Contenidos, procedimientos e instrumentos de evaluación.

Transcripción

1 QUIMICA. 2º BACHILLERATO Contenidos, procedimientos e instrumentos de evaluación. Contenidos. Anexo I. Formulación inorgánica 1. Introducción 2. Tabla periódica con los números de oxidación más frecuentes 3. Esquema de organización de los compuestos inorgánicos 4. Elementos 5. Compuestos binarios 6. Compuestos ternarios 7. Compuestos cuaternarios 8. Iones Anexo II. Formulación orgánica 1. Introducción 2. Representación de fórmulas orgánicas 3. Esquema de organización de los compuestos orgánicos 4. Hidrocarburos alifáticos 5. Hidrocarburos aromáticos (arenos) 6. Hidrocarburos sustituidos 7. Compuestos heterofuncionales Unidad 1. Estructura atómica de la materia 1. Magnitudes atómicas. 2. Historia de los modelos atómicos. 3. Orígenes de la teoría cuántica. 4. Modelo atómico de Bohr. 5. Mecánica cuántica. 6. Configuración electrónica. 7. Partículas subatómicas. El universo primigenio. Unidad 2. Sistema periódico 1. Historia del sistema periódico. 2. Sistema periódico actual. 3. Apantallamiento y carga nuclear efectiva. 4. Propiedades periódicas. 5. Las propiedades físico-químicas y la posición en la tabla periódica. Unidad 3. Enlace químico 1. Por qué se unen los átomos? 2. Enlace iónico. 3. Enlace covalente. 4. Enlace metálico 5. Comparación de las propiedades físicas en función del tipo de enlace.

2 Unidad 4. Enlace covalente 1. Octeto de Lewis. 2. Geometría de enlace. 3. Hibridación. 4. Polaridad. 5. Enlace entre moléculas. 6. Propiedades físicas y fuerzas de enlace. Anexo. Termoquímica 1. Reacciones químicas y energía. 2. Origen de la energía intercambiada en las reacciones químicas. 3. Sistemas termodinámicos. Reacciones endotérmicas y exotérmicas. 4. Primer principio de la termodinámica. Energía interna. 5. Entalpía de reacción y diagramas entálpicos. 6. Ecuaciones termoquímicas. 7. Ley de Hess. 8. Segundo principio de la termodinámica. Entropía. 9. Factores que intervienen en la espontaneidad de una reacción química. Energía de Gibbs. 10. Consecuencias sociales y medioambientales de las reacciones químicas de combustión. Las combustiones y la electrólisis. Unidad 5. Cinética química 1. Velocidad de reacción. 2. Cómo ocurren las reacciones químicas. 3. Dependencia de la velocidad de reacción con la concentración. 4. Factores que afectan a la velocidad de reacción. 5. Catálisis enzimática. 6. Mecanismos de reacción. Unidad 6. Equilibrio químico 1. Definición de equilibrio químico. 2. Expresiones de las constantes de equilibrio, K C y Kp. 3. Factores que afectan al equilibrio. Principio de Le Châtelier. 4. Equilibrios heterogéneos. Reacciones de precipitación. 5. El proceso Haber-Bosch. Unidad 7. Reacciones ácido-base 1. Características generales de ácidos y bases. 2. Teorías ácido-base. 3. Equilibrio iónico del agua. 4. Medida de la acidez. Concepto de ph. 5. Fuerza relativa de ácidos y bases. 6. Reacciones de neutralización. 7. Hidrólisis de sales. 8. Disoluciones reguladoras. 9. Obtención industrial de los ácidos y bases orgánicos e inorgánicos. 10. Contaminación ambiental.

3 Unidad 8. Reacciones de transferencia de electrones 1. Oxidación y reducción. 2. Ajuste de reacciones redox. 3. Estequiometría de las reacciones redox. 4. Valoraciones redox. Tratamiento experimental. 5. Pilas voltaicas. 6. Tipos de pilas. 7. Electrolisis. 8. Aplicaciones de la electrolisis. 9. Corrosión de metales. Prevención. Unidad 9. Química orgánica 1. Compuestos orgánicos. 2. Isomería. 3. Reactividad de los compuestos orgánicos. 4. Tipos de reacciones orgánicas. 5. Reacciones orgánicas de mayor interés. Unidad 10. Aplicaciones de la química orgánica 1. Compuestos orgánicos sencillos de interés. 2. Macromoléculas. 3. Polímeros sintéticos. 4. Combustibles fósiles. 5. Química orgánica y salud. 6. Otros polímeros presentes en nuestra vida.

