MATERIA: QUÍMICA DE SEGUNDO DE BACHILLERATO · aspectos energéticos y/o estequiométricos de las reacciones químicas, aborda algunos tipos específicos de éstas, y pertenece a

Departamento de Física y Química Programación de la Asignatura: Química de 2º de Bachillerato

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1. INTRODUCCIÓN

La Química contribuye al objetivo general de las Ciencias de la Naturaleza: la comprensión de

ésta, centrándose en el estudio de la constitución y estructura de la materia y en el de sus transformacio-

nes.

El primero de estos aspectos ha sido objeto de reflexión desde la antigüedad griega hasta la ac-

tualidad. Desde el modelo de los cuatro elementos (aire, agua, fuego y tierra) hasta la mecánica cuánti-

ca, la Química se ha servido de diferentes teorías y modelos en su intento de hacer una adecuada repre-

sentación de la realidad. Por todo ello, esta disciplina ofrece una buena oportunidad para mostrar al

alumnado cuál es el papel de los modelos teóricos en el desarrollo de la ciencia.

El conocimiento de las transformaciones de la materia surge paralelamente al descubrimiento del

fuego: las sustancias (alimentos, arcilla, metales, etc.) al ser colocadas al fuego experimentan transforma-

ciones que son de gran utilidad para el hombre. La alquimia tenía como objeto fundamental el estudio de

una determinada transformación: la transmutación de los metales en oro. En el siglo XVIII, Lavoisier dio un

gran impulso al estudio de los cambios químicos al introducir el aspecto cuantitativo gracias a la ley de

conservación de la masa. En la sociedad actual se ha ampliado el número y la variedad de esas trans-

formaciones químicas: la fabricación de fármacos, abonos, plásticos, colorantes, etc.

El papel educativo de la Química en el Bachillerato está relacionado con la profundización de los

conocimientos ya trabajados en cursos anteriores, con la clarificación del papel jugado por las diferentes

teorías o modelos en su desarrollo, así como con la utilización de estos conocimientos en el estudio de la

relación Química-Tecnología-Sociedad, y con el desarrollo de actitudes críticas ante los problemas que

actualmente se plantean en la sociedad. Por otra parte, la Química acentúa en este curso su carácter

orientador y preparatorio para la realización de estudios y procesos de formación posteriores.

En todo desarrollo científico conviene partir de unos conceptos fundamentales, sobre los cuales se

va desarrollando el conocimiento científico. En Química, entre estos conceptos funda-mentales se en-

cuentran los de átomo, molécula, elemento, reacción, etc. El conocimiento y profundización en esos

conceptos es uno de los objetivos formativos prioritarios de esta materia en el Bachillerato.

La materia se organiza en torno a tres grandes apartados. El primero corresponde al estudio de los

aspectos energéticos y/o estequiométricos de las reacciones químicas, aborda algunos tipos específicos

de éstas, y pertenece a la parte conocida como Química general. En el segundo se presenta la nueva

visión del comportamiento de la materia, con las soluciones de la física cuántica al problema del átomo y

sus uniones.

Por último, se introducen la química del carbono y la química industrial, en las que se dan a cono-

cer sustancias que tienen gran interés biológico e industrial.

2. OBJETIVOS

Esta materia ha de contribuir a que el alumnado desarrolle las siguientes capacidades:

1. Adquirir y poder utilizar con autonomía los conceptos, leyes, modelos y teorías más importantes,

así como las estrategias empleadas en su construcción.

2. Familiarizarse con el diseño y realización de experimentos químicos, así como con el uso del

instrumental básico de un laboratorio químico y conocer algunas técnicas específicas, todo ello de

acuerdo con las normas de seguridad de sus instalaciones.

3. Utilizar las tecnologías de la información y la comunicación para obtener y ampliar información

procedente de diferentes fuentes y saber evaluar su contenido.

4. Familiarizarse con la terminología científica para poder emplearla de manera habitual al expre-

sarse en el ámbito científico, así como para poder explicar expresiones científicas del lenguaje coti-

diano, relacionando la experiencia diaria con la científica.

5. Comprender y valorar el carácter tentativo y evolutivo de las leyes y teorías químicas, evitando

posiciones dogmáticas y apreciando sus perspectivas de desarrollo.

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• Valorar igualmente, de forma fundamentada, los problemas que sus

aplicaciones puede generar y cómo puede contribuir al logro de la sostenibilidad y de estilos de vida

saludables.

7. Reconocer los principales retos a los que se enfrenta la investigación de este campo de la

ciencia en la actualidad.


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3. CONTENIDOS

Considerando que la estructura principal de la Química está constituida por teorías y conceptos

que configuran esquemas interpretativos de la realidad, se han tomado como criterios que ayudan a

organizar el currículum aquellos contenidos que hacen referencia a conceptos relevantes y a las relacio-

nes entre ellos.

Junto a estos contenidos conceptuales, deben considerarse otros referidos a destrezas, procedi-

mientos y actitudes, comunes en unos casos a todas las ciencias, o específicos de la Química en otros,

que es necesario desarrollar a lo largo del tratamiento de esta materia y que suponen una aproximación

al trabajo científico y a las relaciones Química-Tecnología-Sociedad.

En efecto, deberán trabajarse aquellos procedimientos que constituyen la base de la actividad

científica, tales como el planteamiento de problemas, la formulación y contraste de hipótesis, el diseño de

estrategias para este contraste, la precisión en el uso de instrumentos de medida, la interpretación de los

resultados, su comunicación, el uso de fuentes de información y el desarrollo de modelos explicativos.

También se trabajarán las actitudes propias de la ciencia: el cuestionamiento de lo obvio, la imaginación

creativa, la necesidad de comprobación, de rigor y de precisión y los hábitos de trabajo e indagación

intelectual.

El desarrollo de esta materia debe procurar la comprensión de la naturaleza de las ciencias, sus

logros y limitaciones, su carácter tentativo y de continua búsqueda, su interpretación de la realidad a

través de teorías y modelos, su evolución y sus relaciones con la tecnología y la sociedad. A partir de esta

comprensión pueden valorarse las consecuencias de los avances de la Química en la modificación de las

condiciones de vida y sus efectos sociales, económicos y ambientales.

Junto a estos contenidos de procedimientos y actitudes comunes con otras ciencias, existen otros,

igualmente que pueden englobarse dentro de la denominación de Química descriptiva y que incluyen el

estudio de las sustancias más relevantes por motivos científicos, económicos, históricos o medioambienta-

les.

Los contenidos del curso se presentan divididos en unidades didácticas aunque en algunos casos

durante el desarrollo de la misma, algunas de las unidades didácticas se podrán dividir a su vez si se con-

siderase que es necesario. Las unidades se pueden agrupar también en bloques o capítulos. Cada capítu-

lo abarca un conjunto amplio de contenidos relacionados con un mismo tema global. Las unidades di-

dácticas son agrupaciones más reducidas de contenidos especialmente relacionados entre sí.

A continuación se da una relación de los capítulos propuestos para esta asignatura, indicándose,

también, la secuenciación.

Capítulo 1. 7 semanas

Unidad 1: Estructura atómica y sistema periódico.

Unidad 2: Enlace químico.


Unidades 3, 4 y 5: Cálculos básicos en química (Puede dividirse a su vez en Cálculos básicos, diso-

luciones y reacciones químicas).

Unidad 6: Termoquímica.


Unidades 7, 8 y 9: Equilibrio químico. (Puede dividirse en: Cinética química, Equilibrios y reacciones

de precipitación)


Unidad 10: Reacciones ácido-base.

Unidad 11: Reacciones redox.


Unidad 12: Química del carbono.


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A estas unidades se le suma el repaso sobre la formulación de química inorgánica que se hará lo más

rápido posible para evitar perder tiempo con el resto de la materia.

CAPÍTULO 1.

