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I.E.S. VICENTE NÚÑEZAguilar de la Frontera GUIÓN DE “PROGRAMACIÓN DIDÁCTICA”
MATERIA/ÁREA/ÁMBITO: QUÍMICA
CURSO: 2º BACHILLERATO AÑO:2013/14
DEPARTAMENTO
FÍSICA Y QUÍMICA
Profesora responsable:Mª AUXILIADORA LUQUE MÁRQUEZ
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ÍNDICEpágina
1) OBJETIVOS 3
1.1) Objetivos generales de etapa
1.2) Objetivos concretos de la materia de Química de 2º curso de Bachi-
llerato
2) CONTENIDOS 5
2.1.) Núcleos temáticos de contenidos
2.2.) Secuenciación temporal de los contenidos
2.3.) Secuenciación de las unidades didácticas1
3) METODOLOGÍA 10
3.1.) Actividades (Incluir complementarias y extraescolares)
3.2.) Materiales y recursos didácticos
3.3.) Organización del espacio
3.4.) Incorporación de los temas transversales al currículo
3.5.) Interdisciplinariedad
4) ATENCIÓN A LA DIVERSIDAD (ORDEN de 25 de julio de 2008) 12
Programas de refuerzo para la recuperación de aprendizajes no adquiridos (Art.
9) ANEXO I
5) EVALUACIÓN 12
5.1.) Criterios de evaluación
5.2.) Instrumentos y procedimientos de evaluación
5.3.) Criterios de calificación (ponderación de los mismos)
6) ** SECUENCIACIÓN DE LAS UNIDADES DIDÁCTICAS 16
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1. OBJETIVOS
En este apartado reproducimos el marco legal del currículo en esta comunidad autónoma: Decreto 416/2008, de 22 de julio, y Orden de 5 de agosto de 2008, tal y como han sido aprobados por su Administración educativa y publicados en su Boletín Oficial (28 de julio y 26 de agosto de 2008, respectivamente), y Real Decreto 1467/2007, de 2 de noviembre, de enseñanzas mínimas, publicado en el Boletín Oficial del Estado (6 de noviembre de 2007).
1.1 OBJETIVOS DE ETAPA ((D416/2008, de 28 de julio y Real Decreto 1467/2007)
El artículo 4 del Decreto 416/2008 indica que esta etapa educativa contribuirá a que los alumnos de esta comunidad autónoma desarrollen una serie de saberes, capacidades, hábitos, actitudes y valores que les permita alcanzar, entre otros, los siguientes objetivos:
a) Las habilidades necesarias para contribuir a que se desenvuelvan con autono-mía en el ámbito familiar y doméstico, así como en los grupos sociales con los que se relacionan, participando con actitudes solidarias, tolerantes y libres de prejuicios.
b) La capacidad para aprender por sí mismo, para trabajar en equipo y para anali-zar de forma crítica las desigualdades existentes e impulsar la igualdad, en particular, entre hombres y mujeres.
c) La capacidad para aplicar técnicas de investigación para el estudio de diferen-tes situaciones que se presenten en el desarrollo del currículo.d) El conocimiento y aprecio por las peculiaridades de la modalidad lingüística andaluza en todas sus variedades, así como entender la diversidad lingüística y cul-tural como un derecho y un valor de los pueblos y los individuos en el mundo actual, cambiante y globalizado.
e) El conocimiento, valoración y respeto por el patrimonio natural, cultural e his-tórico de España y de Andalucía, fomentando su conservación y mejora.
El bachillerato contribuirá a desarrollar en los alumnos y las alumnas las capaci-dades que les permitan:
a) Ejercer la ciudadanía democrática, desde una perspectiva global, y adquirir una con-ciencia cívica responsable, inspirada por los valores de la Constitución española así como por los derechos humanos, que fomente la corresponsabilidad en la construcción de una sociedad justa y equitativa y favorezca la sostenibilidad.
b) Consolidar una madurez personal y social que les permita actuar de forma responsa-ble y autónoma y desarrollar su espíritu crítico. Prever y resolver pacíficamentelos conflictos personales, familiares y sociales.
c) Fomentar la igualdad efectiva de derechos y oportunidades entre hombres y mujeres, analizar y valorar críticamente las desigualdades existentes e impulsar la igualdad real y la no discriminación de las personas con discapacidad.
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d) Afianzar los hábitos de lectura, estudio y disciplina, como condiciones necesarias para el eficaz aprovechamiento del aprendizaje, y como medio de desarrollo personal.
e) Dominar, tanto en su expresión oral como escrita, la lengua castellana y, en su caso, la lengua cooficial de su comunidad autónoma.
f) Expresarse con fluidez y corrección en una o más lenguas extranjeras.
g) Utilizar con solvencia y responsabilidad las tecnologías de la información y la comu-nicación.
h) Conocer y valorar críticamente las realidades del mundo contemporáneo, sus antece-dentes históricos y los principales factores de su evolución. Participar de forma solidaria en el desarrollo y mejora de su entorno social.
i) Acceder a los conocimientos científicos y tecnológicos fundamentales y dominar las habilidades básicas propias de la modalidad elegida.
j) Comprender los elementos y procedimientos fundamentales de la investigación y de los métodos científicos. Conocer y valorar de forma critica la contribución de la ciencia y la tecnología en el cambio de las condiciones de vida, así como afianzar la sensibili-dad y el respeto hacia el medio ambiente.
k) Afianzar el espíritu emprendedor con actitudes de creatividad, flexibilidad, iniciativa, trabajo en equipo, confianza en uno mismo y sentido crítico.
l) Desarrollar la sensibilidad artística y literaria, así como el criterio estético, como fuentes de formación y enriquecimiento cultural.
m) Utilizar la educación física y el deporte para favorecer el desarrollo personal y so-cial.
n) Afianzar actitudes de respeto y prevención en el ámbito de la seguridad vial.
1.2. OBJETIVOS CONCRETOS PARA LA QUÍMICA DE 2º BACHILLERATO (Real Decreto 1467/2007)
La enseñanza de la Química en el bachillerato tendrá como finalidad el desarrollo de 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 espe-cíficas, todo ello de acuerdo con las normas de seguridad de sus instalaciones.
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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 expresarse en el ámbito científico, así como para poder explicar expresiones científi-cas del lenguaje cotidiano, 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 mejo-ra de la calidad de vida de las personas. Valorar igualmente, de forma fundamentada, los problemas que sus aplicaciones puede generar y como 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.
2. CONTENIDOS
2.1. NÚCLEOS TEMÁTICOS DE CONTENIDOS (Orden 8 de agosto de 2008)
Los contenidos de esta materia se agrupan en los siguientes núcleos temáticos:
1. Aproximación al trabajo científico. Ciencia, tecnología y sociedad.2. ¿Qué estructura tienen los átomos?3. El enlace químico. ¿Cómo influye en las propiedades de las sustancias?4. Energía de las reacciones químicas. Espontaneidad.5. El equilibrio químico.6. Ácidos y bases.7. Introducción a la electroquímica8. Estudio de algunas funciones orgánicas.
1. Aproximación al trabajo científico. Ciencia, tecnología y sociedad. Relevancia y sentido educativo.Contenidos y problemáticas relevantes. La parte principal de este núcleo la constituyen las estrategias básicas usadas en
la actividad científica: planteamiento de problemas y valoración de la conveniencia o no de su estudio, formulación de hipótesis, elaboración de estrategias de resolución, diseño y realización de actividades experimentales, análisis de resultados, etc. A eso se añade la obtención, selección y comunicación de información usando la terminología y medios adecuados, campo donde las tecnologías de la información y la comunicación desempeñan un papel destacado.
Al tratar este núcleo, además del planteamiento de problemas e investigaciones sobre temas diversos, se pueden debatir cuestiones como: ¿Cuáles son las aportaciones que hace la química a nuestra sociedad?, ¿qué problemas plantea el uso de ciertos procesos químicos en la industria?, ¿tiene sentido rechazar algún producto porque «tiene mucha química»?, ¿cómo evolucionan las teorías y modelos en química?, ¿influye la sociedad en los temas de química que se investigan en cada época?, etc.
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2. ¿Qué estructura tienen los átomos?. Contenidos y problemáticas relevantes. Se seguirá la evolución experimentada por los modelos atómicos desde las
primeras ideas hasta los sofisticados modelos actuales. De esa forma, las nuevas teorías adquieren un carácter funcional que se hace evidente al ver que permiten resolver problemas que no podían revolverse con modelos o teorías anteriores.
El estudio del modelo de Bohr y la valoración de sus aciertos y limitaciones, es el punto de partida para plantear la necesidad de buscar nuevos modelos, siendo la mecánica cuántica y la ondulatoria quienes dan respuestas adecuadas a los problemas no resueltos por el modelo de Bohr. Usar ideas del modelo de la mecánica ondulatoria, escribir las estructuras electrónicas de los átomos y justificar la ordenación periódica de los elementos, las semejanzas entre las propiedades de los del mismo grupo, razonar cómo varían dichas propiedades al desplazarnos en grupos y períodos.
