DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA RESUMEN PROGRAMACIÓN QUÍMICA 2º BTO I.E.S. PARQUE GOYA ZARAGOZA CURSO Página 1 de 14

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1 DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA RESUMEN PROGRAMACIÓN QUÍMICA 2º BTO I.E.S. PARQUE GOYA ZARAGOZA CURSO Página 1 de 14

2 SECUENCIACIÓN DE CONTENIDOS Se establece una división ajustada de los contenidos repartidos entre las tres evaluaciones de acuerdo al siguiente cuadro: 0 CONTENIDOS BÁSICOS EV1 8 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES (1ª PARTE) 1 ESTRUCTURA ATÓMICA 2 SISTEMA PERIÓDICO 3 ENLACE QUÍMICO EV2 4 TERMOQUÍMICA 5 CINÉTICA QUÍMICA 6 EQUILIBRIO QUÍMICO 7 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES EV3 8 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES (2ª PARTE) 9 ESTUDIO DE ALGUNAS FUNCIONES ORGÁNICAS 1.6-LOS CONTENIDOS Y EXIGIBLES UNIDAD 0.- CONTENIDOS BÁSICOS 1. Estudio cuantitativo de la materia. Leyes fundamentales. 2. Reacciones químicas. Estequiometría. 3. Cálculo de masas y volúmenes de productos de una reacción a partir de ciertas cantidades de reactivos, incluidos reactivos impuros y reacciones con rendimientos por debajo del 100%. 4. Cálculo de las variables que definen un gas a través de las distintas ecuaciones de los gases. 5. Mezcla de gases. Ley de Dalton para las presiones parciales 6. Expresión de la concentración de una disolución utilizando diferentes variables. Página 2 de 14

3 7. Resolución de problemas para determinar la cantidad de sustancia (en gramos y mol) contenida en un volumen determinado de disolución y, a la inversa, para determinar la concentración de la disolución dada una cantidad de sustancia. 8. Realización de cálculos cualitativos en reacciones químicas con sustancias gaseosas, en disolución y en mezclas de gases. 9. Determinación del reactivo limitante y su aplicación en estequiometría. 1. Ajuste de reacciones químicas. Estequiometría. 2. Cálculo de masas y volúmenes de productos de una reacción a partir de ciertas cantidades de reactivos, incluidos reactivos impuros y reacciones con rendimientos por debajo del 100%. 3. Cálculo de las variables que definen un gas a través de las distintas ecuaciones de los gases. 4. Mezcla de gases. Ley de Dalton para las presiones parciales 5. Expresión de la concentración de una disolución utilizando diferentes variables. 6. Resolución de problemas para determinar la cantidad de sustancia (en gramos y mol) contenida en un volumen determinado de disolución y, a la inversa, para determinar la concentración de la disolución dada una cantidad de sustancia. 7. Determinación del reactivo limitante y su aplicación en estequiometría. 8. Calcular el rendimiento de un proceso químico y la pureza de un reactivo aplicando conocimientos estequiométricos. 9. Distinguir, mediante cálculos, entre composición en masa y composición en volumen de una mezcla de gases. 10. Calcular concentraciones en porcentaje en masa, porcentaje en volumen, molaridad, molalidad y fracción molar, tanto de solutos sólidos como líquidos (en este caso, sabiendo aplicar los datos de densidad y pureza), así como determinar la cantidad de sustancia (en gramos y moles) contenida en un volumen determinado de una disolución. 11. Preparar correctamente, en el laboratorio, disoluciones de concentraciones determinadas partiendo de solutos sólidos o de otras más concentradas cuya molaridad es conocida, o que deba calcularse previamente a partir de los datos contenidos en la etiqueta del producto. Página 3 de 14

