B.2.- Contenidos mínimos para Física de 2º de Bachillerato

Transcripción

1 B.2.- Contenidos mínimos para Física de 2º de Bachillerato 1. Contenidos comunes: - Utilización de estrategias básicas de la actividad científica tales como el planteamiento de problemas y la toma de decisiones acerca del interés y la conveniencia o no de su estudio; formulación de hipótesis, elaboración de estrategias de resolución y de diseños experimentales y análisis de los resultados y de su fiabilidad. 2. Vibraciones y ondas. - Magnitudes características y ecuaciones del m.a.s. Dinámica del m.a.s. Energía del oscilador armónico. Péndulo simple. Oscilación de un muelle vertical. - Movimiento ondulatorio. Clases de ondas. Magnitudes características de las ondas. Ecuación de las ondas armónicas unidimensionales. Energía e intensidad de las ondas. Reflexión. Refracción, ángulo límite y reflexión total. Difracción. Principio de Huygens. Interferencias. Polarización. - El sonido: naturaleza, velocidad de propagación, reflexión, ultrasonidos, intensidad y sonoridad. Contaminación acústica. Efecto Doppler en la propagación del sonido. 3. Interacción gravitatoria. - Dinámica del movimiento curvilíneo. Fuerzas centrales. Momento de una fuerza respecto de un punto. Momento angular. Teorema del momento angular. Conservación del momento angular. Leyes de Kepler. - Ley de gravitación universal. Campo gravitatorio terrestre. Intensidad del campo gravitatorio terrestre. Fuerzas conservativas. Energía potencial gravitatoria. Potencial gravitatorio. Aplicación a satélites y cohetes. 4. Interacción electromagnética. - Ley de Coulomb. Campo eléctrico. Intensidad del campo eléctrico. Potencial eléctrico. Energía potencial eléctrica. Movimiento de una

2 carga en un campo eléctrico uniforme. Teorema de Gauss y aplicación para el cálculo de la intensidad del campo creado por distribuciones con simetría simple. - Magnetismo e imanes. Intensidad y líneas del campo magnético. Campos magnéticos creados por cargas en movimiento (experiencia de Oersted). Ley de Biot y Savart. Teorema de Ampère. Acción de un campo magnético uniforme sobre una carga móvil (fuerza de Lorentz), aplicaciones. Fuerza ejercida por un campo magnético sobre un conductor. Interacciones magnéticas entre corrientes paralelas. - Inducción electromagnética (experiencias de Faraday y Henry). Flujo magnético. Leyes de Faraday y de Lenz. Producción de corrientes alternas (alternador). Magnitudes características de la corriente alterna. Elementos básicos de un circuito (consideraciones energéticas). Transformadores. Motor eléctrico. 5. Óptica. - Naturaleza de la luz. Velocidad de la luz. Índice de refracción. Reflexión de la luz. Espejos planos y esféricos (elementos, imágenes y ecuaciones). Refracción de la luz. Dioptrio plano. Prisma óptico. Dispersión de la luz. Lentes (elementos, imágenes y ecuaciones de lentes delgadas). Efecto Doppler en la propagación de la luz. El ojo humano, defectos visuales y su corrección. Instrumentos ópticos. 6. Introducción a la física moderna. - Teoría cuántica de Planck. Efecto fotoeléctrico. Efecto Compton. Introducción a la mecánica cuántica: dualidad onda-corpúsculo, principio de incertidumbre, cuantización de la energía. - Principios fundamentales de la teoría de la relatividad especial. Consecuencias: contracción de la longitud, dilatación del tiempo, variación de la masa con la velocidad y equivalencia entre la masa y la energía. - Composición y estabilidad del núcleo atómico. Radiactividad natural. Velocidad de desintegración y actividad radiactiva. Defecto de masa. Energía de enlace nuclear y estabilidad nuclear. Radiactividad artificial. Fisión y fusión nuclear. Reactores y centrales nucleares. Partículas elementales.

