INFORMACIÓN DEL DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA

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1 IES Maestro Matías Bravo Departamento de Física y Química / Química 2º BACH 17/11/2014 INFORMACIÓN DEL DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA NIVEL: BACHILLERATO CURSO: 2º ASIGNATURA: QUÍMICA La información que ahora presentamos es un resumen de la programación didáctica de esta asignatura( disponible en la secretaría del Centro), elaborada según directrices marcadas por la normativa vigente (El Real Decreto 1467/2007, de 2 de noviembre, aprobado por el Ministerio de Educación y Ciencia (MEC) y que establece la estructura y las enseñanzas mínimas de Bachillerato el Decreto 67/2008 de 19 de Junio por el que se establece para la Comunidad de Madrid el currículo de Bachillerato.) Consideramos que hay elementos de la programación que, tanto el alumno como sus padres o representantes legales, deben tener presentes a lo largo del curso, dado que inciden de forma directa e inmediata en la marcha del curso, en las obligaciones del alumno, en sus derechos y en la valoración de su rendimiento y esfuerzo. Junto a éstos deben tenerse en cuenta las normas generales adoptadas por el centro en cuanto a ortografía, presentación de trabajos, materiales didácticos de los que tendrán debida información a través del tutor. 1.- Materiales didácticos específico que debe llevar el alumno a clase: Libro de texto: Química 2º de bachillerato. Tesela. Editorial Oxford Cuaderno de la asignatura. Calculadora científica. 2.- Objetivos 1. Adquirir y poder utilizar con autonomía los conceptos, leyes, modelos y teorías más importantes 2. Familiarizarse con el diseño y realización de experimentos químicos 3.- Utilizar las tecnologías de la información y la comunicación 4.-. Familiarizarse con la terminología científica 5.- Comprender y valorar el carácter tentativo y evolutivo de las leyes y teorías químicas 6.- Comprender el papel de esta materia en la vida cotidiana y su contribución a la mejora de la calidad de vida de las personas. 7.- Reconocer los principales retos a los que se enfrenta la investigación de este campo de la ciencia en la actualidad. 3.- Contenidos: Se agrupan en diez unidades didácticas: UNIDAD 0: CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN QUÍMICA Formulación y nomenclatura de compuestos inorgánicos. Formulación y nomenclatura de compuestos orgánicos. La fórmula de un compuesto. Composición centesimal. Los gases. Teoría cinética de los gases. Medida de la cantidad de sustancia. Mezclas de sustancias: mezclas de gases y disoluciones. La reacción química. Realización de ejercicios de formulación y nomenclatura de compuestos inorgánicos y orgánicos. Interpretación de forma correcta del concepto de mol y aplicación a ejercicios prácticos. Utilización adecuada de las distintas formas de expresar la concentración de una disolución. Aplicación de los factores de conversión a ejercicios prácticos. Resolución de problemas de cálculos de masa y volumen en las ecuaciones químicas a partir de los conceptos estudiados. Determinación de fórmulas químicas a partir de datos experimentales. Aplicación de los conocimientos que nos aporta la Química a la vida cotidiana. Identificación de problemas de química en el mundo que nos rodea. Valoración de la importancia de la química en nuestras actividades cotidianas y en la industria. UNIDAD 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA Primeros modelos atómicos: teoría atómica de Dalton, modelo de Thomson y modelo de Rutherford. Radiación electromagnética. Orígenes de la teoría cuántica. Hipótesis de Planck. Efecto fotoeléctrico. Espectros atómicos. Modelo atómico de Bohr. Cálculo del radio de las órbitas y energías del electrón. Interpretación de los espectros atómicos. Limitaciones del Modelo de Bohr. Correcciones cuánticas. Mecánica cuántica moderna: Hipótesis de De Broglie y Principio de Incertidumbre. Breve descripción del modelo mecano-cuántico. Orbitales atómicos. Tipos de orbitales. Estructura electrónica de los átomos: Principio de Exclusión de Pauli, orden energético creciente, Regla de Hund. Relación entre los diversos 1

