PROGRAMACIÓN DE AULA QUÍMICA 2º DE...

Colegio Marista Champagnat Programación de aula Química

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PROGRAMACIÓN DE

AULA QUÍMICA

2º DE BACHILLERATO

COLEGIO MARISTA CHAMPAGNAT

CURSO 2007-2008


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INDICE: 1.- INTRODUCCIÓN ………………………………… 3 2.- BLOQUES DE CONTENIDOS BLOQUE I: ESTRUCTURA DE LA MATERIA.................. 3 BLOQUE II: ENERGÍA Y DINÁMICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS................................. 9 BLOQUE III: REACCIONES DE TRANSFERENCIA............ 14 BLOQUE IV: REACTIVIDAD INORGÁNICA Y ORGÁNICA........................................................ 17 3.-METODOLOGÍA……………………………………………………..19 4.- INSTRUMENTOS PARA LA EVALUACIÓN DEL APRENDIZAJE.............................................................................19 5.- ELABORACIÓN DE LA NOTA DE EVALUACIÓN Y DEL CURSO .........................................................................20 6.- TEMPORALIZACIÓN ..................................................... 21 7.- CONTENIDOS MÍNIMOS ............................................. 23 8.- CRITERIOS MÍNIMOS DE EVALUACIÓN ........... 26


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INTRODUCCIÓN La Química es una ciencia de importancia capital, presente en todos los ámbitos de nuestra sociedad, con múltiples aplicaciones en otras áreas científicas, como medicina, tecnología de los materiales, industria farmacéutica, industria alimentaria, construcción y medio ambiente, entre otras. Su Conocimiento, tanto en sus elementos teóricos como metodológicos y de investigación, capacitará a los alumnos para comprender la naturaleza y poder intervenir sobre ella. La asignatura la dividimos en cuatro bloques de contenidos. Cada bloque da respuesta a diferentes aspectos de esta ciencia. Las implicaciones de la Química con la tecnología y la sociedad estarán presentes al desarrollar cada una de las unidades didácticas. Los alumnos han de conocer y utilizar algunos métodos habituales en la actividad científica. La metodología se basará por tanto en el desarrollo de los contenidos incluyendo diferentes situaciones específicas de trascendencia científica. La realización de experiencias en el laboratorio, pondrá al alumno frente al desarrollo real del método científico, le proporcionará métodos de trabajo en equipo y le permitirá trasladar a la práctica contenidos estudiados bajo un aspecto teórico. Los criterios de evaluación que se establecen corresponden con los bloques de contenidos que a continuación se especifican. BLOQUE I: ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. Estructura atómica. Modelos y teorías Objetivos 1. Comprender el concepto de modelo atómico y su evolución con los avances

científicos y tecnológicos. 2. Valorar la importancia que tiene, en la sociedad actual, el conocimiento de la

estructura del átomo, así como sus aplicaciones tecnológicas. 3. Reconocer la importancia del desarrollo histórico de los modelos atómicos. Contenidos Conceptos 1. Espectros atómicos. Clases de espectros. 2. El espectro del átomo de hidrógeno. 3. Teoría cuántica: la catástrofe ultravioleta; hipótesis de Planck; generalización de la

teoría de los cuantos. 4. Modelo atómico de Bohr: aplicación al átomo de hidrógeno; explicación de los

espectros. 5. Modificaciones al átomo de Bohr: modificación de Sommerfeld; efecto Zeeman; el

espín electrónico. 6. Partículas de luz y ondas de materia: efecto Compton; hipótesis de De Broglie. 7. Un nuevo modelo para el átomo: principio de incertidumbre de Heisenberg; mecánica

ondulatoria y ecuación de Schrödinger; aplicación al átomo de hidrógeno; orbitales atómicos y números cuánticos.

Procedimientos 1. Diferenciación entre los distintos modelos atómicos. 2. Realización de cálculos de longitudes de onda, frecuencias y energías de

diferentes radiaciones.


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3. Resolución de problemas de verdadero o falso. 4. Observación cualitativa de espectros con el fin de distinguir y comparar espectros

continuos y de rayas, tanto de emisión como de absorción. 5. Realización de cuestiones sobre efecto fotoeléctrico e hipótesis de Planck. 6. Resolución de ejercicios en los que se aplique el modelo de Bohr para obtener el

radio, la velocidad y la energía de un electrón. 7. Interpretación de espectros. 8. Resolución de problemas sobre la dualidad onda-corpúsculo. 9. Comparación entre el significado de los números cuánticos de acuerdo con la

teoría de Bohr-Sommerfeld y con la mecánica ondulatoria. 10. Solución de ejercicios en los que se estudien grupos de valores de números

cuánticos de orbitales y de electrones. Actitudes 1. Interés por la interpretación de la realidad a través de modelos y de teorías

científicas, así como por los resultados y su contraste con los hechos experimentales.

2. Toma de conciencia de la importancia de los datos experimentales a la hora de construir un modelo capaz de explicarlos.

Criterios de evaluación 1. Comprender la importancia histórica de determinados modelos y teorías, que

supusieron un cambio en la interpretación de la naturaleza, y poner de manifiesto las razones que llevaron a su aceptación, así como las presiones que, por razones ajenas a la ciencia, se originaron en su desarrollo.

2. Distinguir entre la interpretación de los números cuánticos que proporciona la teoría cuántica y la que hace la mecánica cuántica.

3. Describir los modelos atómicos, discutiendo sus limitaciones, y valorar la importancia de la teoría mecanocuántica para el conocimiento del átomo.

4. Explicar los conceptos básicos de la mecánica cuántica: dualidad onda corpúsculo e incertidumbre.

2. Clasificación periódica de los elementos Objetivos 1. Entender razonadamente el orden establecido para los elementos en el sistema

periódico actual. 2. Saber escribir las configuraciones electrónicas de átomos e iones. 3. Distinguir razonadamente entre configuraciones electrónicas en estados

fundamentales y excitados, para átomos e iones. 4. Explicar las propiedades de los átomos en función de sus configuraciones

electrónicas y de su situación en el sistema periódico. Contenidos Conceptos 1. Antecedentes históricos del sistema periódico: primeros intentos de clasificación;

clasificaciones periódicas de Meyer y Mendeleiev. 2. Rayos X. Ley de Moseley.


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3. Sistema periódico actual: descripción de los períodos; descripción de los grupos. 4. Estructura electrónica de los átomos: principio de mínima energía; principio de

exclusión de Pauli; principio de máxima multiplicidad de Hund. 5. Los electrones y la tabla. 6. Justificación del sistema periódico. 7. Propiedades periódicas: radio atómico; volumen atómico; energía de ionización;

afinidad electrónica; electronegatividad; carácter oxidante y reductor; carácter metálico y no metálico; puntos de fusión y de ebullición.

Procedimientos 1. Resolución de ejercicios en los se escriban configuraciones electrónicas de átomos 2. e iones. 2. Predicción de la posición que ocupa un elemento en el sistema periódico a partir

de su configuración electrónica. 3. Solución de cuestiones para discutir las analogías y diferencias entre las distintas

propiedades periódicas, así como su variación en función de la posición del elemento en la tabla.

4. Resolución de problemas de verdadero o falso. 5. Justificación de las configuraciones electrónicas anómalas de algunos elementos. Actitudes 1. Orden, limpieza y cuidado en el trabajo. 2. Interés por la interpretación de las propiedades de los elementos relacionadas con

su posición en la tabla. 3. Actitud reflexiva y crítica ante las aplicaciones tecnológicas en la síntesis de

nuevos elementos. Criterios de evaluación 1. Aplicar el modelo mecanocuántico para establecer las configuraciones electrónicas

de átomos e iones. 2. Justificar las variaciones periódicas de las propiedades de los elementos en

relación con su configuración electrónica y describir sus relaciones al comparar varios elementos.

