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Fondo Social Europeo

Programación de

Química II

2º de Bachillerato

CURSO 2015/2016

I.E.S. Doctor Fleming-Departamento de Física y Química Programación de Química II _______________________________________________________________________________

CURSO 2015-2016 1

ÍNDICE

Pág. 1.-OBJETIVOS GENERALES .............................................................................................................................................. 2 2.-OBJETIVOS Y CONTENIDOS ESPECÍFICOS ............................................................................................................... 2 3.-CRITERIOS DE EVALUACIÓN .................................................................................................................................... 14 4.-METODOLOGÍA DIDÁCTICA ..................................................................................................................................... 19 5.-PROCEDIMIENTOS DE EVALUACIÓN DEL APRENDIZAJE DE LOS ALUMNOS ............................................. 19 6.- INSTRUMENTOS DE EVALUACIÓN Y CRITERIOS DE CALIFICACIÓN. ......................................................... 20 7.- ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS Y EXTRAESCOLARES ............................................................................ 23 8.- BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA ............................................................................................................................. 23


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1.-OBJETIVOS GENERALES 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 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 expresarse en el ámbito científico, así como para poder explicar expresiones científicas 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 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, así como a la superación de los estereotipos, prejuicios y discriminaciones, especialmente los que por razón de sexo, origen social o creencia han dificultado el acceso al conocimiento científico a diversos colectivos a lo largo de la historia.

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

2.-OBJETIVOS Y CONTENIDOS ESPECÍFICOS

INTRODUCCIÓN

Repaso y ampliación de la formulación y nomenclatura química inorgánica y orgánica y conceptos básicos de química.

TIEMPO: 8 horas

TEMA 0.- CONTENIDOS COMUNES. APROXIMACIÓN AL TRABAJO CIENTÍFICO. QUÍMICA, TECNOLOGÍA Y SOCIEDAD

OBJETIVOS:

1. Comprender, justificar y asumir como fundamentales los procedimientos que constituyen la base del trabajo científico: planteamiento de problemas, formulación de hipótesis, diseño y realización de experimentos, interpretación de resultados, comunicación científica, utilidad de modelos, leyes y teorías.

2. Analizar las relaciones Química-Tecnología-Sociedad como una interacción enriquecedora y problemática.


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CONTENIDOS:

� Conceptos:

1. Fundamentos metodológicos del trabajo científico.

2. Modelos, leyes y teorías.

3. Objetivos de la Química: Relación de la Química con otros campos del conocimiento.

� Procedimientos:

1. Utilización de estrategias básicas de la actividad científica tales como el planteamiento de problemas y la toma de decisiones acerca del interés y la conveniencia o no de sus estudio; formulación de hipótesis, elaboración de estrategias de resolución y de diseños experimentales teniendo en cuenta las normas de seguridad en los laboratorios y análisis de los resultados y de su fiabilidad.

2. Búsqueda, selección y comunicación de información y de resultados utilizando la terminología adecuada.

3. Trabajo en equipo en forma igualitaria y cooperativa, valorando las aportaciones individuales y manifestando actitudes democráticas, tolerantes y favorables a la resolución pacífica de los conflictos.

4. Valoración de los métodos y logros de la Química y evaluación de sus aplicaciones tecnológicas teniendo en cuenta sus impactos medioambientales y sociales.

5. Valoración crítica de mensajes, estereotipos y prejuicios que supongan algún tipo de discriminación.

TIEMPO: Estos contenidos se desarrollan a lo largo del currículo consolidando y reforzando el trabajo del curso anterior

TEMA 1.-TERMOQUÍMICA

OBJETIVOS:

1. Interpretar las reacciones químicas en términos de reordenación de átomos y rotura y formación de enlaces.

2. Comparar las diferencias entre los estados inicial y final de un sistema en términos energéticos. Distinguir entre reacciones endotérmicas y exotérmicas.

3. Comprender y aplicar el concepto de entalpía.

4. Aplicar la ley de Hess a distintos procesos químicos.

5. Interpretar las variables energéticas de una reacción para predecir su espontaneidad.

6. Conocer las características y propiedades más importantes de los hidrocarburos.

7. Valorar de forma crítica la necesidad que tiene la humanidad de obtener energía y los problemas medioambientales que las reacciones de combustión provocan.


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CONTENIDOS:

� Conceptos:

1. Principio de la conservación de la energía y de la conservación de la masa.

2. Concepto de sistema y de energía interna. Reacciones exotérmicas y endotérmicas.

3. Primer principio de la Termodinámica.

4. Entalpía. Entalpías normales de reacción. Entalpías de combustión.

5. Ley de Hess. Entalpías normales de formación. Entalpías de enlace.

6. Espontaneidad de las reacciones químicas. Entropía y energía libre.

7. La obtención de energía a expensas de la combustión. Recursos energéticos y su conservación. Efectos contaminantes.

8. Valor energético de los alimentos: implicaciones para la salud.

� Procedimientos:

1. Interpretar la reacción como un proceso donde se produce la ruptura de unos enlaces y la formación de otros nuevos.

2. Analizar procesos a presión y a volumen constante.

3. Aplicación de la ley de Hess para determinar la entalpía de distintas reacciones químicas.

4. Resolución de ejercicios y problemas en los que se relacionan la estequiometría de una reacción y la energía intercambiada en el proceso.

5. Realización e interpretación de diagramas entálpicos, y deducir a partir de ellos si una reacción es endotérmica o exotérmica.

6. Asociar los intercambios energéticos a la ruptura y formación de enlaces en reacciones sencillas como la combustión de hidrocarburos de baja masa molecular y de formación de moléculas sencillas como el agua, HCl , NH3(g), interpretando cualitativamente el resultado.

7. Predecir la espontaneidad de una reacción a partir de los conceptos de entropía y energía libre:

• Utilizar el concepto de entropía y asociarla al grado de desorden para predecir de forma cualitativa el signo de la variación de entropía en una reacción química dada en función de la variación en el número de moles de sustancias gaseosas.

• Utilizar una ecuación termoquímica dada para determinar el signo de la variación de energía libre, y a partir de ella valorar la tendencia a la espontaneidad de dicha reacción y predecir de forma cualitativa la influencia de la temperatura en la espontaneidad de la reacción química.

8. Reconocer y valorar las implicaciones que los aspectos energéticos de un proceso químico tienen en la salud, en la economía y en el medio ambiente. En particular, conocer las consecuencias del uso de combustibles fósiles en la obtención de energía e identificar el CO2 procedente de dichas combustiones como causa del efecto invernadero y cambio climático que está teniendo lugar, así como los efectos contaminantes de otras especies químicas producidas en las combustiones ( óxidos de azufre y de nitrógeno, partículas sólidas de compuestos no volátiles, etc.)


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9. Realización de una investigación encaminada a determinar el calor de reacción de neutralización en medio acuoso ( NaOH+ HCl) interpretando los resultados obtenidos

TIEMPO: 11 horas.

TEMA 2- EL EQUILIBRIO QUÍMICO

OBJETIVOS:

1. Distinguir entre procesos que tienen lugar en un único sentido y los procesos que conducen al equilibrio.

2. Comprender que en todo equilibrio, dentro de un mismo sistema, tienen lugar dos procesos que conducen a un equilibrio.

3. Aplicar razonadamente las leyes y conceptos del equilibrio químico a la resolución de ejercicios y problemas, tanto cualitativos como cuantitativos.

