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Departamento de Física y Química IES Tartessos

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Programación Química

2º Bachillerato

Curso 2017-2018


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a.i.1.a.i.1. Objetivos generales de la materia

La enseñanza de la Química en el Bachillerato tendrá como finalidad el desarrollo de las

siguientes capacidades: 1. Aplicar con criterio y rigor las etapas características del método científico,

afianzando hábitos de lectura, estudio y disciplina, como condiciones necesarias

para el eficaza aprovechamiento del aprendizaje y como medio de desarrollo

personal. 2. Comprender los principales conceptos de la Química y su articulación en leyes,

teorías y modelos. 3. Resolver los problemas que se plantean en la vida cotidiana, seleccionando y

aplicando los conocimientos químicos relevantes. 4. Utilizar con autonomía las estrategias de la investigación científica: plantear

problemas, formulara y contrastar hipótesis, planificar diseños experimentales,

elaborar conclusiones y comunicarlas a la sociedad. Explorar situaciones y

fenómenos desconocidos para ellos. 5. Comprender la naturaleza de la Química y sus limitaciones, entendiendo que no

es una ciencia exacta como las Matemáticas.

6. Entender las complejas interacciones de la Química con la tecnología y la

sociedad, conociendo y valorando de forma crítica la contribución de la ciencia y

la tecnología en el cambio de condiciones de vida, entendiendo la necesidad de

preservar el medio ambiente y de trabajar para lograr una mejora de las

condiciones de vida actuales. 7. Relacionar los contenidos de la Química con otras áreas del saber, como son la

Biología, la Física y la Geología.

8. Valorar la información proveniente de diferentes fuentes para formarse una

opinión propia que les permita expresarse críticamente sobre problemas actuales

relacionados con la Química, utilizando las tecnologías de la información y la

comunicación.

9. Comprender que el desarrollo de la Química supone un proceso cambiante y

dinámico, mostrando una actitud flexible y abierta frente a opiniones diversas.

10. Comprender la naturaleza de la ciencia, sus diferencias con las creencias y con

otros tipos de conocimiento, reconociendo los principales retos a los que se

enfrenta la investigación en la actualidad.

2. Contribución de la materia a la adquisición de las competencias clave

Pasamos a enumerar actividades tipo llevadas a cabo para obtener la adquisición de las

competencias clave a través del aprendizaje de capacidades como:

La lectura comprensiva de textos escritos (temas concretos objetos de estudio,

cuestiones, problemas, textos específicos de interés, noticias actuales,...).

Expresión oral o escrita de las actividades anteriores.

Al mismo tiempo que explicamos, realizar un esquema.

La realización de problemas en las distintas unidades, en los que hay que realizar

distintos planteamientos, razonamientos.

La realización e interpretación de gráficas.


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La realización de prácticas de laboratorio y el informe sobre temas concreto de interés.

La toma de conciencia mediante debates a las implicaciones del desarrollo

tecnocientífico que pueden comportar riesgos para las personas o el medio ambiente.

La búsqueda en internet de información para ampliarla, aprendiendo a seleccionar.

La capacidad de analizar situaciones valorando los factores que han incidido en ellas y

las consecuencias que pueden tener (se puede incidir en este análisis en cualquier

actividad).

Aprovechar cualquier noticia que se produzca para trabajarla en clase, acercando la

ciencia a la realidad.

3. Contenidos para alcanzar los objetivos de la materia

Comenzamos con un tema de introducción (TEMA 0). Es un repaso de los objetivos

alcanzados en el curso anterior. Consideramos indispensable tratar en primer lugar la

formulación inorgánica y a continuación la formulación orgánica.

Plantearemos al alumno una colección de ejercicios y problemas de estequiometría, al

mismo tiempo se repasarán conceptos fundamentales tales como átomo, molécula, mol,

las distintas leyes ponderales, la ley volumétrica, ecuación de los gases perfectos,

disoluciones. Nos remitimos a la programación de primero de bachillerato.

BLOQUE 1

LA ACTIVIDAD CIENTÍFICA.

Utilización de estrategias básicas de la actividad científica. Investigación científica: documentación, elaboración de informes, comunicación y

difusión de resultados. Importancia de la investigación científica en la industria y en la empresa.

BLOQUE 2

ORIGEN Y EVOLUCIÓN DE LOS COMPONENTES DEL UNIVERSO. Estructura de la materia. Hipótesis de Planck.

Modelo atómico de Bohr. Mecánica cuántica. Hipótesis de De Broglie.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg.

Orbitales atómicos. Números cuánticos y su interpretación. Partículas subatómicas: origen del Universo.

Clasificación de los elementos según su estructura electrónica: Sistema Periódico. Propiedades de los elementos según su posición en el Sistema Periódico: energía de

ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, radio átomico. Enlace químico. Enlace iónico. Propiedades de las sustancias con enlace iónico.


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Enlace covalente.

Geometría y polaridad de las moléculas. Teoría del enlace valencia (TEV) e hibridación. Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV).

Propiedades de las sustancias con enlace covalente. Enlace metálico. Modelo del gas electrónico y teoría de bandas. Propiedades de los metales. Aplicaciones de superconductores y semiconductores.

Enlaces presentes en sustancias de interés biológico. Naturaleza de las fuerzas intermoleculares.

BLOQUE 3 REACCIONES QUÍMICAS.

Concepto de velocidad de reacción. Teoría de colisiones. Factores que influyen en la velocidad de las reacciones químicas. Utilización de catalizadores en procesos industriales.

Equilibrio químico. Ley de acción de masas. La constante de equilibrio: formas de expresarla.

Factores que afectan el estado de equilibrio: Principio de Le Chatelier. Equilibrios con gases. Equilibrios heterogéneos: reacciones de precipitación.

Aplicaciones e importancia del equilibrio químico en procesos industriales y en

situaciones de la vida cotidiana.

Equilibrio ácido-base.

Concepto ácido-base.

Teoría de Brönsted-Lowry. Fuerza relativa de los ácidos y bases, grado de ionización.

Equilibrio iónico del agua Concepto de pH. Ácidos y bases relevantes a nivel industrial y de consumo. Problemas medioambientales.

Equilibrio redox. Concepto de oxidación-reducción. Oxidantes y reductores. Número de oxidación. Ajuste redox por el método ion-electrón.