2 parámetros ondulatorios entre sí y obtener unos a partir de otros. Cálculo de energías de radiaciones con la ecuación de Planck e identificarlas con la zona del espectro correspondiente. Aplicación de la ecuación de Rydberg para calcular los parámetros energéticos y ondulatorios de las líneas del espectro del Hidrógeno. Cálculo de órbitas y energías del electrón en ellas, según el modelo de Bohr. Cálculo de energías de tránsito internivélico, según el modelo de Bohr. Representación de diagramas de niveles y describir santos internivélicos. Aplicación del Principio de De Broglie para obtener las ondas asociadas a objetos materiales y viceversa. Relación de los orbitales con sus números cuánticos y viceversa. Representación de las configuraciones electrónicas de átomos e iones. Apreciación por el trabajo de un gran número de científicos a lo largo de la historia para determinar la estructura del átomo mediante la aplicación del método científico. Reconocimiento de la visión dinámica de la investigación en química a partir de las aportaciones de teorías y modelos sucesivos que mejoran y complementan los anteriores. Valoración del rigor de las mediciones y experiencias que obligan a buscar modelos que se acoplen lo más adecuadamente posible a ellas. Comprensión de la importancia de la ciencia básica en el avance del conocimiento en distintos campos: ramas de la ciencia, la tecnología, la medicina, etc. UNIDAD 2: SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. Clasificación Periódica de los elementos: introducción histórica. Tablas periódicas de Mendeleiev y Meyer. Predicciones y defectos. Ley de Moseley. Sistema Periódico actual. Estructura electrónica periódica. Variación de las propiedades periódicas: radios atómicos e iónicos, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico. Construcción de la tabla periódica a partir de la configuración electrónica de los átomos de los elementos químicos. Obtención de la configuración electrónica de un elemento químico a partir de su posición en la tabla periódica, y viceversa. Justificación de la valencia de los elementos químicos a partir de su configuración electrónica. Justificación de la variación de las propiedades periódicas a partir de la configuración de la capa de valencia de los elementos químicos. Predicción de los comportamientos químicos de los elementos a partir de su configuración electrónica. Utilización de los medios informáticos para visualizar el aspecto físico de determinados elementos y la variación de sus propiedades. Reconocimiento de la labor de la química, como ciencia experimental, en la explicación de determinados datos experimentales, como las propiedades de los elementos químicos. Valoración de la química como ciencia en continua evolución (el descubrimiento de los elementos químicos, por ejemplo, no es un proceso cerrado). Reconocimiento de la capacidad de predicción de la ciencia y la necesidad de contrastar los descubrimientos con las predicciones realizadas. UNIDAD 3: ENLACE QUÍMICO Enlace químico y estabilidad energética. Regla del octeto. Enlace de tipo iónico. Redes cristalinas. Energía de reticular. Ciclo de Born-Haber para el cálculo de la energía reticular. Propiedades de las sustancias iónicas. Enlace de tipo covalente. Estructuras de Lewis. Resonancia. Parámetros moleculares. Geometría molecular: Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. Teoría del enlace de valencia. Hibridación de orbitales atómicos. Propiedades de las sustancias covalentes. Redes covalentes. Fuerzas intermoleculares. Enlace de tipo metálico. Teorías del enlace metálico: Modelos del Mar de electrones y de Bandas. Propiedades de las sustancias metálicas. Superconductividad. Predicción a partir de la estructura electrónica de los átomos, el tipo de enlace que los unirá y la fórmula química que presentarán. Discusión cualitativa de la variación de las energías de red en diferentes compuestos. Construcción de ciclos energéticos de