4 Los procedimientos e instrumentos de evaluación. La materia constará de 3 evaluaciones con sus correspondientes recuperaciones. Los alumnos que no aprueben alguna de las recuperaciones realizarán a final de mayo una prueba final sobre la materia completa. En la prueba final se aprobará o suspenderá toda la materia, el que no haya superado la materia en la evaluación final, tendrá derecho a una prueba extraordinaria. A lo largo de cada evaluación se realizarán dos pruebas escritas como mínimo, sobre los contenidos trabajados en el aula. Las pruebas escritas constarán de dos o tres preguntas sobre teoría en forma de cuestiones o preguntas cortas y entre dos o tres problemas. Se indicará la puntuación de cada pregunta y de sus apartados correspondientes. Se evaluará: Ejercicios escritos. Participación en clase, el trabajo personal tanto en clase como en casa así como su actitud frente a la materia de Química. Se dará al alumnado, problemas, ejercicios de selectividad y cuestiones que le ayude a consolidar el aprendizaje de la materia y a estudiar de forma más continua. Las pruebas podrán ser por las tardes. La asistencia a clase es obligatoria, en el caso que el alumno tenga faltas de asistencia injustificadas y no justificadas que supongan el 20% del total de las clases que se imparten en una evaluación, perderá la evaluación continua y se le aplicará un sistema extraordinario de evaluación.

5 Unidad 1 Anexos QUÍMICA. 2º BACHILLERATO 2016/17 Contenidos y criterios de evaluación mínimos. Contenidos mínimos Formulación y nomenclatura de compuestos inorgánicos: binarios, ternarios y cuaternarios. Formulación y nomenclatura de compuestos orgánicos sencillos y cotidianos Repaso de cantidad de sustancia y estequiometría: mol, fórmula empírica y molecular, composición centesimal, formas de expresar la concentración de disoluciones y ecuación de estado de los gases y relaciones estequiométricas Orígenes de la teoría cuántica. Hipótesis de Planck. Modelo atómico de Bohr y sus limitaciones. Introducción a la mecánica cuántica. Hipótesis de De Broglie. Principio de Heisenberg. Orbitales atómicos. Números cuánticos. Configuraciones electrónicas: principio de Pauli y regla de Hund. Criterios de Evaluación Formular y nombrar los diferentes compuestos inorgánicos estudiados. Formular y nombrar hidrocarburos de todo tipo. Formular y nombrar compuestos orgánicos con grupos funcionales sencillos. Hacer cálculos estequiométricos que comprendan cantidades a nivel de laboratorio e industrial. Plantear esquemas comparativos que permitan ver las similitudes y diferencias entre los diversos modelos atómicos. Realizar cálculos que permitan conocer operativamente el efecto fotoeléctrico. Conocer cualitativamente el espectro electromagnético. Comprender el significado de las series espectrales que se observan en el hidrógeno. Conocer los postulados de Bohr y comprender el modelo atómico a que dan lugar. Exponer las limitaciones del modelo atómico de Bohr. Conocer y comprender las consecuencias de los principios de dualidad onda-corpúsculo y de incertidumbre. Conocer el modelo atómico de Schrödinger y contrastarlo con los modelos anteriores. Conocer y manejar con destreza los números cuánticos. Definir orbitales y electrones a partir del conjunto de números cuánticos que los representan. Representar la forma y el tamaño relativo de los orbitales atómicos.

