Química de segundo de Bachillerato
CONTENIDOS DEL CURRÍCULO:

  1. Primer principio de la termodinámica.
  2. Aplicación al estudio de las reacciones a presión constante. Concepto de entalpía.
  3. de Hess. Entalpías de enlace. Cálculo de entalpía de reacción. Aplicación al estudio de las reacciones de combustión.
  4. Espontaneidad de las reacciones químicas: introducción al estudio de la variación de la entropía y de la energía libre de Gibbs en las reacciones químicas.
        
CRITERIOS DE EVALUACIÓN DEL CURRÍCULO:

  1. Entender los conceptos de energía interna, entalpía y energía de reacción, así como saber aplicar la ley de Hess.

Interpretar las variables energéticas más importantes para predecir la espontaneidad de una reacción.
CRITERIOS DE EVALUACIÓN

  1. Conocer que las reacciones químicas van acompañadas de una variación de energía, que suele manifestarse de formas diversas.
  2. Conocer el enunciado y el significado del Primer Principio de la Termodinámica: U=Q + W
  3. Conocer que la ley de conservación de la energía es una forma de enunciar el Primer Principio de la Termodinámica
  4. Utilizar el convenio de signos para las distintas magnitudes termodinámicas que aparecen en el Primer Principio de la Termodinámica, tomando como + (positiva) la energía transferida al sistema.
  5. Comparar las diferencias entre los reactivos y productos de una reacción química en términos energéticos.
  6. Distinguir entre reacciones endotérmicas y exotérmicas
  7. Interpretar los cambios energéticos que se pueden dar en las reacciones químicas.
  8. Conocer el concepto de entalpía y de entalpía standard de formación.
  9. Escribir la reacción de formación de un compuesto dado.
  10. Conocer el significado de reacción de combustión, así como que la combustión de cualquier hidrocarburo da CO2(g) y H2O(l).
  11. Conocer que la entalpía es una propiedad extensiva, así como el carácter aditivo de las entalpías de reacción, lo que justifica la ley de Hess.
  12. Relacionar la entalpía de reacción con la estequiometría de la misma, calculando la energía que se transfiere en dicha reacción.
  13. Aplicar el concepto de entalpía de formación al cálculo de las energías de reacción mediante la correcta utilización de datos donde se definen las entalpías de formación.
  14. Utilizar la ley de Hess en la aditividad de las reacciones químicas para calcular entalpías de reacción.
  15. Entender la relación existente entre las energías de enlace (los que se rompen y los que se forman) y la entalpía de reacción y utilizar esta relación para el cálculo de ambas.
  16. Utilizar los diagramas entálpicos para interpretar procesos exotérmicos y endotérmicos.
  17. Conocer y utilizar el concepto de entropía y su relación con el grado de desorden de los sistemas, en función de su estado de agregación.
  18. Conocer el significado de energía libre como la magnitud que predice la espontaneidad de una reacción.
  19. Conocer la relación entre la energía libre, la entalpía y la entropía.
  20. Conocer el criterio para predecir la espontaneidad de una reacción.
  21. Interpretar si H e S, en cada caso concreto, favorecen o no la espontaneidad de una reacción
  22. Calcular la variación de energía libre conocidos los valores de H e S.
  23. Describir el procedimiento y el material utilizado en la realización en el laboratorio de algunos trabajos prácticos tales como estudios energéticos de un proceso (por ejemplo, utilización de un calorímetro en una reacción de neutralización o en una disolución).
  24. Conocer la importancia que tienen las reacciones de combustión en la sociedad actual como medio para obtener energía.
Indicar los problemas medioambientales que las reacciones de combustión provocan: agotamiento de los recursos fósiles, contaminación y aumento del efecto invernadero.


