
Definitie
|
| 15
Algemeen
(Besluit)
Let op /
Opmerking
Hoe verandert de eerste ionisatie-energie binnen een groep?
Laat ons de atomen van groep 2 Be tot en met Ra bestuderen.
Schrijf de formule van deze verbindingen.
Module 5 - Redoxreacties
Module 6 - Biochemie
a.
b.
6e jaar aso
Modules 5 en 6 verschijnen voorjaar
c.
d.
2.
MgCl2
K 2S
ionbinding
ionbinding
HBr
H2S
atoom
2p3
��
2p4
��
2p5
��
grondtoestand = prebindingstoestand
Drie bindingen
grondtoestand = prebindingstoestand
Twee bindingen
grondtoestand = prebindingstoestand
Eén binding
IE1
4
9,322
12
7,646
20
6,113
Sr
38
5,695
Ba
56
5,212
Ra
88
5,279
Ca
Reflecteren en besluitvorming:
Br en Cl vgl met F enkel nummer van schil verschilt
C : 1s2 2s2 2p2
grondtoestand
��
prebindingstoestaand
� ��
vier bindingen
S : zie O maar derde schil
3.
Z
Be
Mg
(eV)
Geef de elektronenverdeling voor een atoom N, O, F, Br, Cl, C, S in de grondtoestand en de prebindingstoestand. Teken de verdeling met de s- en p-orbitalen. Hoeveel bindingen gaat elk atoom maken?
N : 1s2 2s2
��
O : 1s2 2s2
��
2
F : 1s 2s2
��
2015
Zoek de getalwaarden van de eerste ionisatie-energie op en zet ze grafisch uit in functie van het
atoomnummer.
covalente binding
covalente binding
Verandering van de eerste IE binnen een periode:
Streven naar een hoger beheersingsniveau.
De eerste IE
••
Gebruik van instructietaal
Verandering van de eerste IE binnen een groep:
De eerste IE
••
Leerinhouden zijn gekaderd in een wetenschappelijke context
Zal de tweede ionisatie-energie groter of kleiner zijn dan de eerste?
••
Systematische test van de verworven kennis
••
Extra aandacht voor de OVUR-methode
(reeds geïntegreerd in Lab 3 en 4, explicieter in Lab 5)
••
Grondige voorbereiding op het hoger onderwijs
stijgt
met toenemend atoomnummer omwille van de toenemende kernlading.
De elektronen worden sterker aangetrokken als de kernlading verhoogt en het is dus moeilijker
om een elektron weg te nemen.
daalt
met toenemend atoomnummer omwille van de toenemende grootte
van de atomen en dus ook de toenemende afstand van de elektronen van de buitenste schil
tot de kern.
Waarom moet koolstof in de prebindingstoestand overgaan vooraleer bindingen te maken?
Taalbeleid en actief kennis verwerven
Koolstof krijgt op die manier vier ongepaarde elektronen en kan dus meer bindingen
aangaan.
moeilijker
verlopen, omdat het atoom na het
afgeven van het eerste elektron positief geworden is en dus de andere elektronen sterker zal
aantrekken. Het kost dus meer energie om het tweede elektron te onttrekken.
Een tweede elektron afgeven zal steeds
4.
Geef voor elk atoom in onderstaande verbindingen het sterisch getal en de hybridisatie van het atoom.
Geef de atoomschikking.
CH3 CH2 CH3
CH3 CH
O
CH2
C
O
CH3 C
2.1.3. De elektronenaffiniteit, EA
H
O
Wetenschappelijk en proefondervindelijk
Nadruk op onderzoekend leren en leren onderzoeken.
