DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA

La asignatura de Química de 2º de bachillerato es una asignatura de modalidad dentro del Bachillerato de Ciencias y Tecnología

Esta asignatura es muy recomendable para los alumnos que vayan a continuar estudios en el area de ciencias tanto estudios universitarios (Algunas Carreras Universitarias vinculadas: Química, Física, Ingenierias, Medicina; Enfermería, etc), como estudios de Formación profesional ( Familia de Sanitaria y Química)

PROGRAMACIÓN DE LA ASIGNATURA DE QUÍMICA - CURSO: 2º Bachillerato   (2.010/11)

INTRODUCCIÓN

Referencias Normativas para Segundo de Bachillerato

Decreto 41 /2002 de 28 de Marzo por el que se establece el currículo del Bachillerato en la Comunidad  Autónoma  de Cantabria  (BOC de 19 de Abril )  y Corrección de errores en BOC de 11 de julio de 2002.
Orden de 17 de mayo de 2002, por la que se dictan instrucciones para la implantación del mencionado  Decreto 41/2002, de 28 de Marzo  (BOC de 23) . Corrección de errores en BOC de 14 de Octubre de 2002.

La Química es una ciencia de importancia capital presente en todos los ámbitos de nuestra sociedad, con múltiples aplicaciones en otras áreas científicas, como medicina, tecnología de materiales, industria farmacéutica, industria alimentaria, construcción y medio ambiente entre otras.

Se ha organizado la Química en torno a cuatro grandes bloques: estructura de la materia, energía y dinámica de los procesos químicos, reacciones de transferencia y reactividad inorgánica y orgánica.

Cada bloque da respuesta a diferentes aspectos de esta ciencia: el bloque de estructura de la materia permite explicar la constitución de los elementos, así como su clasificación y unión; el bloque energético y dinámico explica los intercambios de calor y/o trabajo con el entorno, la posibilidad de que tengan lugar los diferentes procesos, así como la velocidad con que éstos se producen; el bloque de reacciones de transferencia intenta exponer cómo se realizan dos de los importantes procesos químicos presentes en innumerables aspectos de la vida cotidiana; y el último bloque describe cómo reaccionan habitualmente algunas sustancias orgánicas e inorgánicas de sumo interés y el estudio y aplicaciones de los principales compuestos inorgánicos y orgánicos, como los polímeros plásticos, relacionando su uso con la incidencia en la salud de los hombres y mujeres y el medio ambiente, en general.

La utilización de los diversos procedimientos del método científico es un referente obligado en el desarrollo de cada uno de los temas. Se aplicarán modelos didácticos investigativos que utilicen la resolución de problemas para la introducción de conceptos y aplicación de los aprendizajes realizados favoreciendo, de esta forma, el aprendizaje de procedimientos esenciales en la clase de ciencias.

Las implicaciones de la Química con la tecnología y la sociedad deben estar presentes al desarrollar cada uno de los bloques de contenidos que componen el currículo de este curso.

Los criterios de evaluación que se enumeran al final se corresponden con los bloques de contenidos que a continuación se indican.

OBJETIVOS:

• Aplicar con criterio y rigor las etapas características del método científico.
• Desarrollar con suficiencia las estrategias y particularidades de la Química para realizar pequeñas investigaciones.
• Analizar y relacionar hipótesis y teorías con fenómenos y datos para seleccionar, en cada caso, el modelo más indicado.
• Comprender y aplicar correctamente los principales conceptos de la Química, así como sus leyes, teorías y modelos.
• Resolver los problemas que se plantean en la vida cotidiana aplicando los conocimientos que la Química nos proporciona.
• Comprender la naturaleza de la Química, entendiendo que esta materia, al igual que otras ciencias empíricas, está en constante evolución.
• Relacionar los contenidos de la Química con otras áreas científicas como son: la Física, la Biología, la Geología, las Ciencias de la Tierra y medioambientales.
• Comprender las interacciones de la Química con la tecnología y la sociedad, concienciando al alumno sobre las limitaciones y el buen uso que debe hacerse de este área del conocimiento sobre la conservación de la naturaleza y el medio ambiente.
• Evaluar la información proveniente de otras áreas del saber para formarse una opinión propia, que permita al alumno expresarse con criterio en aquellos aspectos relacionados con la Química.
• Comprender que la Química constituye, en sí misma, una materia que sufre continuos avances y modificaciones; es, por tanto, su aprendizaje un proceso dinámico que requiere una actitud abierta y flexible frente a diversas opiniones.
• Valorar las aportaciones de la Química a la tecnología y la sociedad.