3 B.3.- Contenidos mínimos para Química de 2º de Bachillerato 1. Contenidos comunes: - Utilización de estrategias básicas de la actividad científica tales como el planteamiento de problemas y la toma de decisiones acerca del interés y la conveniencia o no de su estudio; formulación de hipótesis, elaboración de estrategias de resolución y de diseños experimentales y análisis de los resultados y de su fiabilidad. 2. Termoquímica. - Conceptos básicos de termodinámica (sistema, entorno, variables termodinámicas, funciones de estado, procesos termodinámicos). - Primer principio de termodinámica. Intercambios de calor y trabajo. Trabajo de expansión o compresión. - Reacciones químicas a volumen o presión constantes. - Entalpía estándar de reacción. Entalpía estándar de formación. Entalpía estándar de combustión. - Ley de Hess. Cálculo de la entalpía estándar de reacción a partir de las entalpías estándar de formación. - Entalpía de enlace. Cálculo de la entalpía estándar de reacción a partir de las entalpías de enlace. 3. Cinética química. - Finalidad de la cinética química. - Velocidad de reacción. Velocidad media. Velocidad instantánea. - Teoría de las reacciones químicas: teoría de las colisiones, teoría del complejo activado. - Ecuación de velocidad. Orden de reacción. - Factores que influyen en la velocidad de reacción: temperatura (ecuación de Arrhenius), concentración de los reactivos, naturaleza, estado físico y grado de división de los reactivos, catalizadores. 4. Equilibrio químico. - Reacciones reversibles. Equilibrio químico. - La constante de equilibrio Kc. Ley de acción de masas.

4 - Deducción cinética de Kc. - Cálculos en equilibrios homogéneos en fase gas. - La constante de equilibrio Kp. Relación entre Kc y Kp. - Equilibrios heterogéneos. - Entalpía libre y constante de equilibrio - Alteración del equilibrio. Principio de Le Chatelier. 5. Reacciones de transferencia de protones. - Ácidos y bases. Teoría de Arrhenius. Teoría de Brönsted-Lowry. - Autoionización del agua. Disoluciones acuosas neutras, ácidas y básicas. - Fuerza de los ácidos y de las bases. Relación entre la fuerza de un ácido y la de su base conjugada. Fuerza de los ácidos y estructura molecular. - Ácidos y bases débiles: constante de ionización. Relación entre Ka, Kb y Kw. Cálculo de la constante de ionización. Grado de ionización. - El ph de las disoluciones acuosas. El poh. El ph de ácidos y bases fuertes. - Disoluciones amortiguadoras - Indicadores ácido base. - Hidrólisis de sales: de ácido fuerte y base fuerte, de base fuerte y ácido débil, de base débil y ácido fuerte, de base débil y ácido débil. - Valoraciones ácido-base. Curvas de valoración. 6. Reacciones de precipitación de compuestos iónicos poco solubles - Solubilidad de los compuestos iónicos. Factores que influyen en la solubilidad - Reglas de solubilidad. - Producto de solubilidad. Significado de Ks. - Relación entre la solubilidad y Ks. - Reacciones de precipitación. Predicción de la formación de precipitados. - El efecto del ion común y la solubilidad.

5 7. Reacciones de transferencia de electrones. - Reacciones de oxidación-reducción. Conceptos electrónicos. Variación del número de oxidación. Pares redox. - Ajuste de reacciones de oxidación-reducción. - Valoraciones de oxidación.reducción. - Pilas voltaicas. Componentes y funcionamiento. Electrodo estándar de hidrógeno. Potencial estándar de electrodo. - Serie de potenciales estándar de reducción. Potencial estándar de pila. Poder oxidante y poder reductor. Espontaneidad de reacciones redox. - Ley de Faraday. 8. Estructura atómica y Sistema Periódico. - Constituyentes básicos del átomo Número atómico y número másico. Isótopos. - Espectros atómicos. Modelo de Bohr. Introducción a la mecánica cuántica. Orbitales atómicos y números cuánticos Configuración electrónica de un átomo: regla de la construcción, principio de exclusión de Pauli, regla de máxima multiplicidad de Hund. Antecedentes históricos del S.P.Tabla periódica de Mendeleiev. - Sistema periódico actual. Ley periódica. - Estructura del sistema periódico: grupos y períodos. - Propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, carácter metálico (metales, no metales y semimetales). 9. Enlace químico. - El enlace químico. Regla del octete electrónico. Energía y estabilidad. - Enlace iónico. Compuestos iónicos. Índice de coordinación. Energía de red. Ciclo de Born-Haber. - Enlace covalente: teoría de Lewis, teoría de enlace de valencia. Hibridación de orbitales. Forma geométrica de moléculas e iones poliatómicos. Parámetros de enlace (energía de enlace, longitud de enlace, ángulo de enlace, polaridad de enlace). - Enlace metálico: modelo de la nube electrónica, modelo de enlace covalente deslocalizado, modelo de bandas.