ESTRUCTURA DEL CAPÍTULO

UNIDAD 1: ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO

Los contenidos se estructuran en los siguientes apartados:

1. Introducción

1.1 La teoría atómica

1.2 Primeros modelos atómicos

2. Antecedentes al modelo de Bohr

2.1 Espectroscopía

2.2 Naturaleza de la luz

2.3 Orígenes de la teoría cuántica

2.4 Espectro de emisión del hidrógeno

3. Modelo atómico de Bohr

3.1 Modelo de Bohr-Sommerfeld

4. La mecánica cuántica

4.1 Dualidad onda corpúsculo

4.2 Principio de incertidumbre de Heisenberg

5. El modelo atómico de la mecánica cuántica. Ecuación de Schrödinger

5.1 Números cuánticos

5.2 Orbitales atómicos

5.3 Configuración electrónica

6. La Tabla Periódica

6.1 Tabla Periódica de Mendeleiev

6.2 Ley de Moseley

7. Descripción del Sistema Periódico actual

7.1 Justificación del Sistema Periódico

8. Propiedades periódicas

9.1 Radio atómico y radio iónico

9.2 Energía de ionización

9.3 Afinidad electrónica

9.4 Electronegatividad

Unidad 2: Enlace Químico


1. Enlace químico: sus tipos

2. Enlace iónico

2.1 Ciclo de Born-Haber

2.2 Propiedades de los compuestos iónicos

3. Enlace covalente

3.1 Teoría de Lewis

3.2 Geometría de las moléculas

3.3 Teoría del enlace de valencia

3.4 Hibridación de orbitales


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3.5 Polaridad de los enlaces

4. Fuerzas intermoleculares

5. Propiedades de las sustancias covalentes

6. Enlace metálico

6.1 Modelos del enlace metálico

6.2 Propiedades de las sustancias metálicas

OBJETIVOS

• Conocer los orígenes y la evolución de las teorías atómicas.

• Comprender el papel que juegan los modelos atómicos, basados en hechos experimentales y

modificables o sustituibles cuando se observan hechos que no explican.

• Reconocer la discontinuidad que existe en la energía, al igual que la existente en la materia.

• Aprender a manejar aparato físico-matemático sencillo para obtener ecuaciones útiles en este

campo.

• Interpretar las informaciones que se pueden obtener de los espectros atómicos.

• Adquirir el conocimiento de lo que representan: orbitales atómicos, niveles de energía y núme-

ros cuánticos.

• Observar las diferencias entre el mundo microscópico y el macroscópico a partir del estudio de

las propiedades de la materia y de la energía en cada uno de ellos.

• Conocer, comprender e interpretar las limitaciones que tienen las distintas teorías.

• Aprender a distribuir los electrones en los átomos y relacionar la configuración de los elementos

con su colocación en el SP.

• Interpretar la información que puede obtenerse de la colocación de los principales elementos

en el SP.

• Observar la periodicidad de las propiedades de los elementos y aprender a compararlas al

relacionar varios de dichos elementos entre sí.

• Conocer las relaciones e interacciones de la Química con la tecnología y la sociedad.

• Comprender el concepto de enlace como el resultado de la estabilidad energética de los áto-

mos unidos por él.

• Observar la relación entre formación del enlace y configuración electrónica estable.

• Conocer básicamente las características de los distintos tipos de enlace.

• Saber predecir por qué tipo de enlace se unirán los diferentes átomos entre sí a partir de su es-

tructura electrónica.

• Aprender a calcular energías reticulares mediante balances energéticos.

• Conocer y discutir las propiedades de las sustancias iónicas, covalentes y metálicas.

• Recordar cómo se forman las estructuras moleculares según Lewis.

• Conocer las diferentes características del enlace y de las moléculas covalentes: energías, ángu-

los, distancias internucleares y polaridad.

• Conocer las teorías que se utilizan para explicar el enlace covalente aplicándolas a la resolu-

ción de moléculas concretas.

• Conocer las fuerzas intermoleculares e interpretar cómo afectarán a las propiedades macros-

cópicas de las sustancias.

• Conocer las teorías que explican el enlace metálico, aplicándolas a la interpretación de las

propiedades típicas de los metales.

CONTENIDOS

Conceptos

• Orígenes de la teoría cuántica: Hipótesis de Planck. La cuantización del átomo: El modelo ató-

mico de Bohr, sus aciertos y sus limitaciones. Hipótesis de De Broglie. Principio de incertidumbre de Heisen-

berg. El modelo atómico de la mecánica ondulatoria. Concepto de orbital. Números cuánticos.


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• Configuraciones electrónicas acordes con la interpretación cuántica del átomo: su importancia

en la reactividad de los elementos. Ordenación de los elementos en el sistema periódico y propiedades

periódicas.

• Estudio del enlace iónico. Estructura de los compuestos iónicos. Índice de coordinación. Estudio

energético de la formación de cristales iónicos: ciclo de Born-Haber. Propiedades de los compuestos ióni-

cos.

• Estudio del enlace covalente como compartición de pares de electrones. Diagramas de Lewis.

Explicación de enlaces en algunas moléculas sencillas mediante solapamiento de orbitales atómicos.

Justificación de la geometría de las moléculas usando el modelo de la repulsión de pares de electrones

de la capa de valencia. Polaridad de un enlace y polaridad de las moléculas. Hibridación de orbitales

atómicos. Fuerzas intermoleculares. Propiedades de las sustancias covalentes.

• Estudio cualitativo del enlace metálico. Introducción a la teoría de bandas. Propiedades de las

sustancias metálicas.

Procedimientos

• Relación entre los diversos parámetros ondulatorios entre sí y obtención de unos a partir de otros.

• Cálculo de energías de radiaciones con la ecuación de Planck e identificación 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 entre niveles, según el modelo de Bohr.

• Dibujo de diagramas de niveles y descripción de saltos entre niveles.

• Aplicación de la hipótesis de de De Broglie para obtener las ondas asociadas a objetos materia-

les y viceversa.

• Adjudicación de números cuánticos a los orbitales.

• Escritura de las configuraciones electrónicas de átomos e iones.

• Explicación de las variaciones de las propiedades periódicas en los elementos.

• Predicción del tipo de enlace a partir de la estructura electrónica de los átomos.

• Discusión cualitativa sobre 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.

• Utilización del modelo de cajas para explicar las covalencias observadas.

• Predicción de la geometría de moléculas sencillas.

• Explicación de la polaridad o apolaridad de diferentes átomos y moléculas.

• 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 espe-

rada según el modelo de orbitales híbridos.

Actitudes

• Observación de la aplicación del método científico en la evolución de los diversos modelos

atómicos y en la preparación de las distintas ordenaciones de los elementos.

• Apreciación 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.

• Muestra de una postura crítica hacia las teorías, que será la responsable de su evolución.

• Toma de conciencia de las aportaciones de la Química a la tecnología y la sociedad.

• Observación del principio básico de la disminución energética en un sistema como causa de su

evolución.

• Valoración de las teorías y modelos como útiles aplicables a casos concretos y adquisición de

una postura crítica hacia sus insuficiencias.

• Reconocimiento de las aportaciones de las nuevas tecnologías a la Química.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN


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- Se trata de comprobar que los alumnos utilizan el modelo cuántico del átomo para justificar las

estructuras electrónicas, la ordenación periódica de los elementos y la variación periódica de algunas

propiedades de éstos.

Deberán conocer:

- Las características de las tres partículas fundamentales del átomo (protón, neutrón y electrón) y

su distribución en el mismo.

- Los conceptos de número atómico y número másico y su empleo en la deducción del

número de cada una de las partículas fundamentales que constituyen un átomo o un ion.