CONTENIDOS:

1. Contenidos comunes.

- Utilización de estrategias básicas de la actividad científica tales como el planteamiento de problemas y la toma de decisiones acerca del interés y la conveniencia o no de su estudio; formulación y contraste de hipótesis, elaboración de estrategias de resolución y de diseños experimentales y análisis de los resultados y de su fiabilidad.

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

2. Estructura atómica y clasificación periódica de los elementos.

- Del átomo de Bohr al modelo cuántico. Importancia de la mecánica cuántica en el desarrollo de la química.

- Orbitales atómicos. Números cuánticos.
  Configuraciones electrónicas. Principio de Pauli y Regla de Hund.

- Evolución histórica de la ordenación periódica de los elementos.

- Estructura electrónica y periodicidad. Tendencias periódicas de las propiedades de los elementos.

Actividades:

• Partiendo de la hipótesis de Planck (la energía radiante se absorbe y se emite en “cuantos”), explicar los espectros atómicos discontinuos de absorción y de emisión.
  
• Enunciar los postulados del modelo atómico de Bohr, resaltando que el radio y la energía de las órbitas circulares alrededor del núcleo tienen valores determinados.
  
• Indicar la validez y las limitaciones del modelo atómico de Bohr: sólo explica los espectros de átomos con un electrón en la corteza.
  
• Indicar que los números cuánticos, los orbitales atómicos y la energía que corresponde a los orbitales, se obtienen como solución de una ecuación (ecuación de ondas) que intenta describir el movimiento ondulatorio del electrón como partícula. Los orbitales se definen como zonas de gran probabilidad de encontrar el electrón.
  
• Relacionar los números cuánticos con los distintos orbitales atómicos.
  
• Para asignar los números cuánticos de un electrón se deben asignar correctamente los números “n” y “l”; los otros dos, deben ser compatibles con los anteriores y con la situación del electrón en el átomo.
• Dado el número atómico de un elemento, deducir su configuración electrónica (sólo para elementos representativos). Indicar período y grupo del Sistema Periódico al que pertenece. El grupo puede indicarse por el nombre, número o elemento de cabeza. Para un elemento de transición, en cuanto al grupo, basta indicar que es de transición.
• Diferenciar  mediante configuración electrónica si un elemento se encuentra en estado fundamental, excitado o ionizado.
• Conocer la configuración electrónica diferencial de los distintos grupos de elementos representativos del Sistema Periódico. En los elementos de transición, basta indicar que “están llenando orbitales d”.
• Comparar las propiedades periódicas (radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica, y  electronegatividad) entre diferentes elementos representativos conociendo su número atómico.
• Justificar la variación de las propiedades periódicas dentro del sistema periódico utilizando el concepto de carga nuclear efectiva.
  
• En la variación de las propiedades atómicas se considerarán sólo: radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica, y  electronegatividad

3. Enlace químico y propiedades de las sustancias.

- Enlace químico y estabilidad energética.

- Enlaces covalentes. Estructuras de Lewis. Teoría del enlace de valencia.

- Geometría y polaridad de moléculas sencillas.

- Enlaces entre moléculas. Propiedades de las sustancias moleculares.

- El enlace iónico. Estructura y propiedades de las sustancias iónicas.

- Estudio cualitativo del enlace metálico. Propiedades de los metales.

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

Actividades

-Explicar las curvas de estabilidad energética en las que se observan la longitud y la energía de enlace.

-Parámetros moleculares: Longitud, energía y polaridad de los enlaces covalentes.

-Teoría del enlace de valencia: Solapamiento de orbitales atómicos. Enlace σ (sobre el mismo eje) y enlace π (sobre ejes paralelos). Explicar enlaces simples, dobles y triples en F2, O2, N2  y compuestos carbonados.

-Hibridación: Explicar con la molécula de metano. Explicar la promoción electrónica. Con n orbitales atómicos se forman n orbitales híbridos, todos iguales, orientándose en el espacio de manera que su contenido energético sea mínimo.