tipo Born-Haber para el cálculo de la energía de red. Realización de diagramas de estructuras de Lewis para diferentes moléculas. Aplicación del concepto de resonancia utilizando estructuras de Lewis. Utilización del modelo de cajas para explicar las covalencias observadas. Explicación de la polaridad o apolaridad de diferentes átomos y moléculas. Cálculo de la participación iónica en un compuesto covalente. Explicación de la formación de diversas moléculas y los enlaces que contiene mediante la TEV. Explicación de la formación de los enlaces de diversas moléculas y la estructura espacial esperada según el modelo de orbitales híbridos. Razonamiento de las anomalías estructurales espaciales observadas en las moléculas utilizando alguna de las teorías estudiadas. Reconocimiento de las propiedades de algunas sustancias de interés industrial o biológico en función de su estructura o enlaces. Observación del principio básico de la disminución energética en un sistema como causa de su evolución. Habituarse a utilizar conceptos teóricos para explicar la formación de las sustancias y sus características básicas. Valoración de las teorías y modelos útiles aplicables a casos concretos y adquirir una postura crítica hacia sus insuficiencias. Reconocimiento de las aportaciones de las nuevas tecnologías a la Química. 2

3 IES Maestro Matías Bravo Departamento de Física y Química / Química 2º BACH 17/11/2014 UNIDAD 4: TERMOQUÍMICA Tipos y clases de sistemas termodinámicos y termoquímicos. Características de las variables extensivas e intensivas. Funciones de estado. Importancia y utilidad. Primer Principio de la Termodinámica y aplicaciones. Transferencia de calor a V = cte y a p = cte. Relación entre ambas. Concepto de entalpía. Diagramas entálpicos y ecuaciones termoquímicas. Entalpías de formación y cálculo de las entalpías de reacción. Ley de Hess. Aplicación al cálculo de las entalpías de reacción. Entalpías de enlace. Cálculo de la entropía de reacción a través de ellas. Espontaneidad de las reacciones químicas. Concepto de entropía y de energía libre de Gibbs. Concepto de proceso reversible e irreversible. Segundo Principio de la Termodinámica. Energías libre de formación y de reacción. Relación de los diferentes sistemas termodinámicos con las variables termodinámicas que les afectan. Relación entre sí de las funciones de estado más habituales. Aplicación correcta del Primer Principio a un proceso químico. Comprensión y aplicación correcta del criterio de signos de un sistema termodinámico cuando sobre él se produce o se desprende calor o trabajo. Relación de la transferencia de calor cuando el proceso se realiza a p cte o a V cte. Aplicación del concepto de entalpía a procesos endotérmicos y exotérmicos. Cálculo de la entalpía de una reacción, bien a través de las entalpías de enlace o de las entalpías de formación. Aplicación de la Ley de Hess en la aditividad de las entalpías de reacción a una serie de reacciones químicas. Interpretación de los diagramas entálpicos y las ecuaciones termoquímicas. Explicación a un nivel sencillo del Segundo Principio de la Termodinámica. Evaluación de la espontaneidad de un proceso en distintas condiciones a partir de variables entálpicas y entrópicas. Lectura y comentario de un texto científico relacionado con los problemas energéticos de la sociedad actual. Valoración de la capacidad predictiva de la ciencia y de su interés en determinar a priori la posibilidad de un proceso. Toma de conciencia para analizar los distintos combustibles con el fin de utilizar el más eficaz, desde un punto de vista energético y menos contaminante. Interés por dar una utilidad práctica a los conocimientos adquiridos. Estudio de dispositivos comerciales que aprovechan procesos exotérmicos y endotérmicos. UNIDAD 5: CINÉTICA QUÍMICA Aspecto dinámico de las reacciones químicas. Velocidad de reacción. Teoría de las reacciones químicas. Ecuaciones cinéticas. Orden de reacción. Cálculo del mismo. Mecanismo de reacción y molecularidad. Factores de los que depende la velocidad de una reacción. Catálisis. Utilización