Mínimos Curso: 2º de bachillerato



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Curso 2016/17

MÍNIMOS


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Mínimos



Curso: 2º de BACHILLERATO




Materia: QUÍMICA

Contenidos y criterios de evaluación mínimos exigibles para superar cada materia en cada uno de los cursos de la etapa y, en su caso, estándares de aprendizaje evaluables imprescindibles




Será necesario saber formular correctamente compuestos orgánicos e inorgánicos y conocer los cálculos estequiometricos de primero de bachillerato.
Termoquímica

  1. Sistemas termodinámicos. Conservación de la energía: primer principio de la termodinámica. Diagramas energéticos en procesos endotérmicos y exotérmicos. Transferencia de energía en procesos a volumen constante y a presión constante.

  2. Concepto de entalpía. Aplicación de la ley de Hess al cálculo de entalpías de reacción. Entalpía de formación estándar. Cálculo de entalpías de reacción a partir de las entalpías de formación.

  3. Cálculo de entalpías de reacción utilizando energías de enlace.

  4. Determinación experimental de la variación de entalpía en una reacción de neutralización.

  5. La espontaneidad de los procesos: introducción al concepto de entropía. Segundo principio de la termodinámica. Factores que afectan a la espontaneidad de una reacción: energía libre de Gibbs. Criterio de espontaneidad. Estudio experimental de la espontaneidad de algunos procesos sencillos. Influencia de la temperatura.


Cinética química

  1. Aspecto dinámico de las reacciones químicas. Concepto de velocidad de reacción. Ecuaciones cinéticas.

  2. Teoría de las colisiones y teoría del estado de transición: energía de activación. Utilización para explicar los factores de los que depende la velocidad de reacción. Orden de reacción y mecanismos de reacción.

  3. Acción de los catalizadores en una reacción química. Catálisis enzimática. Los catalizadores en la vida cotidiana.


Equilibrio químico

  1. Características macroscópicas del estado de equilibrio en procesos químicos. Interpretación microscópica del estado de equilibrio de un sistema químico: equilibrio dinámico.

  2. La constante de equilibrio en sistemas gaseosos: Kc, Kp y su relación. Composición de un sistema en equilibrio: grado de reacción. Energía libre de Gibbs, constante de equilibrio y grado de reacción.

  3. Cociente de reacción y estado de equilibrio. Evolución de un sistema en equilibrio ante acciones externas: principio de Le Châtelier.

  4. Estudio experimental de diversos equilibrios químicos.


Reacciones de transferencia de protones

  1. Concepto de ácido y base: teoría de Brönsted-Lowry. Equilibrios de disociación de ácidos y bases en medio acuoso: pares ácido-base conjugados.

  2. Equilibrio iónico del agua y neutralización: constante de equilibrio Kw.

  3. Ácidos y bases fuertes y débiles. Constantes de acidez y de basicidad; grado de ionización.

  4. Concepto, escala y medida del pH.

  5. Indicadores. Mecanismo de actuación.

  6. Estudio experimental, cualitativo y cuantitativo de la acidez o basicidad de las disoluciones acuosas de ácidos, bases y sales.

  7. Mezclas amortiguadoras: cálculo de su pH y aplicaciones.

  8. Volumetrías ácido-base: curvas de valoración e indicadores. Determinación experimental de la concentración de ácido acético en un vinagre comercial.


Reacciones de precipitación de compuestos iónicos poco solubles


  1. Equilibrio de solubilidad-precipitación. Constante del equilibrio de solubilidad Ks. Determinación de la solubilidad de compuestos iónicos poco solubles. Precipitación de compuestos iónicos.

  2. Desplazamiento de los equilibrios de solubilidad: efecto de ión común y redisolución de precipitados.

  3. Aplicación al análisis cualitativo: introducción a la identificación y separación de iones.


Reacciones de transferencia de electrones


  1. Concepto de oxidación y reducción como transferencia de electrones. Número de oxidación. Utilización del método del ión-electrón para ajustar reacciones redox. Cálculos estequiométricos en reacciones redox.