3. Enlace covalente. Enlaces intermoleculares Objetivos 1. Comprender que la formación de un enlace es un problema energético. 2. Clasificar el enlace en función de la electronegatividad de los átomos que lo

forman, pero considerando que el enlace es único. 3. Utilizar correctamente la formulación y nomenclatura de los compuestos

inorgánicos. 4. Describir las características básicas del enlace covalente. 5. Escribir estructuras de Lewis. 6. Explicar el concepto de hibridación y aplicarlo a casos sencillos. 7. Predecir la geometría de moléculas sencillas. 8. Conocer las fuerzas intermoleculares y explicar cómo afectan a las propiedades de

determinados compuestos en casos concretos.


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Contenidos Conceptos 1. Enlace químico y sus características: relación entre la energía y la longitud de

enlace. 2. Enlace covalente: estructuras de Lewis para el enlace covalente; enlace covalente

coordinado. 3. Teoría del enlace de valencia. 4. Geometría de las moléculas: teoría de la repulsión de los pares de electrones en los

niveles de valencia. 5. Teoría de la hibridación: geometría e hibridación. 6. Resonancia. 7. Polaridad de los enlaces: momento dipolar; polaridad y geometría. 8. Enlaces intermoleculares: enlaces de hidrógeno; enlaces por fuerzas de Van der

Waals. 9. Sustancias covalentes reticulares: cristales moleculares; cristales atómicos o

covalentes. 10. Propiedades de los compuestos covalentes: propiedades de los compuestos

moleculares; propiedades de los cristales atómicos. Procedimientos 1. Solución de ejercicios en los que se escriban las estructuras de Lewis de algunas

sustancias. 2. Predicción de la geometría de algunas moléculas a partir de la teoría de la

repulsión de los pares electrónicos en los niveles de valencia. 3. Predicción de la geometría de algunas moléculas utilizando la teoría de la

hibridación. 4. Resolución de cuestiones de verdadero o falso. 5. Deducción de la geometría de las moléculas en función de su momento dipolar. 6. Explicación y predicción de las propiedades de algunas sustancias en función del

tipo de fuerzas intermoleculares que presentan. Actitudes 1. Valoración de la importancia de los datos experimentales a la hora de construir una

teoría capaz de explicarlos. 2. Interés por la interpretación de las propiedades relacionadas con la estructura de

las sustancias. Criterios de evaluación 1. Comprender que la formación del enlace es una cuestión energética y su fortaleza

depende del recubrimiento de las nubes electrónicas. 2. Describir las características básicas del enlace covalente y escribir estructuras de

Lewis. 3. Aplicar el modelo mecanocuántico para justificar la estructura de las sustancias en

función del tipo de enlace que pueden formar los átomos que las constituyen, así como utilizar las teorías más relevantes para explicar la geometría de algunas moléculas sencillas.

4. Asociar la geometría de las moléculas al tipo de hibridación


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5. Conocer las fuerzas intermoleculares y explicar cómo afectan a las propiedades de determinados compuestos en casos concretos como el fluoruro de hidrógeno, el agua y el amoniaco.

4. Enlaces iónico y metálico Objetivos 1. Analizar la importancia de la energía reticular para la formación de redes iónicas. 2. Comprender las propiedades más importantes de los metales a partir de la teoría

de las bandas. 3. Predecir las propiedades de los compuestos químicos en función del tipo de enlace

que presentan. 4. Distinguir entre los distintos tipos de cristales: iónicos, moleculares, atómicos y

metálicos. Contenidos Conceptos 1. Enlace iónico: fórmula de un compuesto iónico; formación de los iones. 2. Redes cristalinas iónicas: tipo cloruro de sodio; tipo cloruro de cesio. 3. Energía de formación de un cristal iónico: energía reticular. Ciclo de Born-Haber 4. Propiedades de los compuesto iónicos. 5. Transición entre el enlace iónico y el covalente. 6. Enlace metálico: estructuras metálicas; interpretación del enlace metálico; tipos de

sólidos. 7. Propiedades de los metales. 8. Estudio comparativo de las propiedades de los sólidos. Procedimientos 1. Explicación del tipo de enlace que presenta un compuesto en función de sus

configuraciones electrónicas. 2. Resolución de cuestiones de verdadero o falso. 3. Deducción del tamaño de cationes y aniones. 4. Cálculo de la energía reticular aplicando el ciclo de Born-Haber. 5. Explicación de algunas propiedades de los metales a partir de la teoría de las

bandas. 6. Predicción y explicación de las propiedades de algunas sustancias en función del

tipo de enlace que presentan. 7. Deducción de la estabilidad de algunos compuestos a partir sus calores de

formación. 8. Investigación cualitativa de algunas propiedades de ciertas sustancias con

diferente tipo de enlace. Actitudes 1. Interés por la formación del enlace desde un punto de vista energético. 2. Curiosidad por la relación que existe entre las propiedades de las sustancias y su

estructura. 3. Valoración de la repercusión que tiene, desde el punto de vista industrial y

tecnológico, el buen conocimiento de las propiedades de los metales y las aleaciones.


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4. Orden, limpieza y cuidado en el trabajo, tanto en clase como en el laboratorio. 5. Respeto por las normas de seguridad en la utilización y manipulación de productos

químicos. Criterios de evaluación 1. Aplicar la ley de Hess y construir ciclos energéticos del tipo Born-Haber para

calcular la energía reticular de los compuestos iónicos. 2. Discutir de forma cualitativa la variación de energía de red en diferentes compuestos. 3. Aplicar el concepto de enlace a diferentes sustancias, deduciendo en cada caso la

estructura que cabe esperar, así como algunas de sus propiedades, tales como estado físico, dureza y conductividad.

BLOQUE II: ENERGÍA Y DINÁMICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. 5. Termoquímica Objetivos 1. Interpretar las reacciones químicas como ruptura y formación de enlaces. 2. Conocer cuáles son las variables termodinámicas. 3. Comprender los dos primeros principios de la termodinámica y las principales

funciones termoquímicas. 4. Realizar cálculos cuantitativos en condiciones estándar de reacciones

termoquímicas. 5. Estudiar y asimilar la ley de Hess. 6. Predecir el sentido de una reacción. 7. Valorar, de forma crítica, la necesidad que tiene el hombre de obtener energía y

los problemas medioambientales que provocan las reacciones de combustión. Contenidos Conceptos 1. Energía en las reacciones químicas: conceptos básicos de la

termodinámica. 2. Calor y trabajo: trabajo realizado a presión constante; calor en un sistema químico. 3. Energía interna. Primer principio de la termodinámica: transferencias de calor a

volumen constante; transferencias de calor a presión constante: entalpía; relación entre qp y qV para una reacción entre gases; diagramas entálpicos.

4. Ley de Hess o de aditividad de las entalpías de reacción. 5. Entalpías de algunos procesos importantes: entalpías normales de formación;

entalpías de reacción a partir de entalpías normales de formación; entalpía de combustión; energías de enlace.

6. Espontaneidad de las reacciones químicas: segundo principio de la termodinámica: entropía; energía libre de Gibbs; variación de la energía libre de Gibbs con la temperatura; efecto de la temperatura en la espontaneidad de las reacciones.