El desarrollo de estos contenidos dará ocasión para plantear preguntas como: ¿Es el modelo de Bohr un modelo cuántico?, ¿qué ideas y experiencias científicas llevaron a Bohr a proponer su modelo atómico?, ¿qué fenómenos pueden explicarse con él?, ¿cuáles son las principales limitaciones del modelo de Bohr?,¿qué nuevos descubrimientos y propuestas teóricas dieron paso a los modelos basados en la mecánica cuántica y en la mecánica ondulatoria?, ¿realmente describen órbitas los electrones?, ¿son los electrones materia, son ondas?, ¿dónde están los electrones en el átomo?, ¿es la estructura electrónica la responsable de las propiedades de los átomos?, ¿qué factores influyen en el radio y el volumen de los átomos?, etc.
3. El enlace químico y las propiedades de las sustancias. Contenidos y problemáticas relevantes.El conocimiento de las estructuras electrónicas permitirá razonar sobre la
formación y propiedades de las sustancias y sobre los distintos tipos de enlace, que explicarán la formación de cristales, moléculas y estructuras macroscópicas.
Estudio del enlace covalente, deducir la fórmula, forma geométrica y polaridad de moléculas sencillas, aplicando la teoría de Lewis y la de repulsión de pares de electrones de capas de valencia.
Distinguir entre enlaces de átomos y enlaces intermoleculares, viendo la influencia de los primeros en las propiedades químicas de las sustancias y la de los segundos en sus propiedades físicas. Se estudiarán sustancias de interés biológico o industrial, cuyas propiedades se razonarán en función de la estructura o enlaces presentes en ellas.
El estudio de estos contenidos puede organizarse en torno a preguntas como. ¿Por qué influye la estructura electrónica de un átomo en el tipo de enlaces que puede formar?, ¿influye la forma de unirse los átomos en las propiedades de la sustancia de la que forman parte?, ¿por qué hay sustancias que son buenas conductoras de la corriente eléctrica y otras que no lo son?, ¿por qué hay sustancias sólidas, otras líquidas y otras gaseosas a temperatura ambiente?, ¿por qué hay muchas sustancias orgánicas insolubles en agua?, ¿por qué no se puede quitar con agua una mancha de aceite?, etc.
4. Energía de las reacciones químicas. Espontaneidad. Contenidos y problemáticas relevantes.Las transferencias y transformaciones energéticas en las reacciones químicas
constituyen uno de los aspectos más relevantes de su estudio. La existencia de intercambios de energía en las reacciones da pie a distinguir entre reacciones
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exotérmicas y endotérmicas, recordar el primer principio de la termodinámica e introducir los conceptos de entalpía, calor de reacción, entalpía de enlace, entalpía de reacción, entalpía de formación, etc.
Se debe comprender el significado de que la entalpía sea una función de estado y conocer la ley Hess, que se aplicará para calcular las variaciones de entalpía correspondientes a procesos diversos. También deben conocer y valorar las aplicaciones energéticas de las reacciones químicas y las repercusiones que para la salud, la sociedad y el medio ambiente tienen a veces los procesos usados para obtener energía.
Es de especial interés el estudio del valor energético de los alimentos o las consecuencias del uso de combustibles fósiles en el incremento del efecto invernadero.
Al plantear las condiciones que determinan el sentido en que evolucionan los procesos químicos, se llega al segundo principio de la termodinámica, con la introducción de los conceptos de entropía y energía libre, que después permitirán al alumnado analizar y predecir la espontaneidad de algunas reacciones químicas.
El desarrollo de estos contenidos puede estructurarse en torno al planteamiento de cuestiones como: ¿puesto que ambos son energía, puede decirse que calor y trabajo son una misma cosa?,¿de dónde procede la energía liberada en las reacciones exotérmicas?, ¿es igual el calor de una reacción, independientemente de que se produzca a presión o a volumen constante?, ¿pueden ser iguales en alguna ocasión?, ¿se puede calcular la entalpía de formación de una sustancia, aunque no se pueda hacer la reacción correspondiente?, ¿influye la energía de los enlaces en la entalpía de una reacción?, ¿son espontáneas todas las reacciones exotérmicas?, ¿cómo se puede explicar que en la Naturaleza se den algunos procesos y no los inversos?, etc.
5. Equilibrio químico.Contenidos y problemáticas relevantes.El estado de equilibro de un sistema químico se aborda en este núcleo desde una
perspectiva macroscópica y desde una perspectiva submicroscópica, destacándose el carácter dinámico del equilibrio, considerado desde la perspectiva de las moléculas o agrupaciones de átomos que intervienen en la reacción.
La definición de la constante de equilibrio y el análisis de los factores que afectan a sus condiciones permitirán al alumnado predecir la evolución de un sistema químico y resolver problemas de equilibrios homogéneos, en particular de reacciones gaseosas, y de equilibrios heterogéneos, entre los que tendrán especial protagonismo las reacciones de disolución-precipitación y sus numerosas aplicaciones en el análisis químico. Debe destacarse la importancia de que, tanto en la vida cotidiana, como en procesos industriales, tiene la utilización y acomodación de los factores que afectan al desplazamiento del equilibrio.
Entre las cuestiones que pueden plantearse al desarrollar estos contenidos pueden estar: ¿cuándo se acaba una reacción química?, ¿puede decirse que, al alcanzar el equilibrio, una reacción se acaba, se para?, ¿puede ser que una reacción alcance el equilibrio sin que se haya agotado ninguno de los reactivos?, ¿pueden variar las concentraciones de las sustancias presentes en un determinado equilibrio químico?, ¿puede variar la constante de equilibrio de una determinada reacción?, ¿se puede forzar el equilibrio para conseguir una mayor cantidad de las sustancias que queremos obtener?, ¿se puede alterar el equilibrio para que no se formen determinadas sustancias?, si se rompe el equilibrio de una reacción ¿puede volver a recuperarse?, ¿qué utilidad tienen las reacciones de precipitación?, ¿se puede hablar en ellas de la existencia de un equilibrio?, etc.
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6. Ácidos y bases. Contenidos y problemáticas relevantes.La revisión de las propiedades de ácidos y bases y su explicación, mediante la
teoría de Arrhenius, así como sus limitaciones. hasta dar paso a una teoría más avanzada, la de Brönsted y Lowry, que se utilizará para identificar y clasificar, como ácidos o bases, distintas sustancias, reconocer pares ácido-base conjugados, presentes en algunas reacciones, aplicar lo estudiado sobre el equilibrio a las reacciones ácido-base, estudiando el significado y manejo de los valores de la constante de equilibrio, introducir el fenómeno de la hidrólisis y su influencia para determinar y predecir el carácter ácido o básico de disoluciones acuosas de sales, etc.
El concepto de pH merece un tratamiento especial, debiendo el alumnado calcularlo y medirlo, conocer su importancia en muchos procesos de interés biológico, industrial, etc. Deben estudiar experimentalmente las volumetrías ácido-base, conocer sus aplicaciones y hacer alguna para determinar la concentración de ácidos en sustancias de uso común como vinagres, aceites… Debe abordarse el estudio de algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana, así como el problema de la lluvia ácida y sus consecuencias.
Al desarrollar estos contenidos pueden plantearse cuestiones como: ¿Qué propiedades tienen los ácidos y las bases?, ¿se pueden aplicar las leyes del equilibrio químico a las reacciones entre ácidos y bases?, ¿qué utilidad tiene el pH?, ¿qué pH tendrá una disolución formada al disolver en agua cierta cantidad de un ácido, o de una base o de una sal?, ¿qué es la lluvia ácida?, ¿por qué en los anuncios de jabones o geles de baño se insiste en que son de pH neutro?, ¿qué importancia tiene eso?, ¿qué pH tienen las disoluciones o líquidos que forman parte de nuestro cuerpo?, ¿qué son las disoluciones reguladoras?, etc.
7. Introducción a la electroquímica.
Contenidos y problemáticas relevantes.Las reacciones de oxidación-reducción desempeñan un papel esencial para
explicar fenómenos que, por sus aplicaciones en ámbitos diversos de la vida, han desempeñado un papel decisivo para definir nuestra forma actual de vivir. Se estudiarán conceptos como oxidación, reducción, especies oxidantes y reductoras, así como que la oxidación de una especie química implica la reducción de otra y viceversa.
El concepto de número de oxidación da paso al ajuste de ecuaciones redox por los métodos del número de oxidación y del ión-electrón, lo que permite un estudio estequiométrico de dichas reacciones, con la introducción del concepto de equivalente redox. La definición del concepto de potencial de reducción estándar y el establecimiento de una escala de oxidantes y reductores permitirá predecir las especies que se reduzcan u oxiden en presencia de otras.
La experiencia adquirida al estudiar las volumetrías ácido-base permitirá ahora al alumnado diseñar y realizar experimentalmente alguna valoración redox.
Al estudiar las aplicaciones y repercusiones de las reacciones redox, se introduce el estudio de las pilas y baterías eléctricas y se destaca la importancia de que, tanto históricamente, como en la actualidad, tiene la electrólisis, estacando la importancia de los trabajos de Faraday cuyas leyes de la electrólisis se utilizan aún en la actualidad y la importancia industrial de la electrólisis en procesos como la prevención de la corrosión de metales, reciclaje, refinado, etc.
Al desarrollar estos contenidos pueden plantearse cuestiones como: ¿es necesaria la intervención del oxígeno para que se produzca oxidación?, ¿cómo puede determinarse
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la concentración de un oxidante o de un reductor en una disolución?, ¿cómo se obtenían en la antigüedad los metales a partir de sus óxidos?, ¿se usaba algún proceso de oxidación o de reducción?, ¿por qué se oxida el hierro al dejarlo a la intemperie y, sin embargo, el oro no lo hace?, ¿qué importancia tuvo la invención de la pila de Volta?, ¿en qué se basa hoy el funcionamiento de una pila eléctrica?, etc.