- Las ideas básicas del modelo atómico de Bohr, de un modo cualitativo. La idea de cuantización

de la energía en el átomo, estudiando los niveles de energía del átomo de hidrógeno. Relación de estos

niveles con la frecuencia de las radiaciones según la ecuación de Planck. Existencia de subniveles de

energía en los átomos polielectrónicos y utilización de los números cuánticos para su descripción.

- El cambio que supone la Mecánica Ondulatoria en la descripción del átomo, introduciendo la

dualidad onda-corpúsculo, el principio de incertidumbre de Heisenberg y el concepto de orbital.

- Los distintos tipos de orbitales, su orientación espacial y su relación con los subniveles de energía

y números cuánticos.

- La aplicación de los valores posibles de los números cuánticos y el principio de exclusión de Pauli

en la distribución de electrones y el manejo de la notación de las configuraciones electrónicas de átomos

e iones, aplicando el principio de máxima multiplicidad de Hund.

- El Sistema Periódico, numerando los grupos del uno al dieciocho siguiendo la normativa IUPAC.

- Las características de la Tabla Periódica en términos de la configuración electrónica y la justifi-

cación de la variación de las propiedades periódicas en la misma: radios atómicos e iónicos, energía de

ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. No se considerará como justificación las flechas

que indican el orden de variación de dichas propiedades.

- El papel que juega en el enlace la configuración electrónica externa de los átomos implicados.

Respecto al enlace químico los alumnos deberán conocer:

- Los fundamentos del enlace covalente según la teoría de Lewis y la representación de moléculas

covalentes mediante esta teoría.

- La predicción de la geometría molecular mediante la aplicación del método de la Repulsión de

los Pares de Electrones de la Capa de Valencia, hasta estequiometría AB4.

- Los fundamentos del enlace covalente según la teoría del Enlace de Valencia. Enlace σ y enla-

ce π.

- El concepto de hibridación y la diferencia entre sí de las hibridaciones sp, sp2 y sp3, así

como su aplicación para justificar las estructuras tanto de compuestos orgánicos como inorgánicos.

Concepto y tipos de isomería.

- El concepto de polaridad en un enlace covalente y saber deducir si una molécula es apolar o

polar en función de la polaridad de sus enlaces y de su geometría.

- El concepto de fuerzas intermoleculares y su influencia en propiedades tales como punto de

fusión, punto de ebullición y solubilidad.

- El concepto de energía reticular. La influencia de la carga y del radio de los iones en la misma. El

ciclo de Born-Haber.

- Las propiedades de los compuestos iónicos: solubilidad, punto de fusión y de ebullición, conduc-

tividad eléctrica y dureza.

- El enlace metálico según el modelo de la nube electrónica y las propiedades de los

metales (punto de fusión, conductividad térmica y eléctrica y propiedades mecánicas).

- La aplicación de los conceptos y fundamentos anteriores para justificar las propiedades de sus-

tancias de interés biológico o industrial.


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CAPÍTULO 2


UNIDADES 3,4 y 5: CÁLCULOS BÁSICOS EN QUÍMICA


1. Composición de la materia

1.1 Símbolos y fórmulas

2. Concepto de mol

2.1 Masa atómica

2.2 El mol

3. Leyes de los gases

3.1 Gases ideales

4. Composición centesimal de una sustancia. Fórmula empírica y fórmula molecular

5. Disoluciones.

5.1 Concentración de una disolución

5.2 Formas de expresar la concentración

5.3 Preparación de disoluciones

6. Cálculos estequiométricos

UNIDAD 6: TERMOQUÍMICA


1. Energía

1.1 Transferencias de energía: calor y trabajo

1.2 Efectos del calor

2. Fundamentos de la termodinámica

2.1 Primer Principio de la Termodinámica

3. Aplicaciones del Primer Principio

3.1 Entalpía

3.2 Entalpía de reacción

3.3 Ley de Hess

3.4 Entalpías de formación

3.5 Entalpías de combustión

3.6 Energías de enlace

4. Segundo Principio de la Termodinámica

4.1 Variación de entropía en una reacción química

5. Espontaneidad de las reacciones químicas

5.1 Energías libres de formación

OBJETIVOS

• Representar con fórmulas químicas diversas sustancias y las ecuaciones químicas que represen-

tan sus cambios.

• Conocer y comprender los conceptos de masa atómica, mol, volumen molar y las relaciones

existentes entre ellos.

• Conocer y saber utilizar los distintos modos de expresar la concentración de una disolución.

• Saber ajustar reacciones químicas.

• Aplicar los cálculos estequiométricos a las reacciones químicas.


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• Conocer los diferentes sistemas termodinámicos existentes.

• Diferenciar entre variables extensivas e intensivas.

• Conocer las funciones de estado más habituales y su utilidad.

• Interpretar correctamente el Primer Principio de la Termodinámica.

• Aplicar correctamente el Primer Principio a las reacciones químicas.

• Definir el concepto de entalpía y relacionarla con la transferencia de calor de una reacción a

presión constante.

• Diferenciar correctamente las ecuaciones endotérmicas de las exotérmicas.

• Relacionar las transferencias de calor a presión constante y a volumen constante.

• Diferenciar correctamente las entalpías de formación de las entalpías de reacción.

• Aplicar la Ley de Hess al cálculo de entalpías de reacción en un proceso químico.

• Conocer y aplicar el concepto de entalpía de enlace.

• Conocer el concepto de entropía y su relación con el Segundo Principio de la Termodinámica.

• Estudio cuantitativo de la variación de entropía y de la energía libre de Gibbs en un proceso

químico.

• Conocer y aplicar el criterio de espontaneidad de las reacciones químicas.

• Aplicar las energías libres de formación para el cálculo de la energía libre de una reacción.

• Conocer las relaciones e interacciones de la Química con la tecnología y la sociedad.

CONTENIDOS

Conceptos

• Composición de la materia. Tipos de fórmulas. Masa atómica. Masa molecular. Concepto del

mol. Masa molar y volumen molar.

• Gases ideales. Ley de Dalton de las presiones parciales.

• Disoluciones. Solubilidad y saturación. Formas de expresar la concentración.

• Cálculos estequiométricos. Reactivo limitante. Rendimiento de una reacción química.

• Primer principio de la Termodinámica. Aplicación al estudio de reacciones químicas que se veri-

fican a presión constante. Concepto de entalpía.

• Ley de Hess. Entalpías de enlace. Cálculo de entalpías de reacción usando la ley de Hess o a

partir de las entalpías de enlace.

• Espontaneidad de las reacciones químicas. Estudio cualitativo de la variación de entropía y de

energía libre de Gibbs de una reacción. Aplicaciones a algunos procesos químicos de interés.

Procedimientos

• Realización de diagramas y modelos que representen las fórmulas de algunos compuestos sen-

cillos.

• Resolución de diversos ejercicios y problemas relacionando las distintas formas de expresar la

cantidad en Química.

• Aplicación de la ecuación general de los gases ideales.

• Cálculos de fórmulas empíricas y fórmulas moleculares a partir del análisis químico ele-mental.

• Cálculos de la concentración de una disolución.

• Realización de cálculos estequiométricos, tanto en masa como en volumen, para diversas

reacciones químicas.

• Preparación de disoluciones.

• Realización de experiencias sencillas de laboratorio de cómo preparar una disolución de con-

centración dada.

• Relación entre los diferentes sistemas termodinámicos y las variables termodinámicas que les

afectan.

• 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.


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• Aplicación correcta 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 ental-

pías de formación.

• Aplicación correcta 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.

• Predicción de si un proceso químico va a ser espontáneo o no, conocido el factor energético y

el factor de desorden del mismo.

• Explicación a un nivel sencillo del Segundo Principio de la Termodinámica.

Actitudes

• Reflexión sobre la evolución del lenguaje químico y las causas de dicho cambio.

• Responsabilidad en el trabajo realizado en el laboratorio, tomando las precauciones necesarias

a la hora de utilizar sustancias químicas.