Estequiometría de las reacciones redox.

Potencial de reducción estándar.

Volumetrías redox. Leyes de Faraday de la electrólisis. Aplicaciones y repercusiones de las reacciones de oxidación-reducción: baterías

eléctricas, pilas de combustible, prevención de la corrosión de los metales.

BLOQUE 4 SÍNTESIS ORGÁNICA Y NUEVOS MATERIALES Estudio de funciones orgánicas. Nomenclatura y formulación orgánica según las normas de la IUPAC.


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Funciones orgánicas de interés: oxigenadas y nitrogenadas, derivados halogenados,

tioles y perácidos. Compuestos orgánicos polifuncionales. Tipos de isomería.

Tipos de reacciones orgánicas. Principales compuestos orgánicos de interés biológico e industrial: materiales

polímeros y medicamentos. Macromoléculas y materiales polímeros. Polímeros de origen natural y sintético: propiedades.

Reacciones de polimerización. Fabricación de materiales plásticos y sus transformados: impacto medioambiental. Importancia de la Química del Carbono en el desarrollo de la sociedad del bienestar.

4. Distribución temporal de los contenidos

A) Secuenciación Tema 0: 16 horas. Bloque 1 Bloque 2: 14 horas. (hasta Clasificación periódica de los elementos)

Bloque 4: 18 horas. (incluido casi todo el tema 8, excepto el enlace) Bloque 3

Tema 3: 16 horas. Tema 4: 6 horas.

Tema 5: 16 horas. Tema 6: 18 horas. Tema 7: 14 horas.

B) Organización Primera evaluación: temas 0 , 1,2,8

Segunda evaluación: temas 3, 4, 5 Tercera evaluación: temas 6 y 7

Durante el desarrollo del curso hemos de abordar el desarrollo de tres prácticas que

pueden ser objeto de preguntas en la Prueba de Selectividad. Estas prácticas son:

-Conocimiento y manejo del material más común en un laboratorio -Preparación de disoluciones a partir de un sólido y de un líquido -Valoraciones ácido fuerte-base fuerte y viceversa

ta Tema 2: 18 horas. (incluyendo los enlaces del carbono, con lo que el tema 8, ya

está terminado. Tema 3: 16 horas.

Tema 4: 6 horas. Tema 5: 16 horas. Tema 6: 18 horas. Tema 7: 14 horas.

B) Organización Primera evaluación: temas 0 , 1,2,8 Segunda evaluación: temas 3, 4, 5


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Tercera evaluación: temas 6 y 7



-Conocimiento y manejo del material más común en un laboratorio

-Preparación de disoluciones a partir de un sólido y de un líquido -Valoraciones ácido fuerte-base fuerte y viceversa

5. Metodología que se va a aplicar

Será flexible, respecto al contenido, al alumno, al entorno, al momento… La observación, la experimentación y el razonamiento deductivo como fuentes de

conocimiento deben ser transmitidos de profesor a alumno. El profesor no sólo precisa

conocer el objeto de la enseñanza, sino también al sujeto, es decir, al alumno al que no

va sólo a transmitir una serie de conocimientos, sino que deberá orientarlo en la forma

en que estos conocimientos deben ser asimilados. Hay que estimular la actividad de los alumnos para que adquieran determinados

conocimientos y destrezas. La tarea va más allá de los aprendizajes concretos, el alumno debe llegar a ser capaz de

ejercer la actividad intelectual propia del hombre, y mediante ella, llegar a un

conocimiento profundo de la realidad y obrar en consecuencia. El profesor tiene que

impartir conocimientos concretos, pero ha de llegar hasta más allá, hasta “enseñar a

pensar” o, hablando más propiamente, estimular y orientar a sus alumnos para que

lleguen a “aprender a pensar y obrar coherentemente”.

La metodología utilizada ha de favorecer la comprensión en profundidad de los temas,

más que la acumulación de la nueva información.

Se realizarán las prácticas obligatorias, para que el alumno se familiarice con el material

de uso ordinario en un laboratorio de química, al mismo tiempo le conducirá de una

forma natural a un uso correcto de la terminología química ordinaria. Para completar el razonamiento y adquirir soltura en los conceptos tratados, es de gran

importancia la realización de ejercicios numéricos coherentes con el tema que se trata.

Al avanzar en el desarrollo de la programación, estos ejercicios pueden abarcar diversas

cuestiones que permitan al alumno relacionar unos conceptos con otros y que le lleven a

una comprensión global de la asignatura. Hay que ir introduciendo la nomenclatura de la IUPAC, sin dejar por ello de conocer los

nombres vulgares de las sustancias de uso más frecuente.

ESTRUCTURA DE LA MATERIA.

1. OBJETIVOS Conocer los orígenes y evolución de las teorías atómicas. Comprender el papel que juegan los modelos atómicos, basados en hechos

experimentales y modificables o sustituibles cuando se observan hechos que no se

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

la materia.


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Aprender el aparato físico-matemático sencillo para obtener ecuaciones útiles en

este campo. Interpretar las informaciones que se pueden obtener de los espectros atómicos. Adquirir el conocimiento de lo que representan: orbitales atómicos, niveles de

energía y números cuánticos. Conocer, comprender e interpretar las limitaciones que tienen las distintas

teorías. Aprender a distribuir los electrones en los átomos y relacionar la configuración

de los elementos con su colocación en el Sistema Periódico.

Interpretar la información que puede obtenerse de la colocación de los

principales elementos en el Sistema Periódico. Observar la periodicidad de las propiedades de los elementos y aprender a

compararlas al relacionar varios de dichos elementos entre sí.

2. CONTENIDOS A) Conceptuales Modelo atómico de Rutherford. Características básicas de las ondas.

Hipótesis de Planck. Efecto fotoeléctrico. Espectros atómicos de absorción y emisión.

Modelo atómico de Bohr. Cálculo del radio de las órbitas y energías del electrón. Interpretación de los espectros atómicos.

Mecánica cuántica moderna: Hipótesis de De Broglie y Principio de

Incertidumbre.

Modelo atómico mecánico-cuántico.

Orbitales atómicos y números cuánticos.

Tipos de orbitales. Principio de exclusión de Pauli.