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Procedimientos 1. Utilización de diagramas entálpicos para averiguar si una reacción es exotérmica o

endotérmica. 2. Cálculo de entalpías de reacción. 3. Aplicación de la ley de Hess al cálculo de calores de reacción, de formación y de

combustión. 4. Predicción de la espontaneidad de alguna reacción, así como el estudio de

procesos endotérmicos espontáneos. 5. Estudio del impacto en el medio ambiente de la combustión del carbón y sus

compuestos, especialmente del efecto invernadero. 6. Diferenciación entre calorímetro y bomba calorimétrica. Actitudes 1. Respeto por las normas de utilización de combustibles y comburentes, así

como de las máquinas, en su uso cotidiano. 2. Valoración de las aplicaciones tecnológicas de la termodinámica en la mejora de

las condiciones de vida. 3. Toma de conciencia en el empleo idóneo de las combustiones para evitar en todo

lo posible las repercusiones en el medio ambiente. Criterios de evaluación 1. Definir y aplicar correctamente el primer principio de la termodinámica a un

proceso químico. 2. Diferenciar correctamente un proceso exotérmico de otro endotérmico utilizando

diagramas entálpicos. 3. Aplicar la ley de Hess en el cálculo de entalpías de reacción mediante entalpías de

formación, utilizando correctamente las tablas. 4. Predecir la espontaneidad de un proceso químico a partir de los conceptos

entálpicos y entrópicos. 6. Cinética química Objetivos 1. Conocer el concepto de velocidad de reacción y los factores que la afectan. 2. Considerar la independencia de las funciones termodinámicas y la velocidad de

reacción. 3. Comprender que la energía de activación es independiente de la entalpía de la

reacción. 4. Conocer la ecuación de Arrhenius para estudiar la variación de la constante

de velocidad con la temperatura y, por tanto, de la velocidad con la temperatura.

5. Distinguir entre orden de reacción y molecularidad. 6. Manejar los conceptos de orden de reacción y de constante de velocidad. 7. Entender el concepto de mecanismo de una reacción. 8. Comprender el efecto que producen los catalizadores sobre una reacción

química.


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Contenidos Conceptos 1. Aspecto dinámico de las reacciones químicas: velocidad de reacción. 2. Ecuación cinética: orden de reacción y molecularidad; dependencia de la constante

de velocidad con la temperatura. 3. Mecanismos de las reacciones químicas: reacciones elementales; reacciones

complejas: etapa controlante. 4. Teorías de las reacciones químicas: teoría de colisiones; teoría del estado de

transición; comparación entre teorías; procesos reversibles. 5. Factores que influyen en la velocidad de reacción: naturaleza de los reactivos;

concentración de los reactivos; estado físico de los reactivos; temperatura; catalizadores.

6. Catálisis: catálisis homogénea; catálisis heterogénea; biocatálisis o catálisis enzimática.

Procedimientos 1. Determinación de la ley diferencial de la velocidad y, por tanto, el orden de

reacción y el valor de la constante de velocidad a partir de datos cinéticos experimentales (concentraciones de los reactivos y velocidad inicial), a una determinada temperatura.

2. Aplicación de la ecuación de Arrhenius para el cálculo de la energía de activación de una reacción química determinada a partir de valores experimentales de la constante de velocidad a distintas temperaturas.

3. Elaboración de informes sobre la evolución de una reacción química a una determinada temperatura y realización de la estimación gráfica y analítica de su velocidad, mediante datos de concentración-tiempo.

4. Diseño y realización de reacciones químicas a diferentes velocidades, tanto exotérmicas como endotérmicas, mediante modificación de sus condiciones (naturaleza de los reactivos, concentración, temperatura y catalizadores).

5. Utilización de diagramas de energía en función de la evolución de la reacción (diagramas entálpicos) para explicar las teorías de las reacciones químicas, así como el efecto que se produce en ellas al añadir un catalizador, etc.

Actitudes 1. Valoración de los avances que, en los últimos años, se han producido en el

estudio de la dinámica de las reacciones y sus repercusiones (síntesis del ADN, por ejemplo).

2. Cooperación en la limpieza, cuidado y almacenaje adecuado de los materiales empleados en las experiencias de laboratorio.

3. Valoración de los efectos económicos y medioambientales del empleo de los catalizadores colocados en los tubos de escape de los vehículos.


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Criterios de evaluación 1. Aplicar correctamente el concepto de velocidad de reacción. 2. Distinguir entre molecularidad y orden de reacción 3. Diferenciar las teorías que explican la génesis de las reacciones químicas: teoría

de colisiones y teoría del estado de transición. 4. Conocer los factores que modifican la velocidad de una reacción haciendo especial

énfasis en los catalizadores y su aplicación a usos industriales (obtención de ácido nítrico a partir de amoniaco).

7. Equilibrio químico Objetivos 1. Comprender que el equilibrio tiene lugar en un mismo sistema en el que interaccionan

dos procesos. 2. Entender la naturaleza del equilibrio químico como algo dinámico. 3. Distinguir entre procesos reversibles, que conducen al equilibrio, e irreversibles. 4. Conocer la ley del equilibrio químico y su dependencia de la temperatura. 5. Diferenciar entre cociente de reacción y constante de equilibrio. 6. Expresar la constante de equilibrio en función de concentraciones (KC) y de presiones

(Kp) y las relaciones entre ellas. 7. Relacionar la constante de equilibrio y la energía libre de Gibbs. 8. Entender la constante de equilibrio químico como una constante termodinámica. 9. Comprender el principio de Le Chatelier para describir el desplazamiento del

equilibrio químico ante una acción perturbadora. 10. Conocer algunos procesos industriales que se han podido resolver por aplicación

del principio de Le Chatelier. Contenidos Conceptos 1. Reacciones reversibles e irreversibles. Equilibrio químico: carácter dinámico del

equilibrio químico. 2. Ley del equilibrio químico. 3. Características del equilibrio químico. 4. Formas de expresar la constante de equilibrio: Kp, kC 5. Constante de equilibrio en función de las presiones parciales: relación entre las

presiones parciales; grado de disociación. 6. Equilibrios homogéneos. 7. Termodinámica y equilibrio: relación entre Kp y ΔG. 8. Factores que influyen en el equilibrio. Principio de Le Chatelier. Importancia del

principio de Le Chatelier en procesos industriales tales como la obtención del amoniaco por el método de Haber.


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Procedimientos 1. Realización de cuestiones y problemas acerca del equilibrio químico y cálculo de la

constante. 2. Cálculo de concentraciones, conocida la constante, en nuevos equilibrios, si la

temperatura se mantiene constante. 3. Determinación del grado de disociación, conocida la constante de equilibrio. 4. Cálculo de la constante de equilibrio, conocido el porcentaje disociado. 5. Expresión de la constante de equilibrio en función de las concentraciones (KC) o/y en

función de las presiones parciales (Kp). 6. Explicación de los casos en que KC es igual a Kp, para una determinada reacción

química en equilibrio. 7. Análisis de la influencia de la variación de temperatura, de presión o la adición de un

catalizador, en el equilibrio químico. 8. Cálculo del valor de la constante de equilibrio de una reacción, conocida la variación

de su energía libre. 9. Realización de experiencias de laboratorio. 10. Estudio de equilibrios de interés industrial y medioambiental. Actitudes 1. Valorar el efecto que tiene sobre el medio ambiente la alteración de los equilibrios

que se dan en la naturaleza y búsqueda de soluciones. 2. Valorar la importancia del desplazamiento del equilibrio en el desarrollo tecnológico. 3. Valorar la importancia en: el planteamiento de problemas, el rigor y la precisión en

las medidas, la interpretación de resultados, la utilización de fuentes de información, el trabajo en equipo.