-Escribir moléculas con distintos tipos de hibridación, siendo el átomo hibridado Be, B, C, N y O. Indicar la forma geométrica y la polaridad de la molécula.

-Explicar los enlaces simples, dobles y triples en las cadenas carbonadas.

-Dado un grupo de sustancias justificar si forman o no, enlaces de hidrógeno; si son sólidos, justificar de qué tipo (sólidos iónicos, covalentes, moleculares o metales), y comparar propiedades, como dureza, punto de fusión, solubilidad, conductividad entre compuestos covalentes (muy sencillos, del tipo de hidrocarburos y alcoholes sencillos) o entre compuestos covalentes  y compuestos iónicos.

-Que el alumno diferencia entre valencia covalente, valencia iónica y estado de oxidación

-Entre los enlaces intermoleculares considerar también los enlaces dipolo-dipolo.

4. Transformaciones energéticas en las reacciones químicas. Espontaneidad de las reacciones químicas.

- Energía y reacción química. Procesos endo y exotérmicos. Concepto de entalpía. Determinación de un calor de reacción. Entalpía de enlace e interpretación de la entalpía de reacción. Ley de Hess.

- Aplicaciones energéticas de las reacciones químicas. Los combustibles fósiles. Repercusiones sociales y medioambientales.

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

- Condiciones que determinan el sentido de evolución de un proceso químico. Conceptos de entropía y de energía libre.

Actividades

• Sistemas termodinámicos abiertos, cerrados y aislados. Variables termodinámicas extensivas e intensivas.
• Se utilizarán únicamente entalpías estándar ( P = 1 bar @ 1 atmósfera)
• El objetivo del “Segundo principio de la Termodinámica” no es el de conocer o analizar las diferentes definiciones sino su objetivo como el principio que determina el sentido de las reacciones y por qué.  Queda a criterio de cada profesor el cómo introducirlo. 
• El objetivo de la cuestión del temario “Concepto de entropía” tampoco es conocer ni llegar a establecer una definición de entropía sino relacionar la variación de entropía con el cambio de estado físico que se puede producir en una reacción y con la irreversibilidad de los procesos.
• Funciones de estado: U-H-S-G.
• Criterio de signos: Reacciones exotérmicas ΔH < 0; reacciones endotérmicas ΔH > 0; (Criterio de signos: energía calorífica suministrada al sistema tiene signo positivo; energía calorífica suministrada por el sistema tiene signo negativo).
• Se consideran sólo procesos a presión constante. Hacer ver que, a presión constante, la variación de calor en el proceso es la variación de entalpía.
• Relacionar la variación de entalpía de una reacción con las entalpías de formación de productos y reactivos.
• Calcular la variación de entalpía de una reacción a partir de la variación de entalpía de otras reacciones.
• Combinar los datos de variación de entalpía, variación de entropía y temperatura para predecir la espontaneidad de una reacción.
• Relacionar la variación del número de moles gaseosos en una reacción, con la variación de entropía.
• Diferenciar entre espontaneidad de una reacción y su carácter de endotérmica o exotérmica.

5.- Cinética Química.

- Velocidad de una reacción química.

- Ecuación de velocidad. Orden de una reacción. Molecularidad.

- Teorías de las reacciones químicas.

- Factores que influyen en la velocidad de reacción. Catálisis. Tipos de catalizadores.

- Importancia de la cinética química en los procesos químicos industriales.

Actividades

• Saber interpretar una ecuación cinética.
• Relacionar la variación de velocidad de una reacción con las variaciones de concentración de los reactivos. y productos (signo y coeficiente)
• Distinguir entre orden parcial y orden global de una reacción.
• Factores de que depende la velocidad de una reacción: concentración y naturaleza de los reactivos, energía de activación y temperatura (explicar cualitativamente con la ecuación de Arrhenius), catalizadores.
  
• Sobre un diagrama de energía identificar energía de activación y carácter exotérmico o endotérmico de una reacción (No conceptos de estado transición ni de estados intermedios y  en todo caso, el concepto de mecanismo  y  las teorías de reacción de modo puramente cualitativo)

6. El equilibrio químico.

- Características macroscópicas del equilibrio químico. Interpretación submicroscópica del estado de equilibrio de un sistema químico. La constante de equilibrio. Relación entre las constantes de equilibrio Kc y Kp.