4. Conocer algunos de los procesos industriales que implican situaciones de equilibrio químico.

5. Transferir sus conocimientos sobre esta parte de la Química al estudio de los distintos fenómenos de la naturaleza y de la vida cotidiana.

6. Valorar el efecto que tiene sobre el medio ambiente la alteración de los equilibrios que se dan en la naturaleza provocados por las actividades humanas.

7. Planificar pequeñas investigaciones sobre los conceptos estudiados.

8. Emitir hipótesis sobre las distintas situaciones problemáticas que se presenten.

CONTENIDOS:

� Conceptos:

1. Concepto de equilibrio: coexistencia de reactivos y productos dentro de un sistema.

2. Características del estado de equilibrio. Cociente de reacción y constantes de equilibrio Kc y Kp: su relación

3. Utilización cuantitativa de la ley de equilibrio químico.

4. Estudio de los cambios de condiciones sobre el equilibrio. Principio de Le Chatelier.

5. Equilibrios heterogéneos. Solubilidad y producto de solubilidad .

6. Estudio cualitativo de la disolución de precipitados.

7. Aplicaciones analíticas de las reacciones de precipitación.

8. Control industrial de reacciones químicas. El proceso Haber-Bosch para la obtención del amoníaco y su importancia como base de otras industrias: ácido nítrico, abonos y explosivos.


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� Procedimientos:

1. Utilización de los conceptos estudiados para explicar diversos fenómenos y problemas tecnológicos y de la vida cotidiana.

2. Realización de investigaciones encaminadas a demostrar la influencia de la temperatura y la concentración sobre el equilibrio.

3. Interpretación de resultados experimentales de reacciones que evolucionan hasta el equilibrio.

4. Utilización del cociente de reacción para estudiar si un sistema está en equilibrio o no y su evolución posterior.

5. Determinación de la constante de equilibrio, tanto en equilibrios homogéneos como heterogéneos, en especial en fase gaseosa y los de solubilidad.

6. Realización de ejercicios y problemas de cálculo de las constantes de equilibrio o las concentraciones de sustancias presentes en el equilibrio y sobre la evolución de un sistema que no esté en equilibrio o uno en equilibrio que resulte alterado.

7. Formulación de hipótesis sobre la evolución de un equilibrio al modificar: temperatura, presión y concentración.

8. Aplicación de lo estudiado al proceso industrial de obtención del amoniaco y del ácido sulfúrico fijando la atención en los catalizadores utilizados.

9. Conocidas las concentraciones de diversas especies químicas y la constante de equilibrio, saber si existe o no equilibrio o hacia dónde evoluciona la reacción.

10. Determinación de forma cuantitativa de la concentración final tras modificar las condiciones de alguna especie, la presión parcial, la presión total o el volumen.

11. Relacionar correctamente el grado de disociación con las constantes Kc y Kp.

12. Realización e interpretación de experiencias de laboratorio donde se estudien los factores que influyen en el desplazamiento del equilibrio químico, tanto en equilibrios homogéneos (sistemas dióxido de nitrógeno/tetraóxido de dinitrógeno y tiocianato/hierro(III) como heterogéneos (formación de precipitados AgCl y BaCO3 y posterior disolución de los mismos).

TIEMPO: 18 horas. TEMA 3.-REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

OBJETIVOS:

1. Comprender los conceptos de ácido y base y establecer diferencias entre las propiedades de unos y otros.

2. Explicar el comportamiento de los ácidos y las bases según la teoría de Brönsted-Lowry.

3. Aplicar las leyes del equilibrio al estudio y al cálculo del pH de disoluciones de ácidos, bases y sales.

4. Calcular la concentración de disoluciones de un ácido o una base por medio de una volumetría de neutralización.

5. Valorar y conocer la importancia industrial de los ácidos y su impacto medioambiental.


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6. Distinguir empíricamente, a partir de sus propiedades, entre ácidos, bases y sales.

CONTENIDOS:

� Conceptos:

1. Caracterización de los ácidos y las bases por sus propiedades.

2. Concepto de ácido y de base de Arrhenius. Limitaciones.

3. Concepto de ácido y base de Brönsted-Lowry.

4. Equilibrio de disociación de ácidos y bases en medio acuoso y constante de equilibrio.

5. Disociación del agua. Concepto de pH. Importancia del pH en la vida cotidiana

6. Ácidos y bases fuertes y débiles. Grado de disociación.

7. Concepto de indicador. Zona de viraje.

8. Reacciones de neutralización ácido-base. Volumetrías: punto de equivalencia. Indicadores más utilizados.

9. Acidez y basicidad de disoluciones de sales en agua (tratamiento cualitativo).

10. Estudio cualitativo de las disoluciones reguladoras del pH: su aplicación.

11. Importancia de algunos ácidos y bases de uso cotidiano o industrial. La lluvia ácida y sus consecuencias.

� Procedimientos:

1. Justificar las ventajas de la teoría de Brönsted para superar las limitaciones de la teoría de Arrhenius.

2. Identificar en una reacción ácido-base, según la teoría de Brönsted-Lowry, quien actúa de ácido y quien de base, así como sus respectivas base y ácido conjugados.

3. Aplicación de los conceptos de ácido y base al estudio, tanto cualitativo como cuantitativo, de los equilibrios de ionización.

4. Escribir la reacción química que representa la ionización de ácidos y bases débiles, y deducir a partir de ella la expresión de su constante de ionización.

5. Definir el carácter relativo de la fuerza de los ácidos, según la teoría de Brönsted-Lowry.

6. Dada una tabla de valores de Ka, clasificar los respectivos ácidos de acuerdo con su fuerza. Idem para las bases.

7. Cálculo del pH de disoluciones de ácidos y bases como un ejemplo más de estequiometría en un equilibrio.

8. Calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución acuosa de ácido o de base conocidas la constante de ionización o el grado de disociación y viceversa.

9. Interpretar si una sal dada se hidroliza o no, e indicar cualitativamente si su disolución acuosa será ácida, básica o neutra.


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10. Estudio experimental de la acidez o basicidad de diferentes sustancias cotidianas con diferentes indicadores.

11. Estudio cualitativo de algunas disoluciones reguladoras (amoníaco/cloruro de amonio y ácido acético/acetato de sodio) y explicación, también cualitativa de su funcionamiento en el control del pH.

12. Preparación de disoluciones de determinadas concentraciones, previo cálculo de las cantidades necesarias, diseño y realización de valoraciones ácido-base

( HCl+NaOH; ác. acético+ NaOH ; HCl+ NH3) .

TIEMPO: 14 horas. TEMA 4.-REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

OBJETIVOS:

1. Interpretar la oxidación-reducción como un intercambio de electrones entre especies químicas.

2. Comprender que todo proceso de oxidación va asociado a un proceso de reducción.

3. Ajustar correctamente reacciones de oxidación-reducción.

4. Aplicar las leyes de la estequiometría a estos procesos, incluyendo el cálculo del número de electrones.

5. Predecir qué procesos tendrán lugar de forma espontánea conocidos los potenciales normales de semirreacción.

6. Explicar los procesos que tendrán lugar en una pila y en una cuba electrolítica.

7. Valorar, desde el punto de vista teórico e industrial, el problema que supone la corrosión de los metales.

8. Conocer algunos de los principales procesos de oxidación-reducción en Química Orgánica.

9. Diferenciar entre procesos químicos que tienen lugar en la industria y la vida cotidiana y aquellos que se desarrollan en los laboratorios.