Criterios de evaluación 1. Conocer y aplicar correctamente el concepto de velocidad de reacción. 2. Conocer y diferenciar las teorías que explican la génesis de las reacciones

químicas: teoría de colisiones y teoría del estado de transición. 3. Aplicar correctamente la ley del equilibrio químico a equilibrios sencillos. 4. Relacionar el grado de disociación (α) con la constante de equilibrio (KC y Kp). 5. Conocer los factores que afectan al equilibrio químico y su aplicación a procesos

industriales como la obtención de ácido nítrico a partir de amoniaco. 6. Estudiar si la adición de un catalizador afecta o no al equilibrio y, por tanto, al valor

de la constante. BLOQUE III: REACCIONES DE TRANSFERENCIA 8. Reacciones de transferencia de protones Objetivos 1. Conocer y aplicar correctamente los conceptos de ácido y base, fuerza de ácidos y

bases, y pares conjugados. 2. Manejar la expresión de la constante de disociación de los ácidos y de las bases. 3. Realizar el estudio del equilibrio iónico del agua. 4. Adquirir el concepto de pH. 5. Aprender el fundamento de los indicadores ácido-base. 6. Explicar la hidrólisis de distintos tipos de sales. 7. Entender y aplicar correctamente el concepto de volumetría de neutralización.


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Contenidos Conceptos 1. Clasificación de las sustancias en ácidos y bases. 2. Teoría de Arrhenius. Limitaciones de la teoría de Arrhenius. 3. Teoría de Brönsted-Lowry. Pares ácido-base conjugados. 4. Equilibrios ácido-base en medio acuoso. Equilibrio de disociación del agua. 5. Concepto de pH. 6. Medida del pH. Indicadores. 7. Constantes de disociación de ácidos y bases en agua. Grado de disociación. 8. Fortaleza relativa de ácidos y bases: factor termodinámico, factor estructural. 9. Reacciones de neutralización. 10. Volumetrías ácido-base. 11. Curva de valoración. 12. Disolución de sales en agua. 13. Hidrólisis. 14. Disoluciones amortiguadoras. 15. Teoría electrónica de ácidos y bases. Ácidos y bases de Lewis. Procedimientos 1. Explicación de cuestiones que identifican las distintas teorías sobre ácidos y

bases. 2. Resolución de cuestiones de verdadero o falso. 3. Estimación del pH de diferentes disoluciones de ácidos y bases fuertes y débiles. 4. Cálculo de las concentraciones en el equilibrio de las especies que participan en

una reacción ácido-base. 5. Estudio experimental de una valoración ácido-base. 6. Identificación de los indicadores más adecuados para una valoración ácido-base. 7. Predicción teórica del pH de una sal. 8. Solución de ejercicios de neutralización utilizando la estequiometría de las

reacciones. Actitudes 1. Respeto por las normas de seguridad en la utilización y manipulación de productos

químicos. 2. Orden, limpieza y cuidado en el trabajo. 3. Interés por la interpretación de fenómenos ácido-base y por la identificación de sus

repercusiones sobre la salud y el medio ambiente. 4. Valoración de la importancia de las teorías ácido-base en la construcción del

conocimiento químico de las sustancias. 5. Actitud reflexiva y crítica sobre la utilización rigurosa de términos químicos, tanto en

medios de comunicación y en publicidad, como en conversaciones o debates. Criterios de evaluación 1. Conocer y aplicar correctamente los conceptos de ácido-base de Arrhenius y de

Brönsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como tales. 2. Comprender la fuerza relativa de ácidos y bases, de sus pares conjugados y hacer

cálculos estequiométricos en sus reacciones en medio acuoso. 3. Explicar la hidrólisis de distintos tipos de sales.


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4. Entender y aplicar correctamente el concepto de volumetría de neutralización ácido fuerte-base fuerte.

5. Resolver ejercicios y problemas relacionados con las reacciones de neutralización para calcular concentraciones desconocidas de ácidos o de bases.

9. Reacciones de transferencia de electrones Objetivos 1. Interpretar las reacciones de oxidación-reducción como un intercambio de

electrones entre sustancias químicas. 2. Comprender que la oxidación y la reducción no son procesos aislados uno del otro. 3. Ajustar correctamente reacciones redox. 4. Interpretar el significado de los potenciales normales de reducción y predecir el

sentido de una reacción a partir de dichos potenciales. 5. Explicar los procesos que tienen lugar en una pila y en una cuba electrolítica. 6. Utilizar correctamente las tablas de potenciales de reducción para calcular el

potencial de una pila. 7. Aplicar correctamente las leyes de Faraday. 8. Explicar las principales aplicaciones de estos procesos en la industria. 9. Valorar, desde el punto de vista industrial y económico, los problemas que supone

la corrosión de metales. Contenidos Conceptos 1. Concepto de oxidación-reducción: pares de oxidación-reducción; número de

oxidación; ajuste de ecuaciones de oxidación-reducción por el método del ión electrón.

2. Estequiometría de las reacciones de oxidación-reducción. Equivalente electroquímico: volumetrías de oxidación-reducción.

3. La siderurgia: una importante reducción industrial. 4. Procesos electroquímicos: pilas galvánicas o voltaicas; potenciales normales de

electrodo; espontaneidad de los procesos redox. 5. Células electrolíticas: electrólisis de sales fundidas; electrólisis en disolución; leyes

de Faraday. 6. Aplicaciones industriales: corrosión y protección de metales y existencia de pilas y

baterías. Procedimientos 1. Cálculo del número de oxidación de los elementos en diferentes especies. 2. Resolucioón de cuestiones de verdadero o falso. 3. Solución de ejercicios en los que los alumnos tengan que ajustar ecuaciones

redox. 4. Cálculo de problemas en los que después de ajustar una ecuación haya que

aplicar las leyes de la esterquiometría. 5. Razonamiento de cuestiones para predecir la especie que actúa como oxidante y

la que lo hace como reductora, a partir de los potenciales normales de reducción. 6. Resolución de ejercicios de obtención de la fuerza electromotriz de una pila. 7. Resolución de problemas de aplicación de las leyes de Faraday. 8. Deducción de cuestiones relativas a las aplicaciones de la electrólisis y a la

corrosión de metales.


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9. Redacción de informes utilizando material bibliográfico. Actitudes 1. Curiosidad e interés por las formas que existen de obtener energía de una forma

limpia y poco contaminante. 2. Cooperación en el uso adecuado de instrumentos, materiales y reactivos químicos,

e interés por el conocimiento y por el cumplimiento de las normas de empleo y de seguridad.

3. Valoración de la trascendencia de las aplicaciones tecnológicas de la electroquímica en la mejora de las condiciones de vida en la sociedad actual.

4. Sensibilización y compromiso ante el proceso de recogida selectiva de pilas y de acumuladores de desecho, evaluando la capacidad de estos dispositivos para producir graves poluciones y alteraciones en el medio ambiente.

Criterios de evaluación 1. Identificar reacciones de oxidación y reducción en procesos que se producen en

nuestro entorno, reproducirlas en el laboratorio cuando sea posible y escribir las ecuaciones ajustadas en casos sencillos.

2. Predecir el sentido en el que se realiza espontáneamente una reacción a partir de la magnitud que indica la mayor o menor fuerza reductora.

3. Distinguir entre el funcionamiento de una célula voltaica y el de una cuba electrolítica, así como algunas de sus aplicaciones industriales.

4. Diferenciar el funcionamiento de una pila galvánica y el de una cuba electrolítica, y utilizar correctamente las tablas de potenciales de reducción para calcular el potencial de una pila.

5. Aplicar correctamente las leyes de Faraday. 6. Explicar las principales aplicaciones de estos procesos en la industria. Destacar la

corrosión y protección de metales, utilizando como referencia el hierro. BLOQUE IV: REACTIVIDAD INORGÁNICA Y ORGÁNICA 10. Química descriptiva Objetivos 1. Comprender que el sistema periódico contiene una gran cantidad de información

para el estudio de la química. 2. Distinguir los grupos de elementos metálicos de los no metálicos. 3. Estudiar las propiedades físicas según el tipo de enlace y las propiedades

periódicas. 4. Entender las propiedades químicas: carácter ácido-base y redox. 5. Tener en cuenta la influencia de las fuerzas intermoleculares en las propiedades

físicas de algunos de los compuestos estudiados. 6. Conocer y valorar la importancia industrial de hidruros, óxidos y ácidos, así como

sus aplicaciones. 7. Conocer y valorar el impacto medioambiental de algunos de estos compuestos.