- Factores que afectan a las condiciones del equilibrio. Principio de Le Châtelier.

- Equilibrios heterogéneos. Las reacciones de precipitación como ejemplos de equilibrios
   heterogéneos. Aplicaciones analíticas de las reacciones de precipitación.

- Aplicaciones del equilibrio químico a la vida cotidiana y a procesos industriales.

Actividades

• Llegar a la constante de equilibrio y a la ley de acción de masas a partir de razonamientos cinéticos
• Obtener la relación entre Kc y Kp.
• Dadas las cantidades iniciales de reactivos y la constante de equilibrio, bien Kp o Kc, determinar las concentraciones, o las presiones parciales, en equilibrio, el grado de disociación y la presión total en su caso.(Deben explicar brevemente las simplificaciones en los cálculos)
• En un sistema en equilibrio, si se modifica alguna de las concentraciones,  calcular las nuevas cantidades, o presiones parciales, en equilibrio.
• Dado el sistema en equilibrio y el grado de disociación determinar la concentración inicial.
• Calcular Kp a partir de la presión total del sistema en equilibrio y de las cantidades iniciales de reactivos.
  
• Indicar cualitativamente la influencia que ejerce sobre un sistema en equilibrio, la variación de los factores externos concentración, presión y temperatura.
• Manejar indistintamente equilibrios homogéneos  y heterogéneos.
• Calcular la cantidad máxima de un sólido que puede descomponerse, produciendo un solo gas.
• El alumno debe manejar la ecuación de estado de los gases ideales y concentraciones molares, en g/l o % en peso, en la resolución de ejercicios de este tema.
  
• Solubilidad y precipitación, calculo del producto de solubilidad y de solubilidad, relación entre ambas.
  -Modificación cualitativa de equilibrios de solubilidad, efecto del ión común, disolución de precipitados.

7. Ácidos y bases.

- Revisión de la interpretación del carácter ácido-base de una sustancia. Las reacciones de transferencia de protones.

- Teoría de Arrhenius. Teoría de Brönsted y Lowry.

- Ácidos y bases fuertes y débiles. Grado de disociación.
  Ionización del agua: producto iónico. Concepto de pH. Cálculo y medida del pH en   disoluciones acuosas de ácidos y bases. Importancia del pH en la vida cotidiana.

- Volumetrías ácido-base. Indicadores. Aplicaciones y tratamiento experimental.

- Tratamiento cualitativo y cuantitativo de las disoluciones acuosas de sales como casos    particulares de equilibrios ácido-base. La hidrólisis.

- Algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana. El problema de la lluvia ácida y sus consecuencias.

Actividades

• Dado un conjunto de sustancias, indicar las que son ácidos, bases o sales. Establecer el carácter ácido, básico o neutro de sus disoluciones acuosas aplicando la teoría de Arrhenius o de Brönsted-Lowry.
• Comparar el grado de acidez o de basicidad de dos o más sustancias dada la constante de equilibrio y comparar el carácter de las correspondientes especies conjugadas.
  
• Convertir concentración molar de H+, o de OH-, en pH, y viceversa.
• Cálculos de pH de disoluciones de ácidos y bases fuertes y débiles (sin hidrólisis)  (Manejar indistintamente Ka o Kb).
  
• Calcular el pH en distintos puntos de una volumetría de neutralización ácido fuerte - base fuerte.
• Realizar cálculos cuantitativos en volumetrías de neutralización ácido fuerte - base fuerte.
• Deducir cuándo se puede formar disolución reguladora de pH, al mezclar distintos ácidos, bases y sales, sin reacción entre ellos.
• Calcular el pH de una disolución reguladora.
  
• Explicar cualitativamente el funcionamiento de un indicador ácido-base.
• El alumno debe manejar concentraciones molares en la resolución de ejercicios de este tema.

8. Introducción a la electroquímica.

- Reacciones de oxidación-reducción. Especies oxidantes y reductoras. Número de   oxidación.

-Ajuste de ecuaciones redox: método del número de oxidación y método del ión electrón.

- Valoraciones redox. Tratamiento experimental.

- Concepto de potencial de reducción estándar. Escala de oxidantes y reductores.

- Aplicaciones y repercusiones de las reacciones de oxidación reducción: pilas y batería eléctricas. Cálculo de la fuerza electromotriz de una pila.