• Reconocer la importancia del lenguaje químico como el vehículo común de transmisión de los

distintos saberes y conocimientos.

• Valoración y respeto por las normas de seguridad que se deben guardar en el trabajo de labo-

ratorio.

• Reconocer la importancia que tiene la medida en el proceso de hacer ciencia, así como los

errores de los que va acompañada.

• Mostrar espíritu de equipo y de trabajo con los compañeros y compañeras.

• Saber rectificar y cambiar de opinión ante las evidencias experimentales encontradas, así como

ante los hechos mostrados por otros compañeros.

• Respeto por el medio en el que vivimos, procurando que la Ciencia esté al servicio de la socie-

dad y minimizando al máximo el impacto de la evolución tecnológica en la naturaleza.

• Valorar la importancia del correcto etiquetado de las distintas sustancias químicas, no sólo co-

mo fuente de información, sino, también, como una medida de prevención de accidentes.

• Observación de la aplicación del método científico a los procesos termodinámicos.

• Relación de los conocimientos conceptuales adquiridos con la tecnología y la sociedad.

• Reconocimiento de la importancia que tiene para el desarrollo social la energía que surge de la

combustión de residuos fósiles y el impacto que su utilización supone sobre el medio ambiente.


- Saber calcular la cantidad de sustancia conocida la masa de una sustancia y viceversa.

- Resolución de cálculos básicos de química en los que intervengan la cantidad de sustancia, el

número de moléculas o átomos, el volumen o la molaridad.

- Saber aplicar la ecuación de los gases perfectos para calcular alguna de las variables que defi-

nen el estado de un gas conocidas las otras.

- Saber calcular las variables relacionadas con la concentración de una disolución.

- Saber calcular la fórmula de una sustancia a partir de la composición centesimal y masa mole-

cular.

Los alumnos deberán conocer:

- Los conceptos de calor, trabajo y energía interna.

- La expresión que relaciona estas magnitudes (primer principio de la Termodinámica), pudiéndo-

se utilizar cualquiera de los dos criterios de signos que aparecen en la bibliografía.

- Los conceptos de calor de reacción a presión constante y a volumen constante (variación de

entalpía y de energía interna) y la relación entre ellas. Las reacciones endotérmicas y exotérmicas.

- El cálculo de entalpías de reacción a partir de las energías de enlace de los reactivos y de los

productos.

- La diferencia entre variación de entalpía de reacción y variación de entalpía de formación y su

aplicación a cálculos numéricos. La ley de Hess.

- El segundo principio de la Termodinámica. El concepto de entropía de un sistema, su relación

con el grado de desorden y su aplicación a reacciones sencillas.


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- La energía libre de Gibbs y su relación con la espontaneidad de un proceso determinado a

partir de datos termodinámicos.

- Las aplicaciones energéticas de las reacciones químicas y las repercusiones que tienen para la

salud, la sociedad y el medio ambiente.

CAPÍTULO 3: EQUILIBRIO QUÍMICO

UNIDADES 7, 8 Y 9



1. Velocidad de las reacciones químicas

2. Teoría de las reacciones químicas

3. Factores que influyen en la velocidad de reacción

3.1 Naturaleza de los reactivos

3.2 Concentración y estado físico de los reactivos

3.3 Efecto de la temperatura

3.4 Catalizadores

4. Naturaleza del equilibrio químico

5. Ley del equilibrio químico

5.1 La constante de equilibrio

6. Equilibrios heterogéneos

7. Estudio de la evolución de un sistema en equilibrio químico.

8. Equilibrios de precipitación

8.1 Solubilidad de los compuestos iónicos

8.2 Producto de solubilidad

8.3 Reacciones de precipitación

8.4 Factores que afectan a la solubilidad

OBJETIVOS

• Estudio cualitativo de la velocidad de reacción.

• Definir y utilizar correctamente el concepto de velocidad de reacción.

• Diferenciar el orden total del orden parcial de una reacción.

• Factores de los que depende la velocidad de una reacción química.

• Utilización de catalizadores en algunos procesos industriales.

• Conocer la importancia que tienen los catalizadores en la producción de productos básicos a

escala industrial.

• Definir correctamente el estado de equilibrio a partir del aspecto dinámico de una reacción

química.

• Conocer factores que alteran el equilibrio y su importancia en procesos industriales de especial

relevancia.

• Estudiar equilibrios heterogéneos.

• Interpretar y valorar la importancia que tiene el concepto de cociente de reacción para cono-

cer el momento en que se encuentra la reacción respecto a su estado de equilibrio.

• Diferenciar y aplicar con buen criterio la utilización de las constantes Kc y Kp a equilibrios sencillos

donde intervengan especies en estado líquido y gaseoso.

• Relacionar las constantes de equilibrio Kc y Kp.

• Conocer y aplicar correctamente a distintas reacciones la relación entre las constantes de equi-

librio y el grado de disociación.

• Interpretar de forma cualitativa la importancia que tiene la Ley de Le Chatelier para desplazar

un equilibrio químico.

• Conocer los factores que modifican el estado de equilibrio.

• Interpretar las reacciones de precipitación como ejemplos de equilibrios heterogéneos.

• Conocer el concepto de solubilidad y su relación con la constante de solubilidad, el efecto del

ion común y la aplicación de estos conceptos a la resolución de ejercicios y problemas.

• Valorar la importancia del equilibrio químico en procesos industriales.


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CONTENIDOS

Conceptos

• Aspecto dinámico de las reacciones químicas. Velocidad de reacción: Factores de los que de-

pende.

• Teoría de las colisiones: concepto de complejo activado.

• Modificación de la velocidad de una reacción mediante el empleo de catalizadores: Su impor-

tancia en procesos industriales y biológicos.

• Concepto de equilibrio químico.

• Estudio cuantitativo del equilibrio químico: Ley de acción de masas.

• Constantes de reacción KC y KP. Aplicación al caso de equilibrios homogéneos y hete-rogéneos.

• Modificación del estado de equilibrio. Ley de Le Chatelier: Su importancia en algunos procesos

industriales.

• Reacciones de precipitación Concepto de solubilidad y su relación con la constante de solubili-

dad, el efecto del ion común.

Procedimientos

• Aplicación del concepto de velocidad de reacción a procesos químicos.

• Cálculo de los órdenes parciales y totales de una reacción química.

• Comprensión y explicación de los factores que intervienen en la velocidad de reacción.

• Aplicación de la definición de equilibrio a un proceso químico mediante la Ke.

• Interpretación de la diferencia existente entre la magnitud que nos mide el cociente de reac-

ción Q, y la constante de equilibrio, K.

• Aplicación de la Ley de Acción de Masas a equilibrios cuyas especies sean sólidas, líqui-das o

gaseosas.

• Explicación de las características del equilibrio.

• El cálculo de las constantes de equilibrio Kc y Kp en equilibrios homogéneos y heterogéneos.

• Relación entre sí de las constantes Kc y Kp.

• La resolución de ejercicios y problemas numéricos relacionados con la determinación de las

cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones, así como el cálculo del grado de disociación.

• Interpretación correcta de la Ley de Le Chatelier, por la que podemos desplazar el equilibrio en

uno u otro sentido sin mas que modificar la temperatura de reacción, la presión o las concentraciones de

las especies reaccionantes.

• Aplicación de los conceptos solubilidad, constante del producto de solubilidad y efecto de ion

común a la resolución de ejercicios y problemas.

Actitudes

• 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.

• Relación de los conocimientos conceptuales adquiridos con la tecnología, la sociedad y el me-

dio ambiente.

• Utilización correcta del uso de aditivos (catalizadores) en las reacciones químicas para el desa-

rrollo de la sociedad sin deteriorar el medio ambiente.

• 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.