••
••
••
••
Principes van de chemie uitgelegd volgens de natuurwetenschappelijke
methode (onderzoeksvraag, experiment, waarneming, besluit)
Proefondervindelijk leren: gevarieerde, haalbare en uitdagende proeven
Lab 5 legt nog meer de nadruk op leren onderzoeken en onderzoekscompetenties m.a.w. het systematisch hanteren van een wetenschappelijke
methodiek
Werken aan een toenemende mate van zelfstandigheid:
••
••
••
••
Zelfstandig een onderzoeksvraag formuleren
Waarnemen en conclusies trekken
Argumenteren over het antwoord op een onderzoeksvraag
Reflecteren en het resultaat rapporteren
CH2 C
|
|
CH2 CH
CH2
CH2 CH C
CH2
Lab 3e graad
Lab 3e graad
|
|
H
C
De elektronenaffiniteit is de energie die vrijkomt (negatief teken) wanneer een elektron wordt
toegevoegd aan een atoom.
NH2
Het elektron komt vanuit een oneindig verre schil naar een schil dichter bij de kern en krijgt dus een
lagere energie: vanuit het standpunt van het atoom verliest het energie, vandaar het negatieve teken.
N
Reflecteren
Module 1: Atoombouw
en Chemische
en besl
uitvorming: bindingen
Ver
Hoofdstuk
2:and
Chemische
bindingen
ering van de
atoomstraal
De atoomstr
binnen een
aal daalt
periode:
met stijgend
Dit komt omd
atoomnumme
at binnen
r.
een peri
|
|
Voorbereiden en uitvoeren:
- Verandering van de elektronenaffiniteit, EA, binnen een periode:
55
ode de kernladin
het aantal schil
g toeneemt (stij
len constant
gend atoomnu
blijf t. De toen
schil elektron
emende kern
mmer), maar
en, waardoor
lading trekt
de atoomstraal
harder aan de
verkleint.
buitenste
Veranderin
De atoomstr
g van de atoo
mstraal binn
34
|
|
3.3
Hybridisatie
en een
aal stijgt
groep:
met toeneme
aantal schillen
nd atoomnu
stijgt met toen
mmer, omdat
emend atoomnu
binnen een groe
van de laatste
mmer. Meer schil
p het
schil verder van
len betekent
de kern ligge
dat de elektron
n en het atoo
en
m een grotere
straal heef t.
2.1.2. De ioni
sat
Met de overlapping van de gekende s- en p-orbitalen kunnen de geometrische structuren van de
moleculen niet verklaard worden.
Bijvoorbeeld:
In de molecule H2O heeft zuurstof de volgende elektronenconfiguratie:
ie-energie, IE
De eerste ionis
atie-energie,
IE1, is de ener
een atoom op
gie die nodig
een oneindig
(positieve teke
e afstand te
Je kunt dit verk
brengen.
n) is om een
laren door te
eerste elek
stellen dat het
verre schil (met
tron van
elektron van
hogere ener
(relatief) dich
gie) moet gebr
t bij de kern
acht worden.
naar een onei
Merk ook op
ndig
dat de energie
altijd vanuit
aan het atoo
het atoom beke
m om dit elek
tron op die
ken wordt: er
verre schil te
moet energie
brengen, vand
toegevoegd
Voorbereide
aar een posi
worden
n en uitvoere
tief
teken voor de
Hoe verande
n:
IE.
rt de eerste
ionisatie-en
Laat ons de
atomen van
ergie binnen
de tweede en
een periode
bestuderen.
de derde perio
?
de, Li tot en
met Ne en Na
tot en met Ar,
Zoek de geta
lwaarden van
de eerste ionis
uit in functie
atie-energieën
van het atoo
mnummer.
van de verschill
ende atomen
op en zet ze
atoom
grafisch
Z
IE1
atoom
Z
(eV)
IE1
(eV)
Li
3
5,392
Na
Be
11
5,139
4
9,32 2
Mg
B
12
7,646
5
8,298
Al
C
13
5,986
6
11,260
Si
N
14
8,151
7
14,534
P
O
15
10,48
8
6
13,518
S
F
16 10,360
9
17,42 2
Cl
Ne
17 12,967
10 21,564
Ar
18 15,759
1s2 2s2 2p4

 

Omdat de bindingen gemaakt worden met de ongepaarde elektronen en de p-orbitalen loodrecht
op elkaar staan, zouden de atomen in het molecule een hoek van 90 graden moeten vertonen. In
werkelijkheid meet men een hoek van 105 graden.