- La electrólisis: Importancia industrial y económica. La corrosión de metales y su prevención. Residuos y reciclaje.

Actividades

• Dada una reacción, averiguar si es de oxidación-reducción; identificar, razonadamente, el oxidante y el reductor en los reactivos.
• Diferenciar número de oxidación de  valencias iónica y covalente
• Ajustar las reacciones redox por el método del ion-electrón, únicamente  en medio ácido.
• -Realizar cálculos cuantitativos en reacciones redox.
• Distinguir entre celda galvánica o pila y celda electrolítica.
• En ambas saber: nombre y polaridad de los electrodos, reacciones en los mismos, reacción global en la celda y movimiento de los electrones.
• Predecir las reacciones redox con los potenciales normales de reducción.
  
• Calcular el potencial de una pila y el potencial que es necesario aplicar en una celda electrolítica.
• Definir equivalente electroquímico.
• En una electrolisis, relacionar el tiempo, la intensidad de corriente y la cantidad de materia depositada.
• El alumno debe manejar concentraciones molares,  en % en peso y g/len la resolución de ejercicios de este tema

9. Estudio de algunas funciones orgánicas.

- Revisión de la nomenclatura y formulación de las principales funciones orgánicas.

- Alcoholes y ácidos orgánicos: obtención, propiedades e importancia.

- Los ésteres: obtención y estudio de algunos ésteres de interés.

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

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

Actividades

-Reconocer y citar varios de los múltiples productos orgánicos de los que está rodeado habitualmente (medicinas, detergentes, fibras sintéticas, colorantes, aditivos alimentarios, perfumes, puertas,  pegamentos, juguetes, etc.)

-Reconocer el carácter covalente y apolar/polar de los enlaces C-C y C-H, C-O y por tanto alguna de las características de estos compuestos (solubilidad, volatilidad , etc...)

-Considerar la  importancia de la estructura molecular en Q. Orgánica (cadena carbonada ó esqueleto + grupo funcional) como método para sistematizar el estudio.

-Grupos funcionales a considerar: Hidrocarburos, alcoholes, éteres, aminas, derivados halogenados, aldehídos, cetonas, ácidos, amidas, esteres.

-Nombrar compuestos sencillos dada la fórmula (pueden incluir un doble o un triple enlace) y al revés: formularlos dado el nombre (sistemático siempre). Idem para escribir isómeros o dadas varias fórmulas indicar cuáles corresponde a formas isómeras y de qué tipo (cadena, posición, función, geométricos, ópticos).

-Si se da la fórmula de un compuesto más o menos complejo, aunque no se pida su nombre, reconocer en él diferentes grupos funcionales

-Incidencia del reciclado para el medio ambiente.

CRITERIOS GENERALES DE CALIFICACIÓN EN QUÍMICA

• Todas las respuestas deben hacerse de modo razonado aunque no se indique explícitamente en la pregunta.
• Se valorará positivamente que las respuestas a las cuestiones sean precisas, de extensión razonable, con ortografía correcta, acompañadas, si fuera necesario, de ejemplos teóricos o gráficos, ordenadas,  de modo que haya razonamiento y conclusión, empleando la terminología adecuada dentro del nivel propio del bachillerato. La falta de claridad en la respuesta disminuirá proporcionalmente la calificación. La calificación será de cero si en la misma respuesta se encuentran afirmaciones que se contraponen o si la respuesta no corresponde a la pregunta formulada.
• También para los problemas, se valorarán positivamente los razonamientos críticos o las explicaciones que se hagan sobre el planteamiento o los resultados.
• Los problemas deben expresar con claridad las unidades empleadas, y preferentemente deben utilizarse a lo largo del proceso de resolución.
• La falta de unidades en el valor final del resultado, suponiendo que el problema esté bien planteado y bien resuelto,  se puntuará con un 80 % de la calificación del valor asignado al apartado o al problema. Siempre se deben escribir las unidades aunque en el enunciado se especifique el tipo en que debe darse el resultado.
• El problema, o el apartado del problema, bien planteado, pero con resultado erróneo pero lógico, se puntuará con un 80 % de la calificación. El error de cálculo no pone en duda los conocimientos del alumno pero este debe valorar la importancia del manejo fluido de los cálculos elementales sobre todo si se permite la ayuda de calculadoras.
• El problema, o apartado del problema,  bien planteado con resultado erróneo o disparatado en valores o unidades, se calificará con cero en su conjunto.
• Si en un apartado debe tomarse como dato el valor obtenido en otro, aunque sea erróneo pero lógico, el nuevo apartado puede calificarse positivamente siempre que el nuevo resultado sea lógico.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN:

