Exigences de l'Ohio pour réussir le cours de chimie au lycée. | Chimie générale 1

Est-ce que la chimie est obligatoire au lycée en Ohio?

Les élèves doivent prendre et obtenir un minimum de 20 crédits équivalents à l'état dans des matières spécifiques, avec un minimum de 3 crédits en sciences. Les unités de sciences doivent comprendre une unité de sciences physiques, une unité de sciences de la vie et une unité d'études avancées dans l'une ou plusieurs des sciences suivantes: chimie, physique ou autres sciences physiques; biologie avancée ou autre science de la vie; astronomie, géologie physique ou autres sciences de la Terre ou de l'espace. Les élèves peuvent remplir l'une des options suivantes pour satisfaire aux exigences de l'obtention du diplôme de fin d'études secondaires:

 

OPTION 1
Satisfaire l'une des trois voies originales d'obtention du diplôme qui étaient en place lorsque vous êtes entré au lycée. Les voies comprennent:

  • Évaluations de l'État de l'Ohio - Obtenir au moins 18 points aux sept évaluations de fin de cours de l'État. Chaque score à un test vous rapporte jusqu'à cinq points pour l'obtention du diplôme. Vous devez avoir un minimum de quatre points en mathématiques, quatre points en anglais et six points dans l'ensemble des sciences et des études sociales.
  • Certifications reconnues par l'industrie et aptitudes professionnelles - Obtenir un minimum de 12 points en obtenant une ou plusieurs certifications reconnues par le Conseil d'éducation de l'Ohio dans un même domaine professionnel, ainsi qu'en obtenant le score requis à l'examen WorkKeys, un test d'aptitude professionnelle. L'Ohio paiera une fois le test WorkKeys pour vous.  
  • Examens de préparation universitaire et professionnelle - Obtenir des scores sans besoin d'un enseignement de rattrapage en mathématiques et en anglais sur l'un ou l'autre des tests ACT ou SAT.

 

OPTION 2

Satisfaire aux nouvelles exigences de diplomation pour les classes de 2023 et au-delà en : 

La structure des Normes d'Apprentissage de l'Ohio en Science est significativement différente des NGSS, mais la recherche qui a fourni le cadre à partir duquel elles ont été développées est la même. Les deux ensembles de normes traitent de contenus similaires en science, de compétences et de façons de penser similaires. Les étudiants qui étudient des sujets de chimie dans leurs classes principales du lycée apprendront les sujets de chimie suivants :

 

Ohio High School Chemistry Course Description

Chemistry is a high school level course, which satisfies the Ohio Core science graduation requirements of Ohio Revised Code Section 3313.603. This section of Ohio law requires three units of science. Each course should include inquiry-based laboratory experience that engages students in asking valid scientific questions and gathering and analyzing information.

This course introduces students to key concepts and theories that provide a foundation for further study in other sciences as well as advanced science disciplines. Chemistry comprises a systematic study of the predictive physical interactions of matter and subsequent events that occur in the natural world. The study of matter through the exploration of classification, its structure and its interactions is how this course is organized.

Investigations are used to understand and explain the behavior of matter in a variety of inquiry and design scenarios that incorporate scientific reasoning, analysis, communication skills and real-world applications. An understanding of leading theories and how they have informed current knowledge prepares students with higher-order cognitive capabilities of evaluation, prediction, and application.

Course Content

The following information may be taught in any order; there is no ODE-recommended sequence.

C.PM: STRUCTURE AND PROPERTIES OF MATTER

  • C.PM.1: Atomic structure
    • Evolution of atomic models/theory
    • Electrons • Electron configurations
  • C.PM.2: Periodic Table
    • Properties
    • Trends
  • C.PM.3: Chemical bonding
    • Ionic
    • Polar/covalent
  • C.PM.4: Representing compounds
    • Formula writing
    • Nomenclature
    • Models and shapes (Lewis structures, ball and stick, molecular geometries)
  • C.PM.5: Quantifying matter
  • C.PM.6: Intermolecular forces of attraction
    • Types and strengths
    • Implications for properties of substances
      • Melting and boiling point
      • Solubility
      • Vapor pressure