Eigentijdse lay-out
Wetenschappers hebben dan (weer op basis van de Schrödingervergelijking) modellen opgesteld,
waardoor de werkelijkheid met een grote waarschijnlijkheid kan worden voorgesteld: dit zijn de
zogenaamde hybridisaties. Hierbij worden s- en p-orbitalen van hetzelfde niveau ‘vermengd’ tot nieuwe
orbitalen van gelijke energie en gelijke bindingskansen.
3.3.1. sp3 hybridisatie (enkelvoudige binding)
Afbeeldingen complementeren de lestekst.
••
Foto’s, schema’s en wetenschappelijk correcte illustraties
••
Knappe visualisaties van abstracte chemische modellen
••
Cartoons zorgen voor een ludieke noot
Zoals het symbool aangeeft, gaan de vier atoomorbitalen (één s-orbitaal en drie p-orbitalen) zich
omvormen tot vier gelijkvormige meng- of hybride orbitalen met gelijke bindingskansen. Deze orbitalen
stoten elkaar onderling af en gaan zover mogelijk van elkaar verwijderd zitten: ze richten zich naar de
hoekpunten van een tetraëder en vormen onderling hoeken van 109,5 graden. Ook voor deze orbitalen
geldt de regel van Hund.
FIGUUR 10
s
FIGUUR 11
| Lab 3e
| Lab 3e graad | Module
1:
graad |
Hoofdstuk Atoombouw en Che
2: Chemis
mische bind
che bindinge
ingen
n

|
| 33
40
|
|
p
p
p
4 x sp3
Aparte modules per doelgroep
Richtingen met 2 graaduren
Een basisversie van de 6 modules voor de richtingen
met 2 graaduren chemie biedt de vakwerkgroep
keuzevrijheid en flexibiliteit.
Module 1:
Atoombouw en
chemische bindingen
•Hoofdstuk 1:
Atoombouw
•Hoofdstuk 2:
Chemische bindingen
Economie-wiskunde
Grieks-wiskunde
Latijn-wiskunde
Moderne talen-wiskunde
Wiskunde-topsport
Module 2:
Koolstofchemie
Module 3:
Rekenen in de chemie
•Hoofdstuk 1:
Inleiding tot de koolstofchemie
•Hoofdstuk 2:
Koolwaterstoffen
•Hoofdstuk 3:
Monofunctionele koolstofverbindingen
•Hoofdstuk 4:
Isomerie
•Hoofdstuk 5:
Fysische eigenschappen
van koolstofverbindingen
•Hoofdstuk 6:
Reactiesoorten en
mechanismen
•Hoofdstuk 7:
Kunstpolymeren
•Hoofdstuk 1:
Rekenen in de chemie
•Hoofdstuk 2:
Energie-aspecten en kinetiek
bij chemische reacties
•Hoofdstuk 3:
Chemisch evenwicht
Voor de richtingen met 3 of 4 graaduren chemie bieden
we een uitgediepte versie van de 6 modules.
Module 4:
Zuur-basetheorie
Module 1:
Atoombouw en
chemische bindingen
•Hoofdstuk 1:
Atoombouw
•Hoofdstuk 2:
Chemische bindingen
Modules 5 en 6 verschijnen voorjaar
Module 5:
Redoxreacties
Richtingen met 3/4 graaduren
2015
Module 6:
Biochemie*
* Module 6 wordt in het leerplan
beschouwd als verdieping
Economie-wetenschappen
Grieks-wetenschappen
Latijn-wetenschappen
Moderne talen-wetenschappen
Wetenschappen-topsport
Wetenschappen-wiskunde
Sportwetenschappen
Module 2:
Koolstofchemie
Module 3:
Rekenen in de chemie
•Hoofdstuk 1:
Inleiding tot de koolstofchemie
•Hoofdstuk 2:
Koolwaterstoffen
•Hoofdstuk 3:
Monofunctionele koolstofverbindingen
•Hoofdstuk 4:
Isomerie
•Hoofdstuk 5:
Fysische eigenschappen
van koolstofverbindingen
•Hoofdstuk 6:
Reactiesoorten en
mechanismen
•Hoofdstuk 7:
Kunstpolymeren
•Hoofdstuk 1:
Rekenen in de chemie
•Hoofdstuk 2:
Energie-aspecten en kinetiek
bij chemische reacties
•Hoofdstuk 3:
Chemisch evenwicht
Module 4:
Zuur-basetheorie
Modules 5 en 6 verschijnen voorjaar
Module 5:
Redoxreacties
Module 6:
Biochemie
2015
De kern van Lab
Didactische ondersteuning
Gedrukte handleiding
•• Werken aan een grotere zelfstandigheid in denken en handelen
Een gedrukte handleiding bij de modules 1-2-3-4.