Configuraciones electrónicas. Criterios. Regla de Hund. Repaso histórico de la ordenación de los elementos. Tablas periódicas de Mendeleiev y Meyer. Sistema periódico actual. Grupos y períodos. Familias que lo integran.

Estructura electrónica y ordenación periódica. Variación de las propiedades periódicas: radios atómicos e iónicos, energía de

ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. B) Procedimentales Relacionar los diversos parámetros ondulatorios entre sí y obtener unos a partir

de otros.

Calcular energías de radiaciones con la ecuación de Planck e identificarlas con la

zona del espectro de hidrógeno. Calcular órbitas y energías del electrón en ellas, según el modelo de Bohr. Calcular energías de tránsito internivélico, según el modelo de Bohr. Dibujar diagramas de niveles y describir saltos internivélicos. Aplicar el principio de De Broglie para obtener las ondas asociadas a objetos

materiales y viceversa. Adjudicar números cuánticos a los orbitales: Escribir las configuraciones electrónicas de átomos e iones.

Explicar las variaciones de las propiedades periódicas en los elementos.


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C) Actitudinales

Observar la aplicación del método científico en la evolución de los diversos

modelos atómicos y en la preparación de las distintas ordenaciones de los elementos. Reconocer la visión dinámica de la investigación en Química a partir de las

aportaciones de teorías y modelos sucesivos que mejoran y complementan los

anteriores. Valorar el rigor de las mediciones y experiencias que obligan a buscar modelos

que se acoplen lo más adecuadamente posible a ellas. Adquirir hacia las teorías una postura crítica que será la responsable de su

evolución. Darse cuenta de las aportaciones de la Química a la Tecnología y la Sociedad.

3) CRITERIOS DE EVALUACIÓN (mínimos evaluables) Saber describir los modelos de Rutherford y Bohr, sus logros y limitaciones.

Conocer la hipótesis de Planck para radiaciones electromagnéticas. Calcular y relacionar entre sí los diferentes parámetros de una onda y conocer su

situación en el espectro electromagnético. Comprender básicamente el efecto fotoeléctrico.

Describir en qué consisten los espectros de emisión y de absorción, la

información que nos aportan y calcular las frecuencias o energías de sus líneas

constituyentes.

Calcular órbitas y energías según el modelo de Bohr. Calcular e interpretar distintos saltos internivélicos. Conocer el concepto de números cuánticos en ambas teorías cuánticas, antigua y

moderna, y sus valores permitidos. Explicar los conceptos básicos de mecánica cuántica: hipótesis de De Broglie y

principio de Heisenberg.

Conocer los siguientes conceptos: función de onda, nube de carga, probabilidad

electrónica y orbital atómico. Conocer los diferentes tipos de orbitales, sus formas y números cuánticos que los

limitan. Saber escribir las configuraciones electrónicas de átomos e iones. Conocer los principios de Pauli y de Hund. Conocer básicamente los criterios de las diversas ordenaciones periódicas de los

elementos. Conocer los parámetros básicos del Sistema Periódico actual, así como las

familias que lo componen y la situación de los elementos más representativos de ellas. Saber explicar la relación entre la ordenación periódica y la estructura

electrónica.

Definir las propiedades periódicas y justificar las variaciones que experimentan

cada una a medida que nos desplazamos por el Sistema Periódico al comparar varios

elementos. Conocer las principales partículas elementales componentes de la materia


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TEMA 2

EL ENLACE QUÍMICO .

1. OBJETIVOS

Comprender el concepto de enlace como resultado de la estabilidad energética de

los átomos unidos por él. Observar la relación entre formación del enlace y configuración electrónica

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

Saber predecir por qué tipo de enlace se unirán los diferentes átomos entre sí, a

partir de su estructura electrónica. Aprender a calcular energías reticulares mediante balances energéticos. Conocer y discutir las propiedades de las sustancias iónicas, covalentes y

metálicas. Recordar como se forman las estructuras moleculares según Lewis. Conocer las diferentes características del enlace y de las moléculas covalentes:

energías, ángulos, distancias internucleares y polaridad.

Conocer las teorías que se utilizan para explicar el enlace covalente aplicándolas

a la resolución de moléculas concretas. Conocer las fuerzas intermoleculares en interpretar cómo afectarán a las

propiedades macroscópicas de las sustancias. Conocer las teorías que explican el enlace metálico, aplicándolas a la

interpretación de las propiedades típicas de los metales.

Conocer las nuevas aportaciones de la tecnología en este campo.

2. CONTENIDOS

A) Conceptuales Enlace y estabilidad energética.

Curvas de estabilidad. Concepto de enlace iónico. Características y tipos de redes cristalinas.

Concepto de energía de red. Ciclo de Born-Haber para el cálculo de la energía reticular.

Propiedades de las sustancias iónicas. Concepto de enlace covalente.

Estructuras de Lewis. Resonancia. Parámetros moleculares. Teoría de enlace de valencia.

Hibridación de orbitales atómicos. Método de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia. Propiedades de los compuestos covalentes.

Redes covalentes macromoleculares. Fuerzas intermoleculares. Características de los compuestos metálicos. Teorías que explican el enlace metálico: modelos de la nube electrónica y de

bandas. B) Procedimentales


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Predecir, a partir de la estructura electrónica de los átomos, el tipo de enlace que

los unirá y la fórmula química que presentarán. Discutir cualitativamente la variación de las energías de la red en diferentes

compuestos.

Construir ciclos energéticos de tipo Born-Haber para el cálculo de la energía de

la red. Realizar diagramas de estructuras de Lewis para diferentes moléculas. Aplicar el concepto de resonancia utilizando estructuras de Lewis. Explicar la polaridad o apolaridad de diferentes moléculas.

Saber calcular la participación iónica en un compuesto covalente. Explicar la formación de diversas moléculas y los enlaces que contienen

mediante la TEV. Explicar la formación de los enlaces de diversas moléculas y la estructura

espacial esperada según el modelo de orbitales híbridos.

Explicar la estructura electrónica de especies moleculares según el método de

RPECV.

Saber razonar el porqué de las anomalías estructurales espaciales observadas en

las moléculas utilizando algunas de las teorías estudiadas. C) Actitudinales: Observar el principio básico de la disminución energética de un sistema como

causa de su evolución. Habituarse a utilizar conceptos teóricos para explicar la formación de las

sustancias y sus características básicas.