de los catalizadores en algunos procesos industriales: método de obtención del NH3, H2SO4, HNO3. Relación e interpretación de las gráficas de variación de los componentes de una reacción química en función de las concentraciones calculadas a cada intervalo de tiempo y tabularlas convenientemente. Aplicación del concepto de velocidad de reacción a cualquier proceso químico convenientemente ajustado. Explicación de las teorías en las que se basan las reacciones químicas diferenciando claramente su base científica. Aplicación de la ecuación cinética a cualquier proceso químico. Cálculo de los órdenes parciales y totales de una reacción química. Interpretación de forma adecuada de las etapas que componen el mecanismo de reacción. Cálculo de la energía de activación de un proceso químico, aplicando la ecuación de Arrhenius. Explicación de los factores que influyen en la velocidad de reacción. Observación de la aplicación de las fases del método científico a los procesos cinéticos de las reacciones químicas. Valoración de la importancia del estudio de la velocidad de las reacciones así como de la catálisis en nuestro organismo y en la industria. Desarrollo de una actitud positiva hacia el estudio de los procesos cinéticos y todo lo que ello supone en el aprendizaje y formación de nuestros conocimientos científicos. UNIDAD 6: EQUILIBRIO QUÍMICO Concepto de equilibrio químico. Constante de equilibrio y cociente de reacción. Características del equilibrio químico. Formas de expresar la constante de equilibrio: Kc, Kp y Kx. Relación entre las distintas constantes de equilibrio. Relación entre la constante de equilibrio y el grado de disociación. Factores que modifican el equilibrio. Ley de Le Chatelier. Equilibrios heterogéneos sólido -líquido. Aplicar correctamente la definición de equilibrio a un proceso químico mediante la Ke. Interpretar la diferencia existente entre la magnitud que nos mide el cociente de reacción Q, y la constante de equilibrio, K. Aplicar correctamente la Ley de Acción de Masas a equilibrios cuyas especies sean sólidas, líquidas o gaseosas. Ser capaz de explicar las características del equilibrio. Utilizar correctamente, en ejercicios de aplicación sencillos, las distintas constantes. Saber 3

4 relacionar entre sí, las constantes Kc y Kp. Comprender la importancia que tiene saber aplicar el equilibrio para el cálculo del grado de disociación a través de sus constantes y viceversa. Saber interpretar correctamente la Ley de Le Chatelier por la que podemos desplazar el equilibrio en uno u otro sentido sin más que modificar la temperatura de reacción, la presión o las concentraciones de las especies reaccionantes. Observación de la aplicación de las fases del método científico al estudio del equilibrio químico. Desarrollo de una actitud positiva hacia el estudio de los procesos químicos en equilibrio y todo lo que ello conlleve en el aprendizaje y formación de nuestros conocimientos de química. Valoración del efecto que tiene sobre el medio ambiente la alteración de los equilibrios que se dan en la naturaleza. Interés por conocer las aplicaciones de la química en el mundo industrial y la necesidad de comprender cómo se desplaza el equilibrio químico al variar algunas condiciones en las cuales se llevan a cabo los procesos industriales. UNIDAD 7: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES El concepto de ácido y base en la Teoría de Arrhenius para los electrolitos. Concepto de ácido y base en la teoría de Brónsted-Lowry. Concepto de pares ácido-base conjugados. Fortaleza relativa de un ácido. Tanto por ciento de ionización y grado de ionización. Constantes de disociación de los ácidos y las bases débiles. El equilibrio iónico del agua. Concepto de ph. Concepto de hidrólisis. Concepto de punto de equivalencia en una neutralización. Concepto de indicador ácido-base. Valoraciones ácido-base: punto de equivalencia y curvas de valoración. Principales ácidos y bases de importancia industrial: ácido clorhídrico, ácido nítrico, ácido sulfúrico y amoniaco. Lluvia ácida. Relación de los