8. Estudio de algunas funciones orgánicas.Contenidos y problemáticas relevantes.
Este núcleo se a dedicar conocer algunas funciones orgánicas de especial interés, destacando las importantes aplicaciones de muchas sustancias orgánicas en el desarrollo de la sociedad actual, el papel decisivo que hoy desempeña la síntesis de sustancias orgánicas en la fabricación de medicamentos, etc.
El alumnado debe conocer las principales funciones orgánicas, alcoholes y ácidos orgánicos y ésteres, y estudiar la polimerización y los polímeros, así como sus propiedades, métodos de obtención y aplicaciones más relevantes, destacando su importancia para el desarrollo de la sociedad.
2.2. SECUENCIACIÓN TEMPORAL DE LOS CONTENIDOS
Los contenidos aparecen agrupados en unidades y distribuidas en los diferentes trimestres.
Unidades
Primer trimestre Unidad 0. Repaso de Química: 14 horas.
Unidad 1. Estructura atómica: 7 horas
Unidad 2.Sistema periódico: 9 horas.
Unidad 3. Enlace Químico: 16 horas.
Segundo trimestre Unidad 4. Termoquímica: 10 horas.
Unidad 5. Cinética química: 4 horas.
Unidad 6. Equilibrio químico: 10 horas.
Unidad 9. Química Orgánica: 14 horas.
Tercer trimestre Unidad 7. Reacciones ácido-base: 16 horas.
Unidad 8. Reacciones redox: 14 horas.
3. METODOLOGÍA
En el Bachillerato se favorecerá el desarrollo de actividades encaminadas a que el alumnado aprenda por sí mismo, trabaje en equipo y utilice los métodos de investiga-
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ción apropiados. Se estimulará el interés y el hábito de la lectura y la capacidad de ex-presarse correctamente en público. Se coordinará con los miembros del equipo docente que impartan enseñanzas a un mismo grupo de alumnos y alumnas, con el objetivo de atender a los fines propios del bachillerato. Las tecnologías de la información y de la co-municación se utilizarán de manera habitual como herramienta para el desarrollo del cu-rrículo.
La metodología que vamos a aplicar en este curso es:- Realizar un cuestionario inicial que sirva para detectar ideas y conocimientos pre-
vios de los alumnos, y así enlazar con los contenidos posteriores.- Explicación teórica de los contenidos que se desarrollan en el temario, acompañada
de ejemplos. - Usar, además de la pizarra, material interactivo con el ordenador y el cañón.- Resolver de ejercicios individualmente y en grupo similares a los propuestos en se-
lectividad. - Realizar prácticas de laboratorio en grupos, de preparación de disoluciones y de va-
loraciones ácido-base y redox. En ellas se dará un guión a los alumnos para que sean ellos los que desarrollen la misma. A partir de los datos experimentales debe-rán extraer conclusiones.
- Trabajar individualmente sobre un libro de interés científico: “Los hilos de Ariad-na”.
3.1. ACTIVIDADES
- Cada unidad temática va a ir acompañada de una extensa relación de problemas y actividades en grado ascendente de dificultad que afianzan los contenidos de la misma.
3.2.MATERIALES Y RECURSOS DIDÁCTICO
- Libro de texto Santillana.- Fotocopias de relación de problemas y actividades, por unidades, que han formado
parte de pruebas de selectividad de cursos anteriores.- Libro Iniciación a la Química PAU, que contiene resumen de cada unidad y
problemas resueltos.- Laboratorio de Química con su correspondiente material.- Internet: ordenador y cañón.- En Moodle se le ha organizado el curso por unidades didácticas con una gran
variedad de enlaces de interés, para facilitar el aprendizaje de la materia.
3.3.ORGANIZACIÓN DEL ESPACIO____________________________
La materia se imparte entre el aula y el Laboratorio de Química, con lo que se facilita considerablemente las explicaciones de la materia, y además permite que los alumnos se dispongan de manera que puedan trabajar en grupo en las clases dedicadas a la resolución de problemas y a las prácticas de Laboratorio.
3.4.TEMAS TRANSVERSALES
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Educación del consumidor—Identificar nuevos materiales que han sido producidos artificialmente mediante procesos químicos y reconocer su utilidad.—Identificar la corrosión de los metales, la oxidación de los alimentos y las reacciones de combustión como procesos de oxidación-reducción.—Diseñar y construir una pila electroquímica sencilla y verificar su funcionamiento.—Enumerar algunos polímeros naturales y artificiales de uso habitual y justificar su interés desde diferentes puntos de vista.
Educación moral y cívica—Valorar las aportaciones de los diferentes modelos y teorías que se han desarrollado a lo largo de la historia para interpretar el comportamiento químico de la materia.—Utilizar los conocimientos científicos adquiridos para adoptar una postura crítica y flexible ante los grandes problemas que plantean las relaciones entre la química, la tecnología y la sociedad.—Analizar las informaciones que aparecen en los medios de comunicación acerca de los problemas económicos, sociales y medioambientales relacionados con los procesos químicos y valorarlas desde un punto de vista científico.
Educación ambiental—Analizar con rigor las ventajas e inconvenientes de los procesos químicos en relación con la conservación del medio ambiente.—Proponer soluciones alternativas que puedan utilizarse para combatir la contaminación, tanto atmosférica como de las aguas y el terreno.—Sugerir alternativas que minimicen o atenúen el impacto medioambiental del consumo masivo de combustibles fósiles.—Analizar el impacto medioambiental de la producción y eliminación de productos químicos y proponer estrategias de uso racional y de reciclaje de estos materiales.—Relacionar la existencia de contaminantes químicos con los grandes asentamientos industriales y proponer medidas para paliar o eliminar sus efectos.
Educación para la igualdad de oportunidades entre ambos sexos—Reconocer que las posiciones dogmáticas y absolutas no permiten el desarrollo científico.—Aceptar las opiniones distintas a la propia en materias que admitan la especulación científica y constatar que esta actitud contribuye a alcanzar nuevas metas en el proceso de investigación.—Evitar todo sesgo sexista en el lenguaje, las ilustraciones y los ejemplos utilizados.
Educación para la paz—Valorar las aportaciones de la química al bienestar social y a la mejora de las condiciones de vida.—Reflexionar acerca de las presiones a las que tuvieron que hacer frente algunos científicos en la defensa de sus hipótesis y explicar los motivos que pudieron orientarlas.
3.5.INTERDISCIPLINARIEDAD
Entre los principios para el desarrollo de los contenidos se incluye la visión interdisciplinar del conocimiento, resaltando las conexiones entre diferentes materias y
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la aportación de cada una a la comprensión global de los fenómenos estudiados. Siguiendo estos parámetros, desde nuestra materia podemos establecer conexiones con otras áreas tales como las Matemáticas, la Tecnología y la Biología.
4) ATENCIÓN A LA DIVERSIDAD (ORDEN de 25 de julio de 2008)
Programas de refuerzo para la recuperación de aprendizajes no adquiridos (Art. 9)
Este curso no hay ningún alumno con la materia pendiente del curso anterior.
5) EVALUACIÓN
5.1. CRITERIOS DE EVALUACIÓN
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 fa-miliarizado con las características básicas del trabajo científico al aplicar los conceptos y procedimientos aprendidos y en relación con las diferentes tareas en las que puede po-nerse en juego, desde la comprensión de los conceptos a la resolución de problemas, pa-sando 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 inclu-yan el interés de las situaciones, análisis cualitativos, emisión de hipótesis fundamenta-das, elaboración de estrategias, realización de experiencias en condiciones controladas y reproducibles, análisis detenido de resultados, consideración de perspectivas, implica-ciones CTSA del estudio realizado (posibles aplicaciones, transformaciones sociales, discusiones 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 periódi-cas de algunas de sus propiedades.Se trata de comprobar si el alumnado conoce las insuficiencias del modelo de Bohr y la necesidad 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, interpretando las semejanzas entre los elementos de un mismo grupo y la variación periódica de algunas de sus propiedades como son los ra-dios atómicos e iónicos, la electronegatividad y las energías de iotización. Se valorara 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 propie-dades de diferentes tipos de sustancias. Se evaluará si se sabe derivar la fórmula, la for-ma geométrica y la posible polaridad de moléculas sencillas, aplicando estructuras de Lewis y la repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia de los átomos. Se com-probará la utilización de los enlaces intermoleculares para predecir si una sustancia mo-lecular tiene temperaturas de fusión y de ebullición altas o bajas y si es o no soluble en agua. También ha de valorarse el conocimiento de la formación y propiedades de las sustancias iónicas, covalentes y de los metales.
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4. Explicar el significado de la entalpía de un sistema y determinar la variación de ental-pía 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 fun-ción entalpía axial como de la variación de entalpía de una reacción, si determinan calo-res de reacción, aplican la ley de Hess, utilizan las entalpías de formación y conocen y valoran las implicaciones que los aspectos 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 incremento del efecto invernadero y el cambio climático que esta teniendo lugar.También se debe saber predecir la espontaneidad de una reacción a partir de los concep-tos de entropía y energía libre.