•• Conform het leerplan voor de 3e graad aso
••
Achtergrondinformatie bij de operationele doelstellingen
••
Mogelijke toets- en examenvragen
••
Suggesties voor huistaken
••
Lijst met de benodigdheden voor de theorielessen en de practica
••
Didactische wenken en tips
••
Jaarplansuggesties
•• Wetenschappelijk correct en uitgebreid getest
••
Ingevuld leerwerkboek
•• Duidelijke leerlijn: voorbereiding op het hoger onderwijs
handleiding Modules 5 en 6
verschijnt voorjaar 2015
•• Grotere kennisverwerving
•• OVUR-methode expliciet en grondig toegepast
•• Proefondervindelijk leren - leren onderzoeken
www.averbode.be/labplus
3.7
De elektronenconfiguratie in het periodiek systeem van de elementen
FIGUUR 2
In 1869 publiceerde Dimitri Ivanovitsj Mendeljev een overzichtelijke indeling van de elementen: het
periodiek systeem van de elementen.
Mendeljev rangschikte de elementen die hij kende (een 50-tal) eerst volgens stijgende atoommassa.
Vervolgens plaatste hij de elementen met gelijkaardige eigenschappen onder elkaar.
••
Toelichting bij het concept
••
Jaarplannen
••
Oefeningen, opdrachten en huistaken (aanpasbaar)
••
Vragen en toetsen (per hoofdstuk)
••
Didactische wenken, tips en doelstellingen
(per hoofdstuk)
••
••
Overzicht van het labomateriaal, veiligheidsvoorschriften,
opsommig van oude en nieuwe gevarensymbolen
Beveiligd via Knooppunt
Deze stappen zijn eigen aan het ontstaan van een ionverbinding en we zullen ze dan ook verder uitdiepen.
Deze rangschikking leverde een tabel op die bestond uit:
- horizontale rijen: perioden
- verticale kolommen: groepen
2.1
1
2
3
4
5
6
7
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca Sc Ti V
Sr Y Zr Nb
Ba La Hf Ta
Ra Ac Rf Db
Cr
Mo
W
Sg
Mn
Tc
Re
Bh
Variatie van IE en EA binnen het periodiek systeem (OVUR)
Onderzoeksvraag/oriënteren:
Is er een verband tussen de plaats van een atoom in het periodiek systeem en de gemakkelijkheid om
een (positief of negatief) ion te vormen? We onderzoeken hierbij ook de verandering van de atoomstraal
binnen het periodiek systeem.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Ia IIa IIIb IVb Vb VIb VIIb
VIIIb
Ib IIb IIIa IVa Va VIa VIIa 0
He
B C N O F Ne
Al Si P
S Cl Ar
Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Hs Mt
De atoomstraal, r
2.1.1.
Atomen kunnen vereenvoudigd voorgesteld worden als bolletjes, waarbij de elektronen van de buitenste
schil zich ter hoogte van de rand van het bolletje bevinden. De atoomstraal r is de afstand van de kern van
een atoom (het centrum van het bolletje) tot de buitenste schil elektronen (de rand van het bolletje).
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
FIGUUR 3
r
Als we kijken naar de elektronenconfiguratie, dan kunnen we de tabel indelen in vier blokken.