Valorar las teorías y modelos como útiles aplicables a casos concretos y adquirir

una postura crítica hacia sus insuficiencias.

3. CRITERIOS DE EVALUACIÓN (mínimos evaluables)

Describir el proceso de formación del enlace utilizando curvas de estabilidad.

Conocer el papel que juega en el enlace la configuración electrónica externa de

los átomos implicados.

Describir características básicas del enlace iónico. Conocer diversos conceptos: retículo cristalino, índice de coordinación, tamaño

y carga de los iones y energía de red. Discutir cualitativamente la variación de las energías de red en diferentes

compuestos. Construir ciclos energéticos de tipo Born-Haber para el cálculo de energía de la

red. Conocer las propiedades de las sustancias iónicas. Describir las características básicas del enlace covalente.

Escribir las estructuras de Lewis de moléculas.

Conocer diversos conceptos: resonancia, energía de enlace, distancia

internuclear, ángulo de enlace, polaridad de enlace y polaridad de molécula. Discutir acerca de la polaridad de diversos enlaces y moléculas. Aplicar la TEV para explicar la formación de moléculas concretas. Explicar el concepto de hibridación de orbitales atómicos y aplicarlos a casos

sencillos: sp, sp2 y sp3.

Explicar la formación de los enlaces simples, dobles y triples entre los átomos de

carbono utilizando orbitales híbridos. Predecir la estructura electrónica y la geometría molecular mediante la

aplicación del método de RPECV.


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Saber razonar el porqué de las anomalías estructurales espaciales observadas en

las moléculas utilizando algunas de las teorías estudiadas. Conocer las propiedades de las sustancias covalentes. Describir los sólidos covalentes macromoleculares.

Conocer las fuerzas intermoleculares y explicar cómo afectan a las propiedades

de las sustancias en casos concretos. Explicar las propiedades de las sustancias metálicas utilizando las teorías

estudiada.

TEMA 3

TERMOQUÍMICA

1. OBJETIVOS Conocer los distintos sistemas termodinámicos existentes.

Diferenciar entre variables extensivas e intensivas. Conocer las funciones de estado y su utilidad. Interpretar correctamente el primer principio de la termodinámica. Aplicar el primer principio a las reacciones químicas.

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

reacción a presión constante. Diferenciar las ecuaciones endotérmicas de las exotérmicas.

Relacionar las transferencias de calor a presión constante y a volumen constante. Diferenciar correctamente las entalpías de formación de las entalpías de

reacción.

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

Conocer y aplicar el criterio de espontaneidad de las reacciones químicas. Conocer el concepto de entropía y su relación con el segundo principio de la

termodinámica. Estudiar cualitativamente la variación de entropía y de la energía libre de Gibbs

en un proceso químico.

Conocer las energías libres de formación exactamente igual a como se hace con

las entalpías.

Explicar y diferenciar el primer del segundo principio de la termodinámica.

2. CONTENIDOS A) Conceptuales Tipos y clases de sistemas termodinámicos y termoquímicos.

Características de las variables extensivas e intensivas. Funciones de estado.

Primer principio de la termodinámica y aplicaciones. Transferencia de calor a volumen constante y a presión constante. Relación entre

ambas. Concepto de entalpía. Diagramas entálpicos y ecuaciones termoquímicas. Entalpías de formación y cálculo de las entalpías de reacción.

Ley de Hess. Aplicación al cálculo de las entalpías de reacción. Entalpías de enlace. Cálculo de la energía de reacción a través de ellas.


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Espontaneidad de las reacciones químicas.

Concepto de entropía y energía libre de Gibas. Concepto de proceso reversible e irreversible. Segundo principio de la termodinámica.

Energías libres de formación y de reacción.

B) Procedimentales Relacionar los diferentes sistemas termodinámicos con las variables

termodinámicas que les afectan. Relacionar las diferentes funciones de estado entre sí.

Aplicar correctamente el primer principio a un proceso químico. Comprender y aplicar correctamente el criterio de signos de un sistema

termodinámico cuando sobre él se produce o se desprende calor o trabajo.

Relacionar la transferencia de calor cuando el proceso se realiza a presión

constante o a volumen constante. Aplicar el concepto de entalpía correctamente a procesos endotérmicos y

exotérmicos. Calcular la entalpía de una reacción, bien a través de las entalpías de enlace o de

las entalpías de formación.

Aplicar correctamente la ley de Hess en la aditividad de las entalpías de reacción

a una serie de reacciones químicas. Interpretar los diagramas entálpicos y las ecuaciones termoquímicas.

Predecir si un proceso químico va a ser espontáneo o no, conocido el factor

energético y el factor de desorden del mismo.

Ser capaz de explicar a un nivel sencillo el segundo principio de la

termodinámica.

C) Actitudinales Observar la aplicación del método científico a los procesos termodinámicos.

Aprender a utilizar crítica y correctamente el papel que la termoquímica

desarrolla en la sociedad actual, así como el impacto que su utilización tiene en el medio

ambiente.

3. CRITERIOS DE EVALUACIÓN (mínimos evaluables) Diferenciar entre los sistemas termoquímicos existentes en función de sus

características.

Diferenciar las variables extensivas de las intensivas. Definir el concepto de función de estado. Saber definir y aplicar el primer principio de la termodinámica a un proceso

químico.

Saber diferenciar un proceso exotérmico de otro endotérmico utilizando los

diagramas entálpicos. Relacionar la transferencia de calor a presión constante (Qp), con la

transferencia a volumen constante (Qv). Entender el concepto de entalpías de formación y su aplicación al cálculo de las

energías de reacción mediante la correcta utilización de tablas donde se definen las

entalpías de formación en condiciones estándar. Utilizar correctamente la ley de Hess en la aditividad de las reacciones químicas

para calcular indirectamente entalpías de reacción.


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Entender el concepto de entalpía de enlace y su diferencia con el de entalpía de

formación. Diferenciar y analizar de forma cualitativa cuando un proceso es espontáneo o

no lo es.

Conocer el concepto de entropía y su relación con el grado de desorden de los

sistemas. Relacionar la energía libre de formación con el concepto de función de estado y

relacionar G con H y con S

TEMA 4

VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. OBJETIVOS Definir y utilizar correctamente el concepto de velocidad de reacción.