5. Aplicar el concepto de equilibrio químico para predecir la evolución de un sistema y resolver problemas de equilibrios homogéneos, en particular en reacciones gaseosas, y de equilibrios heterogéneos, con especial atención a los de disolución-precipitación.Se trata de comprobar a trabes de este criterio si se reconoce macroscópicamente cuan-do 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 cualitativamente la forma en la que evoluciona un sistema en equilibrio cuando se interacciona con el y si se conocen algunas de las aplicaciones que tiene en la vida cotidiana y en procesos industriales (tales como la obtención de amonia-co) la utilización de los factores que pueden afectar al desplazamiento del equilibrio.
6. Aplicar la teoría de Bronsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como ácidos o bases, saber determinar el pH de sus disoluciones, explicar las reacciones aci-do-base y la importancia de alguna de ellas axial como sus aplicaciones prácticas.Este criterio pretende averiguar si los alumnos saben clasificar las sustancias o sus diso-luciones como acidas, básicas o neutras aplicando la teoría de Bronsted, conocen el sig-nificado y manejo de los valores de las constantes de equilibrio para predecir el carácter acido o base de las disoluciones acuosas de sales y si determinan valores de pH en diso-luciones de ácidos y bases fuertes y débiles.También se valorará si se conoce el funcionamiento y aplicación de las técnicas volu-métricas que permiten averiguar la concentración de un acido o una base y la importan-cia que tiene el pH en la vida cotidiana y las consecuencias que provoca la lluvia acida, axial 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 corrosión, 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 trabes 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 importan-cia que, desde el punto de vista económico, tiene la prevención de la corrosión de meta-les 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 electrolíticas.
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8. Describir las características principales de alcoholes, ácidos y esteres y escribir y nombrar correctamente las formulas desarrolladas de compuestos orgánicos sencillos.El objetivo de este criterio es comprobar si se sabe formular y nombrar compuestos or-gánicos oxigenados y nitrogenados con una única función orgánica, además de conocer alguno de los métodos de obtención de alcoholes, ácidos orgánicos y esteres. También ha de valorarse el conocimiento de las propiedades físicas y químicas de dichas sustan-cias axial como su importancia industrial y biológica, sus múltiples aplicaciones y las repercusiones que su uso genera (fabricación de pesticidas, etc.).
5.2. INSTRUMENTOS Y PROCEDIMIENTOS DE EVALUACIÓN
Se tendrán en cuenta los siguientes:
Observación del trabajo diario: participación, preguntas orales, trabajo realizado en casa y en clase, de forma individual y en grupo.
Pruebas escritas: según proceda con cuestiones teóricas y actividades prácticas. Se realizarán varias por trimestre como se indica en los criterios de calificación
Trabajo extra: de lectura científica.
5.3. CRITERIOS DE CALIFICACIÓN:
Las pruebas escritas que se van a realizar en este curso son:
NÚMERO EXAMEN MATERIA % EN EL TRIMESTRE
% SOBRE LA NOTA FINAL DE EXÁMENES DEL CURSO
EXAMEN 1 FORMULACIÓN INORGÁNICA+ UNIDAD 0
25 % 35 %
EXAMEN 2 UNIDAD 0, 1, 2 y 3 75 %RECUPERACIÓN EXAMEN 2
EXAMEN 3 UNIDADES 9 y 4 35 % 35 %EXAMEN 4 UNIDADES 4, 5, 6
y 965 %
RECUPERACIÓN EXAMEN 4EXAMEN 5 UNIDAD 7 35% 30 %EXAMEN 6 UNIDADES 7 y 8 65%
En todas las pruebas entrará al menos una pregunta del tema de Conceptos Básicos de Química.
Después de Navidad y de Semana Santa se realizarán pruebas de recuperación o de subida de nota del primer y segundo trimestre respectivamente. La nota de las pruebas escritas será 1/3 de la del primer examen + 2/3 de la de la recuperación o subida de nota.
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Se realizarán pruebas de formulación cada 15 días de una duración de 5 minutos, con una puntuación de + 0,1 pto por prueba si está todo acertado, 0 para un error y -0,1 para 2 o más fallos, que sumarán o restarán puntos a la nota final de evaluación.
Se harán algunas actividades escritas de problemas y/o cuestiones a lo largo de los trimestres que también se tendrán en cuenta a la hora de la evaluación, repercutiendo en el próximo examen a realizar. Cada problema o cuestión se valorará con un máximo de 1 pto, quedando para el examen el resto de la puntuación.
Se realizará un trabajo escrito sobre el libro “Los hilos de Ariadna”. Su calificación se tendrá en cuenta en el examen parcial que desee el alumno, con la posibilidad de aumentar hasta 1 punto, exceptuando recuperaciones y examen final de mayo.
Al finalizar el curso nos podemos encontrar con los siguientes casos:
Alumnos con todo superado podrán presentarse a subir nota, si lo desean, debiendo realizar una prueba especial de todos los contenidos del curso.
Alumnos con uno o varios bloques suspensos harán una prueba de los mismos en mayo.
Los alumnos que hayan superado todas las pruebas del curso sin tener que realizar ninguna recuperación, serán gratificados con un aumento de su nota a final de curso de un 10%.
La formulación química inorgánica y orgánica se superará con un 80 % de fórmulas correctas.
La puntuación final será la media ponderada de las puntuaciones trimestrales. El alumno que no obtenga, al menos, un 5, deberá presentarse en septiembre a la prueba extraordinaria de los contenidos en su totalidad.
Se valorarán a efectos de calificación y evaluación las siguientes actuaciones recogidas en el ROF:
TILDES LAS DEMÁS FALTAS MÁXIMO A RESTAR
Cada 3 tildes, 0,25 puntos
0,2 puntos 1 puntos
a) Penalizar restando 1 punto de la nota de la evaluación al alumno que falte a clase para estudiar un examen y 2 puntos si esta conducta es reiterada.
b) Prohibición absoluta de teléfonos móviles y de reproductores de MP3. Ningún profesor permitirá su uso en la hora de clase ni en el centro. El alumno/a que los use, da igual para qué, estará incurriendo en una falta muy grave y será sancionado en consecuencia.
c) En relación con las faltas de asistencia y retrasos sin justificar se aplicará el siguiente criterio: se bajará 1 punto en la nota de la evaluación al alumno que
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falte o se retrase entre el 10% y el 20% del total de horas del trimestre, 2 puntos si falta o se retrasa entre el 20% y el 25% de las horas y no se evaluará al alumno que falte o se retrase más del 25% de las horas.
d) No podrá faltar a ninguno de los exámenes o pruebas de evaluación aunque si esto sucediera deberá presentar un justificante firmado y sellado por el médico (u otros justificantes, según el caso) y en ese caso el profesor será quien decida qué día y a qué hora realizará dicha prueba.
e) Si un alumno copia en un examen por cualquier procedimiento o intenta copiar, se considerará una falta muy grave y se puntuará con cero el examen y suspendiendo automáticamente la evaluación.
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6 ** SECUENCIACIÓN DE LAS UNIDADES DIDÁCTICAS
TEMA 0. REPASO DE CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA
Objetivos
Relacionar los cálculos relativos a la masa, mol, número de moléculas y átomos de una especie química.
Conocer la diferencia entre fórmula empírica y molecular y saber hallarlas.
Saber relacionar y calcular todas las variables relativas a los gases y mezclas de gases.
Conocer las diferentes formas de expresión de la concentración en disoluciones y saber calcularlas.
Realizar cálculos cuantitativos de la reactividad en química (Estequiometría) utilizando factores de conversión.
Resolver problemas de estequiometría que incluyan reactivos y productos en fase gaseosa y en disolución.
Contenidos
Conceptos:
Relaciones entre masa, mol, número de átomos, moléculas e iones de una especie química.
Determinación de fórmulas empíricas y moleculares.
Gases y mezclas de gases. Variables que intervienen en cálculos con gases. Relaciones cuantitativas en gases y mezclas de gases.
Disoluciones. Expresión de la concentración en disoluciones. Mezclas. Diluciones.
Estequiometría. Reactivos o productos gaseosos o en disolución. Reactivos impuros. Reactivo limitante.
Procedimientos:
Cálculo de la fórmula empírica de una sustancia orgánica e inorgánica.
Determinación de la fórmula molecular de una sustancia conociendo determinados datos físico-químicos.
Cálculo de las variables que definen un gas a través de la ecuación de los gases ideales.
Determinación de la presión parcial de un gas y su fracción molar en mezclas gaseosas ideales.
Expresión de la concentración de una disolución utilizando diferentes variables.
Cálculo de la molaridad de una disolución comercial conociendo su densidad y la riqueza.
Realización de cálculos cuantitativos en reacciones químicas con sustancias gaseosas, en disolución y en mezclas de gases.
Determinación del reactivo limitante y su aplicación en estequiometría.
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Utilización de factores de conversión en todos los cálculos anteriores.
Actitudes:
Valoración de la importancia de manejar los conceptos básicos de química para iniciar con garantías su estudio más profundo.
Reconocimiento de la necesidad de formular y nombrar correctamente todos los compuestos estudiados para poder después ajustar reacciones químicas y realizar cálculos estequiométricos.
Reflexión sobre los problemas de estequiometría y la necesidad de enfrentarse a ellos de forma razonada y no mecánica.