12

- El concepto de velocidad de reacción y escribir su ley para procesos sencillos. La energía de

activación y catalizadores, dada su trascendencia en los procesos biológicos e industriales.

- El concepto de cociente de reacción y la ley de acción de masas.

- El significado de la constante de equilibrio y su relación con la variación de la energía libre de

Gibbs en condiciones estándar.

- El carácter dinámico del equilibrio químico.

- El cálculo de las constantes de equilibrio Kc y Kp , en equilibrios homogéneos y heterogé-neos.

- La resolución de ejercicios y problemas numéricos relacionados con la determinación de las

cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones, así como el cálculo del grado de disociación.

- El principio de Le Châtelier y su utilización para predecir cómo afectan a un sistema en equilibrio

químico los cambios de presión, volumen, concentración y temperatura.

- El concepto de velocidad de reacción, energía de activación y catalizadores, dada su impor-

tancia en los procesos biológicos e industriales.

- El concepto de solubilidad y su relación con la constante de solubilidad, el efecto del ion común

y la aplicación de estos conceptos a la resolución de ejercicios y problemas.


13

CAPÍTULO 4


UNIDAD 10: REACCIONES ÁCIDO-BASE


1. Teoría de Arrhenius de ácidos y bases

2. Teoría de Brönsted y Lowry

3. Constante de disociación de ácidos y bases

4. Ionización del agua

5. Concepto de pH

6. Indicadores

7. Hidrólisis de sales

8. Valoraciones ácido-base

9. Disoluciones amortiguadoras

UNIDAD 11: REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN


1. Concepto de oxidación-reducción

1.1 Concepto de oxidación-reducción

1.2 Número de oxidación

1.3 Ajuste de reacciones redox

1.4 Equivalente y valoraciones redox

2. Pilas electroquímicas

2.1 Potenciales de electrodo

2.2 Predicción de reacciones redox

3. Electrólisis

3.1 Aspectos cuantitativos de la electrólisis

OBJETIVOS

• Comprender el concepto de reacción ácido-base dado por Brönsted-Lowry y asociar las reac-

ciones ácido-base con un intercambio de protones: el ácido los cede y la base los capta.

• Comprender los conceptos de pares ácido y base conjugados.

• Ser capaz de estudiar de forma teórica el equilibrio de ionización de un ácido o una base en

agua. Distinguir entre lo que debería ser la constante del equilibrio de disociación (K) según lo estudiado

en la Unidad de equilibrio químico y las constantes Ka y Kb que se utilizan en los equilibrios ácido-base y las

relaciones entre ellas.

• Comprender el concepto de fortaleza de un ácido y ser capaz de interpretar ésta en términos

de otras propiedades como el grado de disociación, los valores de Ka y Kb, la concentración de iones

hidronio de una disolución acuosa, el pH, etc.

• Conocer de forma cualitativa la fortaleza de los ácidos y las bases de uso común en el laborato-

rio.

• Ser capaz de escribir el equilibrio de autoionización del agua y deducir de él la expresión de Kw.

Conocer el valor de Kw a 25 ºC y su invarianza de unas disoluciones a otras.

• Conocer el concepto de pH y saber utilizarlo para calcular la [H3O+]. Conocer procedimientos

para medir el pH de una disolución.

• Ser capaz de predecir el tipo de pH de una disolución acuosa de una sal a partir del concepto

de hidrólisis. Darse cuenta de que los aniones y los cationes de una sal pueden actuar como ácidos o

bases de Brönsted.


14

• En qué consisten y como actúan (de forma cualitativa) las disoluciones amortiguadoras, inci-

diendo sobre su importancia en procesos biológicos.

• Las valoraciones de ácidos fuertes con bases fuertes y viceversa.

• Ser capaz de establecer las condiciones estequiométricas del punto de equivalencia en una

reacción de neutralización.

• Conocer qué se entiende por indicador ácido-base y cómo se utiliza.

• El procedimiento experimental, el material y los cálculos necesarios para realizar valoraciones de

ácido fuerte con base fuerte.

• Aplicaciones de estos conceptos a cuestiones de interés biológico, industrial y ambiental.

• Conocer en qué consisten y como actúan (de forma cualitativa) las disoluciones amortiguado-

ras, incidiendo sobre su importancia en procesos biológicos.

• Llegar a comprender que los procesos de oxidación-reducción implican el intercambio de elec-

trones.

• Conocer el concepto de sustancia oxidante y reductora y saber interpretarlo en términos de

ganancia y pérdida de electrones.

• Conocer qué se entiende por número de oxidación y las reglas para su determinación. Saber

asociar la variación del número de oxidación con las sustancias que se oxidan o se reducen en un proce-

so redox.

• Saber ajustar las reacciones de oxidación-reducción por el método de ión-electrón.

• Ser capaz de establecer las relaciones entre moles en un proceso redox.

• Ser capaz de establecer las relaciones entre equivalentes en cualquier proceso redox. Estable-

cer la masa equivalente de una sustancia en un proceso redox.

• Comprender la base del funcionamiento de todas las pilas, la separación de las semIrreacciones

que ocurren en el cátodo y en el ánodo, así como el concepto de fuerza electromotriz de una pila.

• Conocer la estructura y el funcionamiento de la pila Daniell, siendo capaz de establecer los

procesos que tienen lugar en sus electrodos.

• Conocer cómo funciona un electrodo de gases.

• Conocer el significado de potencial de oxidación y potencial de reducción de un electrodo. Ser

capaz de calcular la fuerza electromotriz de una pila como suma del potencial de oxidación del ánodo

más el potencial de reducción del cátodo.

• Ser capaz de establecer la espontaneidad de un proceso redox a partir de los potenciales de

oxidación y reducción de sus semirreacciones.

• Conocer el funcionamiento de una cuba electrolítica y las diferencias con una pila.

• Ser capaz de explicar por qué algunos metales como el sodio no pueden obtenerse por electro-

lisis de una disolución acuosa de sus sales.

• Conocer las leyes de Faraday de la electrolisis y saber aplicarlas a casos sencillos.

CONTENIDOS

Conceptos

• Teoría de Arrhenius, sus limitaciones. Teoría de Brönsted-Lowry. Aplicaciones a diversas sustan-

cias.

• Equilibrios ácido-base en medio acuoso: disociación del agua, concepto de pH.

• Constantes de disociación de ácidos y bases en agua. Ácidos y bases fuertes. Estudio experi-

mental de las volumetrías ácido-base.

• Estudio cualitativo de acidez o basicidad de la disolución de sales en agua.

• Importancia actual de algunos ácidos y bases. Ejemplificación en algún caso concreto.

• Conceptos de oxidación y reducción como transferencia de electrones. Reacciones de óxido-

reducción. Ajuste de esas reacciones. Estequiometría.

• Sustancias oxidantes y reductoras. Búsqueda experimental de una escala de oxidantes y reduc-

tores. Necesidad de una referencia: potenciales normales de reducción.

• Valoraciones redox. Tratamiento experimental.

• Un proceso químico reversible: pilas y cubas electrolíticas.


15

• Estudio de alguna aplicación de un proceso redox y su importancia industrial y económica, co-

mo por ejemplo, un proceso siderúrgico, las baterías, la corrosión y protección de metales.

Procedimientos

• 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.

• Conocimiento y utilización correcta de procedimientos para la medida del pH de una diso-

lución.

• Predicción del tipo de pH de una disolución acuosa de una sal.

• Interpretación las condiciones estequiométricas del punto de equivalencia en términos de moles

y de equivalentes.

• Interpretación del cambio de color de un indicador ácido-base.

• Realización práctica de la valoración de un ácido fuerte con una base fuerte.

• Explicación el comportamiento de un sistema amortiguador.

• Determinación del número de oxidación de un átomo en una sustancia.

• Relación entre 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 áto-

mos en un proceso redox.