Diferenciar claramente las dos teorías utilizadas para explicar la génesis de una

reacción química. Diferenciar el concepto de orden de reacción del concepto de molecularidad. Diferenciar el orden total del orden parcial de una reacción.

Conocer los factores que intervienen en la velocidad de una reacción química. Conocer la importancia que tienen los catalizadores en la producción de

productos básicos a escala industrial

2. CONTENIDOS A) Conceptuales

Aspecto dinámico de las reacciones químicas.

Velocidad de reacción.

Teoría de las reacciones químicas. Ecuaciones cinéticas.

Orden de reacción. Cálculo del mismo. Mecanismo de reacción y molecularidad. Factores de los que depende la velocidad de una reacción.

Utilización de los catalizadores en los procesos industriales. B) Procedimentales

Relacionar e interpretar las gráficas de variación de los componentes de una

reacción química en función de las concentraciones calculadas a cada intervalo de

tiempo, y tabularlas convenientemente.

Aplicar correctamente le concepto de velocidad de reacción a cualquier proceso

químico convenientemente ajustado.

Ser capaz de explicar las teorías en las que se basan las reacciones químicas

diferenciando claramente su base científica.

Aplicar correctamente la ecuación cinética a cualquier proceso químico. Calcular los órdenes parciales y totales de una reacción química. Interpretar de forma adecuada las etapas que componen el mecanismo de

reacción. Calcular la Ea de un proceso químico, aplicando la ecuación de Arrhenius. Comprender y explicar correctamente cuáles son los factores que intervienen en

la velocidad de reacción.


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C) Actitudinales

Observar la aplicación de las fases del método científico a los procesos cinéticos

de las reacciones químicas. Relacionar los conocimientos conceptuales adquiridos con la tecnología, la

sociedad y el medio ambiente.

3. CRITERIOS DE EVALUACIÓN (mínimos evaluables) Definir y aplicar correctamente el concepto de velocidad de reacción Conocer y diferenciar las dos teorías fundamentales que explican la génesis de

las reacciones químicas.

Relacionar la energía de activación de una reacción con la velocidad de la misma

mediante diagramas entálpicos. Expresar correctamente las ecuaciones cinéticas de las reacciones químicas. Calcular el orden total de una reacción a partir de los órdenes parciales obtenidos

de una tabla de experimentos, en los que se varían las concentraciones de las especies,

con la velocidad de reacción. Saber diferenciar entre los conceptos tales como mecanismo de reacción, orden

de reacción, molecularidad, reacción global, reacción elemental, intermedios de

reacción. Conocer y definir correctamente los factores que modifican la velocidad de una

reacción química. Estudio cualitativo.

Saber valorar en su justa medida la importancia que tienen los catalizadores en

los procesos industriales.

TEMA 5 EQUILIBRIO QUÍMICO

1. OBJETIVOS Definir correctamente el estado de equilibrio a partir del estado dinámico de una

reacción química. Interpretar y valorar la importancia que tiene el concepto de cociente de

reacción para conocer el momento en que se encuentra la reacción respecto a su estado

de equilibrio. Diferenciar y aplicar, la utilización de las constantes Kc y Kp a equilibrios

sencillos donde intervengan especies en estado líquido y gaseoso.

Relacionar las constantes de equilibrio Kc y Kp.

Conocer las características que definen el estado de equilibrio químico. Conocer y aplicar, a distintas reacciones, la relación entre las constantes de

equilibrio y el grado de disociación. Interpretar de forma cualitativa la importancia que tiene la ley de Le Chatelier

para desplazar un equilibrio químico.

Conocer los factores que modifican el estado de equilibrio. Valorar la importancia del equilibrio químico en los procesos industriales.


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Conocer un caso especial de equilibrio: el equilibrio heterogéneo y estudiar las

reacciones de precipitación con los conceptos de solubilidad y producto de solubilidad y

su aplicación a distintas sales.

2. CONTENIDOS

A) Conceptuales Concepto de equilibrio químico. Constante de equilibrio y cociente de reacción. Características del equilibrio químico. Formas de expresar la constante de equilibrio: Kc, Kp y Kx. Relación entre las distintas constantes de equilibrio.

Relación entre la constante de equilibrio y el grado de disociación. Factores que modifican el equilibrio. Ley de Le Chatelier. B) Procedimentales Aplicar correctamente la definición de equilibrio a un proceso químico mediante

la Ke. Interpretar la diferencia existente entre la magnitud que nos mide el cociente de

reacción Q, y la constante de equilibrio, K. Aplicar correctamente la Ley de Acción de Masas a equilibrios cuyas especies

sean sólidas, líquidas y gaseosas. Ser capaz de explicar las características del equilibrio. Utilizar correctamente, en ejercicios de aplicación, las distintas constantes.

Saber relacionar, entre sí, las constantes Kc y Kp. Comprender la importancia que tiene saber aplicar el equilibrio en el cálculo del

grado de disociación a través de sus constantes y viceversa.

Saber interpretar correctamente la ley de Le Chatelier por la que podemos

desplazar el equilibrio en uno y otro sentido sin más que modificar la temperatura de

reacción, la presión o las concentraciones de las especies reaccionantes.

C)Actitudinales

Observar la aplicación de las fases del método científico al estudio del equilibrio

químico Relacionar los conocimientos adquiridos con la tecnología y la sociedad.

Desarrollar una actitud positiva hacia el estudio de los procesos químicos en

equilibrio y todo lo que ello conlleve en el aprendizaje y formación de nuestros

conocimientos de química. Aprender a utilizar crítica y correctamente el papel que el equilibrio de las

reacciones químicas desarrolla en la sociedad actual.

3) CRITERIOS DE EVALUACIÓN (mínimos evaluables) Aplicar correctamente la ley de Acción de Masas a equilibrios sencillos.

Conocer el aspecto dinámico de las reacciones químicas, diferenciando , por

tanto, el cociente de reacción de la constante de equilibrio. Conocer las características más importantes del equilibrio.

Conocer y relacionar las distintas constantes por las que se caracteriza el

equilibrio.