Criterios de evaluación
1. Calcular la masa y el número de moles de una sustancia química.
2. Diferenciar entre número de moles de moléculas y átomos para una sustancia química.
3. Hallar la fórmula empírica de una sustancia y determinar a partir de ella la molecular.
4. Calcular el número de moles, masa, volumen y presión de un gas.
5. Determinar la presión parcial de un gas y su fracción molar en una mezcla de gases.
6. Expresar la concentración de una disolución de todas las formas conocidas.
7. Calcular la molaridad de una disolución comercial.
8. Conocer los procedimientos para la preparación de una disolución a partir de un sólido o de otra disolución más concentrada.
9. Determinar las cantidades de sustancias (sólidas, líquidas, gaseosas o en disolución) que reaccionan y se obtienen en las reacciones químicas.
10. Hallar el reactivo limitante de una reacción química.
11. Utilizar correctamente las normas de nomenclatura de sustancias inorgánicas y orgánicas.
TEMA 1. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA
Objetivos
Distinguir y comprender los hechos experimentales que llevaron al descubrimiento de las partículas subatómicas (electrón, protón y neutrón) y a la formulación de los modelos atómicos.
Diferenciar una estructura atómica de una estructura electrónica para un mismo átomo y su relación con los iones o isótopos existentes para un determinado elemento químico.
Comparar los modelos atómicos clásicos de Rutherford-Bohr con el actual de Schrödinger-Heisenberg.
Conocer la diferencia entre los conceptos de órbita electrónica y orbital atómico.
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Conocer el fundamento de los espectros atómicos y la información que proporcionan sobre la materia.
Comprender qué es un salto entre niveles energéticos y calcular los parámetros de la radiación asociada.
Obtener los números cuánticos que describen la situación de los electrones en un átomo y comprender su significado.
Conocer los principios que rigen el llenado de orbitales atómicos (Aufbau, Pauli y Hund).
Contenidos
Conceptos:
Magnitudes atómicas. N.º atómico, n.º másico. Iones e isótopos.
Historia de los modelos atómicos.
Orígenes de la teoría cuántica. Radiación del cuerpo negro. Efecto fotoeléctrico. Espectros atómicos.
El modelo atómico de Bohr.
Modificaciones al modelo de Bohr. Modelo de Bohr-Sommerfeld. Efecto Zeeman. Espín electrónico.
Mecánica cuántica. Dualidad onda-corpúsculo. Principio de incertidumbre. Orbitales atómicos y números cuánticos.
Configuración electrónica. Energía de los orbitales. Proceso Aufbau. Configuración electrónica de los iones.
Procedimientos:
Determinación de la configuración atómica de un elemento o ión a partir de su notación química.
Cálculo de la masa relativa de un elemento a partir de las masas de sus isótopos y su abundancia.
Cálculo de energía, longitud de onda y frecuencia, asociados a una radiación electromagnética.
Situar una radiación en su correspondiente lugar del espectro electromagnético.
Asignación de números cuánticos al e- en los orbitales a partir del modelo mecano-cuántico.
Determinación de los posibles valores de los números cuánticos para e-dentro de un átomo.
Establecimiento de configuraciones electrónicas de átomos e iones en estado fundamental.
Observación del espectro de algunos elementos.
ACTITUDES
Valoración de los avances en la química atómica durante el siglo XX.
Reflexión sobre carácter dinámico ciencia a través de la evolución de los modelos atómicos.
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Valoración de la repercusión en la vida cotidiana de los descubrimientos y dispositivos relacionados con la investigación atómica (tubos de televisión, fluorescentes, rayos X, radiactividad, etc.).
Criterios de evaluación
1. Describir y valorar de forma crítica cómo los hechos experimentales justifican la evolución en el planteamiento de los diferentes modelos atómicos.
2. Conocer la distribución de las tres partículas fundamentales del átomo teniendo en cuenta su número atómico y másico
3. Obtener las configuraciones atómica y electrónica de un átomo o ion a partir de Z.
4. Explicar diferencias entre átomos isótopos o iones utilizando la cantidad de partículas subatómicas.
5. Señalar diferencias entre modelos atómicos clásicos y modelo mecano-cuántico.
6. Explicar razonadamente la diferencia entre el concepto de órbita electrónica y orbital atómico.
7. Explicar el fundamento y la diferencia entre espectros atómicos de absorción y emisión.
8. Calcular la E, λ y f asociadas a un salto electrónico y relacionarlo con una región del espectro.
9. Comprender el concepto de número cuántico y aplicarlo para conocer el estado energético del electrón.
10. Saber escribir las configuraciones electrónicas de átomos e iones, así como las de átomos excitados.
11. Aplicar el principio de exclusión de Pauli y el principio de máxima multiplicidad.
12. Situar un elemento en la Tabla Periódica dada la configuración electrónica. Nombrar los grupos del 1 al 18.
TEMA 2. SISTEMA PERIÓDICO
Objetivos
Relacionar la configuración electrónica de los elementos con su colocación en el Sistema Periódico.
Conocer la evolución histórica del sistema periódico.
Estudiar la ley periódica de Mendeléiev como eje fundamental de su tabla periódica.
Conocer la ley de Moseley y el sistema periódico actual.
Conocer nombres, símbolos y propiedades más importantes de los elementos de los tres primeros periodos y el primer periodo de los metales de transición.
Manejar el sistema periódico extrayendo toda la información que proporciona, utilizándola en el estudio de las propiedades de los distintos elementos.
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Valorar la necesidad de los científicos de proponer modelos y construir teorías, y del papel que estas tienen en el avance de la ciencia.
Contenidos
Conceptos:
Historia del sistema periódico. Tríadas de Döbereiner. Octavas de Newlands. Tabla de Meyer y Mendeleiev. Ley periódica.
Sistema periódico actual. El número atómico como base de la ley periódica. Tabla periódica y su relación con las configuraciones electrónicas de los elementos.
Apantallamiento y carga nuclear efectiva. Variación a lo largo de la tabla periódica.
Propiedades periódicas. Radio atómico. Radio iónico. Energía de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad.
Las propiedades físico-químicas y la posición en la tabla periódica. Estudio descriptivo de los grupos de la tabla periódica.
Procedimientos:
Determinación de la configuración atómica de un elemento o ión a partir de su notación química.
Cálculo de la masa relativa de un elemento a partir de las masas de sus isótopos y su abundancia.
Cálculo de parámetros (E, y ) asociados a una radiación electromagnética.
Situar una radiación en su correspondiente lugar del espectro electromagnético.
Cálculo de energías de transición entre niveles energéticos según el modelo de Bohr.
Cálculo de energía necesaria para arrancar un electrón en un metal según el efecto fotoeléctrico.
Asignación de números cuánticos al e- en los orbitales a partir del modelo mecano-cuántico.
Determinación de los posibles valores de los números cuánticos para e-dentro de un átomo.
Establecimiento de configuraciones electrónicas de átomos e iones en estado fundamental.
Observación del espectro de algunos elementos.
Actitudes
Valoración de los avances en la química atómica durante el siglo XX.
Reflexión sobre carácter dinámico ciencia a través de la evolución de los modelos atómicos.
Valoración de la repercusión en la vida cotidiana de los descubrimientos y dispositivos relacionados con la investigación atómica (tubos de televisión, fluorescentes, rayos X, radiactividad, etc.).
Criterios de evaluación
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1. Predecir por su configuración electrónica la posición de un elemento en la tabla periódica.
2. Justificar la posición de los elementos en la tabla periódica en función de su estructura electrónica.
3. Describir la evolución histórica de la clasificación periódica.
4. Explicar la ley periódica de Mendeléiev.
5. Conocer el sistema periódico actual.
6. Conocer posición, nombre, símbolo y propiedades de los elementos de los tres primeros periodos y el primer periodo de los metales de transición.
7. Relacionar las propiedades periódicas de los elementos con su posición en la tabla.Conocer los conceptos de EI, AE, EN, radio atómico e iónico y su variación a lo largo de un periodo y un grupo, justificándolas en base a la carga nuclear efectiva y a la distancia al núcleo. Comparar propiedades de átomos e iones.
8. Comprender la evolución histórica del sistema periódico dentro del papel que en la evolución de la ciencia tienen las modificaciones que llevan a la sustitución de una teoría por otra.
TEMA 3. EL ENLACE QUÍMICO
Objetivos
Comprender el concepto de formación del enlace y su relación con alcanzar una configuración electrónica estable.
Saber predecir el tipo de enlace de un compuesto a partir de la estructura electrónica de los elementos que lo forman.
Conocer las características del enlace iónico.
Calcular energías reticulares utilizando ciclos de Born-Haber.
Conocer y discutir las propiedades de las sustancias iónicas.
Conocer las características del enlace covalente.
Recordar cómo se forman las estructuras moleculares según Lewis y el concepto de resonancia.
Conocer diferentes características de las moléculas covalentes: energías, ángulos, distancias internucleares y polaridad.
Justificar la geometría molecular utilizando el modelo RPECV y la hibridación de orbitales.
Conocer y discutir las propiedades de las sustancias covalentes moleculares y atómicas.
Justificar las características del enlace metálico utilizando la teoría de bandas.
Conocer y discutir las propiedades de las sustancias metálicas.
Conocer las fuerzas intermoleculares. Fuerzas de Van der Waals y enlace de hidrógeno.