C.IM: INTERACTIONS OF MATTER

  • C.IM.1: Chemical reactions
    • Types of reactions
    • Kinetics
    • Energy
    • Equilibrium
    • Acids/bases
  • C.IM.2: Gas laws
    • Pressure, volume, and temperature
    • Ideal gas law
  • C.IM.3: Stoichiometry
    • Molecular calculations
    • Solutions
    • Limiting reagents 
C.PM: STRUCTURE AND PROPERTIES OF MATTER

C.PM.1: Atomic structure

  • Evolution of atomic models/theory
  • Electrons
  • Electron configurations

201 8 CONTENT ELABORATION: STRUCTURE AND PROPERTIES OF MATTER

 

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Structure atomique Les sciences physiques comprennent les propriétés et les emplacements des protons, des neutrons et des électrons, le numéro atomique, le nombre de masse, les cations et les anions, les isotopes et la force nucléaire forte qui maintient le noyau ensemble. Dans ce cours, le développement historique du modèle atomique et les positions des électrons sont explorés en détail. Des modèles atomiques sont construits pour expliquer les preuves expérimentales et faire des prédictions. Les modifications du modèle atomique au fil du temps illustrent comment les connaissances scientifiques changent à mesure que de nouvelles preuves émergent et comment les avancées technologiques telles que l'électricité repoussent les limites des connaissances scientifiques. L'étude de Thompson des décharges électriques dans les tubes à rayons cathodiques a conduit à la découverte de l'électron et au développement du modèle du pudding aux pruneaux de l'atome. L'expérience de Rutherford, dans laquelle il a bombardé une feuille d'or avec des particules alpha, a conduit à la découverte que la majeure partie de l'atome est constituée de vide avec un noyau relativement petit chargé positivement. Bohr a utilisé des données provenant de spectres atomiques pour proposer un modèle planétaire de l'atome dans lequel les électrons orbitent autour du noyau, comme des planètes autour du soleil. Plus tard, Schrödinger a utilisé l'idée que les électrons se déplacent sous forme d'ondes pour développer un modèle dans lequel les électrons se déplacent de manière aléatoire dans des régions de l'espace appelées orbitales (modèle mécanique quantique).

Sur la base du modèle mécanique quantique, il n'est pas possible de prédire exactement où se trouvent les électrons, mais il existe une région de l'espace entourant le noyau dans laquelle il y a une forte probabilité de trouver un électron (nuage électronique ou orbitale). Les données provenant des spectres atomiques (émission et absorption) montrent que les électrons ne peuvent exister que à certaines niveaux d'énergie discrets et non à des énergies entre ces niveaux.

Les atomes sont généralement dans l'état fondamental où les électrons occupent des orbitales à l'énergie la plus basse disponible. Cependant, l'atome peut devenir excité lorsque les électrons absorbent un photon avec une quantité précise d'énergie (indiquée par la fréquence du photon) pour passer à une orbitale d'une énergie supérieure. Tout photon n'ayant pas cette quantité précise d'énergie sera ignoré par l'électron. L'atome reste dans l'état excité pendant une durée très courte. Lorsqu'un électron redescend vers le niveau d'énergie inférieur, il émet un photon qui a une énergie égale à la différence d'énergie entre les niveaux. La quantité d'énergie est indiquée par la fréquence de la lumière émise et peut être mesurée. Chaque élément a un spectre d'émission et d'absorption unique en raison de sa configuration électronique unique et des sauts d'énergie électronique spécifiques possibles pour cet élément.

Être conscient du modèle mécanique quantique comme modèle actuellement accepté de l'atome est important pour la culture scientifique car il explique et prédit les interactions subatomiques, mais les détails devraient être réservés à des études plus avancées.

Les niveaux d'énergie des électrons se composent de sous-niveaux (s, p, d et f), chacun ayant un nombre et une forme caractéristiques d'orbitales. Les diagrammes orbitaux et la configuration électronique peuvent être construits pour montrer l'emplacement des électrons dans un atome en utilisant des règles établies. Les électrons de valence sont responsables de la plupart des propriétés chimiques des éléments. Dans ce cours, la configuration électronique (notation étendue et notation des gaz nobles) et les diagrammes d'orbitales peuvent être présentés pour n'importe quel élément dans les trois premières périodes.