6 Unidad 3 Unidad 2 QUÍMICA. 2º BACHILLERATO 2016/17 Clasificación periódica de los elementos. Variación periódica de las propiedades de los elementos. Estudio de los siguientes grupos: alcalinos, alcalinotérreos, térreos, carbonoideos, nitrogenoideos, anfígenos, halógenos. Concepto de enlace en relación con la estabilidad energética de los átomos enlazados. Enlace iónico. Concepto de energía de red. Ciclo de Born-Haber. Propiedades de las sustancias iónicas. Obtener la configuración electrónica de un elemento químico o uno de sus iones, utilizando el principio de construcción o Aufbau. Analizar los conjuntos de números cuánticos que se corresponden con ciertos electrones de un átomo. Relacionar la configuración electrónica de un elemento químico con su ubicación en la tabla periódica, y viceversa. Describir la tabla periódica en términos de configuración electrónica de los elementos. Predecir la valencia o estado de oxidación que tendrá un elemento a partir de su configuración electrónica. Definir, con precisión, las propiedades periódicas radio atómico, energía (o potencial) de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. Asignar valores de una propiedad periódica a una serie de elementos químicos. Distinguir entre el valor de una propiedad para un átomo y para el ion correspondiente. Analizar el comportamiento químico de una serie de elementos como consecuencia de los valores de sus propiedades periódicas. 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. Explicación experimental de la reactividad de alcalinos y halógenos. Utilizar la regla del octeto y la notación de Lewis para representar el enlace entre átomos e identificar su tipo. Representar estructuras resonantes. Relacionar el tipo de enlace con el valor de su electronegatividad. Utilizar los ciclos de Born-Haber para deducir el valor de algunas de las energías que intervienen en la formación de un compuesto iónico. Relacionar la estabilidad de la red cristalina (energía de red) con las características de los iones.

7 Apuntes Termoquímica Unidad 4 QUÍMICA. 2º BACHILLERATO 2016/17 Enlace covalente. Estructuras de Lewis. Parámetros moleculares. Hibridación de orbitales atómicos (sp, sp 2, sp 3 ). Propiedades de las sustancias covalentes. Fuerzas intermoleculares. Enlace metálico. Teorías que explican el enlace metálico. Estudio de los principales compuestos de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre: hidruros, óxidos y ácidos Sistemas termodinámicos. Primer principio de la termodinámica. Concepto de entalpía. Cálculo de entalpías de reacción a partir de las entalpías de formación. Ley de Hess. Concepto de entropía. Energía libre y espontaneidad de las reacciones químicas. 4. Cinética química: Aspecto dinámico de las reacciones químicas. Concepto de velocidad de reacción. Ecuaciones cinéticas. Orden de reacción. Mecanismo de reacción y molecularidad. Teorías de las reacciones químicas. Factores de los que depende la velocidad de una reacción. Utilización de catalizadores en procesos industriales. Estudiar la geometría y la polaridad de una molécula a la luz de la TRPECV. Analizar el enlace covalente a la vista de la teoría de enlace de valencia. Distinguir entre enlaces y. Utilizar la teoría de la hibridación para explicar el enlace covalente y la geometría en distintas sustancias. Analizar de forma especial los enlaces en el carbono. Identificar el tipo de enlace que se puede dar entre sustancias covalentes moleculares en función de las características de las moléculas. Relacionar las propiedades de los metales con las características del enlace metálico. Relacionar las propiedades físicas de una serie de sustancias de interés biológico y económico con el tipo de enlace que se da entre sus átomos y, si es el caso, entre sus especies moleculares. Comparación del carácter ácido-base y del carácter reductor de los hidruros. Resolución de cuestiones sobre la reactividad química de los óxidos. Tratamiento descriptivo de algunos ácidos. Manejar con soltura las magnitudes que definen un sistema termodinámico. Definir el primer principio de la termodinámica y expresarlo para un proceso isotérmico, isobárico o isocórico. Definir las magnitudes energía interna (U) y entalpía (H). Establecer la relación entre ambas. Expresar los procesos en forma de ecuaciones termoquímicas y diagramas entálpicos. Realizar cálculos estequiométricos que impliquen la energía del proceso. Determinar experimentalmente la variación de entalpía de un proceso. Utilizar la ley de Hess para calcular variaciones de entalpía en procesos. Manejar con soltura el concepto de entropía y evaluar su variación en procesos sencillos. Segundo principio de la termodinámica. Tercer principio de la termodinámica. Evaluar la espontaneidad de un proceso a partir de magnitudes propias del sistema. Discutir la espontaneidad en distintas condiciones. Utilizar tablas de energía libre para evaluar la variación de energía libre de un proceso.