• Ajuste de reacciones de oxidación reducción por el método del ión-electrón.

• Establecimiento de relaciones de moles y equivalentes entre las sustancias que intervienen en un

proceso redox.

• Consulta de tablas de potenciales estándar de reducción para obtener los potenciales de re-

ducción 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 potencia-

les estándar de electrodo para ese proceso.

• Determinación de los elementos obtenidos en un proceso de electrolisis a partir de los potencia-

les de electrodo de las sustancias presentes.

• Determinación de la constante de equilibrio de un proceso redox.

• Aplicación de las leyes de Faraday para determinar las distintas variables implicadas en ellas:

masa depositada en un proceso electrolítico, intensidad de la corriente, tiempo de funciona-miento de la

pila, etc.

Actitudes

• 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.

• Valoración de la importancia de la tecnología y sus soluciones como método para aprovechar

en beneficio de la sociedad los fenómenos que tienen lugar en los procesos de oxidación-reducción.



- La teoría de Arrhenius y ejemplos de ácidos y bases.

- La teoría de Brönsted-Lowry y ejemplos de ácidos y bases. Dado un ácido y una base, indicar sus

correspondientes pares conjugados.

- La relación entre la fuerza de un ácido o una base con la magnitud de su constante de equili-

brio, así como el cálculo de las constantes de disociación Ka y Kb y el grado de disociación.

- El producto iónico del agua y su valor a 25ºC. El cálculo del pH y pOH de disoluciones de ácidos

y bases.


16

- La justificación cualitativa, mediante la formulación de las ecuaciones químicas correspondien-

tes, de la neutralidad, acidez o basicidad de las disoluciones acuosas de sales de ácido fuerte-base fuer-

te, ácido fuerte-base débil y ácido débil-base fuerte.

- Las valoraciones de ácidos fuertes con bases fuertes y viceversa. Punto de equivalencia. Indica-

dores.

- En qué consisten y como actúan (de forma cualitativa) las disoluciones amortiguadoras, inci-

diendo sobre su importancia en procesos biológicos.

- El procedimiento experimental, el material y los cálculos necesarios para realizar valoraciones de

ácido fuerte con base fuerte.

- Aplicaciones de estos conceptos a cuestiones de interés biológico, industrial y ambiental.

- La forma de identificar una reacción de oxidación-reducción. El concepto de número de oxida-

ción y su cálculo para los elementos que participan en una reacción.

- El ajuste de las reacciones redox, en medio ácido o en medio básico, por el método del ion-

electrón, en forma iónica y molecular.

- El significado de los potenciales normales de reducción como medida cuantitativa de la

fuerza relativa de oxidantes y reductores, insistiendo en el carácter arbitrario del electrodo de refe-

rencia.

- La espontaneidad o no de un proceso redox, en condiciones estándar, y la forma de calcular la

f.e.m. de una pila, conocidos los potenciales normales de reducción de sus electrodos.

- El concepto de equivalente de un oxidante o un reductor.

- Las leyes de Faraday y sus aplicaciones.

- El procedimiento experimental, el material y los cálculos necesarios para realizar valoraciones de

oxidación-reducción.

- La electrolisis, su importancia en la prevención de la corrosión de metales.


17

CAPÍTULO 5: QUÍMICA DEL CARBONO

UNIDAD 12



1. Los enlaces del carbono

1.1 Representación de las moléculas orgánicas

1.2 Grupos funcionales

2. Formulación y nomenclatura de química orgánica

2.1 Hidrocarburos

2.2 Funciones oxigenadas

2.3 Funciones nitrogenadas

2.4 Derivados halogenados

3. Isomería. Sus tipos

3.1 Isomería estructural o plana

3.1 Isomería del espacio o estereoisomería

4. Hidrocarburos

4.1 Alcanos

4.2 Alquenos y alquinos

4.3 Hidrocarburos aromáticos. Benceno

5. Reacciones de hidrocarburos

5.1 Reacciones de sustitución

5.2 Reacciones de adición

5.3 Reacciones de oxidación (combustión)

6. Reacciones de derivados halogenados

7. Características de las funciones oxigenadas

7.1 Alcoholes, fenoles y éteres

7.2 Aldehídos y cetonas

7.3 Ácidos y ésteres

8. Reacciones de las funciones oxigenadas

8.1 Sustitución

8.2 Adición

8.3 Eliminación

8.4 Oxidación-reducción

9. Características de las funciones nitrogenadas

9.1 Aminas

9.2 Amidas

9.3 Nitrocompuestos y nitrilos

10. Polímeros sintéticos

10.1 Clasificación

10.2 Polímeros de uso común

10.3 Polímeros de origen natural

OBJETIVOS

• Reconocer las posibles hibridaciones de los orbitales atómicos del carbono, lo que posibilita la

formación de enlaces sencillos, dobles y triples.

• Distinguir las diferentes maneras de expresar las fórmulas de los compuestos orgánicos, utilizando

con soltura las fórmulas semidesarrolladas en la formulación orgánica.

• Saber nombrar y formular compuestos orgánicos sencillos mono y polifuncionales.

• Entender el concepto de isomería y distinguir entre los diferentes tipos de isomería plana y espa-

cial.


18

• Reconocer en los grupos funcionales el factor básico para interpretar la reactividad de los com-

puestos orgánicos.

• Aprender los tipos básicos de reacciones orgánicas: sustitución, adición y eliminación.

• Conocer otras reacciones orgánicas, como las de esterificación y las de óxidoreducción.

• Comprender las interacciones de la química con la tecnología y la sociedad.

• Conocer algunas de las múltiples aplicaciones de la Química del carbono en la industria quími-

ca y sus repercusiones sociales, económicas, medioambientales, etc.

• Identificar las macromoléculas por su peculiar estructura química.

• Diferenciar entre macromoléculas de origen natural y macromoléculas de origen artificial.

• Reconocer los monómeros que conforman un polímero sencillo.

• Apreciar las cualidades de los polímeros artificiales que hacen que su uso sea tan frecuente en

la sociedad actual.

• Valorar la importancia industrial de la química de los polímeros.

• Explicar los dos procesos básicos de polimerización: por adición y por condensación.

• Sensibilizarse ante el uso indiscriminado de ciertos plásticos que pueden ser dañinos para el me-

dio ambiente.

• Describir el proceso de vulcanización del caucho y reconocer su importancia para la mejor

utilización de éste.

CONTENIDOS

Conceptos

• Los enlaces del carbono. Hibridación sp3, sp2 y sp• Su importancia para explicar la estructura y el

comportamiento de las sustancias orgánicas.

• Principales grupos funcionales de la química del carbono. Formulación y nomenclatura de

compuestos orgánicos.

• Isomería. Sus tipos.

• Reactividad de los compuestos orgánicos y tipos de reacciones: reacciones de sustitución, de

adición, de eliminación...

• Hidrocarburos. Reacciones de hidrocarburos.

• Funciones orgánicas oxigenadas y nitrogenadas.

• Reacciones de las funciones orgánicas oxigenadas y nitrogenadas

• Polímeros. Clasificación y propiedades. El proceso de polimerización. Algunos polímeros de inte-

rés industrial.

• Importancia social y económica de los polímeros artificiales. Estudio de algún caso particular.

• Macromoléculas de origen natural.

Procedimientos

• Representación esquemática del solapamiento de orbitales que justifica la formación de enla-

ces sencillos, dobles y triples.

• Identificación de las diferentes fórmulas para representar a un compuesto orgánico.

• Representación con modelos de bolas y varillas de alguna molécula orgánica sencilla.

• Nomenclatura y formulación de compuestos orgánicos monofuncionales y polifuncionales senci-

llos.

• Identificación del tipo de isomería que puede acompañar a los compuestos orgánicos.

• Reconocimiento de los carbonos asimétricos en una cadena carbonada.