CONTENIDOS DEL CURRÍCULO:
  1. Estudio cualitativo de la velocidad de reacción y factores que influyen en ella. Importancia biológica e industrial de los catalizadores.
  2. Aspecto dinámico de las reacciones químicas. Equilibrio. Caracterización de éste por sus constantes: Kc y Kp. Aplicación a los casos de sustancias gaseosas.
  3. Modificación del estado de equilibrio. Ley de Le Chatelier. Su importancia en procesos industriales, como la obtención del Amoníaco, y medioambientales, como la destrucción de la capa de ozono.
        
CRITERIOS DE EVALUACIÓN DEL CURRÍCULO:

  1. Aplicar razonadamente las leyes y conceptos de la cinética química y el equilibrio a la resolución e interpretación de ejercicios y problemas, tanto cualitativos como cuantitativos.

Transferir los conocimientos adquiridos a situaciones reales
  1. Conocer el criterio termodinámico de equilibrio químico (G= 0)
  2. Conocer y describir el aspecto dinámico de las reacciones químicas.
  3. Conocer y aplicar la ley de Acción de Masas a equilibrios químicos homogéneos y heterogéneos sencillos, así como los equilibrios de solubilidad y equilibrios de fases de sustancias puras, de forma cualitativa.
  4. Conocer el significado de términos relacionados con el criterio anterior: solubilidad, presión de vapor, fusión (congelación), vaporización (condensación), sublimación, y las entalpías y temperaturas correspondientes a los procesos indicados.
  5. Conocer y relacionar las distintas constantes por las que se caracteriza el equilibrio (Kc y Kp).
  6. Conocer que el valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura de operación.
  7. Utilizar las constantes Kc y Kp en equilibrios homogéneos y en los heterogéneos, excluyendo los aspectos que hagan referencia al cálculo del producto de solubilidad.
  8. Analizar el significado de los valores altos o bajos de la constante de equilibrio
  9. Relacionar el grado de disociación y las constantes de equilibrio de una determinada reacción. Tratamiento cuantitativo.
  10. Efectuar ejercicios numéricos para sistemas homogéneos y heterogéneos, relacionando presiones parciales y concentraciones, con Kp y Kc.
  11. Conocer los factores que alteran el estado de equilibrio de una reacción química y, razonar, utilizando la ley de Le Chatelier, el modo en que lo hacen.
  12. Aplicar cuantitativamente la ley de Le Chatelier, analizando las nuevas composiciones en el equilibrio una vez modificado.
  13. Predecir, dada una determinada reacción, las condiciones más favorables de presión, temperatura y concentraciones, para obtener el mayor rendimiento de un producto determinado.
  14. Indicar la importancia que supuso la obtención del NH3 para la fabricación de abonos.
  15. Conocer la importancia que tiene en el medio ambiente la alteración de algunos equilibrios químicos que se dan en la Naturaleza, como por ejemplo, la disminución de la capa de ozono.
  16. Conocer el significado de velocidad de reacción, interpretándola tanto en función de la variación de la concentración de reactivos como de los productos. Conocer el significado de cte. específica de velocidad, orden de reacción (insistir en que no tiene nada que ver con los coeficientes estequiométricos).
  17. Conocer los factores que influyen en la velocidad de reacción y la forma en que lo hacen, haciendo especial énfasis en los catalizadores.
  18. Aplicar a reacciones de interés industrial o biológico, el efecto de los catalizadores (por ejemplo, ...)


CONTENIDOS DEL CURRÍCULO:

  1. Teoría de Arrhenius, sus limitaciones. Teoría de Brönsted-Lowry.
  2. Equilibrios ácido- base en medio acuoso: disociación del agua. Concepto de pH. Indicadores.
  3. Constantes de disociación de ácidos y bases en agua.
  4. Estudio experimental de las volumetrías ácido-base.
  5. Química descriptiva de algún ácido de interés industrial.
  6. Influencia de las reacciones ácido-base en el medio ambiente: vertidos industriales, lluvia ácida.

        
CRITERIOS DE EVALUACIÓN DEL CURRÍCULO:

  1. Comprender los conceptos de ácido y bases según las teorías estudiadas, estableciendo claramente las diferencias entre ellos, así como el concepto de constante de disociación de un ácido.