Contenidos
Conceptos:
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¿Por qué se unen los átomos? Predicción del tipo de enlace a través de la configuración electrónica.
Enlace iónico. Energía en las redes iónicas. Ciclo de Born-Haber. Ecuación de Born-Landé. Propiedades de los compuestos iónicos.
Enlace covalente. Parámetros de enlace. Teoría de Lewis. Enlaces sencillos y múltiples. Excepciones al octete. Enlace covalente coordinado o dativo. Estructuras resonantes. Geometría molecular. RPECV. Teoría del enlace de valencia. Hibridación de orbitales. Polaridad de enlace y de molécula. Moléculas y redes covalentes. Propiedades de las sustancias covalentes.
Enlace metálico. Teoría de la nube electrónica. Teoría de bandas. Propiedades de los metales.
Enlace entre moléculas. Fuerzas de Van der Waals y London. Enlace de hidrógeno.
Comparación de las propiedades físicas de las sustancias en función del tipo de enlace.
Procedimientos:
Predicción del tipo de enlace y fórmula química a partir de la estructura electrónica de los átomos.
Discusión cualitativa de la variación de las energías de red en diferentes compuestos.
Construcción de ciclos energéticos tipo Born-Haber para el cálculo de la energía de red.
Predicción del tipo de enlace y de la fórmula química a partir de las configuraciones electrónicas.
Realización de estructuras de Lewis.
Aplicación del concepto de resonancia utilizando estructuras de Lewis.
Explicación de la geometría de moléculas a partir de la teoría de orbitales híbridos o RPECV.
Razonamiento de la polaridad o apolaridad de un enlace y de una molécula.
Deducción del tipo de sustancia según sus propiedades físico-químicas.
Actitudes:
Toma de conciencia de que el principio básico de la disminución energética en un sistema es la causa de su evolución.
Valoración de la utilización de los conceptos estudiados para explicar la formación de las sustancias, así como sus características básicas y aplicaciones.
Valoración de la importancia de las teorías y modelos para justificar los distintos enlaces teniendo en cuenta sus limitaciones.
Valorar la importancia del agua como bien necesario para la supervivencia del ser humano.
Criterios de evaluación
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1. Describir el proceso de formación del enlace utilizando curvas de estabilidad.
2. Describir las características básicas del enlace iónico.
3. Conocer diversos conceptos: redes cristalinas, índice de coordinación, tamaño y carga de los iones y energía de red.
4. Discutir cualitativamente la variación de las energías de red en diferentes compuestos, analizando la influencia del radio y de la carga de los iones en el valor de la energía reticular.
5. Construir ciclos energéticos de tipo Born-Haber para el cálculo de alguna de las energías que intervienen en el proceso de formación de un cristal iónico.
6. Conocer las propiedades de las sustancias iónicas, covalentes y metálicas, relacionadas con el enlace entre sus átomos.
7. Escribir estructuras de Lewis de moléculas utilizando si es necesario el concepto de resonancia.
8. Conocer diversos conceptos: energía, distancia y ángulo de enlace, polaridad de enlace y de molécula.
9. Predecir la geometría de diversas moléculas a través del modelo RPECV y con orbitales híbridos.
10. Diferenciar hibridación sp, sp2 y sp3.
11. Diferenciar entre sustancias covalentes moleculares y atómicas y describir sus propiedades.
12. Aplicar la teoría de bandas para explicar el enlace metálico.
13. Justificar las propiedades de diversas sustancias moleculares en función de las fuerzas intermoleculares presentes en ellas.
TEMA 4. TERMOQUÍMICA
Objetivos
Conocer los conceptos básicos y las principales transformaciones de la termodinámica.
Relacionar W, Q y U mediante el primer principio de la termodinámica.
Diferenciar entre Qv y Qp e identificarlos con ΔU y ΔH, respectivamente.
Conocer los conceptos de ΔHºf, ΔHºe y ΔHºr y relacionarlos aplicando la ley de Hess.
Relacionar el concepto de entropía con el grado de desorden de los sistemas.
Interpretar el significado del valor de ΔG para predecir la espontaneidad de un proceso químico.
Construir diagramas entálpicos diferenciando entre procesos endotérmicos y exotérmicos.
Conocer y valorar el papel de la termoquímica en la tecnología y la sociedad.
Contenidos
Conceptos:
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Introducción a la termoquímica. Sistemas, variables y transformaciones termodinámicas. Trabajo de expansión-compresión de un gas. Calor. Procesos exotérmicos y endotérmicos.
Primer principio de la termodinámica. Transferencia de calor a presión constante (Qp) y a volumen constante (Qv).
Entalpía. Entalpías de formación, reacción y enlace. Ley de Hess. Utilización de la ley de Hess en el cálculo de entalpías de reacción a partir de entalpías de formación, reacción y enlace. Diagramas entálpicos.
Entropía. Segundo principio de la termodinámica. Entropía molar estándar. Tercer principio. Entropía de reacción.
Energía libre de Gibbs. Condiciones de equilibrio y espontaneidad. Energía libre de Gibbs de formación y reacción.
Aplicaciones energéticas de las reacciones químicas. La energía y los combustibles. Dispositivos de frío-calor. Valor energético de los alimentos.
Procedimientos:
Cálculo de la U, W, Q a un proceso químico, a partir del primer principio.
Estudio de la relación entre Qp y Qv para sólidos, líquidos y gases ideales.
Cálculo de la entalpía de una reacción utilizando las entalpías de enlace o de formación.
Cálculo de la entalpía de una reacción mediante la ley de Hess.
Predicción y cálculo de la variación de entropía para un proceso químico.
Predicción de la espontaneidad de un proceso químico en función de ΔH y ΔS.
Cálculo de la variación de la energía libre de Gibbs para un proceso químico.
Interpretación de los diagramas entálpicos para procesos endotérmicos y exotérmicos.
Actitudes
Valoración de la importancia de las aplicaciones de la termoquímica en la tecnología y en la industria, lo que ha contribuido al desarrollo del bienestar social.
Reconocimiento de los efectos nocivos sobre el medio ambiente, el clima y la salud derivados del uso de los combustibles fósiles.
Tomar conciencia del carácter limitado de los combustibles fósiles (gas natural, butano, gasóleo, gasolina) y, por tanto, la necesidad de desarrollar fuentes de energía renovables (biomasa, eólica, solar, hidráulica).
Criterios de evaluación
1. Diferenciar entre los sistemas termoquímicos y las transformaciones que pueden sufrir.
2. Distinguir reacción exotérmica y endotérmica.
3. Enunciar el primer principio de la termodinámica y aplicarlo a un proceso químico.
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4. Relacionar Qv con Qp, e identificarlos con ΔU y ΔH, respectivamente.
5. Calcular ΔHºr de un proceso químico aplicando la ley de Hess.
6. Calcular de la entalpía de formación a partir de la energías de enlace de los reactivos y productos.
7. Calcular de las entalpías de reacción y de combustión a partir de las entalpías de formación. Cálculos de las entalpías de formación.
8. Conocer el concepto de la entropía de un sistema y su aplicación a reacciones sencillas. (Cuestión cualitativa).
9. Aplicar el segundo principio de la termodinámica a la predicción de la evolución de los sistemas.
10. Razonar la espontaneidad de un proceso en función de ΔG (ΔG = ΔH-T·ΔS).
11. Interpretar la información proporcionada por los diagramas entálpicos.
12. Valorar las aplicaciones de la termoquímica en la tecnología y la sociedad.
TEMA 5. CINÉTICA
Objetivos
Estudiar cualitativamente la velocidad de reacción.
Definir y utilizar correctamente el concepto de velocidad de reacción.
Diferenciar las dos teorías utilizadas para explicar la génesis de una reacción química: teoría de colisiones y teoría del complejo activado.
Diferenciar el orden total del orden parcial de una reacción.
Diferenciar el concepto de orden de reacción del de molecularidad.
Conocer mecanismos de reacción en casos sencillos, relacionarlos con la molecularidad y saber lo importante que es reconocer la etapa lenta o limitante para el cómputo del proceso global.
Conocer los factores de los que depende la velocidad de una reacción.
Diferenciar entre catálisis homogénea y heterogénea.
Analizar la utilización de catalizadores en algunos procesos industriales.
Contenidos
Conceptos:
Cinética química. Velocidad de reacción. Velocidad media. Velocidad instantánea.
¿Cómo ocurren las reacciones químicas? Teoría de colisiones. Teoría del complejo activado.
Dependencia de la velocidad de reacción con la concentración. Ecuación de velocidad. Determinación del orden de reacción. Vida media de una reacción.
Factores que afectan a la velocidad de reacción: concentración, naturaleza y estado físico de los reactivos; temperatura de reacción y presencia de catalizadores.
Catálisis enzimática.
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Mecanismos de reacción. Proceso elemental. Molecularidad.
La cinética y el airbag.
Procedimientos:
PROCEDIMIENTOS, DESTREZAS y HABILIDADES
Aplicación correcta del concepto de velocidad de reacción a cualquier proceso químico convenientemente ajustado.
Distinción entre las teorías cinéticas en las que se basan las reacciones químicas diferenciando claramente su base teórica.
Aplicación correcta de la ecuación cinética a cualquier proceso químico.
Identificación de los órdenes parciales y totales de una reacción química a partir de su ecuación de velocidad.
Cálculo de los órdenes parciales a través del método de la velocidad inicial.