4 UNIDAD 1 y 2.- ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO 1. Espectros atómicos y cuantización de la energía: modelo de Bohr. Introducción a la mecánica cuántica: hipótesis de De Broglie y principio de incertidumbre de Heisenberg. El átomo de hidrógeno según el modelo mecanocuántico. Orbitales atómicos y números cuánticos. Significado de los números cuánticos. Configuraciones electrónicas: principios de mínima energía y de exclusión de Pauli, y regla de Hund. 2. Introducción histórica al sistema periódico. La estructura del sistema periódico y las configuraciones electrónicas de los elementos. 3. Variación periódica de algunas propiedades: radios atómicos e iónicos, energías de ionización, electronegatividad, carácter metálico y valencia. 4. Interpretar tablas y datos numéricos sobre las distintas propiedades de los elementos químicos. 5. Realizar experiencias sencillas que permitan comparar alguna propiedad de los elementos químicos. 6. Interpretar gráficos que muestran la variación de alguna propiedad periódica en función del número atómico. 1. Significado de los números cuánticos. Configuraciones electrónicas: principios de mínima energía y de exclusión de Pauli, y regla de Hund. 2. Aplicar el modelo mecánico-cuántico del átomo para escribir las configuraciones electrónicas de los mismos y a partir de ellas explicar las variaciones periódicas de algunas de sus propiedades. 3. Explicar los conceptos básicos de la mecánica cuántica: dualidad onda-corpúsculo e incertidumbre. 4. La estructura del sistema periódico y las configuraciones electrónicas de los elementos. 5. Variación periódica de algunas propiedades: radios atómicos e iónicos, energías de ionización, electronegatividad, carácter metálico y valencia. 6. Predecir, a partir de su posición en el sistema periódico, algunas de las propiedades de un elemento químico (electronegatividad, energía de ionización, por ejemplo). Página 4 de 14

5 7. Determinar la frecuencia de una radiación electromagnética y la longitud de onda asociadas a determinadas transiciones electrónicas. UNIDAD 3.- EL ENLACE QUÍMICO 1. Clasificación de los tipos de sustancias en estado sólido. 2. Origen del enlace entre átomos. Modelos de enlace químico. 3. Enlace iónico. Formación de compuestos iónicos. Ciclo de Born-Haber y energía de red: factores de los que depende. Redes iónicas. Interpretación de las propiedades de los compuestos iónicos. 4. Enlace covalente. Formación de moléculas y de sólidos covalentes. Modelo de Lewis. Regla del octeto y excepciones. Construcción y simulación informática de modelos moleculares. Concepto de resonancia. Geometría molecular: modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. Polaridad de los enlaces y de las moléculas. Momento dipolar. Modelo de enlace de valencia. Promoción de electrones. Concepto de hibridación. Hibridaciones sp 3, sp 2 y sp. 5. Interacciones entre moléculas: fuerzas de Van der Waals y sus tipos. Puentes de hidrógeno. Interpretación de las propiedades de las sustancias con enlaces covalentes. 6. Enlace en los metales: modelo de la deslocalización electrónica. Interpretación de las propiedades de los metales. 7. Comparación de las propiedades de las sustancias en función del tipo de enlace. 8. Geometría molecular de compuestos sencillos. 1. Saber por qué los átomos no aparecen aislados en la naturaleza, sino que se unen unos con otros. 2. Enlace iónico. Formación de compuestos iónicos. Energía de red: factores de los que depende. Redes iónicas. Interpretación de las propiedades de los compuestos iónicos. 3. Enlace covalente. Formación de moléculas y de sólidos covalentes. Escribir estructuras de Lewis sencillas. Regla del octeto y excepciones. Página 5 de 14

6 4. Geometría molecular: modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. 5. Polaridad de los enlaces y de las moléculas. Momento dipolar. 6. Interacciones entre moléculas: fuerzas de Van der Waals y sus tipos. Puentes de hidrógeno. Explicar cómo afectan a las propiedades de determinados compuestos. 7. Interpretación de las propiedades de las sustancias con enlaces covalentes. 8. Enlace en los metales: modelo de la deslocalización electrónica. Interpretación de las propiedades de los metales. UNIDAD 4.- TERMOQUÍMICA 1. Diagramas energéticos en procesos endo y exotérmicos. 2. Concepto de entalpía. Aplicación de la ley de Hess al cálculo de entalpías de reacción. 3. Entalpía de formación estándar. Cálculo de entalpías de reacción a partir de las entalpías de formación. 4. La espontaneidad de los procesos: introducción al concepto de entropía. Segundo principio de la termodinámica. 5. Factores que afectan a la espontaneidad de una reacción: energía libre de Gibbs. Criterio de espontaneidad. 6. Predecir la espontaneidad de los procesos en función de su entalpía y de su entropía. 1. Concepto de entalpía. Entalpía de formación estándar. Cálculo de entalpías de reacción a partir de las entalpías de formación. 2. Aplicación de la ley de Hess al cálculo de entalpías de reacción. 3. La espontaneidad de los procesos: introducción al concepto de entropía. Segundo principio de la termodinámica. Factores que afectan a la espontaneidad de una reacción: energía libre de Gibbs. 4. Predecir la espontaneidad de un proceso químico a partir de los conceptos entálpicos y entrópicos. Influencia de la temperatura. Página 6 de 14