• Het s-blok: bevat de elementen waarbij de laatste elektronen op een s-orbitaal zitten. Dit blok bestaat
uit twee groepen, omdat het s-orbitaal slechts twee elektronen kan bevatten. Deze twee groepen 1 en 2
behoren tot de hoofdgroepen.
• Het p-blok: bevat de elementen waarbij de laatste elektronen op een p-orbitaal zitten. Dit blok
bestaat uit zes groepen, omdat het p-orbitaal zes elektronen kan bevatten. Ze behoren allen tot de
hoofdgroepen (13 > 18).
• Het d-blok: analoog met de vorige blokken is geweten dat dit blok elementen bevat waarvan de laatste
elektronen op een d-orbitaal staan. De groepen in dit blok (tien in totaal) behoren tot de nevengroepen.
• Het f-blok: bevat de elementen waarvan de laatste elektronen op een f-orbitaal staan. Ze behoren tot
de zesde en zevende periode en worden respectievelijk de Lanthaniden en Actiniden genoemd.
3.7.1
Voorbereiden en uitvoeren:
Hoe verandert de atoomstraal binnen een periode?
Laten we de atomen van de tweede en de derde periode in beschouwing nemen, namelijk Li tot en met
Ne en Na tot en met Ar.
Onderzoek:
Tracht via gegeven tabellen of via opzoekingswerk op het internet de getalwaarden van de atoomstralen
van de verschillende atomen terug te vinden en zet ze grafisch uit in functie van het atoomnummer.
atoom
Z
Li
3
Na
11
Be
4
Mg
12
Bijzondere kenmerken binnen een periode
In een periode wordt, althans wat de elementen uit de hoofdgroepen betreft, eenzelfde schil
verder opgevuld, bijvoorbeeld in periode 3 wordt schil 3 opgevuld.
2.3
Stabiliteit van een ionverbinding
Het atoomnummer binnen een periode neemt telkens toe met één eenheid, dit wil zeggen dat er
telkens één proton en één elektron bijkomt.
Een ionverbinding wordt
r
atoom
B
5
Al
13
C
6
Si
14
N
7
P
15
O
8
S
F
9
Cl
Ne
10
Ar
stabieler naarmate de roostere
nergie en de elektronenaffinite
ionisatie-energie kleiner is.
it groter zijn
|
|
Bordboeken
••
Apart bordboek per module
••
In- en uitzoomen
••
Eigen aantekeningen en verrijkingen toevoegen
••
De oplossingen tonen of verbergen
••
Verschillende versies beheren en bewaren
••
Online en offline (Knooppunt Kiosk) bruikbaar op
pc, Mac, tablet …
Lab 3e graad
Lab 3e graad
|
|
Module 1: Atoombouw en Chemische bindingen
Hoofdstuk 1: Atoombouw
Z
16
17
18
en de
Al deze vormen van energie
worden bekeken vanuit de atomen
|
|
zelf.
IE wordt aan de atomen
toegevoegd en krijgt een 32
| 21
+; |
EA en RE zijn energieën die de
atomen kunnen afgeven en krijgen
een –.
Voorbeeld: KCl is minder stabiel
KCl
I.E. (K)
= + 420 kJ/mol
E.A. (Cl) = - 330 kJ/mol
R.E.
= - 680 kJ/mol
- 590 kJ/mol
dan NaCl.
NaCl
I.E. (Na) = + 500 kJ/mol
E.A. (Cl) = - 330 kJ/mol
R.E.
= - 780 kJ/mol
- 610 kJ/mol
Uit bovenstaande tabel blijkt
dat het vormen van één molecule
NaCl energetisch al zeer gunstig
Wanneer nu een tweede molecule
is.
gevormd wordt, kan het positieve
Na+ van molecule 1 de negatieve
van molecule 2 aantrekken en
omgekeerd. Dit heeft tot gevolg
Cldat er nog eens twee keer de
de roosterenergie als extra
waarde van
kan worden afgegeven. Dit verklaart
waarom er ionroosters voorkom
en.