Relacionar correctamente el grado de disociación y Kc. Saber interpretar correctamente la ley de Le Chatelier a un equilibrio en el que se

modifican las tres variables fundamentales: temperatura, presión y concentración.


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TEMA 6

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

1. OBJETIVOS Comprender el concepto de reacción ácido-base dado por Brönsted-Lowry y

asociar las reacciones ácido-base con un intercambio de protones: el ácido los cede y la

base los capta. Comprender los conceptos de ácido y base conjugados. Ser capaz de estudiar de forma teórica el equilibrio de ionización de un ácido o

una base en agua. Distinguir entre lo que debería ser la constante de equilibrio de

disociación (K), y las constantes Ka y Kb que se utilizan en los equilibrios ácido-base y

las relaciones entre ellas. Comprender el concepto de fortaleza de un ácido y relacionar ésta con otras

propiedades como el porcentaje de ionización, los valores de Ka y Kb, la concentración

de iones hidronio de una disolución acuosa, el pH, etc. Conocer de forma cualitativa la fortaleza de los ácidos y de las bases de uso

común en el laboratorio.

Ser capaz de escribir el equilibrio de autoionización del agua y deducir de él la

expresión de Kw. Conocer el valor de Kw a 25 ºC y su invariabilidad de unas

disoluciones a otras. Ser capaz de deducir la expresión Ka . Kb = Kw. Conocer el concepto de pH y saber utilizarlo para calcular la [H3O+]. Conocer

procedimientos para medir el pH de una disolución. Ser capaz de predecir el tipo de pH de una disolución acuosa de una sal a partir

del concepto de hidrólisis. Darse cuenta de que los aniones y los cationes de una sal

pueden actuar como ácidos o bases de Brönsted.

Ser capaz de establecer las condiciones estequiométricas del punto de

equivalencia en una reacción de neutralización. Conocer la ley de igualdad de equivalentes de ácido y base en el punto de

equivalencia y saber aplicarla a la resolución de problemas

Conocer que se entiende por indicador ácido- base y cómo se utiliza. Conocer otras interpretaciones de los procesos ácido-base: teoría de Arrhenius y

teoría de Lewis.

2. CONTENIDOS

A) Conceptuales Concepto ácido y base en las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis.

Conceptos de pares ácido-base conjugados. Fortaleza relativa de un ácido: tanto por ciento de ionización y grado de

ionización. Constantes de disociación de los ácidos y de las bases débiles. El equilibrio iónico del agua. Concepto de pH. Concepto de hidrólisis. Concepto de punto de equivalencia en una neutralización. Concepto de indicador ácido-base.


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B) Procedimentales Relacionar los valores de Ka y Kb con la fortaleza de los ácidos y de las bases. Distinguir entre las distintas constantes que aparecen en los equilibrios ácido-

base: constantes termodinámica (K), Ka, Kb y Kw.

Conocer y saber utilizar procedimientos para la medida del pH de una

disolución. Predicción del tipo de pH de una disolución acuosa de una sal. Interpretación del las condiciones estequiométricas del punto de equivalencia en

términos de moles y de equivalentes.

Interpretar el cambio de color de un indicador. D) Actitudinales Valorar la importancia de los ácidos y de las bases en la vida doméstica, en la

industria y en el laboratorio.

Evaluar los problemas que supone la lluvia ácida para el medio ambiente.

3. CRITERIOS DE EVALUACIÓN (mínimos evaluables) Valorar el conocimiento del significado y la correcta utilización de los términos

introducidos en el tema, tales como: ácido y base de Brönsted, ácidos y bases

conjugados, fortaleza de un ácido, equilibrio de autoionización del agua, hidrólisis de

una sal, pH, volumetrías de neutralización, etc., mediante la resolución de cuestiones y

problemas. Conocer y distinguir los ácidos de uso común en el laboratorio.

TEMA 7

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

1. OBJETIVOS Comprender el concepto electrónico de oxidación-reducción.

Conocer el concepto de sustancia oxidante y reductora. Conocer el concepto de número de oxidación y saber asociar su variación con las

sustancias que se oxidan que se reducen.

Saber ajustar las reacciones de oxidación- reducción por el método del ión-

electrón.

Ser capaz de establecer las relaciones entre moles y entre equivalentes en un

proceso redox a partir de la ecuación química ajustada. Ser capaz de distinguir entre células galvánicas y cubas electrolíticas en términos

de las transformaciones energéticas que tienen lugar entre ellos. Conocer la estructura y funcionamiento de una pila Daniell, siendo capaz de

establecer con claridad cuál es el ánodo y cuál el cátodo de la pila, y los procesos que

tienen lugar en ellos.

Ser capaz de establecer otros tipos de pilas de electrodos metálicos y determinar

su potencial normal. Ser capaz de justificar por qué elementos como el sodio no pueden obtenerse por

electrólisis de una disolución acuosa de sus sales. Conocer las leyes de Faraday de la electrólisis y ser capaz de aplicarlas a casos

sencillos.

2. CONTENIDOS


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A) Conceptuales

Concepto de oxidación y reducción, sustancia oxidante y reductora. Concepto de número de oxidación de un átomo en una sustancia. Estequiometría de las reacciones redox.

Concepto de masa equivalente para las reacciones redox. Ajuste de reacciones redox por el método ion-electrón Concepto de célula galvánica y cuba electrolítica como dispositivos que

consiguen transformar la energía química en eléctrica y viceversa. La pila de electrodos metálicos. Pila Daniell.

Concepto de ánodo y de cátodo. Procesos anódico y catódico. Polaridad de pila. Electrodo de gases. Concepto de potencial de electrodo. Concepto de potencial normal de electrodo (condiciones normales). Electrodo de referencia.

Potencial de una pila. Concepto de ánodo y cátodo de una cuba electrolítica. Proceso anódico y

proceso catódico. Polaridad de los electrodos de una cuba electrolítica. Algunos ejemplos de electrólisis. Electrólisis del agua. Interpretación de le electrólisis del NaCl en disolución acuosa. Metales que no se

pueden obtener por electrólisis de una disolución acuosa de sus sales.

Leyes de Faraday. La corrosión de los metales.

B) Procedimentales

Relacionar los conceptos de sustancia oxidante y sustancia reductora, sustancia

que se reduce y sustancia que se oxida con la variación que experimente el número de

oxidación en una reacción redox. Determinar el número de oxidación de los átomos de una sustancia.