  1. Valorar y conocer la importancia de los ácidos y bases en su vertiente industrial y medioambiental.


CRITERIOS DE EVALUACIÓN
  1. Descubrir empíricamente, las propiedades, de ácidos, bases y sales.
  2. Identificar diferentes sustancias como ácido o como base según la teoría de Arrhenius y según la de Brönsted-Lowry, señalando las diferencias entre ellas
  3. Explicar el porqué de la necesidad de la definición de ácido-base de Brönsted-Lowry frente a la de Arrhenius.
  4. Conocer el significado y utilizar los siguientes conceptos: ácido y base de Brönsted, fortaleza de un ácido y una base, ácidos y bases fuertes y débiles, ácido y base conjugados (par ácido-base), equilibrio de autoionización del agua, producto iónico del agua, sustancia anfótero, pH, escala de pH, reacción de neutralización, volumetría de neutralización e indicador.
  5. Distinguir como fuertes los siguientes ácidos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 y H2SO4 y como débiles CH3COOH y HCN.
  6. Distinguir como fuertes las siguientes bases: NaOH, KOH, Ba(OH)2 y Ca(OH)2 y como débiles NH4OH.
  7. Manejar constantes de acidez (Ka) y basicidad (Kb) y el grado de ionización ().
  8. Aplicar las leyes del equilibrio químico al estudio y al cálculo del pH de disoluciones de ácidos y bases, tanto fuertes como débiles.
  9. Realizar aproximaciones correctas en el desarrollo de ejercicios incluidos en el anterior criterio.
  10. Razonar el valor numérico del pH de disoluciones diluidas de ácidos y bases fuertes en los que no se pueda despreciar la ionización del agua.
  11. Realizar cálculos estequiométricos y de pH en reacciones entre ácidos y bases fuertes, que puedan incluir reactivos en exceso.
  12. Interpretar el cambio de color de un indicador tal como la fenolftaleina, el papel de tornasol y el papel indicador universal, destacando la presencia, en el equilibrio, de dos especies de distinto color.
  13. Interpretar las curvas de valoración, identificando datos relevantes que se desprenden de las mismas (p.ej. punto de equivalencia) y el papel de los indicadores.
  14. Analizar cualitativamente el carácter ácido o básico de la hidrólisis de las sales. Comprender que la disolución de una sal no ha de ser necesariamente neutra.
  15. Conocer y distinguir los ácidos y las bases de uso común en el laboratorio.
  16. Describir aquellos procedimientos utilizados en la realización en el laboratorio de algunos trabajos prácticos tales como alguna valoración ácido-base, solamente en los casos en los que el ácido, la base, o ambos sean fuertes.
  17. Indicar la importancia industrial del ácido sulfúrico.
  18. Conocer el fenómeno de la lluvia ácida, cómo se genera a partir de los óxidos de azufre y nitrógeno y su impacto medioambiental.

CONTENIDOS DEL CURRÍCULO:
  1. Conceptos de oxidación y reducción como procesos de intercambio de electrones.
  2. Reacciones de oxidación -reducción.
  3. Estequiometrías y ajuste de dichas reacciones.
  4. Sustancias oxidantes y reductoras. Concepto de potencial normal de reducción. Aplicación para formar una escala de oxidación - reducción.
  5. Aplicación de los conceptos anteriores al estudio de las pilas y las cubas electrolíticas. Estudio de alguna aplicación de los procesos redox: corrosión de metales y forma de protegerlos, etc.
  6. Historia de la Ciencia: Faraday, la electrólisis y la sociedad de su tiempo.
        