7 5. Interpretación de los diagramas entálpicos, diferenciando entre procesos endotérmicos y exotérmicos. UNIDAD 5.- CINÉTICA QUÍMICA 1. Aspecto dinámico de las reacciones químicas. Concepto de velocidad de reacción. Ecuaciones cinéticas. 2. Teoría de las colisiones y teoría del estado de transición: energía de activación. Utilización para explicar los factores de los que depende la velocidad de reacción. Orden de reacción y mecanismos de reacción. 3. Acción de los catalizadores en una reacción química: importancia industrial y biológica. Los catalizadores en la vida cotidiana. 4. Interpretar diagramas entálpicos sobre la velocidad de reacción y la influencia de diversos factores sobre la misma, que pueden estudiarse en estos diagramas. CRITERIS DE EVALUACIÓN MÍNIMOS 1. Conocer y aplicar correctamente el concepto de velocidad de reacción. Determinar la ecuación de velocidad de las reacciones químicas elementales aplicando la ley de acción de masas. 2. Determinar el orden de reacción de una reacción química. 3. Explicar cuál es la etapa que determina la velocidad de una reacción llevada a cabo en sucesivas etapas. 4. Explicar cómo actúa un catalizador. 5. Conocer los efectos del grado de división, la concentración y la temperatura en la velocidad de reacción según las teorías de las colisiones y del estado de transición, así como la forma en que intervienen los catalizadores. Página 7 de 14

8 UNIDAD 6.- EQUILIBRIO QUÍMICO 1. Características macroscópicas del estado de equilibrio en procesos químicos. Interpretación microscópica del estado de equilibrio de un sistema químico: equilibrio dinámico. 2. La constante de equilibrio en sistemas gaseosos: Kc, Kp y su relación. 3. Cociente de reacción y estado de equilibrio. Evolución de un sistema en equilibrio ante acciones externas: principio de Le Chatelier. 4. Equilibrio de solubilidad-precipitación. Constante del equilibrio de solubilidad Ks. Determinación de la solubilidad de compuestos iónicos poco solubles. Precipitación de compuestos iónicos. 5. Desplazamiento de los equilibrios de solubilidad: efecto de ión común y redisolución de precipitados. 6. Aplicación de las leyes de equilibrio al estudio de algunos equilibrios de interés industrial y medioambiental. La síntesis del amoniaco. 1. Saber cómo y por qué se alcanza el equilibrio químico. 2. Aplicar correctamente la ley de acción de masas a equilibrios sencillos. 3. Deducir el efecto que origina en un sistema en equilibrio químico la alteración de sus condiciones, utilizando el cociente de reacción y el principio de Le Chatelier. 4. Escribir el valor de las constantes de equilibrio a partir de las concentraciones o presiones de los productos que intervienen en una reacción química. 5. Diferenciar equilibrios homogéneos de equilibrios heterogéneos. 6. Resolver problemas numéricos para calcular las concentraciones en el equilibrio de las diversas sustancias que intervienen en una reacción química. 7. Conocer cuál es el efecto de un catalizador sobre el equilibrio de un proceso químico. 8. Comprender el concepto de producto de solubilidad. 9. Calcular la solubilidad de una sal a partir del producto de solubilidad. Página 8 de 14

9 UNIDAD 7.- REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES 1. Concepto de ácido y base: teoría de Brönsted-Lowry. Equilibrios de disociación de ácidos y bases en medio acuoso: pares ácido-base conjugados. 2. Equilibrio iónico del agua y neutralización: constante de equilibrio Kw. 3. Ácidos y bases fuertes y débiles. Constantes de acidez y de basicidad; grado de ionización. 4. Concepto, escala y medida del ph. 5. Indicadores. Mecanismo de actuación. 6. Resolución de problemas numéricos en los que debe tenerse en cuenta cuál es el grado de disociación de un ácido o una base. 7. Representación de reacciones ácido-base mediante ecuaciones químicas, identificando convenientemente los pares de ácidos y bases conjugados. 1. Aplicar la teoría de Brönsted-Lowry para reconocer las sustancias que pueden actuar como ácidos o bases, saber determinar el ph de sus disoluciones en casos sencillos. 2. Calcular la constante de disociación de un ácido o una base. 3. Equilibrio iónico del agua y neutralización: constante de equilibrio Kw. 4. Calcular el valor del ph de una disolución a partir de la constante de disociación de un ácido o una base. 5. Calcular la concentración de las diferentes especies presentes en los equilibrios de reacciones ácido-base. 6. Aprender cómo se llevan a cabo las reacciones llamadas de neutralización entre un ácido y una base. 7. Explicar la diferencia entre ácido fuerte y ácido débil. 8. Interpretar el concepto de hidrólisis de una sal. 9. Conocer cómo funcionan las reguladoras tampón. Página 9 de 14