  2. Volumetrías redox. Determinación experimental de la composición del agua oxigenada comercial por permanganimetría.

  3. Pilas electroquímicas; determinación de su voltaje. Escala normal de potenciales de reducción estándar. Análisis de la espontaneidad de reacciones de oxidación-reducción.

  4. Procesos electrolíticos. Leyes de Faraday.

  5. Aplicaciones de las reacciones redox: baterías, pilas de combustible, recubrimientos metálicos electrolíticos, la corrosión de metales y su prevención, etc.


Estructura atómica y sistema periódico

  1. Espectros atómicos y cuantización de la energía: modelo de Bohr. Introducción a la mecánica cuántica: hipótesis de De Broglie y principio de incertidumbre de Heisenberg. El átomo de hidrógeno según el modelo mecanocuántico. Orbitales atómicos y números cuánticos. Significado de los números cuánticos. Configuraciones electrónicas: principios de mínima energía y de exclusión de Pauli, y regla de Hund.

  2. La estructura del sistema periódico y las configuraciones electrónicas de los elementos.

  3. Variación periódica de algunas propiedades: radios atómicos e iónicos, energías de ionización, electronegatividad, carácter metálico y valencia.


El enlace químico

  1. Clasificación de los tipos de sustancias en estado sólido.

  2. Origen del enlace entre átomos. Modelos de enlace químico.

  3. Enlace iónico. Formación de compuestos iónicos. Ciclo de Born-Haber y energía de red: factores de los que depende. Redes iónicas. Interpretación de las propiedades de los compuestos iónicos.

  4. Enlace covalente. Formación de moléculas y de sólidos covalentes. Modelo de Lewis. Regla del octeto y excepciones. Concepto de resonancia. Geometría molecular: modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. Polaridad de los enlaces y de las moléculas. Momento dipolar. Modelo de enlace de valencia. Promoción de electrones. Concepto de hibridación. Hibridaciones sp3, sp2 y sp. Aplicación al estudio de las moléculas de hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, metano, agua, amoniaco, tricloruro de boro, dicloruro de berilio, etano, etileno, acetileno y benceno, y de las estructuras gigantes de diamante y de grafito. Interacciones entre moléculas: fuerzas de Van der Waals y sus tipos. Puentes de hidrógeno. Interpretación de las propiedades de las sustancias con enlaces covalentes.

  5. Enlace en los metales: modelo de la deslocalización electrónica. Interpretación de las propiedades de los metales.

  6. Comparación de las propiedades de las sustancias en función del tipo de enlace.




Procedimientos de evaluación

Se evaluará, a partir de pruebas escritas.


Criterios de calificación y recuperación

Además de los exámenes parciales de cada uno de los temas, se harán dos exámenes globales: uno a mitad del curso (en el que entrará toda la materia vista hasta ese momento) y otro al final del curso (examen de toda la asignatura). Estos exámenes servirán de recuperación para los alumnos que no hayan aprobado los exámenes parciales.

En la asignatura de Química se exigirá una nota mínima para promediar en algunos apartados que se consideran básicos (estequiometria y formulación). La nota para promediar el examen global tendrá que ser superior a 3.
Nota evaluación y nota final de curso

La nota de cada una de las evaluaciones y la nota final del curso será la media de los exámenes realizados.


Evaluación extraordinaria: En evaluación extraordinaria de septiembre los contenidos serán los impartidos durante el curso, que se valoraran mediante una prueba escrita.
Pendientes de primero de bachillerato de Física y Química

Al tratarse de una materia de Bachillerato, su superación será previa a la de Física de 2º Bachillerato y / o a la Química de 2º de Bachillerato.

La asignatura se dividirá en dos partes (Química y Física) y se hará un examen de cada una de las partes en las fechas propuestas por el Equipo Directivo y aprobadas por el Claustro. Los alumnos que suspendan el primer examen (Química) se examinarán de toda la asignatura en el segundo examen.

La calificación final será la media aritmética de la nota de Química y la de Física. Para poder hacer la media, la nota de cada una de las partes tiene que ser igual o superior a 3.






Departamento de …

I.E.S. Francisco Grande Covián. Zaragoza.





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