valores de Ka y Kb con la fortaleza de los ácidos y las bases. Distinción entre las distintas constantes que aparecen en los equilibrios ácido-base: constante termodinámica (K), Ka, Kb y Kw. Predicción del tipo de ph de una disolución acuosa de una sal. Interpretación de las condiciones estequiométricas del punto de equivalencia en términos de moles. Interpretación del cambio de color de un indicador ácido base. Elección del indicador adecuado para una valoración. Procedimiento para valorar la concentración de una disolución ácida o básica. Realización de cálculos de concentraciones y de volúmenes requeridos para una neutralización. Importancia de los ácidos y las bases en la vida doméstica, en la industria y en el laboratorio. Evaluación de los problemas que supone la lluvia ácida para el medio ambiente. Cuidado en el manejo de determinados productos de uso doméstico que tienen un comportamiento ácido o básico. UNIDAD 8: REACCIONES DE TRASFERENCIA DE ELECTRONES Conceptos de oxidación, reducción, sustancia oxidante y sustancia reductora. Concepto de número de oxidación de un átomo en una sustancia. Relaciones estequiométricas en los procesos redox. Concepto de célula galvánica y cuba electrolítica como dispositivos que transforman energía química en eléctrica y viceversa. Las pilas de electrodos metálicos. La pila Daniell. Conceptos de ánodo y cátodo de una pila, Proceso anódico y catódico. Polaridad eléctrica de una pila. Electrodo de gases. Concepto de potencial de oxidación y potencial de reducción de un electrodo. Electrodo de referencia. Condiciones estándar. Potencial estándar de oxidación y potencial estándar de reducción de un electrodo. Fuerza electromotriz de una pila. Conceptos de ánodo y cátodo de una cuba electrolítica. Proceso anódico y catódico. Polaridad eléctrica de los electrodos de una cuba. Ejemplos de electrólisis. Electrólisis del agua. Interpretación de la electrólisis de una disolución acuosa de NaCl. Metales que no pueden obtenerse por electrólisis de una disolución acuosa de sus sales. Leyes de Faraday. La corrosión de los metales. Determinación del número de oxidación de un átomo en una sustancia. Relación de los conceptos de sustancia oxidante y sustancia reductora (sustancia que se reduce y sustancia que se oxida) con la variación que experimenta el número de oxidación de sus átomos en un proceso redox. Ajuste de reacciones de oxidación reducción por el método del ion-electrón. Consulta de tablas de potenciales estándar de reducción para obtener los potenciales de reducción y de oxidación de los electrodos de una pila. Cálculo de la fuerza electromotriz estándar de una pila a partir de las tablas de potenciales de electrodo. Determinación de la espontaneidad de un proceso redox a partir de los valores de los potenciales estándar de electrodo para ese proceso. Determinación de los elementos obtenidos en un proceso de electrólisis a partir de los potenciales de electrodo de las sustancias presentes. Aplicar las leyes de Faraday para determinar las distintas variables implicadas en ellas: masa depositada en un proceso electrolítico, intensidad de la corriente, tiempo de funcionamiento de la pila, etc. Valoración de la recogida selectiva de pilas y de acumuladores de desecho para evitar problemas de contaminación. Aprovechamiento doméstico de conocimientos aprendidos en esta unidad. Aplicación a la limpieza de metales o a la posibilidad de utilizar o no ciertos recipientes para guardar alimentos. Valoración de la importancia de la 4