CRITERIOS DE EVALUACIÓN DEL CURRÍCULO:

Identificar los procesos de oxidación y reducción representando procesos sencillos mediante reacciones químicas debidamente ajustadas y relacionar la oxidación - reducción con procesos que se producen en nuestro entorno, justificándolos.
CRITERIOS DE EVALUACIÓN

  1. Reconocer cuando un determinado proceso químico es de oxidación-reducción.
  2. Reconocer que la oxidación y la reducción son procesos simultáneos de pérdida y ganancia de electrones entre especies químicas, y/o como ganancia o pérdida de oxígeno e hidrógeno en compuestos orgánicos.
  3. Relacionar los conceptos de sustancia oxidante y sustancia reductora, sustancia que se oxida y sustancia que se reduce con la variación que experimenta el número de oxidación en una reacción redox.
  4. Ajustar reacciones de oxidación-reducción por el método del ión-electrón en medio ácido y conocer la existencia del ajuste de reacciones en medio básico.
  5. Realizar cálculos estequiométricos en reacciones en las que se produzcan procesos redox (en los que no sea necesario la utilización del concepto de equivalente)
  6. Conocer y utilizar el concepto de potencial de electrodo, y el convenio que permitió establecer la actual escala de potenciales normales.
  7. Reconocer al potencial de electrodo como una propiedad intensiva del sistema.
  8. Interpretar el significado de las tablas de potenciales standard de reducción.
  9. Predecir el desarrollo (o no) de una reacción redox a partir de la tabla de potenciales.
  10. Describir lo que es una pila, los elementos que la integran y lo que ocurre en cada uno de ellos.
  11. Analizar y sacar conclusiones sobre si una pila funcionará o no sin tener que construirla en el laboratorio.
  12. Determinar cuál será la reacción espontanea en una pila, señalar las semirreacciones que se producen y determinar la fem que suministra en condiciones estándar.
  13. Describir aquellos procedimientos utilizados en la realización en el laboratorio de algunos trabajos prácticos tales como alguna valoración redox.
  14. Explicar qué es la electrólisis, qué elementos constituyen una cuba (o célula) electrolítica y qué ocurre en cada uno de ellos.
  15. Conocer y aplicar las leyes de Faraday para la electrólisis para el cálculo de las distintas variables que intervienen en ella.
  16. Distinguir entre pila galvánica y cuba (o célula) electrolítica.
  17. Indicar la importancia de los procesos redox en los procesos industriales, tales como: fabricación de pilas comerciales, recubrimientos electrolíticos (dorados, niquelados, cromados).
  18. Indicar las consecuencias medioambientales producidas por determinadas pilas de uso cotidiano, por ejemplo, las pilas botón.
  19. Describir aquellos procedimientos básicos utilizados en la realización en el laboratorio de algunos trabajos prácticos tales como la construcción de una pila (identificando su polo + y -, escribiendo las semirreacciones que tienen lugar, comprobando su diferencia de potencial).
  20. Conocer la importancia de la corrosión de los metales en algunos procesos industriales, como por ejemplo, en la fabricación de automóviles y alguna forma de protegerlos.

CONTENIDOS DEL CURRÍCULO:
  1. Modelo atómico de Böhr. Introducción del modelo cuántico para el átomo de hidrógeno. Aparición de los números cuánticos.
  2. Estructura electrónica de los elementos y relación con la reactividad química. Ordenación de los elementos en el sistema periódico y propiedades periódicas.
  3. Estudio del enlace iónico. Estructura de los compuestos iónicos. Concepto de índice de coordinación. Estudio energético de su formación. Justificación de las propiedades de los compuestos iónicos.
  4. Estudio del enlace covalente. Solapamiento de orbitales en moléculas diatómicas sencillas. Justificación de la geometría de algunas moléculas.
  5. Concepto de polaridad. Justificación de las propiedades de los compuestos covalentes. Fuerzas intermoleculares.
  6. Estudio cualitativo del enlace metálico. Justificación de las propiedades de los elementos metálicos.
  7. Estudio del agua. Propiedades en función de las características de su molécula. Valoración de su importancia en Canarias: sociedad, industria, medio ambiente, etc.
Revisión y ampliación en su caso de la nomenclatura inorgánica.        
CRITERIOS DE EVALUACIÓN DEL CURRÍCULO:

  1. Comprobar que el alumnado conoce el concepto de modelo, el papel que juegan los modelos en la evolución de las teorías y entiende que, en la evolución de la ciencia, tanta importancia tiene la resolución de problemas dentro del marco de una teoría, como las causas que llevan a la sustitución de una teoría por otra.