Bien que le modèle mécanique quantique de l'atome explique la plupart des preuves expérimentales, d'autres modèles peuvent encore être utiles. Penser aux atomes comme des sphères indivisibles est utile pour expliquer de nombreuses propriétés physiques des substances, telles que l'état (solide, liquide ou gazeux) d'une substance à température ambiante. Le modèle planétaire de Bohr est utile pour expliquer et prédire les tendances périodiques des propriétés des éléments. 

 

C.PM.2: Tableau périodique

  • Propriétés
  • Tendances

ÉLABORATION DU CONTENU: STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS DE LA MATIÈRE:

Dans le cours de sciences physiques, on introduit le concept selon lequel les éléments sont disposés selon leur numéro atomique croissant dans le tableau périodique, de sorte que les éléments ayant des propriétés similaires sont placés dans la même colonne. La façon dont le tableau périodique est divisé en groupes, familles, périodes, métaux, non-métaux et métalloïdes est également incluse et sera revisitée ici. Dans ce cours, avec plus d'informations sur la configuration électronique des éléments, des similarités dans la configuration des électrons de valence pour un groupe particulier peuvent être observées.

La configuration électronique d'un atome peut être déterminée à partir de sa position sur le tableau périodique. Le motif répétitif dans la configuration électronique des éléments du tableau périodique explique bon nombre des tendances observées dans les propriétés. La théorie atomique est utilisée pour décrire et expliquer les tendances dans les propriétés à travers les périodes ou les colonnes, y compris les rayons atomiques, les rayons ioniques, les énergies d'ionisation, les électronégativités et si l'élément est un solide ou un gaz à température ambiante.

Des énergies d'ionisation supplémentaires, des affinités électroniques et des propriétés périodiques des éléments de transition, ainsi que de la série des lanthanides et des actinides, sont réservées à des études plus avancées. 

 

C.PM.3: Liaison chimique

  • Ionique
  • Polaire/covalente

201 8 ELABORATION DU CONTENU : STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS DE LA MATIÈRE

Le contenu de la liaison chimique dans le cours de sciences physiques comprenait la reconnaissance du fait que les atomes avec des électrons non appariés tendent à former des liaisons ioniques et covalentes avec d'autres atomes, formant des molécules, des réseaux ioniques ou des structures covalentes en réseau. Dans ce cours, la configuration électronique, les valeurs d'électronégativité et les considérations énergétiques seront appliquées à la liaison et aux propriétés des matériaux avec différents types de liaisons.

Les atomes de nombreux éléments sont plus stables lorsqu'ils sont liés à d'autres atomes. Dans de tels cas, lorsque les atomes se lient, de l'énergie est libérée vers l'environnement, ce qui donne un système à plus basse énergie. La configuration électronique d'un atome, en particulier les électrons de valence, détermine comment un atome interagit avec d'autres atomes. Les molécules, les réseaux ioniques et les structures covalentes en réseau ont des propriétés différentes mais prévisibles qui dépendent de l'identité des éléments et des types de liaisons formées.

Les différences de valeurs d'électronégativité peuvent être utilisées pour prédire où une liaison se situe sur le continuum entre les liaisons ioniques et covalentes. La polarité d'une liaison dépend de la différence d'électronégativité et de la distance entre les atomes (longueur de liaison). Les liaisons covalentes polarisées sont introduites comme un intermédiaire entre les liaisons ioniques et les liaisons covalentes pures. Le concept de la liaison métallique est également introduit pour expliquer bon nombre des propriétés des métaux (par exemple, la conductivité). Comme la plupart des composés contiennent plusieurs liaisons, une substance peut contenir plus d'un type de liaison. Les atomes de carbone peuvent se lier entre eux et avec d'autres atomes, en particulier l'hydrogène, l'oxygène, l'azote et le soufre, pour former des chaînes, des cycles et des réseaux ramifiés présents dans une variété de composés importants, tels que les polymères synthétiques, les combustibles fossiles et les grandes molécules essentielles à la vie. L'étude détaillée de la structure des molécules responsables de la vie est réservée aux cours plus avancés.