8 Unidad 7 Unidad 6 Unidad 5 QUÍMICA. 2º BACHILLERATO 2016/17 Aspecto dinámico de las reacciones químicas. Concepto de velocidad de reacción. Ecuaciones cinéticas. Orden de reacción. Mecanismo de reacción y molecularidad. Teorías de las reacciones químicas. Factores de los que depende la velocidad de una reacción. Utilización de catalizadores en procesos industriales. Concepto de equilibrio químico. Cociente de reacción y constante de equilibrio. Formas de expresar la constante de equilibrio: Kc y Kp. Relaciones entre las constantes de equilibrio. Factores que modifican el estado de equilibrio: principio de Le Chatelier. Importancia en procesos industriales. Concepto de ácido base según las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry. Concepto de pares ácido-base conjugados. Fortaleza relativa de los ácidos y grado de ionización. Equilibrio iónico del agua. Concepto de ph. Estudio cualitativo de la hidrólisis. Indicadores ácido-base. Volumetrías de neutralización ácidobase. Identificar los conceptos que se utilizan para explicar la cinética de las reacciones químicas. Encontrar la ecuación de velocidad de un proceso a partir de los datos que muestran su velocidad para una determinada concentración de los reactivos que participan. Representar, sobre un diagrama energético, los distintos conceptos relacionados con las teorías de las reacciones químicas. Determinar de forma cuantitativa la influencia de la temperatura en la velocidad de una reacción. Valorar las circunstancias que permiten acelerar o retardar la velocidad de una reacción determinada. Conocer el modo en que los catalizadores alteran la velocidad de una reacción. Escribir la expresión de la constante de equilibrio para cualquier proceso. Establecer la relación entre Kc, Kp y Kx. Analizar si un sistema está o no en equilibrio y prever su evolución. Resolver cálculos que relacionen la constante de equilibrio con las concentraciones de las sustancias al comienzo del proceso y en el estado de equilibrio y el grado de disociación o conversión. Predecir la evolución de un sistema en equilibrio que sufre una alteración del mismo y, en su caso, calcular la nueva composición. Llevar a cabo cálculos específicos sobre el equilibrio de solubilidad de sustancias poco solubles. Evaluar si se va a formar o no un precipitado en determinadas condiciones. Utilizar la precipitación fraccionada como técnica de análisis. Conocer el concepto de ácido, base y neutralización para cada una de las teorías analizadas. Identificar sustancias como ácido o base de acuerdo con cada una de estas teorías. Calcular el ph y el poh de una disolución y relacionarlo con la ionización del agua. Valorar el comportamiento ácido o básico de una sustancia con relación a otra. Relacionar la fortaleza de un ácido con su estructura molecular. Resolver problemas que relacionen la concentración de un ácido o de una base débil con su constante de disociación y el ph de la disolución resultante. Evaluar el ph de la disolución que resulta al disolver en agua una determinada cantidad de una sal. Analizar el ph o el grado de disociación de un ácido o una base débil en presencia de una sustancia que aporte un ion común. Estudiar la influencia del ph en la solubilidad de sustancias poco solubles. Explicar el funcionamiento de una disolución reguladora del ph.

9 Unidad 9 Unidad 8 QUÍMICA. 2º BACHILLERATO 2016/17 Concepto de oxidación y reducción. Número de oxidación. Ajuste por el método del ión-electrón. Estequiometria de las reacciones red-ox. Estudio de la célula galvánica. Potencial de electrodo. Estudio de la cuba electrolítica. Leyes de Faraday. Principales aplicaciones industriales. La fórmula de los compuestos del carbono. Cómo se elabora y cómo se representa. Formulación y nomenclatura de los principales grupos funcionales. Formulación y nomenclatura de compuestos polifuncionales. Propiedades físicas y químicas características de los distintos tipos de compuestos. Determinar el número de oxidación de un elemento químico en distintas sustancias. Identificar los elementos que se oxidan o se reducen en una reacción química. Ajustar la estequiometria de procesos redox utilizando el método del ion electrón. Hacer cálculos estequiométricos en procesos redox. Valorar una cantidad de sustancia por medio de un proceso redox. Conocer todos los elementos que intervienen en una pila electroquímica. Utilizar la tabla de potenciales de reducción estándar para predecir el comportamiento de una pila electroquímica. Utilizar la tabla de potenciales de reducción estándar para deducir la espontaneidad de un proceso redox. Analizar las características de una cuba electrolítica. Analizar qué sustancias deben reaccionar para dar un determinado compuesto orgánico. Relacionar la fórmula de los compuestos orgánicos con sus propiedades físicas. Resolver problemas de estequiometria que comprendan compuestos orgánicos.