5 IES Maestro Matías Bravo Departamento de Física y Química / Química 2º BACH 17/11/2014 tecnología y sus soluciones como método para aprovechar en beneficio de la sociedad los fenómenos que tienen lugar en los procesos de oxidación-reducción. UNIDAD 9: QUÍMICA DEL CARBONO Características de los compuestos del carbono. Hibridación de orbitales atómicos en el átomo de carbono y formación de enlaces sencillos, dobles y triples. Concepto de isomería y distinción entre sus diferentes tipos. Principales propiedades físicas de los compuestos del carbono. Reactividad de los compuestos orgánicos en función de su estructura molecular. Efecto inductivo y efecto mesómero. Ruptura homolítica y heterolítica; intermedios de reacción. Reactivos nucleófilos y electrófilos; características y ejemplos más representativos. Reacciones radicalarias. Características y ejemplos más representativos. Reacciones unimoleculares y bimoleculares; características cinéticas y energéticas. Reacciones de sustitución uni y bimolecular. Características que las diferencian. Reacciones de adición nucleófila y electrófila. Similitudes y diferencias. Ejemplos más representativos. Regla de Markownikoff. Reacciones de eliminación. Regla de Saytzeff. Otras reacciones orgánicas: esterificación, redox, combustión. Importancia de la industria química en la sociedad actual. Principales aplicaciones de la química del carbono en la industria química. Representación esquemática del solapamiento de orbitales que justifica la formación de enlaces sencillos, dobles y triples. Representación con modelos de bolas y varillas alguna molécula orgánica sencilla. Identificación del tipo de isomería que puede acompañar a distintos compuestos orgánicos. Reconocimiento de los carbonos asimétricos en una cadena carbonada. Relación de la reactividad de un compuesto orgánico con su estructura molecular. Observación de las consecuencias del efecto inductivo y mesómero en la reactividad de los compuestos orgánicos. Comparación de los intermedios de reacción que se producen según sea la ruptura del enlace homolítica o heterolítica. Clasificación las reacciones orgánicas por el tipo de ruptura. Representación de los perfiles energéticos de una reacción unimolecular y bimolecular. Identificación de reactivos nucleófilos y los reactivos electrófilos. Distinción entre adiciones nucleófilas y electrofilas en función del sustrato atacado. Aplicación de la Regla de Markownikoff en las adiciones nucleófilas. Aplicación de la Regla de Saytzeff en las reacciones de eliminación. Reconocimiento de otras reacciones orgánicas importantes, fundamentalmente: combustión, redox y esterificación. Representación de la formación de jabones como una reacción de esterificación básica. Reconocimiento de productos diversos de uso habitual en las sociedades modernas y que han sido sintetizados por la industria química. Valoración de la teoría de hibridación de orbitales atómicos para justificar las evidencias experimentales de los enlaces sencillos, dobles y triples que se forman en las cadenas carbonadas. Aceptación del concepto de isomería como instrumento teórico que permite diferenciar compuestos orgánicos con igual fórmula empírica. Valoración de las aplicaciones de los compuestos orgánicos a la mejora de las condiciones de vida de las personas y de sus influencias en la sociedad actual. Curiosidad por conocer la composición química de sustancias de uso relativamente frecuente. UNIDAD 10: POLÍMEROS Y MACROMOLÉCULAS Definición de polímero, monómero y reacción de polimerización. Clasificación de polímeros. Propiedades físicas de los polímeros. Tipos de polimerización: reacciones de adición y reacciones de condensación. Polímeros sintéticos: principales polímeros de adición y de condensación. Polímeros naturales: caucho natural, polisacáridos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos. Formulación de reacciones de adición y condensación polimérica. Determinación de las unidades de monómero que conforman un polímero. Descripción de algún proceso de polimerización que se desarrolle a escala industrial. Búsqueda de información sobre algún polímero de importancia en la sociedad. Justificación, según la estructura de algunos polímeros artificiales y naturales, de algunos rasgos de éstos que les proporciona tener gran interés económico e industrial. Realización experimental de alguna ruta de síntesis sencilla de un polímero. Valoración crítica de las aplicaciones de polímeros y macromoléculas en la mejora de las condiciones de vida de las personas y de su influencia en la sociedad y en el medio ambiente. Reflexión crítica sobre la mejora de la calidad de vida que supone la sustitución de los materiales tradicionales (metales, madera, lana, cuero, lino, algodón, etc.) por estos nuevos materiales (los polímeros) y su coste social (crisis del acero) y medioambiental (residuos, contaminación). Interés por el reciclado de polímeros. 5