CONTENIDOS:

� Conceptos:

1. Conceptos de oxidación y reducción como transferencia de electrones. Nº de oxidación. Oxidantes y reductores.

2. Ajuste de ecuaciones redox utilizando el método del ión-electrón tanto en medio ácido como en medio básico y cálculos estequiométricos.

5. Volumetrías redox.

6. Celdas electroquímicas. Potenciales estándar de reducción. Escala de oxidantes y reductores. Espontaneidad de las reacciones redox.


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7. Aplicaciones y repercusiones de las reacciones de oxidación-reducción: pilas y baterías. Pilas de combustible.

8. La electrolisis. Leyes de Faraday.

9. Aplicaciones de las reacciones redox: corrosión de metales y su prevención, combustiones y algunos procesos industriales en Asturias (siderurgia, obtención electrolítica de cinc y aluminio).Residuos y reciclaje.

� Procedimientos:

1. Identificar reacciones redox y determinar números de oxidación.

2. Escribir ecuaciones correspondientes a procesos redox y utilizar el método del ión-electrón para ajustarlas.

3. Realización de cálculos estequiométricos.

4. Deducción del comportamiento como oxidante o como reductora de una sustancia frente a otra, utilizando la tabla de potenciales normales.

5. Determinación de potenciales normales de pilas construidas con determinados electrodos e identificar la espontaneidad o no de la posible reacción.

6. Búsqueda de información sobre la corrosión de los metales y sistemas que se usan para evitarla y los procesos industriales en Asturias de obtención electrolítica del cinc y el aluminio.

7. Construcción de una pila Daniels y determinación de su fuerza electromotriz.

8. Calculo de las cantidades implicadas en un proceso electrolítico.

9. Realización de una volumetría redox (valoración de un agua oxigenada comercial por medio de una permanganimetría)

10. Estudio experimental de la electrólisis.

TIEMPO: 14 horas. TEMA 5.-ESTRUCTURA DE LA MATERIA

OBJETIVOS:

1. Distinguir entre las distintas filosofías que inspiran los modelos clásicos y el modelo mecanocuántico, valorando los aportes de la Física moderna al estudio de la constitución de la materia.

2. Comprender el concepto de modelo y valorar el papel que cumple en el desarrollo de las teorías científicas.

3. Comprender el papel que en la evolución de la ciencia tienen tanto la resolución de problemas dentro del marco de una teoría como las modificaciones que llevan a la sustitución de una teoría por otra.

4. Aplicar los conceptos, principios y teorías desarrollados a la explicación cualitativa de las propiedades de los distintos átomos en función de sus configuraciones electrónicas, relacionándolas con su posición en el sistema periódico.


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5. Distinguir razonadamente entre las configuraciones de estados fundamentales, estados excitados, átomos neutros e iones.

6. Comparar de forma razonada la tendencia a ganar o perder electrones de los distintos elementos químicos.

7. Valorar el papel que el conocimiento de la estructura atómica ha tenido en el desarrollo de la ciencia, en las aplicaciones tecnológicas y en la sociedad actual.

CONTENIDOS:

� Conceptos:

1. Modelos de Dalton, Thomson y Rutherford.

2. Bases teóricas y experimentales del modelo de Bohr: espectros atómicos, cuantización de la energía y efecto fotoeléctrico.

3. Modelo de Bohr.

4. Bases del modelo mecanocuántico: hipótesis de De Broglie, principio de indeterminación de Heisenberg.

5. Modelo mecanocuántico. Interpretación del átomo de hidrógeno.

6. Interpretación del significado físico de los números cuánticos Principios de exclusión de Pauli y regla de Hund. Orbitales atómicos. Configuraciones electrónicas.

7. Evolución histórica de la ordenación periódica de los elementos.

8. Estructura electrónica y su importancia en la reactividad de los elementos: relación con la ordenación periódica de los elementos.

9. Justificación de la variación periódica de algunas propiedades: (radios atómico e iónico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad).

10. La importancia del desarrollo tecnológico en la investigación de la estructura de la materia.

� Procedimientos:

1. Explicación de las razones por las que se ha ido cambiando de modelo para la interpretación de la estructura atómica y las consecuencias que se derivan, conectando este hecho con la interpretación del modo en que crece la ciencia.

2. Interpretación de los espectros atómicos.

3. Aplicación del modelo cuántico de estructura atómica para justificar el Sistema Periódico.

4. Análisis del papel que han tenido en el desarrollo de la ciencia los distintos intentos de clasificar los elementos químicos.

5. Interpretación de la variación periódica de algunas propiedades de los elementos de la tabla periódica, tales como radios atómicos e iónicos, energías de ionización y electronegatividades.

6. Realización de ejercicios y cuestiones relativos a: configuraciones electrónicas ( de átomos e iones monoatómicos –no elementos de transición-hasta Z= 54, conociendo las excepciones del Cu y el Cr); los números cuánticos asociados a cada uno de los


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electrones de un átomo así como saber razonar que estructuras electrónicas representan un estado excitado, un estado fundamental o son imposibles; deducción del lugar que ocupa en la Tabla Periódica, ordenación de diversos elementos en función del mayor o menor valor de alguna de las propiedades periódicas estudiadas como son radios atómicos e iónicos, la electronegatividad, la afinidad electrónica 8 en halógenos) y la primera energía de ionización, etc.

TIEMPO: 10 horas. TEMA 6.-EL ENLACE QUÍMICO

OBJETIVOS:

1. Comparar de forma razonada las características de los distintos tipos de enlace.

2. Distinguir entre los conceptos de molécula, macromolécula, red iónica y red metálica.

3. Predecir el tipo de enlace de una sustancia en función de la tendencia a captar o ceder electrones de los átomos que la forman.

4. Formular hipótesis sobre las propiedades esperadas para un compuesto y establecer comparaciones entre dos o más compuestos en función de las características de sus enlaces.

5. Desarrollar las estructuras de Lewis de los compuestos covalentes y explicar la geometría de las moléculas sencillas.

6. Valorar el papel de las teorías sobre el enlace químico en el estudio de las propiedades de la materia, entendiendo sus limitaciones y el carácter abierto y flexible.

CONTENIDOS

� Conceptos:

1. Concepto de enlace como interacción entre átomos, iones y moléculas para formar estructuras más estables desde el punto de vista energético. Energía de enlace.

2. Enlace iónico. Estructura de los sólidos iónicos. Índice de coordinación. Energía de red. Ciclo de Born-Haber. Justificación de las propiedades de los compuestos iónicos.

3. Enlace covalente.

4. Estructuras de Lewis. Parámetros moleculares.

5. Justificación de la geometría y la polaridad de las moléculas utilizando el modelo de repulsión de pares de electrones de valencia.

6. Estructura y propiedades de las sustancias moleculares y de los sólidos con redes covalentes.

7. Fuerzas intermoleculares de Van der Waals y enlace de hidrógeno.

8. Estudio cualitativo del enlace metálico. Interpretación de las propiedades de los metales con el modelo de la nube electrónica.

9. Propiedades de algunas sustancias de interés biológico o industrial en función de la estructura o enlaces característicos de la misma.