FIGUUR 6
Vorming NaCl: -610 kJ/mol
Cl–
Na+
Extra R.E.: -780 kJ/mol
Meer info op www.averbode.be/e-bib
Na+
Extra R.E.: -780 kJ/mol
Cl–
Vorming NaCl: -610 kJ/mol
Cl–
Na+
Formule-eenheid
Ionverbindingen zijn bijgevolg
bij kamertemperatuur harde
kristallijne stoffen. Je zult er
moeten toevoegen om de ionen
veel energie aan
uit elkaar te krijgen. Ze hebben
bijgevolg hoge smelt- en kookpun
ten.
3
Covalente binding
Een covalente binding ontstaat
tussen twee niet-metalen. De
bindende atomen verwerven
edelgasconfiguratie wanneer
de
ze beiden een ongepaard elektron
leveren voor de vorming van
gemeenschappelijk elektronenpaar.
een
Als voorbeeld nemen we de
35
Cl17
binding in een Cl -molecule:
2
1s2 2s2 2p 6 3s2 3p5
| Lab 3e graad | Module
| Lab 3e graad | Hoofds 1: Atoombouw en Chemische bindingen
tuk 2: Chemische bindinge
n
|
| 37
r
Contact
Meer informatie?
Wenst u een presentatie bij u op
school of meer informatie, dan kunt
u een afspraak maken met onze
pedagogisch afgevaardigden.
Sarah Moeremans
Martine Vanzurpele
Oost- en West-Vlaanderen,
postnummers
1500 t.e.m. 1790
Tel. 0499 51 02 77
[email protected]
Limburg, Vlaams-Brabant
(m.u.v. postnummers 1500
t.e.m. 1790), Antwerpen, Brussel
Tel. 0478 27 51 12
[email protected]
Lab bestaat uit
2e graad
3e graad
• Lab 3.1 - Leerwerkboek 1u*
• Lab 3.2 - Leerwerkboek 2u*
• Lab 3 - Handleiding 1u/2u
• Lab 3 - Didactische website**
• Lab 3.1 - Bordboek** (activatie per leerkracht)
• Lab 3.2 - Bordboek** (activatie per leerkracht)
• Lab 3 TW/BTW - Leerwerkboek*
• Lab 3 TW/BTW - Didactische website**
• Lab 3 TW/BTW - Bordboek** (activatie per leerkracht)
Richtingen met 3/4 graaduren: leerwerkboeken
• Lab 5 Module 1 - Atoombouw en chemische bindingen*
• Lab 5/6 Module 2 - Koolstofchemie*
• Lab 5/6 Module 3 - Rekenen in de chemie*
• Lab 5/6 Module 4 - Zuur-basetheorie*
• Lab 4.1 - Leerwerkboek 1u*
• Lab 4.2 - Leerwerkboek 2u*
• Lab 4 - Handleiding 1u/2u
• Lab 4 - Didactische website**
• Lab 4.1 - Bordboek** (activatie per leerkracht)
• Lab 4.2 - Bordboek** (activatie per leerkracht)
• Lab 4 TW/BTW - Leerwerkboek*
• Lab 4 TW/BTW - Didactische website**
• Lab 4 TW/BTW - Bordboek** (activatie per leerkracht)
Richtingen met 2 graaduren: leerwerkboeken
• Lab 5 Module 1 - Atoombouw en chemische bindingen*
• Lab 5/6 Module 2 - Koolstofchemie*
• Lab 5/6 Module 3 - Rekenen in de chemie*
• Lab 5/6 Module 4 - Zuur-basetheorie*
• Lab 5/6 - Handleiding Modules 1-2-3-4
• Lab 5/6 - Bordboek per module**
• Lab 6 Module 5 - Redoxreacties
• Lab 6 Module 6 - Biochemie
Verschijnen in 2015
* Bestel een beoordelingsexemplaar tegen 50%!
Surf naar www.averbode.be
**Betalend. Exclusief voor gebruikers van de methode.
Uitgeverij Averbode Bestelservice
Voor meer informatie surf naar
www.averbode.be/lab
Postbus 54 - 3271 Averbode
Tel. 013 780 116 - Fax. 013 780 383
www.averbode.be

Download Report