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Contenidos Conceptos 1. Propiedades de los elementos representativos. 2. Estudio del hidrógeno: propiedades; reactividad del hidrógeno; obtención. 3. Elementos alcalinos y alcalinotérreos: elementos alcalinos; elementos

alcalinotérreos. 4. Elementos del grupo 13: térreos: estructura, propiedades, estado natural. 5. Elementos del grupo 14: carbonoideos: estructura; propiedades; estado natural. 6. Elementos del grupo 15: nitrogenoideos: propiedades; estado natural; reactividad. 7. Elementos del grupo 16: anfígenos: estructura; propiedades; estado natural; el

oxígeno; el azufre. 8. Halógenos: propiedades; reactividad de los halógenos; obtención de los

halógenos; aplicaciones de los halógenos. 9. Hidruros: el agua; el amoníaco; haluros de hidrógeno. 10. Óxidos: clasificación de los óxidos; propiedades de los óxidos; óxidos del nitrógeno;

óxidos del azufre: SO2 y SO3. 11. Oxoácidos: ácido nítrico (HNO3); ácido sulfúrico (H2SO4). Procedimientos 1. Resolución de cuestiones en las que se estudien algunas propiedades de los

elementos: configuración electrónica, estados de oxidación, carácter ácido-base, carácter reductor, etc., en función de su posición en el sistema periódico.

2. Explicación experimental de la reactividad de alcalinos y halógenos. 3. Realización de cálculos estequiométricos en reacciones estudiadas en la unidad. 4. Comparación del carácter ácido-base y del carácter reductor de los hidruros. 5. Resolución de cuestiones sobre la reactividad química de los óxidos. 6. Tratamiento descriptivo de algunos ácidos. 7. Formulación de los diferentes compuestos tratados. 8. Debate y estudio de las posibles soluciones para evitar la contaminación. Actitudes 1. Respeto por las normas de seguridad en la utilización y manipulación de productos

químicos. 2. Orden, limpieza y cuidado en el trabajo. Criterios de evaluación 1. Justificar las variaciones de las propiedades de los elementos en relación con su

posición en el sistema periódico. 2. Estudiar propiedades y métodos de obtención de algunos de los elementos

químicos más relevantes. 3. Describir y analizar los métodos de obtención de algunos compuestos: amoníaco,

ácido nítrico, ácido sulfúrico, etc. 4. Analizar las repercusiones sobre el ecosistema de determinados contaminantes.


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11. Mecanismos de las reacciones orgánicas. Polímeros Objetivos 1. Clasificar las reacciones orgánicas sencillas y los reactivos más habituales en

función de sus características. 2. Aplicar los conocimientos del enlace covalente a la justificación de las reacciones

de los compuestos orgánicos 3. Conocer cómo se produce una reacción orgánica y el significado de intermedio de

reacción, efectos electrónicos y clases de reactivos. 4. Aplicar los conceptos aprendidos para explicar las reacciones de

sustitución, adición, eliminación y otras. 5. Comprender la enorme importancia de la química del carbono en la industria

química que da lugar a la obtención de papel, colorantes, pesticidas, medicamentos, compuestos organometálicos, etc.

6. Establecer la diferencia entre monómero y polímero. 7. Entender los mecanismos de polimerización. 8. Comprender la importancia de las macromoléculas naturales como el caucho. 9. Conocer la importancia que tienen en la sociedad actual los polímeros artificiales o

sintéticos como, por ejemplo, el nilón, los cauchos sintéticos, los plásticos, el PVC y otros.

Contenidos Conceptos 1. Estructura de los compuestos orgánicos. 2. Reactividad de los compuestos orgánicos: desplazamientos electrónicos. 3. Ruptura de enlaces e intermedios de reacción: clasificación de los reactivos

orgánicos. 4. Clasificación de las reacciones orgánicas. 5. Reacciones de sustitución: reacciones de sustitución radicálicas; reacciones de

sustitución nucleófila (SN); reacciones de sustitución electrófila (SE). 6. Reacciones de adición: reacciones de adición electrófila; reacciones de adición

nucleófila. 7. Reacciones de eliminación. 8. Reacciones de oxidación-reducción. 9. Aplicaciones de la química del carbono en la industria química: polímeros;

clasificación de los polímeros; estructura y propiedades; mecanismos de polimerización; polímeros naturales; polímeros sintéticos de adición; polímeros sintéticos de condensación; siliconas.


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Procedimientos 1. Diferenciación de los diferentes tipos de reacciones orgánicas. 2. Realización de ejercicios en los que el alumno tenga que predecir qué compuesto

se obtendría a través de varias reacciones. 3. Relación entre las rupturas de los enlaces y las reacciones orgánicas. 4. Resolución de cuestiones planteadas en las que haya que distinguir entre los

diferentes tipos de reacciones orgánicas. 5. Predicción del compuesto que se obtendría a través de varias reacciones. 6. Relación entre las rupturas de los enlaces y las reacciones orgánicas. 7. Establecimiento de la importancia de las reacciones de polimerización. 8. Justificación del interés económico e industrial de los polímeros artificiales según su

estructura. 9. Búsqueda de información sobre las propiedades y aplicaciones de un polímero de

interés. 10. Lectura y discusión de algún texto ilustrativo del desarrollo histórico de la química

de polímeros. 11. Visita a alguna industria de fabricación de polímeros. Actitudes 1. Valoración de los logros conseguidos en la síntesis de numerosos compuestos

orgánicos como la hemoglobina de la sangre, la clorofila, la insulina, las vitaminas, el ADN, etc.

2. Apreciación de la importancia de algunas reacciones orgánicas: fermentación alcohólica, fermentación acética, fabricación de jabones, etc.

3. Cooperación e interés por la limpieza, el cuidado y el almacenaje adecuado de los materiales empleados en las prácticas de laboratorio.

4. Estimación de los avances que, en los últimos años, se han producido en el estudio de la dinámica de las reacciones y sus repercusiones.

5. Interés por el reciclado de polímeros. Criterios de evaluación 1. Relacionar la ruptura y formación de enlaces con las reacciones orgánicas. 2. Distinguir entre las reacciones de sustitución en los compuestos alifáticos y

aromáticos. 3. Diferenciar entre las reacciones de adición en los hidrocarburos no saturados y en

los que tienen el grupo carbonilo. 4. Justificar el tipo de hibridación con el tipo de enlace en los compuestos del

carbono. 5. Formular correctamente los diferentes compuestos orgánicos monofuncionales. 6. Valorar el interés económico y biológico de los polímeros sintéticos. 7. Establecer el mecanismo de polimerización. 8. Describir las propiedades de los principales polímeros de interés industrial. 9. Considerar el esfuerzo de los químicos para tratar de evitar, en la medida de lo

posible, el impacto sobre el medio ambiente.


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METODOLOGÍA Se irán diseñando a lo largo del curso, actividades de aprendizaje de tal modo que:

• Activen la curiosidad y el interés del alumno por el contenido del tema que se va a tratar o de la tarea que se va a realizar utilizando estrategias del tipo de:

⎯ Presentar información nueva, por medio de páginas webs, programas informáticos, plataforma Moodle.