• Aprender los tipos básicos de reacciones orgánicas: sustitución, adición y eliminación.

• Conocer otras reacciones orgánicas, como las de esterificación y las de óxidoreducción.

• Formulación 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.

• Confección de una clasificación de polímeros basándose en sus diferentes propiedades.


19

• Aplicación de los conocimientos previos sobre reacciones de adición y condensación orgánica

a la síntesis de polímeros.

• Formulación de reacciones de adición y condensación polimérica.

Actitudes

• Apreciación de la ingente variedad de productos químicos sintetizados actualmente.

• Valoración de la teoría de hibridación de orbitales atómicos para justificar las evidencias expe-

rimentales de los enlaces sencillos, dobles y triples que se forman en las cadenas carbona-das.

• Aceptación del concepto de isomería como instrumento teórico que permite diferenciar com-

puestos orgánicos con igual fórmula empírica.

• Estimación de la importancia del estudio de la reactividad orgánica en cuanto que son numero-

sísimas las sustancias orgánicas sintetizadas y que pueden seguir sintetizándose.

• Apreciación de la importancia de la industria química, y fundamentalmente la petroquímica, en

la sociedad actual.

• Demostración de una actitud crítica ante la invasión constante de productos químicos y que

puede alterar el equilibrio ecológico en determinadas zonas del planeta.

• Valoración de la importancia de la utilización de polímeros sintéticos en nuestra vida cotidiana.

• Toma de conciencia de las ventajas, pero también de los peligros que la utilización de polímeros

sintéticos puede ocasionar por los residuos que generan.

• Comprensión de la influencia del proceso de vulcanización en la utilización industrial del caucho

natural.

• Apreciación de la importancia de las fibras textiles en la sociedad actual.

• Conocimiento de la importancia que tienen las macromoléculas naturales para la constitución y

mantenimiento de la vida.



- El concepto de grupo funcional y de serie homóloga.

- La formulación y nomenclatura, siguiendo las recomendaciones de la IUPAC, para los

hidrocarburos y los compuestos orgánicos con las siguientes funciones: alcohol, fenol, éter, aldehído,

cetona, ácido, éster, haluro de alquilo y arilo, amina, amida y nitro.

- Los tipos de isomería: de cadena, de función, de posición, geométrica y óptica.

- Las reacciones de sustitución alifática y aromática. Las reacciones de adición de hidrógeno,

halógenos, haluros de hidrógeno y agua al doble y triple enlace carbono-carbono. Reacciones de elimi-

nación de agua y de haluros de hidrógeno. Reacciones de esterificación. No se exigirá el conocimiento

de los mecanismos de las reacciones anteriores.

4. EVALUACIÓN

La evaluación constituye un elemento básico para la orientación de las decisiones curriculares.

Permite definir adecuadamente los problemas educativos, emprender actividades de investigación di-

dáctica, generar dinámicas de formación del profesorado y, en definitiva, regular el proceso de concre-

ción del currículum a cada comunidad educativa.

Los criterios de evaluación, que a continuación se relacionan, deberán servir como indicadores

de la evolución de los aprendizajes del alumnado, como elementos que ayudan a valorar los desajustes y

necesidades detectadas y como referentes para estimar la adecuación de las estrategias de enseñanza

puestas en juego.

1. Analizar situaciones y obtener información sobre fenómenos químicos utilizando las estrategias

básicas del trabajo científico.

Se trata de evaluar si los estudiantes se han familiarizado con las características básicas del traba-

jo científico al aplicar los conceptos y procedimientos aprendidos y en relación con las diferentes tareas

en las que puede ponerse en juego, desde la comprensión de los conceptos a la resolución de pro-


20

blemas, pasando por los trabajos prácticos. Este criterio ha de valorarse en relación con el resto de los

criterios de evaluación, para lo que se precisa actividades de evaluación que incluyan el interés de las

situaciones, análisis cualitativos, emisión de hipótesis fundamentadas, elaboración de estrategias,

realización de experiencias en condiciones controladas y reproducibles, análisis detenido de resultados,

consideración de perspectivas, implicaciones CTSA del estudio realizado (posibles aplicaciones, trans-

formaciones sociales, repercusiones negativas…), toma de decisiones, atención a las actividades de

síntesis, a la comunicación, teniendo en cuenta el papel de la historia de la ciencia, etc.

2. Aplicar el modelo mecánico-cuántico del átomo para explicar las variaciones periódicas de

algunas de sus propiedades.

Se trata de comprobar si el alumnado conoce las insuficiencias del modelo de Bohr y la nece-

sidad de otro marco conceptual que condujo al modelo cuántico del átomo, que le permite escribir

estructuras electrónicas, a partir de las cuales es capaz de justificar la ordenación de los elementos, in-

terpretando las semejanzas entre los elementos de un mismo grupo y la variación periódica de algunas

de sus propiedades como son los radios atómicos e iónicos, la electronegatividad y las energías de ioniza-

ción. Se valorará si conoce la importancia de la mecánica cuántica en el desarrollo de la química.

3. Utilizar el modelo de enlace para comprender tanto la formación de moléculas como de

cristales y estructuras macroscópicas y utilizarlo para deducir algunas de las propiedades de diferentes

tipos de sustancias.

Se evaluará si se sabe derivar la fórmula, la forma geométrica y la posible polaridad de mo-

léculas sencillas, aplicando estructuras de Lewis y la repulsión de pares electrónicos de la capa de

valencia de los átomos. Se comprobará la utilización de los enlaces intermoleculares para predecir si

una sustancia molecular tiene temperaturas de fusión y de ebullición altas o bajas y si es o no solu-

ble en agua. También ha de valorarse el conocimiento de la formación y propiedades de las sustancias

iónicas, covalentes y de los metales.

4. Explicar el significado de la entalpía de un sistema y determinar la variación de entalpía de una

reacción química, valorar sus implicaciones y predecir, de forma cualitativa, la posibilidad de que un

proceso químico tenga o no lugar en determinadas condiciones.

Este criterio pretende averiguar si los estudiantes comprenden el significado de la función entalpía

así como de la variación de entalpía de una reacción, si determinan calores de reacción, aplican

la ley de Hess, utilizan las entalpías de formación y conocen y valoran las implicaciones que los aspec-

tos energéticos de un proceso químico tienen en la salud, en la economía y en el medioambiente.

En particular, se han de conocer las consecuencias del uso de combustibles fósiles en el incre-

mento del efecto invernadero y el cambio climático que está teniendo lugar.

También se debe saber predecir la espontaneidad de una reacción a partir de los conceptos de

entropía y energía libre.

5. Aplicar el concepto de equilibrio químico para predecir la evolución de un sistema y resol-

ver problemas de equilibrios homogéneos, en particular en reacciones gaseosas, y de equilibrios hete-

rogéneos, con especial atención a los de disolución-precipitación.

Se trata de comprobar a través de este criterio si se reconoce macroscópicamente cuándo un

sistema se encuentra en equilibrio, se interpreta microscópicamente el estado de equilibrio y se resuelven

ejercicios y problemas tanto de equilibrios homogéneos como heterogéneos. También si se deduce cua-

litativamente la forma en la que evoluciona un sistema en equilibrio cuando se interacciona con él y si se

conocen algunas de las aplicaciones que tiene en la vida cotidiana y en procesos industriales (tales como

la obtención de amoniaco) la utilización de los factores que pueden afectar al desplazamiento del equi-

librio.

6. Aplicar la teoría de Brönsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como áci-

dos o bases, saber determinar el pH de sus disoluciones, explicar las reacciones ácido-base y la impor-

tancia de alguna de ellas así como sus aplicaciones prácticas.