 

C.PM.4: Représentation des composés

  • Écriture des formules
  • Nomenclature
  • Modèles et formes (structures de Lewis, modèles en bâtonnets, géométries moléculaires)

ÉLABORATION DU CONTENU: STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS DE LA MATIÈRE

Représentation des composés À l'aide du tableau périodique, on peut prédire les formules des composés ioniques contenant des éléments spécifiques. Cela peut inclure des composés ioniques composés d'éléments des groupes 1, 2, 17, d'hydrogène, d'oxygène et d'ions polyatomiques (en connaissant la formule et la charge de l'ion polyatomique). À partir de la formule, on peut nommer un composé en utilisant des systèmes conventionnels qui incluent des préfixes grecs et des chiffres romains lorsque cela est approprié. À partir du nom d'une substance ionique ou covalente, on peut écrire les formules correspondantes.

De nombreux modèles différents peuvent être utilisés pour représenter les composés, y compris les formules chimiques, les structures de Lewis et les modèles en bâtonnets. Ces modèles peuvent être utilisés pour visualiser les atomes et les molécules, ainsi que pour prédire les propriétés des substances. Chaque type de représentation fournit des informations uniques sur le composé. Les différentes représentations conviennent mieux à des substances particulières. Les structures de Lewis peuvent être dessinées pour représenter les composés covalents en utilisant un ensemble simple de règles et peuvent être combinées avec la théorie de la répulsion des doublets d'électrons de la couche de valence (VSEPR) pour prédire la géométrie électronique tridimensionnelle et la géométrie moléculaire des composés. Les structures de Lewis et les géométries moléculaires ne seront construites que pour les éléments suivants : hydrogène, carbone, azote, oxygène, phosphore, soufre et les halogènes. La nomenclature organique est réservée aux cours plus avancés. 

 

C.PM.5: Quantification de la matière

201 8 ÉLABORATION DU CONTENU : STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS DE LA MATIÈRE

La quantification de la matière Dans les premières années, les propriétés des matériaux étaient quantifiées à l'aide de mesures toujours associées à une certaine marge d'erreur. Dans ce cours, des protocoles scientifiques permettant de quantifier avec précision et précision les propriétés de la matière sont étudiés. L'utilisation du Système international d'unités (SI), les chiffres significatifs, la notation scientifique, l'analyse des erreurs et l'analyse dimensionnelle sont essentiels à la communication scientifique.

Il existe trois domaines de magnitude en termes de taille et de temps : le domaine macroscopique (humain), le domaine cosmique et le domaine submicroscopique (atomique et subatomique). Les mesures dans le domaine cosmique et les domaines submicroscopiques nécessitent des instruments complexes et/ou des procédures.

La matière peut être quantifiée de manière à ce que des propriétés macroscopiques telles que la masse puissent refléter le nombre de particules présentes. Les échantillons élémentaires sont un mélange de plusieurs isotopes ayant des masses différentes. La masse atomique d'un élément est calculée en fonction de la masse et de l'abondance relative de chaque isotope de l'élément tel qu'il existe dans la nature. En raison de la très faible masse d'un atome, la mole est utilisée pour traduire entre les niveaux atomiques et macroscopiques. Une mole est égale au nombre d'atomes dans exactement 12 grammes de l'isotope carbone-12. La masse d'une mole d'une substance est égale à sa masse molaire en grammes. La masse molaire d'une substance peut être utilisée conjointement avec le nombre d'Avogadro et la densité d'une substance pour convertir entre la masse, les moles, le volume et le nombre de particules d'un échantillon.