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

  1. Predecir el tipo de enlace que presenta un compuesto, en función de las características de los elementos que lo componen.



CRITERIOS DE EVALUACIÓN DEL CURRÍCULO:
  1. Reconocer y describir la visión dinámica de la investigación en Química a partir de las aportaciones de teorías y modelos sucesivos que mejoran y complementan los anteriores aplicándola a la evolución de los modelos atómicos.
  2. Valorar el rigor de las mediciones y experiencias que obligan a buscar modelos que se acoplen lo más adecuadamente posible a ellas.
  3. una visión real del átomo y su relación con la materia.
  4. Describir las principales partículas elementales componentes de la materia y sus características.
  5. Conocer el significado de términos relacionados, tales como nº atómico, nº másico, isótopos,..
  6. Describir las dificultades del modelo de Rutherford y su superación por el modelo de Böhr (de forma cualitativa), destacando su explicación de los espectros atómicos.
  7. Destacar la cuantización de la energía en el modelo de Böhr, resaltando la ruptura con la Física clásica y la introducción de la nueva teoría cuántica, utilizando para ello diagramas de niveles de energía (cualitativamente)
  8. Plantear las limitaciones del modelo de Böhr para explicar algunos hechos experimentales. (cualitativamente)
  9. Conocer el concepto de orbital atómico (como zona de máxima probabilidad de encontrar electrones)
  10. Conocer el concepto de números cuánticos (n, l, m y s), sus valores permitidos y lo que determina cada uno de ellos. (No problemas con valores no permitidos. No dar ecuaciones, ni principio de incertidumbre ni De Bröglie).
  11. Conocer la forma y tamaño relativo de los orbitales s y p, representándolos gráficamente.
  12. Utilizar el principio de Exclusión de Pauli y el de Máxima Multiplicidad de Hund.
  13. Justificar el Sistema Periódico de los elementos en función de la configuración electrónica de los mismos.
  14. Describir la estructura del Sistema Periódico (Grupos o familias, períodos, ...).
  15. Aplicar números cuánticos de la estructura atómica para justificar el Sistema Periódico.
  16. Escribir las configuraciones electrónicas de los elementos representativos, de los de transición y de los gases nobles, excluyendo las excepciones. Reconocer configuraciones electrónicas de especies isoelectrónicas.
  17. Interpretar la variación periódica de algunas propiedades de los elementos de la Tabla Periódica (Potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y radio atómico).
  18. Interpretar la información que suministra la configuración electrónica de un elemento, utilizándola para estudiar sus propiedades y compararlas con las de otros elementos.
  19. Comparar, ordenar y predecir cualitativamente las energías de ionización de una serie de elementos dados que pertenezcan al mismo grupo o mismo período.


  1. Describir las causas de formación de los enlaces y los distintos modelos de enlace químico, sus características y limitaciones.
  2. Predecir el tipo de enlace interatómico que presenta una sustancia binaria en función de las características de los elementos que la componen.
  3. Destacar del enlace iónico: su carácter electrostático y no direccional; que no se puede hablar de moléculas propiamente; su estructuración en forma de redes cristalinas (solamente se exigirá el conocimiento de la red de NaCl).
  4. Relacionar propiedades tales como pto. de fusión y punto de ebullición, solubilidad en disolventes polares, conductividad térmica y eléctrica, dureza y fragilidad con la energía reticular.
  5. Destacar del enlace covalente: su carácter direccional y por compartición de electrones.
  6. Manejar las estructuras de Lewis como sistema de representación de los enlaces covalentes.
  7. Utilizar la hibridación de orbitales para explicar de forma intuitiva la geometría de moléculas sencillas, por ejemplo: metano, dicloruro de berilio y trifluoruro de boro.
  8. Explicar la naturaleza de las fuerzas de Van der Waals para justificar el que las moléculas se mantengan unidas en los sólidos moleculares.
  9. Utilizar el enlace de hidrógeno para explicar algunos valores anómalos en algunos puntos de fusión y ebullición, por ejemplo en el agua.
  10. Utilizar el modelo de enlace metálico para justificar las propiedades características de los metales (como nube de electrones, no nombrar teoría de bandas)
  11. Señalar ( no problemas) que los compuestos no presentan normalmente enlaces “puros” iónicos o covalentes.
  12. Analizar y valorar las propiedades del agua a partir del tipo de enlace y justificar la importancia de la misma en el medio ambiente y en las actividades humanas y el necesario uso racional de la misma.
Conocer el concepto de polaridad en sustancias sencillas.