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� Procedimientos:

1. Resolución de ejercicios sobre: deducción del tipo de unión existente en algunas sustancias en función de sus propiedades y viceversa, representación de enlaces covalentes mediante estructuras de Lewis, predicción de la geometría de moléculas usando el modelo TRPEV indicando la forma y ángulos de enlace de moléculas en que el átomo central tenga hasta 4 pares de electrones, predicción de la polaridad de enlaces y/o moléculas ( moléculas con enlaces sencillos, dobles y triples: H2, Cl2 , H2O , NH3 , HCl, CCl4, CH4, C2H6; BCl2; BF3, CH4O, O2, SO2, CO2, C2H4, CH2O, CH2O2, CO3

2- , NO3-, N2,

HCN, C2H2, H3O+, NH4+,.

2. Justificación de las propiedades de determinadas sustancias en función del tipo de enlace que presentan.

4. Predicción de fórmulas de compuestos sencillos y formulación de hipótesis sobre sus propiedades a partir de los átomos que forman un compuesto y de sus posiciones en el sistema periódico.

Predecir si un compuesto formado por dos elementos será covalente basándose en sus diferencias de electronegatividad.

Justificar la diferencia de punto de fusión y dureza del CO2 y SiO2

6. Utilizar los valores de energía reticular como indicadores de la fuerza del enlace iónico. Explicar cómo afecta a la energía de red los tamaños relativos de los iones (LiF-KF) y las cargas de los mismos ( KF-CaO).Comparar los valores de puntos de fusión de compuestos iónicos que tengan un ión en común. Explicar el proceso de disolución de un compuesto iónico en agua y su conductividad eléctrica.

7. Justificar la maleabilidad, ductilidad, conductividad eléctrica de los metales según la teoría de la nube electrónica.

8. Comprobar 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 soluble en agua.

Justificar la diferencia de puntos de ebullición y fusión de las siguientes sustancias, utilizando la fortaleza de las fuerzas de Van der Waals y la capacidad de formar enlaces de hidrógeno: F2/ Cl2/ Br2/ I2 ; HF/HCl/HBr/ HI y compuestos similares con los elementos de los grupos 15 y 16.

CH3OCH3 / CH3CH2OH ; CH2O/ C2H6 ; CH3CH2COOH / CH3COOCH3 ;

(CH3)3 N / CH3CH2CH2NH2

Justificar la diferencia de solubilidad en agua de dos sustancias sencillas:

NH3/BF3; CH3CH2COOH/CH3COOCH3; CH3COOH/C4H10; CH3CH2CH2OH/ CH3CH2OCH3

9. Estudio de las propiedades del agua en función de la estructura de su molécula y valoración del papel que desempeña en la sociedad, la industria y el medio ambiente.

10. Realizar e interpretar experiencias de laboratorio donde se estudien propiedades como la solubilidad de diferentes sustancias en disolventes polares y no polares, así como la conductividad de sustancias (puras o de sus disoluciones acuosas), interpretando la solubilidad de sustancias como el KMnO4 , yodo, grafito y cobre en agua y en un disolvente orgánico ( como tolueno, tetracloruro de carbono, ciclohexano) y diseñando un experimento que permita comprobar la conductividad de las sustancias anteriores.

TIEMPO: 10 horas.


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TEMA 7.- LA QUÍMICA DEL CARBONO

OBJETIVOS:

1. Situar los contenidos de la Química Orgánica en relación con el resto de la Química.

2. Aplicar las teorías y los conceptos sobre el enlace químico a la comprensión de la estructura y propiedades de los compuestos orgánicos.

3. Conocer algunas de las aplicaciones más importantes de los compuestos orgánicos más característicos.

4. Enumerar los compuestos isómeros que responden a una misma fórmula molecular y desarrollar su estructura.

5. Utilizar correctamente la nomenclatura de los compuestos orgánicos.

6. Comprender los conceptos de polímero y macromolécula y conocer algunos ejemplos importantes, así como sus usos y aplicaciones.

7. Valorar el papel que los polímeros orgánicos tienen en el desarrollo de la vida moderna, tanto desde el punto de vista industrial como desde el social y medioambiental.

8. Reconocer y describir las reacciones más importantes de los compuestos orgánicos (adición, eliminación y sustitución) y predecir los productos que se obtendrán en cualquiera de dichas reacciones.

9. Relacionar las reacciones orgánicas con algunos procesos industriales.

10. Valorar el papel de dichas reacciones en la transformación de las materias primas y en la obtención de nuevas sustancias.

CONTENIDOS:

� Conceptos:

1. Peculiaridades del átomo de carbono. Estructura electrónica y formación de enlaces en las moléculas orgánicas: geometría y polaridad.

2. Grupos funcionales. Revisión de la nomenclatura y formulación de las principales funciones orgánicas.

3. Isomería.

4. Relación entre las fuerzas intermoleculares y las propiedades físicas (temperaturas de fusión y ebullición, solubilidad) de los principales compuestos orgánicos ( alcoholes, ácidos grasos y ésteres).

5. Los grupos funcionales como centros de reactividad molecular: estudio de los tipos principales de reacciones orgánicas, obtención de alcoholes, ácidos orgánicos y ésteres. Estudio de algunos ésteres de interés. Importancia de alcoholes y ácidos grasos.

6. Polímeros y reacciones de polimerización. Valoración de la utilización de las sustancias orgánicas en el desarrollo de la sociedad actual. Problemas medioambientales

7. La síntesis de medicamentos. Importancia y repercusiones de la industria química orgánica.


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� Procedimientos:

1. Escribir y nombrar correctamente las fórmulas desarrolladas de compuestos orgánicos sencillos (hidrocarburos saturados e insaturados, derivados halogenados y compuestos orgánicos oxigenados como alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos orgánicos y ésteres y compuestos orgánicos nitrogenados como aminas, amidas y nitrilos con una única función orgánica) y describir las características principales de alcoholes, ácidos y ésteres.

2. Justificar la existencia de isómeros geométricos por la imposibilidad de giro del doble enlace

3. Reconocer y clasificar los distintos tipos de reacciones aplicándolas a la obtención de alcoholes, ácidos orgánicos y ésteres: Obtención de un alcohol (etanol y 2-propanol) por la adición de agua a un alqueno (razonar la posibilidad de obtener mezclas de isómeros, sin valorar cual sería el mayoritario). Halogenación del benceno. Deshidratación del etanol en presencia de ácidos fuertes. Oxidación de etanol y 2-propanol y obtención del acetato de etilo.

4. Relacionar las propiedades físicas de los compuestos orgánicos con la naturaleza de los enlaces presentes (covalentes y fuerzas intermoleculares) ( justificando los altos valores de las temperaturas de ebullición de los alcoholes comparándolos con los de los hidrocarburos de semejante masa molecular, que los hidrocarburos sean insolubles en agua; así como la diferencia de solubilidad en agua del etanol, del ácido acético y del acetato de etilo) y las propiedades químicas con los grupos funcionales como centros de reactividad ( justificando el carácter ácido de los ácidos carboxílicos y el carácter básico de las aminas)

5. Valorar la importancia industrial y biológica de los compuestos orgánicos, en particular del etileno, sus múltiples aplicaciones y las repercusiones que su uso genera (fabricación de pesticidas, etc.)