6 4.- Contenidos mínimos Los contenidos mínimos exigibles para aprobar la asignatura son los siguientes: - 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. - Búsqueda, selección y comunicación de información y de resultados utilizando la terminología adecuada. - Revisión de la nomenclatura y formulación de las principales funciones orgánicas. - Alcoholes y ácidos orgánicos: obtención, propiedades e importancia. - Los ésteres: obtención y estudio de algunos ésteres de interés. - Polímeros y reacciones de polimerización. Valoración de la utilización de las sustancias orgánicas en el desarrollo de la sociedad actual. Problemas medioambientales. - La síntesis de medicamentos. Importancia y repercusiones de la industria química orgánica. - Del átomo de Bohr al modelo cuántico. Importancia de la mecánica cuántica en el desarrollo de la química. - Evolución histórica de la ordenación periódica de los elementos. - Estructura electrónica y periodicidad. Tendencias periódicas en las propiedades de los elementos. - Enlaces covalentes. Geometría y polaridad de moléculas sencillas. - Enlaces entre moléculas. Propiedades de las sustancias moleculares. - El enlace iónico. Estructura y propiedades de las sustancias iónicas. - Estudio cualitativo del enlace metálico. Propiedades de los metales. - Propiedades de algunas sustancias de interés biológico o industrial en función de la estructura o enlaces característicos de la misma. - Energía y reacción química. Procesos endo y exotérmicos. Concepto de entalpía. Determinación de un calor de reacción. Entalpía de enlace e interpretación de la entalpía de reacción. - Aplicaciones energéticas de las reacciones químicas. Repercusiones sociales y medioambientales. - Valor energético de los alimentos: implicaciones para la salud. - Condiciones que determinan el sentido de evolución de un proceso químico. Conceptos de entropía y de energía libre. - Características macroscópicas del equilibrio químico. Interpretación submicroscópica del estado de equilibrio de un sistema químico. La constante de equilibrio. Factores que afectan a las condiciones del equilibrio. - Las reacciones de precipitación como ejemplos de equilibrios heterogéneos. Aplicaciones analíticas de las reacciones de precipitación. - Aplicaciones del equilibrio químico a la vida cotidiana y a procesos industriales. - Revisión de la interpretación del carácter ácido-base de una sustancia. Las reacciones de transferencia de protones. - Concepto de ph. Cálculo y medida del ph en disoluciones acuosas de ácidos y bases. Importancia del ph en la vida cotidiana. - Volumetrías ácido-base. Aplicaciones y tratamiento experimental. - Tratamiento cualitativo de las disoluciones acuosas de sales como casos particulares de equilibrios ácido-base. - Algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana. El problema de la lluvia ácida y sus consecuencias. - Reacciones de oxidación-reducción. Especies oxidantes y reductoras. Número de oxidación. - Concepto de potencial de reducción estandar. Escala de oxidantes y reductores. - Valoraciones redox. Tratamiento experimental. - Aplicaciones y repercusiones de las reacciones de oxidación- reducción: pilas y baterías eléctricas. - La electrólisis: importancia industrial y económica. La corrosión de metales y su prevención. Residuos y reciclaje. 6