⎯ Plantear al alumno problemas que haya de resolver. • Orienten la atención de los alumnos antes, durante y después de la tarea:

⎯ Antes: hacia el proceso de solución más que hacia el resultado. ⎯ Durante: hacia la búsqueda y comprobación de posibles medios de superar

las dificultades, dividiendo la tarea en pasos. ⎯ Después: informando sobre lo correcto o incorrecto del resultado, pero

centrando la atención del alumno en el proceso seguido y en lo que se ha aprendido

UTILIZACIÓN DE PROGRAMAS INFORMÁTICOS Utilizaremos a lo largo del curso las algunas páginas webs y la plataforma Moodle, para afianzar algunos contenidos

. INSTRUMENTOS PARA LA EVALUACIÓN DEL APRENDIZAJE Para realizar la evaluación del aprendizaje se observará sistemáticamente la evolución de los alumnos. Para ello se utilizarán los siguientes instrumentos de evaluación: - Notas de clase: preguntas realizadas por el profesor a los alumnos sobre contenidos ya

trabajados y que estos contestarán de forma oral o en la pizarra, control de los cuadernos de los alumnos, control de la realización de los ejercicios que diariamente se mandan hacer en casa.

- Controles: breves pruebas escritas que se realizan para comprobar la evolución del

aprendizaje de los alumnos. No se avisa a los alumnos de la fecha de realización de dichos controles pues uno de los objetivos de su realización es que los alumnos lleven la asignatura al día.

- Exámenes: pruebas escritas que incluyen varios temas. Se informa a los alumnos de la

fecha de realización de dichos exámenes al principio de curso. La distribución de los temas a lo largo del curso figura en la temporalización del apartado siguiente.

- Recuperaciones: Se realizarán recuperaciones de la 1ª y 2ª Evaluación ya que la tercera se

recuperaría en el final. La fecha será fijada con anticipación y de acuerdo con los alumnos.


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ELABORACIÓN DE LA NOTA DE EVALUACIÓN Y DEL CURSO La evaluación del alumno que permita valorar y controlar su proceso de aprendizaje se realizara: • Con la revisión de los ejercicios de casa. • Con la realización de pequeñas pruebas escritas u orales durante el periodo de

cada evaluación. • Con un examen a mediados de evaluación, que en la segunda y en la tercera será

de recuperación de la anterior para aquellos que la tengan suspensa • Con la realización de un examen global de evaluación al final de la misma. • La nota de cada evaluación que trata de reflejar el grado de consecución de los

objetivos, se confecciona con la media ponderada entre las notas de los controles, revisiones... de clase y la del examen final de evaluación. La nota del examen final de evaluación, al menos se ponderará con un 70% y el resto con un máximo del 30%.

NOTA IMPORTANTE: De acuerdo con los objetivos 3 y 4 del proyecto curricular, y teniendo en cuenta los acuerdos a los que ha llegado la Universidad , se considera necesario que los alumnos repasen conceptos fundamentales para el desarrollo del programa, tales como:

• Masa atómica, unidad de masa atómica (u), masa molecular, fórmulas empíricas y moleculares, composición centesimal.

• Problemas de gases. Ecuación de estado de los gases ideales. Ley de Dalton. • Problemas de cálculos estequiométricos (pureza, rendimiento, reactivo

limitante). • Resolución de problemas de disoluciones. Preparación de las mismas, mezclas

de disoluciones, concentración ( M, m, % peso,% volumen, ppm) Por lo que todos estos conceptos se evaluarán en los exámenes en los que se precise hacer uso de ellos. Para ello se dedicarán algunos tiempos en clase que están previstos en la temporalización posterior.

La nota final del curso será: − La media ponderada de las notas finales de cada evaluación que contará al

menos el 70% y el 30% la del examen final de curso. − Un alumno se considera que supera el curso si se encuentra en una de estas

dos situaciones: 1. Si tiene aprobadas todas las evaluaciones del curso. La nota que

obtendrá será la que nos de el primer apartado. Si esta nota no alcanza 5 puntos, se le calificará con un 5.

2. Si aprueba el examen final. La nota que obtendrá será la que nos de el primer apartado. Si esta nota no alcanza 5 puntos, se le calificará con un 5.

− Los alumnos que no estén en alguno de estos dos supuestos no superan la asignatura.

− Los alumnos que se presenten a subir nota han de comunicarlo previamente al profesor y tener aprobadas las evaluaciones.

− Para que una nota promedie en evaluación ha de ser al menos de 3,5 puntos. Si esto no ocurre ese promedio se considera suspenso.

El examen final lo realizarán todos los alumnos que no tengan nota superior a 6


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TEMPORALIZACIÓN Partiendo de 144 días lectivos que tiene el curso académico en 2º de Bachillerato hasta la Selectividad hemos de descontar 4 días que se dedican en 2º de BACHILLERATO a actividades en la que no se produce docencia directa de las distintas asignaturas: 1 día inauguración curso 2 días convivencias (1 c. tutoriales y 1 c. cristianas) 1 día actividades religiosas y complementarias Por tanto quedan 140 días lectivos, es decir 28 semanas. Como cada semana tenemos 4 clases de Química, tenemos 112 clases en todo el curso. De dichas clases 19 se destinaran a actividades de presentación o evaluación: 1 clase de presentación de la asignatura 12 días dedicados a exámenes 6 correcciones Por tanto para el desarrollo de los contenidos quedan 93 clases. Dado que la Universidad considera necesario que los alumnos repasen conceptos fundamentales para el desarrollo del programa tales como:

• Masa atómica, masa molecular, fórmulas empíricas y moleculares, composición centesimal.

• Problemas de gases. Ecuación de estado de los gases ideales. Ley de Dalton. • Problemas de cálculos estequiométricos (pureza, rendimiento, reactivo limitante). • Resolución de problemas de disoluciones. Preparación de las mismas, mezclas de

disoluciones, concentración (M, m, % peso, %volumen, ppm) Se dedicarán 8 clases a repasar estos conceptos, con lo que quedan 85 días para desarrollar los contenidos propios del curso. Como el programa de la asignatura tiene 11 temas, dejando 8 clases para actividades de repaso a final de curso, nos quedarían 7 días para dedicar a cada tema. Los contenidos están distribuidos en cuatro bloques de contenidos y, como realizamos tres evaluaciones, no se corresponde cada evaluación con un bloque de contenidos. La distribución de temas y exámenes por evaluaciones es la siguiente:


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Temas Exámenes Trabajos, Controles

....

Evaluación

ESTRUCTURA DE LA MATERIA.

1.- Estructura atómica. Modelos y teorías.. 2.- Clasificación periódica de los elementos. 3.- Enlace covalente. Enlaces intermoleculares. 4.- Enlaces iónico y metálico

Control: Repaso y temas1 y 2 Examen evaluación: Repaso y temas 1,2 , 3 y 4

Se calificarán los ejercicios y trabajos para casa. Se realizará una práctica para preparar una disolución de concentración determinada

1ª Evaluación

ENERGÍA Y DINÁMICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

5.-Termoquímica. 6.-Cinética química. 7.-Equilibrio químico.

Control: Temas 5 Examen evaluación: Temas 5, 6 y 7

Se calificarán los ejercicios y trabajos para casa. Prácticas de equilibrio

2ª Evaluación

REACCIONES DE TRANSFERENCIA.

8.- Reacciones de transferencia de protones. 9.- Reacciones de transferencia de electrones.

REACTIVIDAD INORGÁNICA Y ORGÁNICA.

10.- Química descriptiva 11.- Mecanismos de las reacciones orgánicas. Polímeros.

Control: Temas 8, 9 Examen evaluación: Temas 8, 9, 10 y 11.