6. Describir el proceso de polimerización en la formación de sustancias macromoleculares :

• polimerización por adición (formación del polietileno y del cloruro de polivinilo)

• polimerización por condensación ( formación del naylon- poliamida- a partir de la diamina y del ácido dicarboxílico correspondiente, y de los poliésteres a partir de un diol y un ácido dicarboxílico.

7. Identificar la estructura monomérica de polímeros naturales (polisacáridos, proteínas y caucho) y artificiales (polietileno, PVC, poliamidas, poliésteres.

8. Conocer el interés económico, biológico e industrial que tienen los compuestos orgánicos , así como los problemas que su obtención , utilización y reciclaje pueden ocasionar, como en el caso del polietileno.

TIEMPO: 12 horas.

3.-CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Analizar situaciones y obtener información sobre fenómenos químicos utilizando las estrategias básicas del trabajo científico valorando las repercusiones sociales y medioambientales de la actividad científica con una perspectiva ética compatible con el desarrollo sostenible. Este criterio, que ha de valorarse en relación con el resto de los criterios de evaluación, trata de evaluar si los estudiantes aplican los conceptos y las características básicas del trabajo científico


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al analizar fenómenos, resolver problemas y realizar trabajos prácticos. Para ello, se propondrán 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 cumpliendo las normas de seguridad, análisis detenido de resultados y comunicación de conclusiones. Asimismo, el alumno o la alumna deberá analizar la repercusión social de determinadas ideas científicas a lo largo de la historia, las consecuencias sociales y medioambientales del conocimiento científico y de sus posibles aplicaciones y perspectivas, proponiendo medidas o posibles soluciones a los problemas desde un punto de vista ético comprometido con la igualdad, la justicia y el desarrollo sostenible. También se evaluará la búsqueda y selección crítica de información en fuentes diversas, y la capacidad para sintetizarla y comunicarla citando adecuadamente autores y fuentes, mediante informes escritos o presentaciones orales, usando los recursos precisos tanto bibliográficos como de las tecnologías de la información y la comunicación. En estas actividades se evaluará que el alumno o la alumna muestra predisposición para la cooperación y el trabajo en equipo, manifestando actitudes y comportamientos democráticos, igualitarios y favorables a la convivencia. 2. 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 de entalpía de una reacción así como de la variación de entalpía de una reacción (interpretando y utilizando la estequiométrica de la reacción y el convenio de signos asociado al calor y a las variaciones de entalpía). Si son capaces de construir e interpretar diagramas entálpicos y deducir a partir de ellos si una reacción es endotérmica o exotérmica, asociar los intercambios energéticos a la ruptura y formación de enlaces en reacciones sencillas como la combustión de hidrocarburos de baja masa molecular y de formación de moléculas sencillas como el H2O, HCl, NH3 en fase gaseosa, interpretando cualitativamente el resultado. Deben también aplicar la ley de Hess (para la determinación teórica de entalpías de reacción), utilizar las entalpías de formación, hacer balances de materia y energía y determinar experimentalmente calores de reacción (en una experiencia encaminada a determinar de forma cuantitativa el calor que se absorbe o desprende en una reacción de neutralización en medio acuoso -NaOH+HCl- que evoluciona a presión constante, interpretando los resultados obtenidos). También deben predecir la espontaneidad de una reacción a partir de los conceptos de entropía y energía libre: Utilizar el concepto de entropía y asociarla al grado de desorden para predecir de forma cualitativa el signo de la variación de entropía en una reacción química dada en función de la variación en el número de moles de sustancias gaseosas. Utilizar una ecuación termoquímica dada para determinar el signo de la variación de energía libre, y a partir de ella valorar la tendencia a la espontaneidad de dicha reacción y predecir de forma cualitativa la influencia de la temperatura en la espontaneidad de la reacción química. Asimismo se comprobará si reconocen y valoran las implicaciones que los aspectos energéticos de un proceso químico tienen en la salud, en la economía y en el medio ambiente. En particular, han de conocer las consecuencias del uso de combustibles fósiles en la obtención de energía e identificar el CO2 procedente de dichas combustiones como causa del efecto invernadero y cambio climático que está teniendo lugar, así como los efectos contaminantes de otras especies químicas producidas en las combustiones (óxidos de azufre y de nitrógeno, partículas sólidas de compuestos no volátiles, etc.). 3. 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.


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A través de este criterio se trata de comprobar si se reconoce macroscópicamente cuándo un sistema se encuentra en equilibrio, se interpreta microscópicamente el estado de equilibrio dinámico de una disolución saturada de un sólido iónico y de una reacción química. Resuelven ejercicios y problemas tanto de equilibrios homogéneos en fase gaseosa (constantes de equilibrio Kc y Kp, concentraciones molares iniciales y en el equilibrio, presiones parciales) como heterogéneos, en el caso de reacciones de precipitación (la solubilidad o el producto de solubilidad) con las siguientes sustancias: Halogenuros de plata; Sulfatos de plomo(II), mercurio(II), calcio, bario y estroncio; carbonatos de plomo(II), calcio, estroncio y bario; sulfuros de plomo(II) y mercurio(II), diferenciando cociente de reacción y constante de equilibrio.

También se evaluará si predice, cualitativamente, aplicando el principio de Le Chatelier, la forma en la que evoluciona un sistema en equilibrio cuando se interacciona con él. Por otra parte, se tendrá en cuenta si justifican las condiciones experimentales que favorecen el desplazamiento del equilibrio en el sentido deseado, tanto en procesos industriales (obtención de amoniaco o del ácido sulfúrico) como en la protección del medio ambiente (precipitación como método de eliminación de iones tóxicos) y en la vida cotidiana (disolución de precipitados en la eliminación de manchas). Asimismo se valorará la realización e interpretación de experiencias de laboratorio donde se estudien los factores que influyen en el desplazamiento del equilibrio químico, tanto en equilibrios homogéneos (sistemas dióxido de nitrógeno/tetraoxido de dinitrógeno y tiocianato/hierro(III) como heterogéneos (Formación de precipitados AgCl y BaCO3 y posterior disolución de los mismos). 4. Aplicar la teoría de Brönsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como ácidos o bases, saber determinar el pH de sus disoluciones, explicar las reacciones ácido-base y la importancia de alguna de ellas así como sus aplicaciones prácticas. Este criterio pretende averiguar si los estudiantes clasifican las sustancias o sus disoluciones como ácidas, básicas o neutras aplicando la teoría de Brönsted, conocen el significado y manejo de los valores de las constantes de equilibrio, indicando cuando se realizan aproximaciones en los cálculos y las utilizan para predecir el carácter ácido o básico de las disoluciones acuosas de sales (NaCl, KNO3, NaClO, CH3COONa, KCN, NH4Cl) comprobándolo experimentalmente. Así mismo se evaluará si calculan el pH en disoluciones de ácidos fuertes (HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3), ácidos débiles (CH3COOH, HCN), bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH)2 ) y bases débiles (NH3). También se valorará si conocen el funcionamiento y aplicación de las técnicas volumétricas que permiten averiguar la concentración de un ácido o una base (HCl + NaOH; CH3COOH + NaOH; HCl+NH3) eligiendo el indicador más adecuado en cada caso y saben realizarlo experimentalmente. Asimismo deberán valorar la importancia práctica que tienen los ácidos y las bases en los distintos ámbitos de la química y en la vida cotidiana (antiácidos, limpiadores,…), así como alguna aplicación de las disoluciones reguladoras (describe la composición de alguna disolución reguladora -amoníaco/cloruro de amonio y ácido acético/acetato de sodio- y explica cualitativamente su funcionamiento en el control del pH). Por último se describirá las consecuencias que provocan la lluvia ácida y los vertidos industriales en suelos, acuíferos y aire, proponiendo razonadamente algunas medidas para evitarlas. 5. 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.