6 - Fuerzas intermoleculares: fuerzas de Van der Waals, enlace de hidrógeno. - Propiedades de las sustancias: sustancias iónicas, sustancias covalentes (moleculares y atómicas), metales. 10. Estudio de funciones orgánicas. - El átomo de carbono. Estructura y propiedades. Enlaces del carbono. Cadenas carbonadas. - Los compuestos del carbono. Clases de fórmulas. Grupos funcionales. Formulación y nomenclatura. D) CRITERIOS DE CALIFICACIÓN En el caso de Física y Química de 1º de Bachillerato la calificación se obtendrá de la siguiente forma: Un 90 % corresponderá a las pruebas escritas (para hacer la media de estas no podrá haber ninguna calificación inferior a un 4). Un 10 % corresponderá al comportamiento y al trabajo diario. En este curso de 1º de Bachillerato, el alumno realizará un examen de cada una de los bloques de contenidos indicados anteriormente. En cada evaluación se obtendrá la nota media de los exámenes realizados y esta nota supondrá el 90% de la nota global de evaluación. El 10% restante será el resultado de considerar los demás procedimientos de evaluación (observación directa del alumnado, preguntas, ejercicios y problemas realizados en el aula y fuera de ella, cuaderno de clase, etc.). Se realizará una recuperación de cada evaluación para aquellos alumnos que no alcancen el 5. La nota final de curso será el resultado de la media aritmética entre las notas de las tres evaluaciones, siempre y cuando éstas tengan la calificación mínima de 5. En el caso de Física de 2º y de Química de 2º se realizará evaluación continua, es decir, en cada examen entrará la materia estudiada hasta la fecha y no habrá recuperaciones después de cada evaluación. Antes de celebrarse la evaluación final, los alumnos cuya calificación sea inferior a 5 deberán presentarse a una prueba global en la que podrá entrar todo lo estudiado a lo largo del curso.

7 La calificación de cada evaluación se obtendrá básicamente a partir de las calificaciones de las pruebas escritas, aunque se tendrá en cuenta el trabajo diario y el comportamiento a la hora de hacer los redondeos. Dicha calificación se obtendrá como la media ponderada de las calificaciones de las pruebas escritas realizadas, multiplicando la nota de la primera prueba por un coeficiente igual a 1, la nota de la segunda por un coeficiente igual a 1 2, la nota de la tercera por un coeficiente igual a 1 4 y así sucesivamente, dividiendo por la suma de dichos coeficientes. Para obtener la nota final del curso la primera evaluación contará un 20%, la segunda un 30% y la tercera un 50%. Tanto en las calificaciones de las evaluaciones como en la nota final del curso (en 1º y 2º de Bachillerato), el redondeo se hará a partir de coma siete (,7), aunque si el alumno trabaja a diario y muestra interés por la asignatura se hará a partir de coma cinco (,5). Tanto en 1º como en 2º de Bachillerato se valorará negativamente la falta de explicaciones en la resolución de problemas de los exámenes. A la hora de obtener las calificaciones se aplicará el acuerdo aprobado en la sesión del claustro celebrado el día 30 de junio de 2003, según el cual se penalizarán las faltas de ortografía en exámenes y trabajos escritos en palabras de uso común y en palabras propias del área que deben formar parte del léxico del alumnado. Se restarán hasta un máximo de 1,5 puntos de la calificación total del trabajo o del examen. En Bachillerato se restarán dos décimas por cada falta de ortografía y una décima por dos faltas de acentuación.