Analizar los aspectos estequiométricos de las reacciones redox. Ajustar reacciones de oxidación- reducción por el método del ión electrón.

Interpretar las tablas de potenciales normales de reducción. Determinar el potencial de una pila a partir de los potenciales normales de

electrodos.

Determinar la espontaneidad de un proceso redox a partir de los potenciales de

electrodos.

Determinar los elementos obtenidos en un proceso de electrólisis a partir de los

potenciales de electrodo de las sustancias presentes. Aplicar las leyes de Faraday para la determinación de las distintas variables que

se ven implicadas en ellas: masa depositada en un proceso electrolítico, intensidad de la

corriente, tiempo de funcionamiento de la cuba, etc.

C) Actitudinales

Valorar la importancia de la tecnología como método para aprovechar en

beneficio de la sociedad, los fenómenos químicos asociados a la oxidación-reducción.

3. CRITERIOS DE EVALUACIÓN (mínimos evaluables) Ajustar reacciones de oxidación-reducción. Saber calcular la normalidad de una reacción.

Distinguir entre pila galvánica y cuba electrolítica. Conocer los procesos que tienen lugar en los electrodos de una pila. Valorar la utilización de las tablas de potenciales normales de reducción.

Determinar el potencial de una pila.


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Determinar la espontaneidad de una reacción redox.

TEMA 8

QUÍMICA DEL CARBONO

1. OBJETIVOS Conocer el origen del término Química Orgánica y el porqué de la denominación

actual de Química del Carbono.

Recordar las características de la configuración electrónica del átomo de carbono

y reconocer las posibles hibridaciones de sus orbitales atómicos que posibilitan la

formación de enlaces sencillos, dobles y triples. Distinguir las diferentes maneras de expresar las fórmulas de los compuestos

orgánicos, utilizando con soltura las fórmulas semidesarrolladas en la formulación

orgánica.

Saber nombrar y formular compuestos orgánicos sencillos mono y

polifuncionales. Entender el concepto de isomería y distinguir entre los distintos tipos de

isomería plana y espacial. Reconocer en los grupos funcionales el factor básico para interpretar la

reactividad de los compuestos orgánicos. Aprender los tres tipos básicos de reacciones orgánicas: sustitución, adición y

eliminación. Aplicar la regla de Markovnikov en las reacciones de adición para conocer los

productos que se obtienen en mayor proporción. Conocer otras reacciones orgánicas, sobre todo las de esterificación y las de

óxido-reducción.

2. CONTENIDOS

A) Conceptuales Características de los compuestos del carbono. Hibridación de orbitales atómicos en el átomo de carbono y formación de

enlaces sencillos, dobles y triples. Cadenas carbonadas abiertas y cerradas. Carbonos primarios, secundarios,

terciarios y cuaternarios.

Representación de moléculas orgánicas. Fórmula empírica, molecular,

semidesarrollada, desarrollada y espacial. Concepto de grupo funcional y de serie homóloga. Reconocimiento de los principales grupos funcionales y conocimiento del

nombre del grupo. Reconocimiento de los principales grupos funcionales y conocimiento del

nombre del grupo. Reconocimiento de los prefijos y sufijos más usuales en la nomenclatura y la

formulación del los compuestos orgánicos. Concepto de isomería y distinción entre sus diferentes tipos.


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Reacciones de sustitución alifática y aromática. Las reacciones de adición de

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

carbono. Reacciones de eliminación de agua y haluros de hidrógeno. Otras reacciones orgánicas: esterificación, redox y combustión.

B) Procedimentales Distinguir entre Química Orgánica y Química Inorgánica. Comparar las configuraciones electrónicas del átomo de carbono con otros

elementos próximos en el Sistema Periódico. Representar esquemáticamente el solapamiento de orbitales que justifique la

formación de enlaces sencillos, dobles y triples. Identificar las diferentes fórmulas que pueden representar a un compuesto

orgánico. Calcular fórmulas empíricas y moleculares a partir de porcentajes de los

elementos que constituyen el compuesto o de las cantidades de dióxido de carbono y

agua que se forman en su combustión. Practicar con modelos de bolas y varillas para la formación de compuestos

orgánicos sencillos.

Formular y nombrar compuestos orgánicos sencillos, mono o polifuncionales. Identificar el tipo de isomería que puede acompañar a distintos compuestos

orgánicos.

Reconocer carbonos asimétricos en una cadena carbonada. Relacionar la reactividad de un compuesto orgánico con su estructura molecular. Aplicar la regla de Markovnikov en las reacciones de adición.

Conocer otras reacciones orgánicas C) Actitudinales

Apreciar la ingente variedad de productos químicos sintetizados actualmente.

Valorar la teoría de hibridación de orbitales atómicos para justificar las

evidencias experimentales de los enlaces sencillos, dobles y triples que se forman en las

cadenas carbonadas.

Aceptar el concepto de isomería como instrumento teórico que permite

diferenciar compuestos orgánicos con igual fórmula empírica. Estimar la importancia del estudio de la reactividad orgánica en cuanto que son

numerosísimas las sustancias orgánicas sintetizadas y pueden seguir sintetizándose.

3. CRITERIOS DE EVALUACIÓN (mínimos evaluables)

Conocer la relación que hay entre tipo de enlace e hibridación de los orbitales

atómicos. Distinguir las diferentes fórmulas con las que se pueden designar los compuestos

orgánicos.

Calcular fórmulas empíricas y/o moleculares a partir de diferentes datos de la

composición del compuesto orgánico. Formular y nombrar compuestos mono o polifuncionales sencillos.

Distinguir entre los diferentes tipos de isomería. Resolver ejercicios donde se propongan reacciones de sustitución, eliminación y

adición. Aplicar la regla de Markovnikov en las reacciones de adición.


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SECUENCIACIÓN Y ORGANIZACIÓN DE LOS CONTENIDOS

A) Secuenciación Tema 0: 16 horas. (incluido casi todo el tema 8, excepto el enlace) Tema 1: 14 horas. Tema 2: 18 horas. (incluyendo los enlaces del carbono, con lo que el tema 8, ya

está terminado. Tema 3: 16 horas. Tema 4: 6 horas. Tema 5: 16 horas. Tema 6: 18 horas.