10 Criterios de calificación. La calificación final será la media de las notas obtenidas en las tres evaluaciones, siempre que estén superadas las materias de las tres evaluaciones, de no ser así el alumnado tendrá que realizar una recuperación. El alumnado que después de las recuperaciones tenga una evaluación suspensa realizará un examen final de toda la materia, el que no haya superado la materia en la evaluación final, realizará una prueba extraordinaria que consistirá en un examen de toda la materia. La calificación de la recuperación al incluir más contenidos mínimos se valorará para la nota media con un porcentaje del 10% menor que el obtenido realmente en la recuperación, salvo que la nota baje de cinco. En las pruebas escritas, cada pregunta tendrá el mismo valor, con lo cual la nota del examen será la media de las calificaciones en cada pregunta., si no se comunicará y si las preguntas tienen subapartados, cada uno se valorará de forma proporcional al número de subapartados de la pregunta. Algunos contenidos de cada evaluación podrán entrar en las siguientes evaluaciones. La falta de razonamientos, explicaciones y justificaciones, en el, desarrollo del problema, reducida a meras expresiones matemáticas supone que el problema no se califique con la máxima puntuación. La falta de unidades en los resultados de los problemas bajará en un 10% como máximo la puntuación. En las pruebas escritas se valorará la expresión, la presentación y la ortografía: Se podrá bajar hasta 1 punto sobre 10. En los problemas donde haya que resolver varios apartados en los que la solución obtenida en uno de ellos sea imprescindible para la resolución del siguiente, se puntuará éste independientemente del resultado del anterior, excepto si alguno de los resultados es absolutamente incoherente. En las cuestiones no numéricas y problemas si la nomenclatura química usada no es la correcta, se calificarán como máximo sobre 5. Si un alumno copia en una prueba se le podrá valorar con cero la prueba. La calificación de la evaluación constará de dos apartados: El 95 % de la nota total será la media de las pruebas y para que hagan media, las notas tendrán que tener como mínimo en una de ellas un tres y medio. El 5 % restante de la nota lo aportará la participación en clase, el trabajo personal tanto en clase como en casa, y en el laboratorio así como la actitud frente a la materia de Química. En el caso que el alumno pierda el derecho a la evaluación continua se le aplicará un sistema extraordinario de evaluación, que consistirá en una prueba escrita con todo tipo de contenidos, preparada por el departamento.

11 Las actividades de orientación y apoyo encaminadas a la superación de las pruebas extraordinarias. Al alumnado que suspenda alguna evaluación y que tenga que realizar la prueba extraordinaria se le realizará un programa de orientación y apoyo para poder repasar estas evaluaciones e intentar superar con mayor éxito las pruebas extraordinarias. Esta actuación consistirá en: Información (aunque los alumnos ya lo saben) de los contenidos mínimos con los que van a ser evaluados en las pruebas extraordinarias. Asesoramiento sobre el contenido y la estructura de las pruebas. Reparto de hojas de actividades elaboradas por el Departamento y que versarán directamente sobre los contenidos mínimos que serán examinados en las pruebas extraordinarias. Las actividades de recuperación para los alumnos con materias no superadas de cursos anteriores y las orientaciones y apoyos. Aunque en este curso no hay alumnos en 2º con la asignatura de 1º suspensa, el método de recuperación es el siguiente: Se realizarán dos evaluaciones, la primera de Física y la segunda de Química. Para aprobar la materia pendiente tiene que superar las dos evaluaciones: Química y Física Si el alumno aprueba la 1ª evaluación de Química de 2º de Bachillerato, se le dará por aprobada la 2º Evaluación de la materia de 1º de Bachillerato pendiente. En cada evaluación se realizarán dos o tres ejercicios escritos. Las actividades de recuperación y apoyo para estos alumnos serán las siguientes: Se asignarán dos recreos para la atención de estos alumnos. El método de trabajo que se aplica será: Se corregirán ejercicios y trabajos mandados la semana anterior. Se resolverán las dudas que tengan los alumnos. Se les explicará lo fundamental de cada unidad didáctica del curso. Se mandarán ejercicios y actividades para la próxima semana. Para la calificación de estos alumnos pendientes se valorará: La asistencia en los recreos a las clases de apoyo y la realización de los ejercicios propuestos 10% Los exámenes realizados durante la evaluación 90%