Interpretación adecuada de las etapas que componen el mecanismo de reacción.
Actitudes:
Observación de la aplicación de las fases del método científico a la cinética de las reacciones.
Relación de conocimientos conceptuales adquiridos con tecnología, sociedad y medio ambiente.
Utilización correcta del uso de aditivos (catalizadores) en las reacciones químicas para el desarrollo de la sociedad sin deteriorar el medio ambiente.
Criterios de evaluación
1. Definir y aplicar el concepto de velocidad de reacción.
2. Expresar correctamente las ecuaciones cinéticas de las reacciones químicas.
3. Calcular el orden total de una reacción a partir de los órdenes parciales.
4. Calcular los órdenes parciales a través de una tabla de experimentos, en los que se varían las concentraciones de las especies, con la velocidad inicial de reacción.
5. Conocer y diferenciar entre las dos teorías fundamentales que explican la génesis de las reacciones químicas: colisiones y complejo activado.
6. Relacionar Eactivación de una reacción con vreacción de la misma, mediante diagramas entálpicos.
7. Comprender la variación de la velocidad en relación a distintos factores.
8. Diferenciar entre catálisis homogénea y heterogénea.
9. Expresar la ecuación de una reacción con varias etapas, relacionándola con la etapa más lenta.
TEMA 6. EQUILIBRIO QUÍMICO
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Objetivos
Enunciar las características fundamentales de los procesos químicos reversibles.
Deducir la expresión de Kc, Kp y Kx para equilibrios homogéneos y heterogéneos.
Adquirir concepto de grado de disociación y relacionarlo con las constantes de equilibrio.
Comprender relación entre Kp y ΔG y utilizarla para realizar cálculos.
Entender el principio de Le Châtelier y aplicarlo para predecir la evolución de un sistema en equilibrio.
Comprender el concepto de solubilidad y expresar correctamente su valor en distintas unidades.
Identificar los factores que influyen en solubilidad de los compuestos iónicos y razonar su influencia.
Conocer las reglas de solubilidad de los principales compuestos iónicos.
Predecir la posible precipitación de determinadas sustancias al mezclar dos disoluciones.
Interpretar correctamente el efecto del ión común en los equilibrios de solubilidad.
Contenidos
Conceptos:
Definición de equilibrio químico. Explicación cinética y termodinámica del equilibrio. Equilibrios homogéneos y heterogéneos.
Expresión de las constantes de equilibrio Kc y Kp. Relación entre ambas. Grado de disociación.
Factores que modifican el equilibrio: principio de Le Châtelier. Modificación de la concentración de reactivos y productos, de la temperatura de la reacción y de la presión total o el volumen del sistema. Adición de un catalizador.
Equilibrios heterogéneos. Expresión de Kc y Kp. Reacciones de precipitación. Solubilidad. Producto de solubilidad. Efecto ión común y efecto salino. Influencia del pH sobre el equilibrio.
Proceso Haber-Bosch.
Procedimientos:
Aplicación de la ley de acción de masas a equilibrios homogéneos.
Realización de cálculos de Kc y Kp a partir de las concentraciones en el equilibrio.
Establecimiento de la relación entre Kc y Kp.
Predicción de la evolución de sistemas en equilibrio tras una alteración, según el principio de Le Châtelier.
Realización de cálculos de solubilidad en diferentes unidades.
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Predicción del efecto de determinados factores sobre la solubilidad de los compuestos.
Identificación de compuestos solubles en agua.
Establecimiento de la relación entre Kps y la solubilidad de los iones.
Justificación del orden de precipitación de cada ión en el supuesto de precipitación fraccionada.
Predicción de la evolución de sistemas en equilibrio al adicionar un ión común.
Actitudes:
Comprensión del equilibrio químico como una “demostración” más de la tendencia universal de los sistemas físicos a alcanzar el estado de mínima energía.
Valoración de la importancia de la optimización del rendimiento de un proceso industrial.
Reconocimiento de la importancia del factor humano e industrial en alteración del medio ambiente.
Reconocimiento de la importancia de los equilibrios heterogéneos a nivel biológico, industrial y medioambiental.
Toma de conciencia del efecto de la lluvia ácida sobre los materiales calizos.
Criterios de evaluación
1. Determinar las constantes de equilibrio Kc y Kp en equilibrios homogéneos y en heterogéneos, así como realizar cálculos relacionados.
2. Variación de Kc y Kp con la temperatura.
3. Aplicar el principio de Le Chateier-Braun, predecir como afecta la presión, temperatura, concentración y volumen a un sistema en equilibrio.
4. Determinar el sentido del desplazamiento de sistema por análisis de Q (cociente de reacción).
5. Calcular el valor de Kp conocido el de Kc, y viceversa.
6. Realizar problemas numéricos relacionados con la determinación de las cantidades que intervienen en las reacciones y cálculos del grado de disociación.
7. Realizar cálculos de ΔG a partir de Kp, y viceversa.
8. Predecir las condiciones óptimas para obtener una sustancia determinada en una reacción reversible y aplicarlo al proceso de Haber-Bosch de síntesis del amoniaco.
9. Calcular la solubilidad de diferentes sales y expresarla en las unidades más habituales.
10. Predecir el efecto de T, UR y el calor de hidratación sobre la solubilidad de las sustancias.
11. Clasificar determinados compuestos iónicos como solubles o insolubles.
12. Deducir si se producirá la precipitación de una determinada especie en función de su Kps.
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13. Comprender la influencia del efecto ion común sobre la solubilidad de los compuestos iónicos.
TEMA 7. REACCIONES ÁCIDO-BASE
Objetivos
Enunciar las características generales de ácidos y bases.
Definir los conceptos de ácido y base según las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y conocer las limitaciones de cada una.
Entender el concepto de par ácido-base conjugado y el de sustancias anfóteras.
Determinar la expresión de las constantes de ionización de ácidos y bases, tanto fuertes como débiles, empleando en este último caso el concepto de grado de disociación.
Saber relacionar la fuerza relativa de ácidos y bases con el valor de su constante.
Conocer el producto iónico del agua y relacionarlo con Ka y Kb.
Explicar el concepto de pH y pOH y conocer los valores de estos en una disolución ácida, básica y neutra.
Entender el fundamento de los indicadores para la determinación del pH de una disolución.
Comprender la utilidad de volumetrías ácido-base y efectuar cálculos sobre ellas.
Interpretar la curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte.
Razonar los distintos tipos de hidrólisis según las características de las sales que se disuelven y reconocer los electrolitos.
Reconocer disoluciones amortiguadoras y entender su importancia biológica e industrial.
Conocer los efectos contaminantes de la lluvia ácida.
Contenidos
Conceptos:
Características generales de los ácidos y de las bases.
Aproximación histórica a las teorías ácido-base: Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis.
Equilibrio iónico del agua. Kw.
Medida de la acidez: concepto de pH ácido, neutro o básico.
Fuerza relativa de ácidos y bases. Constante de acidez y basicidad. Relación entre Ka
y Kb para un par ácido-base. Cálculos de concentración y acidez de ácidos y bases fuertes y débiles.
Reacciones de neutralización ácido-base. Punto de equivalencia. Estudio del pH en el punto de equivalencia. Indicadores. Valoraciones ácido-base.
Hidrólisis de sales. Constante de hidrólisis. Características ácidas o básicas de las disoluciones acuosas de sales.
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Disoluciones reguladoras. Tampones biológicos.
Importancia de las reacciones ácido-base en la sociedad actual. Lluvia ácida. Obtención industrial de ácidos y bases.
Procedimientos:
Identificación de ácidos y bases según las distintas teorías.
Planteamiento de reacciones ácido-base según las distintas teorías.
Reconocimiento de pares ácido-base.
Formulación de reacciones de disociación de ácidos y bases fuertes y débiles.
Realización de cálculos de Ka o Kb, así como de concentraciones de sustancias y de pH.
Identificación del indicador más adecuado para una valoración ácido-base.
Comparación teórica del valor de pH de una disolución mediante papel pH y pH-metro.
Realización de cálculos de constantes de hidrólisis, concentraciones de sustancias y pH.
Determinación de la concentración de disoluciones ácidas y básicas en el laboratorio mediante valoraciones.
Realización de curvas de valoración teóricas ácido fuerte-base fuerte indicando el punto de equivalencia.
Predicción del pH de las disoluciones acuosas de sales.
Reconocimiento de ejemplos de disoluciones reguladoras.
Actitudes
Reconocimiento de la importancia de la aplicación del método científico en evolución de teorías ácido-base.
Interés por la interpretación de fenómenos ácido-base y por la identificación de sus repercusiones sobre la salud y el medio ambiente.
Sensibilización ante el impacto medioambiental de la lluvia ácida y búsqueda de posibles soluciones.
Valoración de la importancia que tienen equilibrios ácido-base a nivel biológico e industrial.
Criterios de evaluación
1. Comparar las definiciones de ácido y base según las distintas teorías, justificando las ampliaciones que suponen cada una con respecto a las otras.
2. Determinar pares ácido-base conjugado según la teoría de Brönsted-Lowry.
3. Justificar el carácter ácido o básico de determinadas sustancias según teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry.
4. Relacionar la fuerza de un ácido o de una base con las constantes de equilibrio Ka y Kb
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5. Aplicar la teoría de Lewis para justificar el carácter ácido y básico de determinadas especies.