Tema 7: 14 horas.

B) Organización

Primera evaluación: temas 0 , 1,2,8 Segunda evaluación: temas 3, 4, 5 Tercera evaluación: temas 6 y 7



-Conocimiento y manejo del material más común en un laboratorio -Preparación de disoluciones a partir de un sólido y de un líquido

-Valoraciones ácido fuerte-base fuerte y viceversa

METODOLOGÍA

Será flexible, respecto al contenido, al alumno, al entorno, al momento… La observación, la experimentación y el razonamiento deductivo como fuentes de

conocimiento deben ser transmitidos de profesor a alumno. El profesor no sólo precisa

conocer el objeto de la enseñanza, sino también al sujeto, es decir, al alumno al que no

va sólo a transmitir una serie de conocimientos, sino que deberá orientarlo en la forma

en que estos conocimientos deben ser asimilados. Hay que estimular la actividad de los alumnos para que adquieran determinados

conocimientos y destrezas.

La tarea va más allá de los aprendizajes concretos, el alumno debe llegar a ser capaz de

ejercer la actividad intelectual propia del hombre, y mediante ella, llegar a un

conocimiento profundo de la realidad y obrar en consecuencia. El profesor tiene que

impartir conocimientos concretos, pero ha de llegar hasta más allá, hasta “enseñar a

pensar” o, hablando más propiamente, estimular y orientar a sus alumnos para que

lleguen a “aprender a pensar y obrar coherentemente”. La metodología utilizada ha de favorecer la comprensión en profundidad de los temas,

más que la acumulación de la nueva información. Se realizarán las prácticas obligatorias, para que el alumno se familiarice con el material

de uso ordinario en un laboratorio de química, al mismo tiempo le conducirá de una

forma natural a un uso correcto de la terminología química ordinaria. Para completar el razonamiento y adquirir soltura en los conceptos tratados, es de gran

importancia la realización de ejercicios numéricos coherentes con el tema que se trata.


22

Al avanzar en el desarrollo de la programación, estos ejercicios pueden abarcar diversas

cuestiones que permitan al alumno relacionar unos conceptos con otros y que le lleven a

una comprensión global de la asignatura. Hay que ir introduciendo la nomenclatura de la IUPAC, sin dejar por ello de conocer los

nombres vulgares de las sustancias de uso más frecuente.

Evaluación a) Criterios de evaluación

.i.1. Realizar interpretaciones, predicciones y representaciones de fenómenos

químicos a partir de los datos de una investigación científica y obtener conclusiones.

.i.2. Aplicar la prevención de riesgos en el laboratorio

Durante las evaluaciones se realizarán dos o tres controles, viéndose la evolución del

alumno. Valorando la evolución positiva a lo largo del curso. Deberán alcanzar un

conocimiento de la formulación tanto inorgánica como orgánica, la capacidad de

resolver cuestiones, justificando las respuestas mediante razonamientos y la capacidad

de resolución de problemas dando explicaciones de los pasos seguidos para

solucionarlos.

PRUEBAS ESCRITAS:

► Cada prueba constará de varias preguntas, cada una de ellas con uno o varios

apartados.

En las cuestiones, según la orientación concreta de cada una de ellas, se

valorarán los siguientes aspectos:

1. Explicación clara y precisa de conceptos, leyes, modelos y teorías físicas o

químicas, así como sus ámbitos de validez. 2. Interpretación de fenómenos o situaciones concretas, justificando las respuestas.

3. Comentarios justificativos de proposiciones.

En cualquier caso, se valorará la utilización correcta de diagramas, esquemas,

etc, cuando las situaciones lo requieran, o cuando ayuden a clarificar la exposición.

En los problemas, se valorarán los siguientes aspectos:

1. Explicación clara y precisa de la situación planteada, indicando las leyes que

se vayan a utilizar en su resolución. 2. Explicación de la estrategia seguida en su resolución, comentando

razonadamente los resultados obtenidos. Justificación de los efectos producidos en determinadas magnitudes por cambios en

otras variables o parámetros.


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► Se repartirá la calificación correspondiente a cada pregunta entre los distintos

apartados.

►. En pruebas que versen sobre formulación y nomenclatura química , se considerará

aprobada con un 70% de las fórmulas bien realizadas y un 70% de los compuestos

bien nombrados por la nomenclatura elegida por el alumno.

► Los errores conceptuales se calificarán con un cero en el apartado donde se

cometan.

► Si un resultado carece de unidades o se rebajará el 50% de la calificación en el

apartado correspondiente.

► Si los resultados numéricos están confundidos, siempre y cuando no conlleven

errores conceptuales, se rebajará en el 10% la calificación en el apartado

correspondiente.

► Si se cometiese un error conceptual en uno de los apartados de una pregunta y se

arrastrase dicho error a lo largo de toda la pregunta, se calificará con cero puntos toda

la pregunta.

► Si no se conociese o no diera tiempo a calcular un dato en uno de los apartados, y

ese dato fuese necesario para resolver el apartado siguiente, se podrá continuar el

ejercicio dejando ese dato como incógnita y supondrá 50% en la calificación

correspondiente a dicho apartado, siempre y cuando no se incumplan los requisitos

anteriormente mencionados.

► Se realizarán un mínimo de dos pruebas escritas por evaluación, que podrían

ampliarse según las necesidades de cada grupo de alumnos.

► La calificación obtenida en las pruebas escritas supondrá un 80% de la nota global

en cada evaluación.

► 10% Trabajo diario. 10% Comportamiento y asistencia.


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INDICADORES DE LOGRO

10: Realiza la actividad de manera excelente, sin cometer ningún fallo.

8-9: Realiza la actividad muy bien, pero comete algún fallo poco significativo.

6-7: Realiza la actividad bien, pero comete algunos fallos poco significativos.

5: Realiza lo básico de la actividad, cometiendo múltiples fallos poco significativos

3-4: Realiza la actividad de manera insuficiente, cometiendo múltiples e importantes

fallos.

1-2: Realiza la actividad de manera muy deficiente, sin razonar y sin saber lo que hace.

0: No realiza la actividad

departamento de física y química ies tartessos · la realización de prácticas de laboratorio y...

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