7 IES Maestro Matías Bravo Departamento de Física y Química / Química 2º BACH 17/11/ Procedimientos e instrumentos de evaluación La evaluación de los alumnos se hará por evaluaciones y personalizada, a través de los siguientes procedimientos de evaluación: Pruebas escritas, orales, intervenciones en clase, resolución de ejercicios y cuestiones en casa, observaciones sobre el trabajo en clase, elaboración de informes, destrezas experimentales, etc. 6.-Sistemas y criterios de calificación de Mayo: La calificación final se obtendrá atendiendo a los siguientes criterios: El curso consta de tres evaluaciones. La nota de cada evaluación se deducirá de la siguiente manera: La calificación obtenida en las pruebas escritas constituirá el 80% de la calificación global. El trabajo en clase y en casa y actitud hacia la asignatura el restante 20%. Los alumnos realizarán al menos un examen por cada evaluación. La nota final de las pruebas escritas consistirá en la media ponderada de las pruebas realizadas (30% para la primera prueba y 70% para la segunda, si se hicieran dos, siendo los contenidos acumulativos). En las pruebas escritas: 1º) Se exigirá el fundamento teórico en la resolución numérica de ejercicios, así como una explicación breve del procedimiento seguido en la resolución y 2º) Se valorará la utilización de un lenguaje científico preciso y correcto. 3º) Será requisito imprescindible para superar la materia obtener un 70% de aciertos en el examen específico de formulación inorgánica y orgánica 7.- Procedimientos de recuperación El alumno que no supere una evaluación, podrá hacer la prueba de recuperación en el siguiente trimestre. Esto servirá también para aquellos que faltaron a un examen. En el caso de la tercera evaluación, tendrá opción a recuperarla antes de finalizar el curso. En el mes de Mayo, los alumnos con dos más evaluaciones suspensas podrán realizar una prueba escrita donde se plantearían cuestiones o problemas de todos los contenidos desarrollados a lo largo del curso. Para aprobar, la calificación final en dicha prueba no podrá ser inferior a 5. Aquellos alumnos que han promocionado a 2º de bachillerato con la materia de Física y Química de 1º de bachillerato evaluada negativamente, recibirán un cuaderno de ejercicios que les facilitará el departamento para que puedan repasar. Para recuperar la materia los alumnos tendrán que superar dos pruebas escritas: Primera prueba escrita: en el mes de Enero. Se plantearán cuestiones o problemas de Química Segunda prueba: En el mes de Abril. Se plantearán cuestiones o problemas de Física Para aquellos alumnos que no aprueben una o ninguna de las dos anteriores tendrían la oportunidad de recuperarlas haciendo una tercera prueba en el mes de Abril, y antes de los exámenes globales de 2º Bachillerato La nota final de la materia será la media aritmética de las dos pruebas parciales aprobadas. 8.- Calificación final de Mayo y Septiembre: La calificación final de Mayo se hará estableciendo la media aritmética de las tres evaluaciones aprobadas aplicando a cada una de ellas los criterios de calificación antes mencionados. Para los alumnos que realizasen la prueba final de Mayo, su calificación se haría a partir de la obtenida en dicha prueba La prueba de septiembre constará únicamente de un examen de toda la asignatura, en el cual se indicará la puntuación de cada pregunta. Para aprobar, la calificación final no podrá ser inferior a 5..La estructura de esta prueba será similar a las realizadas durante el curso y se plantearán cuestiones o problemas sobre los contenidos desarrollados a lo largo del curso La calificación de Septiembre se hará a partir de la calificación obtenida en el examen extraordinario de toda la materia El valor definitivo de la calificación en cada evaluación y de la calificación final se obtendrá redondeando la media ponderada de los apartados anteriores de acuerdo con la siguiente tabla: 7

8 Media ponderada Calificación Desde 0 hasta 0,5 no incluido 0 Desde 0,5 hasta 1,5 no incluido 1 Desde 1,5 hasta 2,5 no incluido 2 Desde 2,5 hasta 3,5 no incluido 3 Desde 3,5 hasta 4,5 no incluido 4 Desde 4,5 hasta 5,5 no incluido 5 Desde 5,5 hasta 6,5 no incluido 6 Desde 6,5 hasta 7,5 no incluido 7 Desde 7,5 hasta 8,5 no incluido 8 Desde 8,5 hasta 9,5 no incluido 9 Desde 9,5 hasta 10 incluido Actividades extraescolares previstas por el departamento. Durante este curso, si es posible, los alumnos asistirán a alguna conferencia sobre temas de actualidad de Física y/o Química en el propio centro. 8