• Describir los modelos atómicos discutiendo sus limitaciones y valorar la importancia de la teoría mecanocuántica para el conocimiento del átomo. Explicar los conceptos básicos de la mecánica cuántica: Dualidad onda corpúsculo e incertidumbre.
• Relacionar el comportamiento químico y las propiedades de los elementos con su posición en la tabla periódica.
• Construir ciclos energéticos del tipo Born-Haber para calcular la energía de red. Discutir de forma cualitativa la variación de energía de red en diferentes compuestos.
• Describir las características básicas del enlace covalente. Escribir estructuras de Lewis.
• Explicar el concepto de hibridación y aplicarlo a casos sencillos.
• Conocer las fuerzas intermoleculares y explicar cómo afectan a las propiedades de determinados compuestos en casos concretos.
• Definir y aplicar correctamente el primer principio de la termodinámica a un proceso químico. Diferenciar correctamente un proceso exotérmico de otro endotérmico utilizando diagramas entálpicos.
• Aplicar el concepto de entalpías de formación al cálculo de entalpía de reacción mediante la correcta utilización de tablas.
• Predecir la espontaneidad de un proceso químico a partir de los conceptos entálpicos y entrópicos.
• Conocer y aplicar correctamente el concepto de velocidad de reacción.
• Conocer y diferenciar las teorías que explican la génesis de las reacciones químicas: teoría de colisiones y teoría del estado de transición.
• Conocer los factores que modifican la velocidad de una reacción, haciendo especial énfasis en los catalizadores y su aplicación a usos industriales.
• Aplicar correctamente la ley de acción de masas a equilibrios sencillos. Conocer las características más importantes del equilibrio. Relacionar correctamente el grado de disociación con las constantes de equilibrio Kc y Kp.
• Aplicar el principio de Le Chatelier para indicar cómo se desplazará   un sistema en equilibrio al modificar alguno de los factores de concentración, presión y temperatura.
• Conocer y aplicar correctamente conceptos como: ácido y base según las teorías estudiadas, fuerza de ácidos, pares conjugados, hidrólisis de una sal, volumetrías de neutralización. Realizar cálculos de pH.
• Identificar reacciones de oxidación-reducción que se producen en nuestro entorno. Ajustar por el método del ión-electrón reacciones redox.
• Distinguir entre pila galvánica y cuba electrolítica. Utilizar correctamente las tablas de potenciales normales de reducción para calcular el potencial de una pila y aplicar correctamente las leyes de Faraday. Explicar las principales aplicaciones de estos procesos en la industria.
• Relacionar el tipo de hibridación con el tipo de enlace en los compuestos del carbono. Formular y nombrar correctamente los diferentes compuestos orgánicos. Relacionar las rupturas de enlaces con las reacciones orgánicas.
• Describir las reacciones de polimerización por adición y por condensación. Relacionar los problemas ambientales y de salud que presentan algunos plásticos desde su producción a su utilización y reciclado.

ASPECTOS CURRICULARES MINIMOS.

Consideramos que todos los  aspectos estipulados en los criterios de Evaluación son mínimos  Teniendo en cuenta el  posible  examen de la  PAU y de acuerdo con todas las reuniones de coordinación con la Universidad. Podemos pues  establecer los siguientes:

• Dada una serie de especies químicas, clasificarlas en elementos y compuestos.
• Formulación de compuestos inorgánicos binarios y ternarios, y sales ácidas.
• Relacionar la masa de un átomo o molécula en umas y en gramos.
• Cálculo del número de átomos, moléculas o iones en una masa dada de un compuesto o elemento.
• Determinación de la composición centesimal de un compuesto a partir de su fórmula.
• Establecer la composición volumétrica resultante de una reacción entre gases por aplicación de la Ley de Avogadro.
• Manejo de la ecuación de estado de los gases ideales para calcular masas moleculares, densidades, volúmenes molares y cantidades de gases.
• Determinación de la fórmula empírica y molecular de un compuesto, conociendo su composición centesimal, o datos para hallarla, y su masa molecular.
• Manejo de presiones parciales en mezclas gaseosas.
• Realizar cálculos estequiométricos en general, incluyendo gases y disoluciones, para calcular riqueza, cantidad de reactivo necesario, cantidad de producto obtenido. Considerar el caso de reactivo limitante.
• Comentar los postulados de Bohr en al idea de que la energía y el radio de una órbita no pueden tomar cualquier valor.
• El modelo de Bohr explica el espectro de emisión del átomo de hidrógeno y ningún otro, debido a la repulsión de los electrones.
• Explicar la relación entre los números cuánticos y las características del orbital que definen.
• Dado el número atómico de un elemento, deducir su configuración electrónica (sólo para elementos representativos). Indicar período y grupo del S.P. al que pertenece. El grupo puede indicarse por el nombre, número o elemento de cabeza. Para un elemento de transición, en cuanto al grupo, basta indicar que es de transición.
• Conocer la configuración electrónica diferencial de los distintos grupos de elementos representativos del S.P., los elementos de transición, basta indicar que están “llenando orbitales d”.
• Comparar las propiedades periódicas en diferentes elementos representativos, conociendo su número atómico.
• Relacionar la energía reticular con el punto de fusión, solubilidad, dureza de un compuesto iónico.
• Escribir moléculas con distintos tipos de hibridación, siendo el átomo híbrido Be, B, C, N y O. Indicar la forma geométrica y la polaridad de la molécula.
• Dado un grupo de sustancias justificar si forman o no, puentes de hidrógeno; si son sólidos, justificar de qué tipo, y comparar propiedades como dureza, punto de fusión, solubilidad, conductividad.
• Ciclo de Born-Haber para compuestos tipo NaCl. Indicar las energías que intervienen.
• Calcular la variación de entalpía de una reacción a partir de las entalpías de formación de productos y reactivos, y de la variación de entalpía de otras reacciones.
• Combinar los datos de variación de entalpía, variación de entropía y temperatura para predecir la espontaneidad de una reacción.
• Relacionar la variación del número de moles gaseosos en una reacción, con la variación de entropía.
• Dadas las concentraciones iniciales de reactivo y la constante de equilibrio, bien Kp o Kc, calcular las concentraciones, o las presiones parciales, en equilibrio, el grado de disociación y la presión total.
• En un sistema en equilibrio, modificar alguna de las concentraciones, y calcular las nuevas concentraciones, o presiones parciales, en equilibrio.
• Dar el sistema en equilibrio con el grado de disociación.
• Conocida Kp, calcular Kc, o viceversa.
• Calcular Kp a partir de la presión total del sistema en equilibrio y de las cantidades iniciales de reactivos.
• Indicar cualitativamente la influencia que ejerce sobre un sistema en equilibrio, la variación de los factores externos, concentración, presión y temperatura.
• Manejar indistintamente equilibrios homogéneos y heterogéneos.
• Calcular la cantidad máxima de un sólido que puede descomponerse, produciendo un solo gas.
• Dado un conjunto de sustancias, indicar las que son ácidas, bases o sales. Establecer el carácter ácido, básico o neutro de sus disoluciones aplicando la teoría de Arrhenius o de Brönsted-Lowry.
• Distinguir entre ácidos y bases fuertes y débiles. Distinguir anfóteros.
• Dado un ácido o una base, deducir su conjugado.
• Fuerza relativa de ácidos y bases y sus conjugados.
• Convertir concentración molar de H+, o de OH-, en pH y viceversa.
• Cálculos de pH de disoluciones de ácidos y bases fuertes y débiles (sin hidrólisis).
• Manejar indistintamente Ka o Kb.
• Calcular el pH en distintos puntos de una volumetría de neutralización ácido fuerte-base fuerte.
• Realizar cálculos cuantitativos en volumetrías de neutralización ácido fuerte-base fuerte.
• Deducir cuándo se puede formar disolución reguladora de pH, al mezclar distintos ácidos, bases y sales, sin reacción entre ellos.
• Calcular el pH de una disolución reguladora.
• Dada una reacción, averiguar si es de oxidación-reducción; identificar el oxidante y el reductor que reaccionan.
• Ajustar reacciones redox por el método del ión- electrón en medio ácido.
• Calcular el peso equivalente de un oxidante o reductor, conociendo su producto de reducción o de oxidación.
• Realizar cálculos cuantitativos en reacciones redox.
• Aplicaciones de procesos redox..
• Descripción de la obtención de alguna sustancia en el laboratorio, y del correspondiente proceso industrial.
• Describir los efectos de vertidos industriales en el medio ambiente.