Este criterio pretende averiguar si los alumnos saben clasificar las sustancias o sus disoluciones co-

mo ácidas, básicas o neutras aplicando la teoría de Brönsted, conocen el significado y manejo de los

valores de las constantes de equilibrio para predecir el carácter ácido o base de las disoluciones acuosas

de sales y si determinan valores de pH en disoluciones de ácidos y bases fuertes y débiles.


21

También se valorará si se conoce el funcionamiento y aplicación de las técnicas volumétricas

que permiten averiguar la concentración de un ácido o una base y la importancia que tiene el pH en

la vida cotidiana y las consecuencias que provoca la lluvia ácida, así como la necesidad de tomar

medidas para evitarla.

7. Ajustar reacciones de oxidación-reducción y aplicarlas a problemas estequiométricos. Saber el

significado de potencial estándar de reducción de un par redox, predecir, de forma cualitativa, el posible

proceso entre dos pares redox y conocer algunas de sus aplicaciones como la prevención de la corro-

sión, la fabricación de pilas y la electrólisis.

Se trata de saber si, a partir del concepto de número de oxidación, se reconocen este tipo de

reacciones y se ajustan y aplican a la resolución de problemas estequiométricos. También si se predice, a

través de las tablas de los potenciales estándar de reducción de un par redox, la posible evolución de

estos procesos y si se conoce y valora la importancia que, desde el punto de vista económico, tiene la

prevención de la corrosión de metales y las soluciones a los problemas que el uso de las pilas genera.

Asimismo, debe valorarse si se conoce el funcionamiento de las células electroquímicas y las elec-

trolíticas.

8. Describir las características principales de alcoholes, ácidos y ésteres y escribir y nombrar co-

rrectamente las fórmulas desarrolladas de compuestos orgánicos sencillos.

El objetivo de este criterio es comprobar si se sabe formular y nombrar compuestos orgánicos

oxigenados y nitrogenados con una única función orgánica, además de conocer alguno de los métodos

de obtención de alcoholes, ácidos orgánicos y ésteres. También ha de valorarse el conocimiento de las

propiedades físicas y químicas de dichas sustancias así como su importancia industrial y biológica,

sus múltiples aplicaciones y las repercusiones que su uso genera (fabricación de pesticidas, etc.).

9. Describir la estructura general de los polímeros y valorar su interés económico, biológico e in-

dustrial, así como el papel de la industria química orgánica y sus repercusiones.

Mediante este criterio se comprobará si se conoce la estructura de polímeros naturales y artificia-

les, si se comprende el proceso de polimerización en la formación de estas sustancias macromoleculares y

se valora el interés económico, biológico e industrial que tienen, así como los problemas que su obtención

y utilización pueden ocasionar. Además, se valorará el conocimiento del papel de la química en nuestras

sociedades y de la responsabilidad del desarrollo de la química y su necesaria contribución a las solucio-

nes para avanzar hacia la sostenibilidad.


22

CRITERIOS DE PROMOCIÓN

La promoción de los alumnos y alumnas seguirá las siguientes pautas:

1.- La asignatura está dividida en unidades didácticas.

2.- La calificación final será la media de las calificaciones obtenidas en todas las unidades didácticas en los

que se han distribuido los contenidos, en las condiciones indicadas más adelante.

De todas formas, hay que distinguir entre:

Calificación de cada unidad didáctica.

Para establecer la calificación de cada unidad didáctica se tendrá en cuenta lo siguiente:

- Examen al final de la unidad didáctica. Para superarla será necesario obtener una nota mínima de

5 puntos.

- Valoración de los controles realizados a lo largo de la unidad didáctica o bien de las relaciones de

ejercicios resueltas en papel y/o en la plataforma, y trabajo en clase y en casa del alumno. Esta no-

ta podría sumar o restar hasta un punto a la nota de la unidad didáctica.

En caso de no superar una unidad didáctica, se establecerá una recuperación para la unidad y al mismo

tiempo se dará la oportunidad al resto de alumnos de subir nota. La nota del examen de recuperación hará

media con la nota del examen de la unidad, pudiendo servir para subir la calificación de la misma. En caso

de recuperar, la nota mínima de la unidad será de 5 puntos aunque la media no llegue a ese valor.

Se advierte que dado el nº de horas limitado de clase, es posible que se programen las recuperaciones

cada dos unidades didácticas e incluso solamente al finalizar el trimestre o fuera del horario lectivo. Va a

depender de la marcha del curso académico.

Se procurará que todas las recuperaciones se hagan antes de la entrega de notas. Pero además, espe-

cialmente en segundo de bachillerato el profesor podrá hacer un examen trimestral de toda la materia

trabajada durante el curso para los que ya tengan aprobada la evaluación. Ese examen será obligatorio y

servirá de repaso y para subir nota.

En el caso de que se programasen segundas recuperaciones de alguna unidad didáctica, la nota máxima

que podría alcanzarse en la unidad sería de 5 puntos y ya no se permitiría presentarse a subir nota.

Calificación de cada evaluación.

Como es necesario informar de los progresos del alumno a lo largo del curso, también se establece una

calificación en cada evaluación. Se recuerda que esta clasificación es meramente informativa. En ella se

indican los resultados de la evaluación en curso. Para establecer la nota de cada evaluación, se calculará

la media de las unidades didácticas CALIFICÁNDOSE NEGATIVAMENTE LA EVALUACIÓN SI NO SE SUPERAN

TODAS LAS UNIDADES DE ESA EVALUACIÓN, aunque la media salga aprobada. Lo mismo ocurrirá para la

segunda evaluación.

Calificación al final de curso.

Teniendo en cuenta que 2º de bachillerato es un nivel preuniversitario, consideramos que el alumno que ha

alcanzado este nivel, debe demostrar conocimiento suficiente de la materia para poder afrontar con ga-

rantías un examen de Selectividad. Por ello, a efectos de promoción en el área, se establece lo siguiente:

Para superar la asignatura, será necesario superar todas las unidades didácticas del curso con una nota de

al menos 5 puntos.

Sin embargo, se podrá considerar superado el curso aunque tenga calificación negativa en dos unidades

didácticas siempre que concurran estas dos condiciones simultáneamente:

- La nota de las unidades no superadas no podrá ser inferior a 4 puntos.

- La media de las calificaciones de todas las unidades didácticas será de al menos 5 puntos.


23

Para ello será necesario que el alumno haya demostrado suficiente interés en la asignatura (asistencia, re-

laciones entregadas, trabajo diario hecho…)

Criterios específicos de corrección de las pruebas escritas

- Cuando la respuesta deba ser razonada o justificada, el no hacerlo conllevará una puntuación

de cero en ese apartado.

- Si en el proceso de resolución de las preguntas se comete un error de concepto básico, éste con-

llevará una puntuación de cero en el apartado correspondiente.

- Los errores de cálculo numérico se penalizarán con un 10% de la puntuación del apartado de la

pregunta correspondiente. En el caso en el que el resultado obtenido sea tan absurdo o dispara-

tado que la aceptación del mismo suponga un desconocimiento de conceptos básicos, se pun-

tuará con cero.

- La expresión de los resultados numéricos sin unidades o unidades incorrectas, cuando sean nece-

sarias, se valorará con un 50 % del valor del apartado.

- Cuando en el primer apartado la solución obtenida sea imprescindible para la resolución del si-

guiente se tendrá en cuenta lo siguiente: a.- Si el error del apartado es de tipo numérico no se tendrá en cuenta en la puntuación

del apartado siguiente, salvo que sea absurdo.

b.- Si es un error de concepto, un resultado erróneo afectará al 50 % de la puntuación del

siguiente apartado.

TEXTO EMPLEADO: En la asignatura de Química se utilizarán apuntes elaborados por miembros del De-

partamento.

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MATERIA: QUÍMICA DE SEGUNDO DE BACHILLERATO · aspectos energéticos y/o estequiométricos de las reacciones químicas, aborda algunos tipos específicos de éstas, y pertenece a