Se calificarán los ejercicios y trabajos para casa. Prácticas de oxido reducción

3ª Evaluación


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CONTENIDOS MÍNIMOS: 1ª EVALUACIÓN 1. Estructura atómica. Modelos y teorías

1. Espectros atómicos. Clases de espectros. 2. El espectro del átomo de hidrógeno. 3. Teoría cuántica: la catástrofe ultravioleta; hipótesis de Planck; generalización de la

teoría de los cuantos. 4. Modelo atómico de Bohr: aplicación al átomo de hidrógeno; explicación de los

espectros. 5. Modificaciones al átomo de Bohr: modificación de Sommerfeld; efecto Zeeman; el

espín electrónico. 6. Partículas de luz y ondas de materia: efecto Compton; hipótesis de De Broglie. 7. Un nuevo modelo para el átomo: principio de incertidumbre de Heisenberg; mecánica

ondulatoria y ecuación de Schrödinger; aplicación al átomo de hidrógeno; orbitales atómicos y números cuánticos.

2. Clasificación periódica de los elementos 1. Antecedentes históricos del sistema periódico: primeros intentos de clasificación;

clasificaciones periódicas de Meyer y Mendeleiev. 2. Rayos X. Ley de Moseley. 3. Sistema periódico actual: descripción de los períodos; descripción de los grupos. 4. Estructura electrónica de los átomos: principio de mínima energía; principio de

exclusión de Pauli; principio de máxima multiplicidad de Hund. 5. Los electrones y la tabla. 6. Justificación del sistema periódico. 7. Propiedades periódicas: radio atómico; volumen atómico; energía de ionización;

afinidad electrónica; electronegatividad; carácter oxidante y reductor; carácter metálico y no metálico; puntos de fusión y de ebullición.

3. Enlace covalente. Enlaces intermoleculares 1. Enlace químico y sus características: relación entre la energía y la longitud

de enlace. 2. Enlace covalente: estructuras de Lewis para el enlace covalente; enlace covalente

coordinado. 3. Teoría del enlace de valencia. 4. Geometría de las moléculas: teoría de la repulsión de los pares de electrones en los

niveles de valencia. 5. Teoría de la hibridación: geometría e hibridación. 6. Resonancia. 7. Polaridad de los enlaces: momento dipolar; polaridad y geometría. 8. Enlaces intermoleculares: enlaces de hidrógeno; enlaces por fuerzas de Van der

Waals. 9. Sustancias covalentes reticulares: cristales moleculares; cristales atómicos o

covalentes. 10. Propiedades de los compuestos covalentes: propiedades de los compuestos

moleculares; propiedades de los cristales atómicos.


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4. Enlaces iónico y metálico 1. Enlace iónico: fórmula de un compuesto iónico; formación de los iones. 2. Redes cristalinas iónicas: tipo cloruro de sodio; tipo cloruro de cesio. 3. Energía de formación de un cristal iónico: energía reticular. Ciclo de Born-Haber 4. Propiedades de los compuesto iónicos. 5. Transición entre el enlace iónico y el covalente. 6. Enlace metálico: estructuras metálicas; interpretación del enlace metálico; tipos de

sólidos. 7. Propiedades de los metales. 8. Estudio comparativo de las propiedades de los sólidos. 2ª EVALUACIÓN

5. Termoquímica 1. Energía en las reacciones químicas: conceptos básicos de la

termodinámica. 2. Calor y trabajo: trabajo realizado a presión constante; calor en un sistema químico. 3. Energía interna. Primer principio de la termodinámica: transferencias de calor a

volumen constante; transferencias de calor a presión constante: entalpía; relación entre qp y qV para una reacción entre gases; diagramas entálpicos.

4. Ley de Hess o de aditividad de las entalpías de reacción. 5. Entalpías de algunos procesos importantes: entalpías normales de formación;

entalpías de reacción a partir de entalpías normales de formación; entalpía de combustión; energías de enlace.

6. Espontaneidad de las reacciones químicas: segundo principio de la termodinámica: entropía; energía libre de Gibbs; variación de la energía libre de Gibbs con la temperatura; efecto de la temperatura en la espontaneidad de las reacciones.

6. Cinética química 1. Aspecto dinámico de las reacciones químicas: velocidad de reacción. 2. Ecuación cinética: orden de reacción y molecularidad; dependencia de la constante

de velocidad con la temperatura. 3. Mecanismos de las reacciones químicas: reacciones elementales; reacciones

complejas: etapa controlante. 4. Teorías de las reacciones químicas: teoría de colisiones; teoría del estado de

transición; comparación entre teorías; procesos reversibles. 5. Factores que influyen en la velocidad de reacción: naturaleza de los

reactivos; concentración de los reactivos; estado físico de los reactivos; temperatura; catalizadores.

6. Catálisis: catálisis homogénea; catálisis heterogénea; biocatálisis o catálisis enzimática.

7. Equilibrio químico 1. Reacciones reversibles e irreversibles. Equilibrio químico: carácter dinámico del

equilibrio químico. 2. Ley del equilibrio químico. 3. Características del equilibrio químico. 4. Formas de expresar la constante de equilibrio: Kp, kC 5. Constante de equilibrio en función de las presiones parciales: relación entre las

presiones parciales; grado de disociación. 6. Equilibrios homogéneos. 7. Termodinámica y equilibrio: relación entre Kp y ΔG. 8. Factores que influyen en el equilibrio. Principio de Le Chatelier. Importancia del

principio de Le Chatelier en procesos industriales tales como la obtención del amoniaco por el método de Haber.


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3º EVALUACIÓN 8. Reacciones de transferencia de protones

1. Clasificación de las sustancias en ácidos y bases. 2. Teoría de Arrhenius. Limitaciones de la teoría de Arrhenius. 3. Teoría de Brönsted-Lowry. Pares ácido-base conjugados. 4. Equilibrios ácido-base en medio acuoso. Equilibrio de disociación del agua. 5. Concepto de pH. 6. Medida del pH. Indicadores. 7. Constantes de disociación de ácidos y bases en agua. Grado de disociación. 8. Fortaleza relativa de ácidos y bases: factor termodinámico, factor estructural. 9. Reacciones de neutralización. 10. Volumetrías ácido-base. 11. Curva de valoración. 12. Disolución de sales en agua. 13. Hidrólisis. 14. Disoluciones amortiguadoras. 15. Teoría electrónica de ácidos y bases. Ácidos y bases de Lewis.

9. Reacciones de transferencia de electrones 1. Concepto de oxidación-reducción: pares de oxidación-reducción; número de

oxidación; ajuste de ecuaciones de oxidación-reducción por el método del ión electrón.

2. Estequiometría de las reacciones de oxidación-reducción. Equivalente electroquímico: volumetrías de oxidación-reducción.

3. La siderurgia: una importante reducción industrial. 4. Procesos electroquímicos: pilas galvánicas o voltaicas; potenciales

normales de electrodo; espontaneidad de los procesos redox. 5. Células electrolíticas: electrólisis de sales fundidas; electrólisis en disolución; leyes

de Faraday. 6. Aplicaciones industriales: corrosión y protección de metales y existencia de pilas y

baterías. 10. Química descriptiva

1. Propiedades de los elementos representativos. 2. Estudio del hidrógeno: propiedades; reactividad del hidrógeno; obtención. 3. Elementos alcalinos y alcalinotérreos: elementos alcalinos; elementos

alcalinotérreos. 4. Elementos del grupo 13: térreos: estructura, propiedades, estado natural. 5. Elementos del grupo 14: carbonoideos: estructura; propiedades; estado natural. 6. Elementos del grupo 15: nitrogenoideos: propiedades; estado natural; reactividad. 7. Elementos del grupo 16: anfígenos: estructura; propiedades; estado natural; el

oxígeno; el azufre. 8. Halógenos: propiedades; reactividad de los halógenos; obtención de los

halógenos; aplicaciones de los halógenos. 9. Hidruros: el agua; el amoníaco; haluros de hidrógeno. 10. Óxidos: clasificación de los óxidos; propiedades de los óxidos; óxidos del nitrógeno;

óxidos del azufre: SO2 y SO3. 11. Oxoácidos: ácido nítrico (HNO3); ácido sulfúrico (H2SO4).