 

C.PM.6: Forces de liaison intermoléculaires

  • Types et intensités
  • Implications sur les propriétés des substances
    • Point de fusion et point d'ébullition
    • Solubilité
    • Pression de vapeur

ELABORATION DU CONTENU: STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS DE LA MATIÈRE

À l'école élémentaire, les solides, les liquides et les gaz ont été explorés en relation avec l'espacement des particules, le mouvement des particules et la force d'attraction entre les particules constituant la substance. Les forces de liaison intermoléculaires entre les particules qui déterminent si une substance est un solide, un liquide ou un gaz à température ambiante sont abordées plus en détail dans ce cours. Les attractions intermoléculaires sont généralement faibles par rapport aux liaisons intramoléculaires, mais elles couvrent une large gamme d'intensités.

La composition d'une substance, la forme et la polarité d'une molécule sont particulièrement importantes pour déterminer le type et la force de liaison et d'interaction intermoléculaire. Les types d'attractions intermoléculaires incluent les forces de dispersion de London (présentes entre toutes les molécules), les forces dipôle-dipôle (présentes entre les molécules polaires) et les liaisons hydrogène (cas particulier des forces dipôle-dipôle où l'hydrogène est lié à un atome hautement électro négatif tel que le fluor, l'oxygène ou l'azote), chacune ayant sa propre force relative caractéristique.

La configuration des atomes dans une molécule détermine la force des forces (liaisons ou forces intermoléculaires) entre les particules et donc les propriétés physiques (par ex. point de fusion, point d'ébullition, solubilité, pression de vapeur) d'un matériau. Pour une substance donnée, l'énergie cinétique moyenne (température) nécessaire à un changement d'état dépend de la force des forces intermoléculaires entre les particules. Par conséquent, le point de fusion et le point d'ébullition dépendent de la quantité d'énergie nécessaire pour surmonter les attractions entre les particules.

Les substances qui ont de fortes forces intermoléculaires ou qui sont constituées de réseaux tridimensionnels de liaisons ioniques ou covalentes ont tendance à être solides à température ambiante et à avoir des points de fusion et d'ébullition élevés. Les molécules organiques non polaires sont maintenues ensemble par des forces de dispersion de London faibles. Cependant, les substances avec des chaînes plus longues offrent plus d'opportunités pour ces attractions et ont tendance à avoir des points de fusion et d'ébullition plus élevés. Plus la ramification des molécules organiques est importante, plus les points de fusion et d'ébullition sont bas en raison d'une interférence avec les attractions intermoléculaires. Les substances auront une plus grande solubilité lorsqu'elles se dissoudront dans un solvant présentant des forces intermoléculaires similaires. Si les substances ont des forces intermoléculaires différentes, elles sont plus susceptibles d'interagir entre elles que avec l'autre substance et rester séparées les unes des autres. L'eau est une molécule polaire et elle est souvent utilisée comme solvant car la plupart des substances ioniques et covalentes polaires se dissolvent dans l'eau. Pour qu'une substance ionique se dissolve dans l'eau, les forces attractives entre les ions doivent être surmontées par les interactions dipôle-dipôle avec l'eau. La dissolution d'un soluté dans l'eau est un exemple de processus difficile à classer comme un changement chimique ou physique et il n'est pas approprié de demander aux étudiants de le classer d'une manière ou d'une autre.

L'évaporation se produit lorsque les particules ayant une énergie cinétique suffisante pour surmonter les forces attractives se séparent du reste de l'échantillon pour devenir un gaz. La pression de ces particules est appelée pression de vapeur. La pression de vapeur augmente avec la température. Les particules ayant de plus grandes forces intermoléculaires ont des pressions de vapeur plus basses à une température donnée, car les particules ont besoin de plus d'énergie pour surmonter les forces attractives entre elles. Les substances moléculaires s'évaporent souvent plus en raison des faibles attractions entre les particules et peuvent souvent être détectées par leur odeur. Les substances ioniques ou covalentes en réseau ont des forces plus fortes et ont moins de chances de se volatiliser. Ces substances ont souvent peu ou pas d'odeur. Les liquides bouillent lorsque leur pression de vapeur est égale à la pression atmosphérique. Dans la glace solide, il y a un réseau de liaisons hydrogène entre les particules qui lui confère une structure ouverte. C'est pourquoi l'eau s'étend lorsqu'elle gèle et pourquoi l'eau solide a une densité inférieure à celle de l'eau liquide. Cela a des implications importantes pour la vie (par ex. la glace flottant sur l'eau agit comme un isolant dans les plans d'eau pour maintenir la température du reste de l'eau au-dessus du point de congélation).