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Se trata de saber si, a partir del concepto de número de oxidación, reconocen este tipo de reacciones mediante el cambio en el número de oxidación, indicando el oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la que se reduce,, las ajustan empleando semireacciones en medio ácido o básico, en forma molecular o iónica, con una sola especie que se oxide o reduzca entre los oxidantes (O2, Cl2, Cu2+, Ag+, NO3

–, CrO42–, Cr2O7

2–, MnO4–) y los reductores

(C, S, H2, Zn, Mg, Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO2–, SO3

2–, C2O42–, CO, NO, SO2), y las aplican a la resolución

de problemas estequiométricos y al cálculo de cantidades de sustancias intervinientes en procesos electroquímicos (deposición de metales, electrolisis del agua o de sales fundidas). También si, empleando las tablas de los potenciales estándar de reducción de un par redox, predicen, de forma cualitativa, la posible evolución de estos procesos interpretando datos de potenciales redox y usándolos para predecir el sentido de reacciones en las intervengan, así como la estabilidad de unas especies químicas respecto a otras, comprobando experimentalmente el poder oxidante o reductor de unas especies frente a otras (metales frente a ácidos oxidantes o no oxidantes, metales frente a disoluciones de cationes metálicos). También se evaluará si conocen y valoran la importancia que, desde el punto de vista económico, tiene la prevención de la corrosión de metales y las soluciones a los problemas ambientales que el uso de las pilas genera Asimismo deberán describir los procesos electroquímicos básicos implicados en la fabricación de cinc o aluminio en el Principado de Asturias. Asimismo, debe valorarse si son capaces de describir los elementos e interpretar los procesos que ocurren en las células electroquímicas y en las electrolítica, mediante experiencias tales como: la construcción de una pila Daniell, la realización de procesos electrolíticos como deposiciones de metales, la electrolisis del agua, etc.

6. 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 necesidad de otro marco conceptual que condujo al modelo cuántico del átomo, si distingue entre la órbita de Bohr y el orbital del modelo mecanocuántico.

También se evaluará si aplica los principios y reglas que permiten escribir estructuras electrónicas de átomos e iones monoatómicos (no elementos de transición) hasta Z=54 (deben conocer las excepciones del Cu y el Cr), los números cuánticos asociados a cada uno de los electrones de un átomo, y razona, a partir de las estructuras electrónicas, cuales representan un estado excitado, un estado fundamental o son imposibles.

Es capaz de justificar, a partir de dichas estructuras electrónicas, la ordenación de los elementos y su reactividad química, interpretando las semejanzas entre los elementos de un mismo grupo (de los elementos representativos) y la variación periódica de algunas de sus propiedades (de los elementos del segundo periodo) como son los radios atómicos e iónicos, la electronegatividad, la afinidad electrónica (en halógenos) y la primera energía de ionización.

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

7. 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 deducir la fórmula, la forma geométrica (indicando la forma y ángulos de enlace de moléculas en que el átomo central tenga hasta cuatro pares de electrones) y la posible polaridad (basándose en su geometría y las polaridades de sus enlaces) de moléculas sencillas aplicando estructuras de Lewis y la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia de los átomos (moléculas con enlaces sencillos, dobles y


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triples : H2, Cl2, H2O, NH3, HCl, CCl4, CH4 C2H6, BeCl2, BF3, CH4O, O2, SO2, CO2, C2H4, CH2O, CH2O2, CO3

2-, NO3-, N2, HCN, C2H2, H3O+, NH4

+ ).

Asimismo, se evaluará el conocimiento de la formación y propiedades de las sustancias iónicas: Predice si un compuesto formado por dos elementos será iónico basándose en sus diferencias de electronegatividad. Representa la estructura del cloruro de sodio como ejemplo de red iónica. Aplica el ciclo de Born-Haber para determinar la energía de red de un compuesto iónico formado por un elemento alcalino y un halógeno. Explica cómo afecta a la energía de red de los compuestos iónicos los tamaños relativos de los iones (LiF-KF) y las cargas de los mismos (KF-CaO). Compara los valores de puntos de fusión de compuestos iónicos que tengan un ión en común. Explica el proceso de disolución de un compuesto iónico en agua y su conductividad eléctrica. 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 soluble en agua. Utilizando la fortaleza de las fuerzas de Van der Waals y la capacidad de formar enlaces de hidrógeno justifica la diferencia de puntos de ebullición y fusión de las sustancias:

F2 / Cl2 / Br2 / I2 ; HF / HCl / HBr / HI y compuestos similares con los elementos de los grupos 15 y 16 CH3OCH3 / CH3CH2O ; CH2O / C2 H6; CH3CH2COOH / CH3COOCH3; (CH3)3N / CH3CH2CH2NH2 y justifica la diferencia de solubilidad en agua de dos sustancias sencillas: NH3 / BF3; CH3CH2COOH / CH3COOCH3; CH3COOH / C4H10; CH3CH2CH2OH / CH3CH2OCH3

También ha de evaluarse que los estudiantes explican la formación y propiedades de los sólidos con redes covalentes y de los metales, justificando sus propiedades: Predicen si un compuesto formado por dos elementos será covalente basándose en sus diferencias de electronegatividad; justifican la diferencia de punto de fusión y dureza del CO2 y SiO2 justifican la maleabilidad, ductilidad, conductividad eléctrica de los metales según la teoría de la nube electrónica.

También se evaluará la realización e interpretación de experiencias de laboratorio donde se estudien propiedades como la solubilidad de diferentes sustancias en disolventes polares y no polares, así como la conductividad de sustancias (puras o de sus disoluciones acuosas), interpretando la solubilidad de sustancias como el permanganato de potasio, yodo, grafito y cobre en agua y en un disolvente orgánico (como tolueno, tetracloruro de carbono, ciclohexano) y diseñando un experimento que permita comprobar la conductividad de las sustancias anteriores.

Por último debe valorarse si los estudiantes comprenden que los modelos estudiados representan casos límites para explicar la formación de sustancias. 8. Describir las características principales de alcoholes, ácidos y ésteres y escribir y nombrar correctamente las fórmulas desarrolladas de compuestos orgánicos sencillos. El objetivo de este criterio es comprobar si los estudiantes conocen las posibilidades de enlace del carbono (y justifican la existencia de isómeros geométricos por la imposibilidad de giro del doble enlace) y formulan y nombran hidrocarburos saturados e insaturados, derivados halogenados y compuestos orgánicos oxigenados (alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos orgánicos, ésteres) y nitrogenados (aminas, amidas, nitrilos) con una única función orgánica. Asimismo se evaluará si reconocen y clasifican los diferentes tipos de reacciones aplicándolas a la obtención de alcoholes, ácidos orgánicos y ésteres: Obtención de un alcohol (etanol y 2-propanol) por la adición de agua a un alqueno (razonar la posibilidad de obtener mezclas de isómeros, sin valorar cuál sería el mayoritario). Halogenación del benceno. Deshidratación del etanol en presencia de ácidos fuertes. Oxidación de etanol y 2-propanol y obtención del acetato de etilo.