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11. Mecanismos de las reacciones orgánicas. Polímeros

1. Estructura de los compuestos orgánicos. 2. Reactividad de los compuestos orgánicos: desplazamientos electrónicos. 3. Ruptura de enlaces e intermedios de reacción: clasificación de los reactivos

orgánicos. 4. Clasificación de las reacciones orgánicas. 5. Reacciones de sustitución: reacciones de sustitución radicálicas; reacciones de

sustitución nucleófila (SN); reacciones de sustitución electrófila (SE). 6. Reacciones de adición: reacciones de adición electrófila; reacciones de adición

nucleófila. 7. Reacciones de eliminación. 8. Reacciones de oxidación-reducción. 9. Aplicaciones de la química del carbono en la industria química: polímeros;

clasificación de los polímeros; estructura y propiedades; mecanismos de polimerización; polímeros naturales; polímeros sintéticos de adición; polímeros sintéticos de condensación; siliconas.

CRITERIOS MÍNIMOS DE EVALUACIÓN: 1ª EVALUACIÓN

1. Estructura atómica. Modelos y teorías 1. Comprender la importancia histórica de determinados modelos y teorías, que

supusieron un cambio en la interpretación de la naturaleza, y poner de manifiesto las razones que llevaron a su aceptación, así como las presiones que, por razones ajenas a la ciencia, se originaron en su desarrollo.

2. Distinguir entre la interpretación de los números cuánticos que proporciona la teoría cuántica y la que hace la mecánica cuántica.

3. Describir los modelos atómicos, discutiendo sus limitaciones, y valorar la importancia de la teoría mecanocuántica para el conocimiento del átomo.

4. Explicar los conceptos básicos de la mecánica cuántica: dualidad onda corpúsculo e incertidumbre.

2. Clasificación periódica de los elementos 1. Aplicar el modelo mecanocuántico para establecer las configuraciones electrónicas

de átomos e iones. 2. Justificar las variaciones periódicas de las propiedades de los elementos en

relación con su configuración electrónica y describir sus relaciones al comparar varios elementos.

3. Enlace covalente. Enlaces intermoleculares 1. Comprender que la formación del enlace es una cuestión energética y su fortaleza

depende del recubrimiento de las nubes electrónicas. 2. Describir las características básicas del enlace covalente y escribir estructuras de

Lewis. 3. Aplicar el modelo mecanocuántico para justificar la estructura de las sustancias en

función del tipo de enlace que pueden formar los átomos que las constituyen, así como utilizar las teorías más relevantes para explicar la geometría de algunas moléculas sencillas.

4. Asociar la geometría de las moléculas al tipo de hibridación 5. Conocer las fuerzas intermoleculares y explicar cómo afectan a las propiedades de

determinados compuestos en casos concretos como el fluoruro de hidrógeno, el agua y el amoniaco.


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4. Enlaces iónico y metálico 1. Aplicar la ley de Hess y construir ciclos energéticos del tipo Born-Haber para

calcular la energía reticular de los compuestos iónicos. 2. Discutir de forma cualitativa la variación de energía de red en diferentes compuestos. 3. Aplicar el concepto de enlace a diferentes sustancias, deduciendo en cada caso la

estructura que cabe esperar, así como algunas de sus propiedades, tales como estado físico, dureza y conductividad.

2ª EVALUACIÓN 5. Termoquímica

1. Definir y aplicar correctamente el primer principio de la termodinámica a un proceso químico.

2. Diferenciar correctamente un proceso exotérmico de otro endotérmico utilizando diagramas entálpicos.

3. Aplicar la ley de Hess en el cálculo de entalpías de reacción mediante entalpías de formación, utilizando correctamente las tablas.

4. Predecir la espontaneidad de un proceso químico a partir de los conceptos entálpicos y entrópicos.

6. Cinética química 1. Aplicar correctamente el concepto de velocidad de reacción. 2. Diferenciar las teorías que explican la génesis de las reacciones químicas: teoría

de colisiones y teoría del estado de transición. 3. Conocer los factores que modifican la velocidad de una reacción haciendo especial

énfasis en los catalizadores y su aplicación a usos industriales (obtención de ácido nítrico a partir de amoniaco).

7. Equilibrio químico 1. Conocer y aplicar correctamente el concepto de velocidad de reacción. 2. Conocer y diferenciar las teorías que explican la génesis de las reacciones

químicas: teoría de colisiones y teoría del estado de transición. 3. Aplicar correctamente la ley del equilibrio químico a equilibrios sencillos. 4. Relacionar el grado de disociación (α) con la constante de equilibrio (KC y Kp). 5. Conocer los factores que afectan al equilibrio químico y su aplicación a procesos

industriales como la obtención de ácido nítrico a partir de amoniaco. 6. Estudiar si la adición de un catalizador afecta o no al equilibrio y, por tanto, al valor

de la constante. 3ª EVALUACIÓN

8. Reacciones de transferencia de protones 1. Conocer y aplicar correctamente los conceptos de ácido-base de Arrhenius y de

Brönsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como tales. 2. Comprender la fuerza relativa de ácidos y bases, de sus pares conjugados y hacer

cálculos estequiométricos en sus reacciones en medio acuoso. 3. Explicar la hidrólisis de distintos tipos de sales. 4. Entender y aplicar correctamente el concepto de volumetría de neutralización ácido

fuerte-base fuerte. 5. Resolver ejercicios y problemas relacionados con las reacciones de neutralización

para calcular concentraciones desconocidas de ácidos o de bases.


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9. Reacciones de transferencia de electrones 1. Identificar reacciones de oxidación y reducción en procesos que se producen en

nuestro entorno, reproducirlas en el laboratorio cuando sea posible y escribir las ecuaciones ajustadas en casos sencillos.

2. Predecir el sentido en el que se realiza espontáneamente una reacción a partir de la magnitud que indica la mayor o menor fuerza reductora.

3. Distinguir entre el funcionamiento de una célula voltaica y el de una cuba electrolítica, así como algunas de sus aplicaciones industriales.

4. Diferenciar el funcionamiento de una pila galvánica y el de una cuba electrolítica, y utilizar correctamente las tablas de potenciales de reducción para calcular el potencial de una pila.

5. Aplicar correctamente las leyes de Faraday. 6. Explicar las principales aplicaciones de estos procesos en la industria. Destacar la

corrosión y protección de metales, utilizando como referencia el hierro. 10. Química descriptiva

1. Justificar las variaciones de las propiedades de los elementos en relación con su posición en el sistema periódico.

2. Estudiar propiedades y métodos de obtención de algunos de los elementos químicos más relevantes.

3. Describir y analizar los métodos de obtención de algunos compuestos: amoníaco, ácido nítrico, ácido sulfúrico, etc.

4. Analizar las repercusiones sobre el ecosistema de determinados contaminantes. 11. Mecanismos de las reacciones orgánicas.

Polímeros 1. Relacionar la ruptura y formación de enlaces con las reacciones orgánicas. 2. Distinguir entre las reacciones de sustitución en los compuestos alifáticos y

aromáticos. 3. Diferenciar entre las reacciones de adición en los hidrocarburos no saturados y en

los que tienen el grupo carbonilo. 4. Justificar el tipo de hibridación con el tipo de enlace en los compuestos del

carbono. 5. Formular correctamente los diferentes compuestos orgánicos monofuncionales. 6. Valorar el interés económico y biológico de los polímeros sintéticos. 7. Establecer el mecanismo de polimerización. 8. Describir las propiedades de los principales polímeros de interés industrial. 9. Considerar el esfuerzo de los químicos para tratar de evitar, en la medida de lo

posible, el impacto sobre el medio ambiente.

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