10 UNIDAD 8.- REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES 1. Concepto de oxidación y reducción como transferencia de electrones. Número de oxidación. Utilización del método del ión-electrón para ajustar reacciones redox. 2. Cálculos estequiométricos en reacciones redox. 3. Pilas electroquímicas; determinación de su voltaje. 4. Escala normal de potenciales de reducción estándar. 5. Análisis de la espontaneidad de reacciones de oxidación-reducción. 6. Procesos electrolíticos. Leyes de Faraday. 7. Interpretación de ecuaciones químicas correspondientes a reacciones redox. 8. Llevar a cabo valoraciones redox en el laboratorio. 1. Identificar y ajustar por el método del ión-electrón reacciones de oxidación-reducción. 2. Identificar en una reacción redox cuál es el elemento oxidante y cuál es el reductor. 3. Cálculos estequiométricos en reacciones redox. 4. Escala normal de potenciales de reducción estándar. Determinar, a partir de los datos sobre el potencial de reducción estándar de un par redox, si un determinado proceso de oxidación-reducción tendrá lugar o no. 5. Pilas electroquímicas; determinación de su voltaje. 6. Distinguir entre pila galvánica y cuba electrolítica. Explicar las principales aplicaciones de estos procesos en la industria. 7. Procesos electrolíticos. Leyes de Faraday. UNIDAD 9.- ESTUDIO DE ALGUNAS FUNCIONES ORGÁNICAS 1. Revisión de la nomenclatura y formulación de las principales funciones orgánicas. 2. Alcoholes y ácidos orgánicos: obtención, propiedades e importancia. 3. Los ésteres: obtención y estudio de algunos ésteres de interés. 4. Ajuste de reacciones químicas con compuestos orgánicos. Página 10 de 14

11 5. Escribir la fórmula desarrollada o semidesarrollada de algunos compuestos orgánicos. 6. Identificar grupos funcionales a partir de la fórmula desarrollada de un compuesto orgánico. 1. Revisión de la nomenclatura y formulación de las principales funciones orgánicas. 2. Escribir la fórmula desarrollada o semidesarrollada de un compuesto orgánico oxigenado o nitrogenado con una única función orgánica a partir de su nombre. 3. Comparar las propiedades físicas y químicas de los compuestos orgánicos teniendo en cuenta el grupo funcional que los caracteriza. 4. Alcoholes y ácidos orgánicos: obtención, propiedades e importancia. 5. Los ésteres: obtención y estudio de algunos ésteres de interés. 1.7-LOS PROCEDIMIENTOS E INSTRUMENTOS DE EVALUACIÓN Al final de cada unidad se realizará un control en el que se valorará la capacidad de expresión y de corrección del alumno en la explicación de definiciones, leyes, teoremas y cuestiones de razonamiento deductivo. La parte práctica consistirá en la resolución de problemas del nivel trabajado en la clase. También se realizaran los correspondientes controles de formulación y alguna práctica de laboratorio esporádicamente. Los alumnos deberán realizar el correspondiente informe de laboratorio. Otros aspectos que se tendrán en cuenta en la evaluación son los siguientes: En caso de no hacer el examen en su día, sólo se repetirá el mismo si el motivo de está suficientemente justificado y siempre con un justificante de una tercera persona que avale el motivo de la ausencia. La evaluación de estos contenidos pendientes no está sujeta a la realización de una repetición individual de este control a una fecha a convenir, sino que se unirá al siguiente control, realizándose en el mismo, la evaluación de los contenidos correspondientes a ambos. Página 11 de 14