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También ha de valorarse si relacionan las propiedades físicas de estas sustancias con la naturaleza de los enlaces presentes (covalentes y fuerzas intermoleculares) (Justificando los altos valores de las temperaturas de ebullición de los alcoholes comparándolos con los de los hidrocarburos de semejante masa molecular, que los hidrocarburos sean insolubles en agua; así como la diferencia de solubilidad en agua del etanol, del ácido acético y del acetato de etilo ) y las propiedades químicas con los grupos funcionales como centros de reactividad (justificando el carácter ácido de los ácidos carboxílicos y el carácter básico de las aminas). Por otra parte se valorará la importancia industrial y biológica de dichas sustancias (etileno), 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 industrial, así como el papel de la industria química orgánica y sus repercusiones.

Mediante este criterio se comprobará si el alumno o la alumna describe el proceso de polimerización en la formación de estas sustancias macromoleculares, polimerización por adición (explicar la formación del polietileno y el cloruro de polivinilo) y polimerización por condensación (explicar la formación del nailon –poliamida- a partir de la diamina y el ácido dicarboxílico correspondiente, y de los poliésteres a partir de un diol y un ácido dicarboxílico). Identifica la estructura monoméricas de polímeros naturales (polisacáridos, proteínas, caucho) y artificiales (polietileno, PVC, poliamidas, poliésteres). También se evaluará si conoce el interés económico, biológico e industrial que tienen, así como los problemas que su obtención, utilización y reciclaje pueden ocasionar (polietileno) Además, se valorará el conocimiento del papel de la química en nuestras sociedades y su necesaria contribución a las soluciones para avanzar hacia la sostenibilidad.

4.-METODOLOGÍA DIDÁCTICA Se intentará crear en el aula un clima distendido de participación con protagonismo de los alumnos. Se combinarán actividades con explicaciones. Se intentará usar material didáctico variado y se harán prácticas de laboratorio en las que el alumno participe en la emisión de hipótesis, diseño,... Se tratará de relacionar los conocimientos adquiridos con hechos cotidianos y con los temas transversales. Los alumnos harán actividades, cuestiones y ejercicios en clase y en casa, que se corregirán en clase los que les hayan resultado difíciles. Los alumnos deberán llevar a clase su cuaderno en el que tendrán reflejadas todas las tareas. En cada evaluación harán al menos dos pruebas escritas en las que el alumno debe escribir correctamente las fórmulas y explicar, justificar o razonar sus respuestas. Los contenidos de cada tema se les preguntará en dos pruebas como mínimo. Los alumnos harán prácticas de laboratorio en pequeños grupos para lo que dispondremos del laboratorio al menos una hora a la semana para cada grupo. A los alumnos se les dará un guión para hacer la práctica y ellos presentarán después el informe correspondiente que se valorará siguiendo los criterios de calificación que se adjuntarán en el guión de la práctica. El profesor hará algunas demostraciones prácticas para apoyar el desarrollo de algunos contenidos aprovechando algunas de las clases que se imparten en el laboratorio.

5.-PROCEDIMIENTOS DE EVALUACIÓN DEL APRENDIZAJE DE LOS ALUMNOS

Se evaluará el progreso del alumnado valorando los siguientes aspectos:

§ El trabajo individual.

§ La colaboración en equipo.


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§ Las destrezas investigadoras.

§ Los contenidos adquiridos.

§ Las técnicas y habilidades en la resolución de problemas.

§ La expresión oral y escrita.

§ La capacidad de comprensión.

§ La actitud (de respeto a los demás y a sus opiniones, a la diversidad cultural, al patrimonio cultural, social y medioambiental...).

§ El interés por aprender y la puntualidad en la entrega de las tareas.

Entre los procedimientos de recogida de información se pueden utilizar:

• Observación sistemática del proceso de aprendizaje para obtener información de: la asistencia a clase y puntualidad, el interés y participación en las tareas escolares, expresión oral, trabajo individual y en equipo, comportamiento, actitudes....

• Las actividades realizadas en el curso Química II de la plataforma educativa Campus de Educastur.

• Informes de prácticas y ejercicios hechos en clase en los que se valorará las explicaciones con opiniones y enfoques personales y la corrección en la presentación. No se recogerán si los presentan fuera del plazo establecido.

• Pruebas escritas en las que se tendrán en cuenta entre otros aspectos la presentación, orden, limpieza, legibilidad, claridad y coherencia en la exposición, rigor científico, utilización correcta de las unidades, notación correcta y formulación correcta de las sustancias más usuales. En la resolución de ejercicios y problemas se valorarán las explicaciones de los pasos seguidos y no se valorarán las respuestas a cuestiones que no tengan ninguna explicación o justificación. Se penalizará los fallos de formulación y el ajuste incorrecto de las reacciones.

La evaluación formativa se realizará a lo largo de todo el curso. La evaluación sumativa se realizará con los datos obtenidos a lo largo de todo el proceso de aprendizaje.

Se realizarán diversos controles parciales, y se incluirán los contenidos de cada tema por lo menos en dos pruebas escritas.

6.- INSTRUMENTOS DE EVALUACIÓN Y CRITERIOS DE CALIFICACIÓN.

El sistema de evaluación que se propone implica que el alumno ha de tener siempre presentes los conceptos y procedimientos vistos a lo largo del curso y en cursos anteriores, dado que el carácter de la materia requiere que los nuevos conocimientos se apoyen en los anteriores y posibiliten los siguientes.

6.1. CRITERIOS DE CALIFICACIÓN

A. Calificación en cada evaluación parcial:

1. Observación sistemática del alumno, informes de prácticas y trabajos de investigación: 10 % de la calificación de la evaluación.

Se evaluarán los siguientes elementos:


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• Actitud y participación en clase, realización de las actividades encomendadas y de las planteadas en clase.

• Destrezas investigadoras, colaboración en equipo e informes de prácticas y trabajos de investigación.

En la realización de experimentos se tendrá en cuenta: las destrezas manipulativas, el rigor, la meticulosidad, el orden, la limpieza y el respeto a las instrucciones y normas de seguridad, la colaboración en el equipo.

En la elaboración de informes se tendrán en cuenta: la descripción del fundamento teórico de la actividad, la explicación de los pasos seguidos en la práctica, los cálculos realizados, la justificación de errores y la propuesta de modificación del diseño.

Aquellos alumnos que no asistan a la realización de alguna práctica, y siempre y cuando la falta esté debidamente justificada, deberán realizar un trabajo bibliográfico relacionado con el tema de dicha práctica, que se calificará igual que los informes de laboratorio. Si la ausencia no estuviera justificada se les asignará un cero en esta actividad.

En la resolución de cuestiones, ejercicios y problemas se valorarán las explicaciones y la claridad de los pasos seguidos, se exigirá el manejo correcto de unidades.

2. Pruebas escritas: 90% de la calificación de la evaluación

Se realizarán dos en cada evaluación: la 1ª supone el 40% de las pruebas escritas y la 2ª el 60%; en ésta se incluye la materia de la 1ª.

Es necesario contestar correctamente el 80% de las fórmulas para calificar las preguntas de formulación con un 5.

B. Revisión de la calificación y recuperación de una evaluación parcial.

1. Después de cada evaluación se realizará una prueba de recuperación a los alumnos con calificación negativa pudiendo presentarse a dicha prueba los alumnos y las alumnas que, estando aprobados en la evaluación, quisieran subir nota.