CONTENIDOS DEL CURRÍCULO:
  1. Principales grupos funcionales de la química del carbono y su formulación en los casos más sencillos. Descripción de los tipos de reacciones orgánicas: adición, sustitución y eliminación.
Concepto de macromolécula y polímero, conociendo algunos de los más importantes, así como su importancia biológica, industrial y medioambiental.        
CRITERIOS DE EVALUACIÓN DEL CURRÍCULO:

  1. Utilizar correctamente la nomenclatura orgánica y entender la importancia de los distintos tipos de reacciones orgánicas.

Comprender los conceptos de polímero y macromolécula, así como sus aplicaciones.
CRITERIOS DE EVALUACIÓN.

  1. Justificar la importancia y singularidad del átomo de carbono.
  2. Aplicar las teorías y conceptos sobre el enlace químico a la comprensión de la estructura y propiedades de los compuestos orgánicos.
  3. Utilizar la teoría de la hibridación para justificar las evidencias experimentales de los enlaces sencillos, dobles y triples que se forman en las cadenas carbonadas.
  4. Representar esquemáticamente el solapamiento de orbitales atómicos que justifique la formación de enlaces sencillos, dobles y triples, distinguiendo entre enlaces y .
  5. Describir las características de los enlaces en la molécula del benceno: sus cualidades en relación con la resonancia.
  6. Distinguir las diferentes fórmulas con las que se pueden designar los compuestos orgánicos: empíricas y moleculares, semidesarrolladas y desarrolladas.
  7. Calcular fórmulas empíricas y/o moleculares a partir de diferentes datos de la composición del compuesto orgánico (porcentaje de los elementos o de las cantidades de dióxido de carbono y agua que se forman en su combustión).
  8. Distinguir entre los diferentes tipos de isomería estructural: cadena, posición y función, de hidrocarburos y funciones oxigenadas.
  9. Describir las reacciones generales de la química orgánica tales como oxidación (combustión), adición, sustitución, eliminación y esterificación:
1. R-CH3 + O2 CO2 + H2O (reacción de combustión)
2. R-CH3 + X2 HX + R-CH2X (reacción de sustitución con halógenos)
3. R-CC-R + H2 R-CH=CH-R (+ H2 R-CH2-CH2-R) (reacción de hidrogenación)
4. R-CC-R + Br2 R-CBr=CBr-R (+Br2 R-CBr2-CBr2-R) (reacción de adición de halógenos)
5. CxHyOz + O2 CO2 + H2O (reacción de combustión)
6. R-CH2OH + [O] R-CHO (+ [O] ) R-COOH) (reacción de oxidación)
7. R-CHOH-R + [O R-CO-R (reacción de oxidación)
8. R-COOH + R-CH2OH R-COOCH2R + H2O (reacción de esterificación)
         9. R-CH2-CH2OH H2O + R-CH=CH2 (reacción de deshidratación)

  1. Describir las características básicas de tres tipos de polímeros fundamentales de forma genérica: fibras (Ejemplo, el nylon), cauchos (Ejemplo, el caucho) y plásticos (Ejemplo, el PVC).
  2. Valorar el papel que los polímeros tienen en el desarrollo de la vida moderna, tanto desde el punto de vista industrial como de su impacto en el medio ambiente.
  3. Conocer y manejar la formulación y nomenclatura de compuestos orgánicos.