6. Realizar cálculos de constantes de ionización a partir de las concentraciones de las especies implicadas, y viceversa. Calcular también grados de ionización.
7. Calcular el pH y pOH de disoluciones de ácidos y bases fuertes o débiles (los ácidos pueden ser monopróticos o dipróticos y las bases monohidroxiladas o dihidroxiladas).
8. Calcular el pH y pOH de ácidos y bases débiles a partir de la concentración del ácido o la base y su K.
9. Realizar cálculos estequiométricos en reacciones de neutralización sencillas.
10. Seleccionar el indicador más adecuado para una determinada reacción de neutralización a partir del intervalo de viraje.
11. Saber explicar la curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte.
12. Determinar el carácter ácido, básico o neutro de distintas disoluciones acuosas de sales y reconocer los electrolitos presentes.
13. Saber indicar ejemplos e identificar disoluciones amortiguadoras, y justificar sus aplicaciones más importantes.
14. Enumerar los principales efectos de la lluvia ácida sobre medio ambiente, explicar su formación.
TEMA 8. REACCIONES REDOX
Objetivos
Definir y comprender la evolución del concepto de oxidación-reducción desde el de Lavoisier hasta el electrónico actual.
Entender el concepto de número de oxidación, así como su variación en los procesos redox.
Comprender que todo proceso de oxidación va asociado a uno de reducción, y viceversa.
Saber ajustar reacciones redox por el método ión-electrón en medio ácido-neutro y en medio básico.
Conocer el fundamento de las valoraciones redox.
Conocer la estructura y funcionamiento de una pila galvánica y en concreto la pila Daniell.
Comprender los conceptos de potencial y potencial normal de una pila, asimilando los de potencial de electrodo y de electrodo de referencia.
Manejar correctamente las tablas de potenciales normales de reducción para predecir la espontaneidad de un proceso redox.
Entender el funcionamiento de una cuba electrolítica y saber aplicar las leyes de Faraday.
Comparar pila galvánica (proceso redox espontáneo que genera energía eléctrica) con cuba electrolítica (se requiere energía eléctrica para producir reacción redox no
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espontánea).
Conocer aplicaciones industriales de estos procesos (pilas, baterías, acumuladores, metalurgia).
Contenidos
Conceptos:
Oxidación y reducción. Concepto de oxidación-reducción, evolución histórica. Variación del número de oxidación.
Ajuste de reacciones redox por el método del ión-electrón. Medio ácido, neutro, básico.
Estequiometría de las reacciones redox.
Valoraciones redox.
Pilas voltaicas. Montaje y funcionamiento de la pila Daniell. Potenciales estándar de electrodo. Serie de potenciales estándar de reducción. Poder oxidante y reductor. Potencial estándar de una pila. Espontaneidad de las reacciones redox. Tipos de pilas. Pila de combustible.
Electrolisis. Electrolisis del agua, cloruro sódico fundido y en disolución y del sulfato de cobre en disolución. Aspectos cuantitativos de la electrolisis. Leyes de Faraday.
Aplicaciones industriales de la electrolisis. Producción de elementos químicos altamente reactivos y de compuestos de importancia industrial. Purificación de metales. Métodos de afino electrolítico. Recubrimientos metálicos.
Problemas medioambientales en el reciclado de pilas.
Corrosión de metales. Prevención. Protección contra la corrosión.
Procedimientos:
Asignación de los números de oxidación de los elementos químicos en distintos compuestos.
Reconocimiento de la especie oxidante y reductora de un par redox.
Ajuste de reacciones redox por método ión-electrón en medio ácido, neutro y básico, diferenciando claramente semirreacciones oxidación y reducción.
Deducción de la ecuación molecular a partir de la iónica y resolución de problemas estequiométricos.
Estudio de distintas aplicaciones de las valoraciones redox.
Realización de esquemas de pilas galvánicas con cátodo, ánodo y procesos que tienen lugar, y notación simbólica.
Relación entre la posición de un electrodo con su poder oxidante y reductor con respecto a otros de la serie electroquímica.
Predicción de espontaneidad de un proceso calculando Eº pila con potenciales de reducción.
Realización de esquemas de cubas electrolíticas, diferenciando cátodo, ánodo y procesos que tienen lugar en cada uno de ellos, comparándolos con la pila galvánica.
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Resolución de problemas numéricos de electrolisis aplicando las leyes de Faraday.
Actitudes
Adquisición de mentalidad multidisciplinar que conecte la Biología y la Química en el estudio de las reacciones redox en los organismos vivos.
Valoración de la importancia de las reacciones redox en sus aplicaciones industriales tales como: pilas comerciales y recubrimientos electrolíticos (dorados, niquelados, cromados).
Concienciación respecto consecuencias medioambientales uso cotidiano pilas (botón, baterías).
Criterios de evaluación
1. Identificar las reacciones de oxidación-reducción como reacciones de transferencia de electrones.
2. Asignar correctamente el número de oxidación a cada elemento.
3. Reconocer carácter oxidante y reductor de ciertas sustancias, identificando especie oxidante y reductora en un par redox.
4. Ajustar reacciones redox por el método del ion-electrón en medio ácido y en medio básico.
5. Escribir la ecuación molecular a partir de la iónica.
6. Saber explicar el procedimiento de las valoraciones redox y sus aplicaciones.
7. Explicar funcionamiento de pila diferenciando ánodo, cátodo y procesos que tienen lugar y utilizar la notación simplificada.
8. Deducir poder oxidante o reductor de un par redox en función posición en serie electromotriz.
9. Predecir la posible espontaneidad de un proceso, calculando Eº pila.
10. Explicar electrolisis, diferenciando ánodo, cátodo y procesos que tienen lugar.
11. Resolver problemas numéricos basados en la electrolisis aplicando las leyes de Faraday.
12. Confrontar pila galvánica y cuba electrolítica en términos de espontaneidad y transformaciones energéticas.
13. Explicar aplicaciones industriales procesos redox (pilas, baterías, acumuladores, metalurgia).
TEMA 9. QUÍMICA ORGÁNICA
Objetivos
Explicar el concepto de isomería y los distintos tipos de ésta.
Diferenciar los isómeros estructurales de los estereoisómeros.
Razonar tipo de reactividad de grupos orgánicos atendiendo a su naturaleza nucleófila o electrófila y a su posible efecto inductivo o resonante.
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Diferenciar tipos de reacciones orgánicas atendiendo a la relación reactivos-productos.
Clasificar reacciones orgánicas: sustitución, adición, eliminación, redox, condensación (ad-el), hidrólisis y polimerización.
Clasificar los polímeros según el tipo de monómero que se repite.
Diferenciar la polimerización por adición de la polimerización por condensación.
Clasificar los polímeros naturales y artificiales por el tipo de polimerización de sus monómeros.
Describir la formación de los polímeros artificiales más importantes (adición y condensación), sus monómeros de partida y los usos cotidianos a los que se les destina.
Conocer el término macromolécula y aplicarlo a los polímeros naturales imprescindibles para la vida.
Contenidos
Conceptos:
Compuestos orgánicos: características generales.
Isomería estructural: función, posición y de cadena. Estereoisomería: espacial y óptica.
Reactividad de los compuestos orgánicos. Electrofilia y nucleofilia. Efectos inductivo y mesómero. Reacciones de sustitución, adición, eliminación, condensación, hidrólisis y oxidación-reducción.
Estudio de los grupos orgánicos de mayor interés: alcoholes, ácidos carboxílicos y ésteres.
Utilización de las sustancias en el desarrollo de la sociedad actual. La industria química. El petróleo y el carbón. Problemas medioambientales.
Procedimientos:
Diferenciación entre los distintos tipos de isómeros estructurales y espaciales de un compuesto dados fórmula o nombre.
Deducción tipos de ataque a un sustrato orgánico en función de estructura y grupos funcionales.
Predicción de los productos de una reacción orgánica conocidos los reactivos.
Formulación y nomenclatura de los monómeros más comunes.
Identificación del tipo de polimerización que puede sufrir un determinado monómero.
Escritura de las reacciones de polimerización por adición o condensación de los polímeros estudiados.
Identificación de los monómeros de que está formado un polímero, dada su estructura química.
Identificación de los enlaces que unen los monómeros de las macromoléculas.
Actitudes
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Apreciación del poder de química orgánica para sintetizar la enorme variedad de compuestos beneficiosos para la humanidad, sin olvidar que algunos han sido nocivos para medio ambiente.
Toma de conciencia de la necesidad del reciclaje de plásticos usados en la vida cotidiana.
Criterios de evaluación
1. Distinguir entre grupos funcionales y series homólogas
2. Saber explicar el concepto de isomería.
3. Distinguir entre isomería de cadena, posición y función.
4. Comprender el concepto de estereoisomería y saber asignar diastereoisómeros Z/E.
5. Reconocer e identificar los grupos funcionales de un compuesto y establecer su naturaleza nucleófila o electrófila y su efecto inductivo o mesómero.
6. Reconocer los diferentes tipos de reacciones orgánicas en función de reactivos y productos.
7. Escribir reacciones orgánicas que puede experimentar un sustrato debido a sus grupos funcionales.
8. Escribir los productos de una reacción orgánica conociendo los reactivos, aplicar la regla de Markovnikov, regla de Saytzev, indicar tipo de reacción….
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