 
ENFOQUES DIDÁCTICOS Y METODOLÓGICOS

La metodología utilizada es la asignatura  es que el profesor explica en el encerado  los conceptos  básicos y fundamentales, en algún caso haciendo un repaso de los conceptos adquiridos en los cursos anteriores  y que los alumnos por diferentes causas ,no recuerdan o  tienen mal asimilados o a un nivel de profundidad que no es el necesario en bachillerato, por ello  se repasa de nievo y a nivel más profundo , pasando después a realizar algunos ejercicios y problemas para proponer a continuación otros similares directamente relacionados con el que se acaba de hacer. Se pasa por las mesas aclarando las dificultades de cada uno y , si es preciso se resuelve por completo en el encerado. Finalmente se  encarga la realización de otros  para  realizar fuera del aula y la confección de un resumen del capítulo cuando este se ha tratado en su totalidad

 PROCESO  DE  EVALUACIÓN:

- La evaluación será continua, con controles por bloques.

- La asignatura se repartirá en tres evaluaciones.

- Por cada evaluación se obtendrá una calificación, obtenida de un examen global, además de controles parciales, que no eliminan materia, pero cuya nota contará para establecer la media en la nota final de la evaluación.

- Después de cada evaluación se realizara una recuperación, que se realizará dentro de los 15/20 días posteriores a la evaluación correspondiente.

-La recuperación de la tercera evaluación se hará en el examen de suficiencia.

- La nota final será la media de las tres evaluaciones (no se hará media con menos de                                                      
  tres puntos en una evaluación), si la media es inferior a cinco puntos se aplicarán los         
  siguientes casos:

- Los alumnos que al finalizar el curso tengan una evaluación pendiente, se examinaran de                     
  esa evaluación, o si prefieren realizarán el examen global de mínimos

- Aquellos alumnos que al finalizar el curso tengan dos o tres evaluaciones suspensas,                                                        
 realizarán un examen global de suficiencia.

- El examen de suficiencia se basara en los contenidos mínimos establecidos en la 
   programación. Siendo necesario, para superar dicho examen, obtener una calificación            
   igual o superior a cinco sobre diez.

- Aquellos alumnos que hallan aprobado la asignatura por curso y quieran subir nota,          
   realizarán un examen global de toda la asignatura.

- En septiembre se realizará un examen global de suficiencia para todos los alumnos que no          
   hallan aprobado en junio

EXÁMENES.

• Los exámenes constarán por lo general de 3 cuestiones y 2 problemas, cada cuestión y cada problema podrán constar de varios apartados, con indicación numérica de la puntuación y valoración de cada apartado.
• Podrán ponerse mas preguntas de las necesarias, dando opción al alumno a escoger, entre las que se permitan.

• Previo aviso, siempre podrá preguntarse en clase y realizar controles.
• Corregidos los exámenes, se leerán las notas, se entregarán los exámenes a los alumnos, se aclararán las dudas y si fuera necesario se resolverá en la pizarra el examen, los exámenes siempre quedarán en poder del profesor.
• Copiar o hablar en un examen podrá dar lugar a la expulsión del aula.
• El planteamiento correcto de las preguntas, el adecuado desarrollo de formulas y razonamientos, el empleo correcto de unidades, el desarrollo matemático adecuado y la buena presentación, serán apartados fundamentales de los exámenes.
• La formulación química se valorará con un examen  en el que será necesario  tener , al menos el 80% de aciertos para superarlo positivamente.
• La exposición y contenido científico, deducción de hipótesis, razonamiento lógico, la relación de conceptos, el rigor en el cálculo matemático y expresión científica, son conceptos a valorar en los exámenes.
• Las unidades incorrectas o la carencia de las mismas, los despejes matemáticos mal efectuados, darán origen a la disminución de 0.2 puntos en la nota del ejercicio.

Santander, Septiembre de 2010