 

C.IM.2: Lois des gaz

  • Pression, volume et température
  • Loi des gaz parfaits

ELABORATION DU CONTENU: INTERACTIONS DE LA MATIÈRE

La théorie cinétique-moléculaire peut être utilisée pour expliquer les propriétés des gaz (pression, température et volume) à travers le mouvement et les interactions de ses particules. Des problèmes peuvent également être résolus en impliquant les changements de température, de pression, de volume et de quantité d'un gaz. Lorsque deux de ces quatre éléments sont maintenus constants, la relation entre les deux autres peut être quantifiée, décrite et expliquée en utilisant la théorie cinétique-moléculaire. Les phénomènes du monde réel (par exemple, pourquoi la pression des pneus augmente par temps chaud, pourquoi un ballon à air chaud monte) peuvent être expliqués en utilisant cette théorie. Lors de la résolution de problèmes de gaz, il est nécessaire d'utiliser l'échelle de température Kelvin car seule dans cette échelle la température est directement proportionnelle à l'énergie cinétique moyenne. La température Kelvin est basée sur une échelle ayant sa température minimale à zéro absolu, une température à laquelle tout mouvement s'arrête théoriquement. Étant donné que des volumes égaux de gaz à la même température et pression contiennent un nombre égal de particules (loi d'Avogadro), les problèmes peuvent être résolus pour un système gazeux inchangé en utilisant la loi des gaz parfaits (PV = nRT) où R est la constante des gaz parfaits (par exemple, représentée sous plusieurs formats, 8,31 joules/(mole·K). L'accent dans ce cours est mis sur la résolution de problèmes en utilisant les lois des gaz et la compréhension de leurs applications, plutôt que sur la mémorisation des noms et formules spécifiques. Les écarts par rapport au comportement gazeux idéal sont réservés à des études plus avancées. Les relations entre le volume, la température et la pression peuvent être explorées en laboratoire ou à travers des simulations informatiques ou des expériences virtuelles. 

# C.IM.3: Stœchiométrie
  • Calculs molaires
  • Solutions
  • Réactifs limitants

ÉLABORATION DU CONTENU: INTERACTIONS DE LA MATIÈRE

Un calcul stœchiométrique implique la conversion de la quantité d'une substance dans une réaction chimique en la quantité d'une autre substance. Les coefficients de l'équation équilibrée indiquent les rapports des substances impliquées dans la réaction en termes de particules et de moles.

Une fois le nombre de moles d'une substance connu, les quantités peuvent être converties en masse, volume d'un gaz, volume de solutions et/ou nombre de particules. La molarité est une mesure de la concentration d'une solution qui peut être utilisée dans les calculs stœchiométriques. Lors de la réalisation d'une réaction en laboratoire, le rendement expérimental peut être comparé au rendement théorique pour calculer le rendement en pourcentage. Le concept des réactifs limitants est traité de manière conceptuelle. Des applications mathématiques peuvent être utilisées, mais il est également important de tenir compte des représentations symboliques. La molalité et la normalité sont des concepts réservés à des études plus avancées.

 

Est-ce que l'Ohio accorde des crédits pour avoir réussi l'examen de chimie AP ?

Les étudiants peuvent obtenir un crédit de diplôme d'études secondaires pour les cours College Credit Plus (CCP) ou les tests AP/IB approuvés dans le domaine de la matière, ce qui permet de satisfaire à l'exigence de l'examen de fin de cours en biologie. Les élèves devront comprendre les concepts de base de la chimie en tant que fondements de la vie. 

Pour obtenir un crédit universitaire, les écoles accordent généralement des crédits pour l'examen de chimie AP avec un score de 3 ou plus. Pour déterminer si un score est admissible, veuillez contacter directement l'école.