12 Se valorará positivamente la presentación del ejercicio (orden, limpieza), la ortografía y la calidad en la redacción, así como la inclusión de diagramas, esquemas, dibujos, etc. Los fallos de expresión, las faltas de ortografía, la pésima caligrafía y el excesivo desorden en la presentación de las diferentes pruebas supondrán según los casos y tipo de actividad las siguientes medidas: repetición de trabajos y reducción en la nota de la correspondiente prueba en un 5% del total. En aquellos casos, tanto en la realización de exámenes como de trabajos o cuadernos, en los que se detecte que se ha copiado el contenido de los mismos supondrá la anulación automática del mismo. Cuando se haga referencia a un proceso químico, éste deberá expresarse con la correspondiente ecuación ajustada, lo contrario supondrá la no obtención de la máxima calificación. Igualmente se valorará que todos los compuestos estén correctamente formulados. En problemas numéricos se valorará la coherencia del planteamiento y de los resultados obtenidos. Cuando existan 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 anterior, excepto si alguno de los resultados es absolutamente incoherente. Un alumno se considerará aprobado cuando su nota final sea igual o superior a LOS CRITERIOS DE CALIFICACIÓN QUE SE VAYAN A APLICAR En cualquier tipo de trabajos que el alumno realice, y en especial, en los distintos tipos de pruebas se calificarán los siguientes aspectos, que incidirán de forma positiva o negativa en la calificación final y en la proporción establecida: o Expresión escrita, orden, claridad, limpieza, ortografía, o Autonomía de comprensión y expresión o Actitud crítica. Página 12 de 14

13 Al terminar cada unidad se realizará un control. La nota final de evaluación se obtendrá aplicando los siguientes porcentajes: Media Aritmética de las notas de los controles realizados en la evaluación 90% Informes y trabajos 5 % Actitud (prestando especial atención al comportamiento en clase, actitud frente a la asignatura, puntualidad, presentación, de trabajos y tareas) 5% * Este porcentaje podría flexibilizarse dependiendo de las características del grupo de alumnos. El repaso de formulación química se realizará paralelamente al resto del temario. Durante el primer cuatrimestre se realizarán los necesarios controles de formulación. Para aprobar cada evaluación, la nota deberá llegar al cinco. Importante: Se considerará como mínimo imprescindible para superar la materia, disponer del cuaderno de clase con sus respectivas actividades cumplimentadas así como la presentación, dentro del plazo anunciado, de los materiales elaborados por el alumno (cuaderno, informes, trabajos, ). Otros aspectos que se tendrán en cuenta en la evaluación son los siguientes: En caso de no hacer el examen en su día, sólo se repetirá el mismo si el motivo de está suficientemente justificado y siempre con un justificante de una tercera persona que avale el motivo de la ausencia. La evaluación de estos contenidos pendientes no está sujeta a la realización de una repetición individual de este control a una fecha a convenir, sino que se unirá al siguiente control, realizándose en el mismo, la evaluación de los contenidos correspondientes a ambos. Se valorará positivamente la presentación del ejercicio (orden, limpieza), la ortografía y la calidad en la redacción, así como la inclusión de diagramas, esquemas, dibujos, etc. Los fallos de expresión, las faltas de ortografía, la pésima caligrafía y el excesivo desorden en la presentación de las diferentes pruebas supondrán según los casos y tipo de Página 13 de 14

14 actividad las siguientes medidas: repetición de trabajos y reducción en la nota de la correspondiente prueba en un 5% del total. En aquellos casos, tanto en la realización de exámenes como de trabajos o cuadernos, en los que se detecte que se ha copiado el contenido de los mismos supondrá la anulación automática del mismo. Cuando se haga referencia a un proceso químico, éste deberá expresarse con la correspondiente ecuación ajustada, lo contrario supondrá la no obtención de la máxima calificación. Igualmente se valorará que todos los compuestos estén correctamente formulados. En problemas numéricos se valorará la coherencia del planteamiento y de los resultados obtenidos. Cuando existan 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 anterior, excepto si alguno de los resultados es absolutamente incoherente. La nota final del curso será la media aritmética de las tres evaluaciones. RECUPERACIÓN Se realizará una prueba posterior a cada evaluación, de todos los contenidos de la misma. El alumno con la tercera evaluación pendiente, deberá presentarse al examen final con ella. En caso de tener alguna parte sin superar en Junio, el alumno se someterá a la Prueba Extraordinaria. En aquellos casos, tanto en la realización de exámenes como de trabajos o cuadernos, en los que se detecte que se ha copiado el contenido de los mismos supondrá la anulación automática del mismo. Un alumno se considerará aprobado cuando su nota final sea igual o superior a 5. De cada a la prueba extraordinaria de septiembre, las evaluaciones superadas durante el curso se les conservarán hasta septiembre. El alumnado con la asignatura pendiente del curso anterior realizará el examen de Química tras el período vacacional de Navidad (última semana de enero) y el de Física tras el período vacacional de Semana Santa (última semana de abril). Página 14 de 14