2. Si un alumno o alumna, que habiendo sido evaluado positivamente en una evaluación parcial, no se presentara a la prueba de mejora de nota, su calificación definitiva de evaluación parcial será la emitida en un primer momento.

3. Todo alumno o alumna que haya sido evaluado negativamente en una evaluación parcial, deberá, obligatoriamente, presentarse a la prueba de recuperación correspondiente. En caso contrario, su calificación definitiva de evaluación parcial, será la emitida en un primer momento.

4. Realizada la prueba de recuperación o de mejora de nota, se procederá a emitir como calificación definitiva de evaluación parcial (CD), el resultado del siguiente cálculo: CD= (N1 × 0,27) + (N2×0,63) + 0,1×OS donde N1 es la media ponderada de las dos pruebas de la evaluación parcial correspondiente, N2 es la calificación de la prueba de recuperación o mejora y OS es la calificación derivada de la observación sistemática.

5. A la vista del resultado del cálculo anterior tendremos que si N2 es igual o superior a 5, pero CD es inferior a dicho valor, la calificación definitiva de la evaluación será de 5. En cualquier otro caso, la calificación definitiva de la evaluación parcial se hará coincidir con el valor de CD.

6. Se considerará que el alumno o la alumna han superado la evaluación parcial cuando su calificación definitiva sea superior o igual a 5 puntos sobre 10.


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C. Calificación de la evaluación Final Ordinaria

Emitidas las calificaciones definitivas de las evaluaciones parciales, se procederá al cálculo de la media aritmética de dichas calificaciones, a la vista de la cual se procederá de la siguiente forma:

1. Si un alumno o alumna obtiene una calificación definitiva en cada una de las evaluaciones parciales igual o superior a 5, la calificación de la evaluación final ordinaria será la media aritmética de las calificaciones definitivas parciales.

2. Si un alumno o alumna es evaluado negativamente en alguna de las evaluaciones parciales con calificaciones igual o superior a 3, y la media aritmética de las tres evaluaciones parciales es igual o superior a 5, la calificación de la evaluación final ordinaria será coincidente con la media aritmética de las calificaciones definitivas parciales.

3. Si un alumno o alumna es evaluado negativamente en alguna de las evaluaciones parciales con calificaciones igual o superior a 3, y la media aritmética de las tres evaluaciones parciales es inferior a 5 puntos, el alumno o la alumna, deberá presentarse, obligatoriamente, a una prueba final, previa a la evaluación final ordinaria, en la se examinará de las evaluaciones parciales con calificación definitiva inferior a 5 puntos.

4. Si un alumno o alumna es evaluado negativamente en todas o en alguna de las evaluaciones parciales con calificaciones parciales inferiores a 3 puntos o la media de las calificaciones parciales definitivas es inferior a 5 , deberá presentarse, obligatoriamente, a una prueba final en la se examinará de las evaluaciones con calificación parcial definitiva inferior a 5 puntos.

Realizada la prueba de recuperación final y a la vista de su resultado, se procederá a emitir la calificación final definitiva, para lo cual se procederá de la forma siguiente:

1. La calificación final de cada una de las evaluaciones parciales se hará coincidir con la valoración más alta entre la calificación parcial definitiva (CD) y el resultado de la evaluación parcial correspondiente obtenido en la prueba de recuperación final.

2. Se hará el cálculo de la media aritmética de las calificaciones finales de las evaluaciones parciales.

3. Si el alumno o la alumna obtiene una media final igual o superior a 5 puntos y las calificaciones de las evaluaciones parciales son todas iguales o superiores a 3 puntos, su calificación final en la convocatoria ordinaria será coincidente con dicha media.

4. Si el alumno o la alumna obtiene una media final igual o superior a 5 puntos y alguna de las calificaciones de las evaluaciones parciales es inferior a 3 puntos, su calificación final en la convocatoria ordinaria será de 4.

5. Si el alumno o la alumna obtiene una media final inferior a 5 puntos su calificación final en la convocatoria ordinaria será coincidente con dicha media.

D. Superación de la materia

La superación de la materia implica que el alumno o la alumna ha de obtener una calificación final en la evaluación final ordinaria mayor o igual a 5 puntos sobre 10.

E. Convocatoria extraordinaria.

Todo alumno o alumna que haya obtenido una calificación inferior a 5 puntos en la convocatoria final ordinaria, deberá presentarse, obligatoriamente, a la prueba extraordinaria de septiembre. Ésta versará sobre los contenidos de las evaluaciones parciales no superadas durante el curso.


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En el caso de los alumnos que acudan a la prueba extraordinaria con una o dos evaluaciones, la nota final será la media aritmética de las notas obtenidas en septiembre y la o las evaluaciones aprobadas en la convocatoria ordinaria.

Para poder hacer la nota media ninguna de las notas de las evaluaciones será menor de 3. (similar a junio) El alumno puede optar por hacer una prueba de todos los contenidos desarrollados durante el curso y en este caso la nota final será la obtenida en dicha prueba. Se considerará superada la asignatura si la calificación obtenida es mayor o igual a 5 puntos sobre 10.

6.2. ALUMNOS CON OTRAS SITUACIONES ACADÉMICAS

6.2.1. ALUMNOS CON ELEVADO NÚMERO DE AUSENCIAS A CLASE.

A aquellos alumnos que debido al elevado número de ausencias sea imposible aplicarles correctamente los criterios de calificación, se les aplicará una prueba global correspondiente al periodo en el que se han producido las ausencias.

Si las ausencias son debidas a enfermedad demostrada y salvo que la administración arbitre otras medidas (atención hospitalaria o domiciliaria, etc.), se facilitará a los alumnos un resumen de la materia tratada mientras dure la enfermedad y, en el caso de que pueda hacerlo, tendrá que entregar regularmente las tareas encomendadas. A la vuelta al IES Doctor Fleming harán un examen de los contenidos trabajados en su ausencia.

Se considerará que el alumno o la alumna han superado la evaluación cuando su calificación definitiva sea superior o igual a 5 puntos sobre 10.

6.2.2. OTROS

La utilización de teléfonos móviles u otros métodos ilegítimos para copiar en un examen supone un cero en la nota correspondiente a esa prueba escrita.

7.- ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS Y EXTRAESCOLARES

• Jornadas de puertas abiertas de la Universidad de Oviedo. • Semana de la Ciencia de la Universidad de Oviedo • Participación en la Olimpiada de Química en su fase regional. • Semana de Inmersión en la Investigación en la Facultad de Química

8.- BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA

LIBRO DE TEXTO:

• A, FONTANET RODRÍGUEZ. Química, 2º de Bachillerato. Editorial VICENS VIVES.

BIBLIOGRAFÍA COMPLEMENTARIA:

• Curso Química II de la plataforma Campus de Educastur:

http://campus.educastur.es/course/view.php?id=4341

• Libros de texto de Química de 2º de Bachillerato del resto de las editoriales.


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• ILUSTRE COLEGIO OFICIAL DE QUÍMICOS DE ASTURIAS Y LEÓN. La Química en la Industria Asturiana. Oviedo, 2002.

• FERNÁNDEZ y FIDALGO. 1000 problemas de Química General. Editorial Everest.

programación de química iifleming.informatica-fleming.com/documentos/quimica ii... ·...

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