Story Transcript
PROGRAMACIÓN DIDÁCTICA BACHILLERATO CURSO ACADÉMICO: 2012/2013 DEPARTAMENTO MATERIA CURSO FÍSICA Y QUÍMICA QUÍMICA 2º OBJETIVOS Unidad Didáctica 1. Aspectos cuantitativos en Química. Objetivos:
Comprender y aplicar correctamente las leyes ponderales y las volumétricas.
Utilizar el concepto de mol como unidad de cantidad de sustancia y aplicar dicho concepto de forma operativa en los cálculos químicos y en la determinación de fórmulas químicas.
Utilizar las ecuaciones de los gases para determinar volúmenes, presiones, temperaturas, cantidad de sustancia, masas molares y densidades de distintos gases.
Conocer la concentración de una disolución expresada en porcentaje en masa, porcentaje en volumen, molaridad, molalidad y fracción molar, y saber preparar disoluciones de concentración conocida.
Comprender el significado de las ecuaciones químicas, como expresión de las reacciones, en su aspecto estequiométrico y energético.
Aplicar un método correcto basado en el concepto de mol para resolver problemas de cálculos ponderales y volumétricos (estequiometría).
Unidad Didáctica 2. Laboratorio de Química. Objetivos:
Conocer y saber manejar el material más usual en un laboratorio de física y química.
Valorar positivamente el trabajo metódico y el cumplimiento de las normas de seguridad en el laboratorio.
Página 1 de 33
Unidad Didáctica 3: Estructura del átomo. Modelos atómicos. Objetivos:
Conocer los orígenes y evolución de las teorías atómicas.
Comprender el papel que juegan los modelos atómicos, basados en hechos experimentales, modificables o sustituibles cuando se observan hechos que no explican.
Justificación de los datos experimentales de principios del siglo XX mediante el modelo de Bohr.
Reconocer la discontinuidad que existe en la energía.
Superación del modelo de Bohr mediante la mecánica cuántica.
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 atómicas.
Unidad Didáctica 4. Estructura electrónica de los átomos. Sistema Periódico. Objetivos:
Adquirir el conocimiento de lo que representan: orbitales atómicos, niveles de energía y números cuánticos.
Aprender a distribuir los electrones en los átomos y relacionar la configuración de los elementos con su colocación den el Sistema Periódico.
Deducir propiedades físicas y químicas de los elementos mediante su estructura electrónica.
Interpretar la información que puede obtenerse de la colocación de los principales elementos en el Sistema Periódico.
Página 2 de 33
Unidad Didáctica 5. Enlace Químico. Objetivos:
Comprender el concepto de enlace como el resultado de la estabilidad energética de los átomos unidos a él.
Observar la relación entre formación del enlace y configuración electrónica estable.
Conocer 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.
Describir las formas de unión de los átomos para formar enlaces iónicos y covalentes, según la teoría de Lewis.
Aprender a calcular energías reticulares, mediante balances energéticos.
Explicar los aspectos geométricos y energéticos de las redes iónicas.
Saber formar las estructuras moleculares de Lewis.
Aplicar de, modo sencillo, el modelo cuántico del enlace covalente.
Conocer las teorías que explican el enlace metálico, aplicándolas a la interpretación de las propiedades típicas de los metales.
Conocer los elementos de los grupos representativos.
Ver la relación, estructura electrónica y propiedades.
Unidad Didáctica 6. Geometría Molecular. Polaridad. Fuerzas Intermoleculares. Objetivos:
Deducir la geometría de las moléculas mediante los métodos de RPECV y de orbitales moleculares. (híbridos?).
Conocer las diferentes características del enlace y de las moléculas covalentes: energías, ángulos, distancias interatómicas y polaridad.
Conocer las fuerzas intermoleculares e interpretar cómo afectarán a las propiedades macroscópicas de las sustancias.
Página 3 de 33
Unidad Didáctica 7. Termoquímica. Objetivos:
Enunciar y aplicar los principios de la termodinámica al estudio de determinadas situaciones.
Escribir y utilizar correctamente las ecuaciones termoquímicas.
Utilizar el concepto de entalpía para estudiar el carácter exotérmico o endotérmico de las reacciones.
Utilizar el concepto de energía libre para predecir la espontaneidad de las reacciones.
Aplicar la ley de Hess combinando diversas ecuaciones químicas para el estudio de una determinada.
Relacionar los conceptos de entropía y desorden, así como sus implicaciones para el universo.
Unidad Didáctica 8: Cinética Química Objetivos:
Conocer la velocidad de reacción y escribir su ley para procesos sencillos.
Comprender las ideas fundamentales de la teoría de las colisiones y el concepto de complejo activado.
Entender la dependencia, de forma cualitativa, que existe entre la velocidad de una reacción y la energía de activación de la misma.
Conocer la influencia que ejerce la temperatura, concentración, estado de agregación y catalizadores sobre la velocidad de una reacción.
Unidad Didáctica 9: Equilibrio químico. Objetivos:
Definir y utilizar correctamente el concepto de equilibrio químico.
Definir el estado de equilibrio a partir del aspecto dinámico de una reacción y aplicar la utilización de las constantes Kc y Kp a equilibrios sencillos donde intervengan especies líquidas o gaseosas, y relacionarlas entre sí.
Interpretar la ley de Le Chatelier para desplazar un equilibrio químico y los factores que lo modifican.
Describir el funcionamiento de los diferentes tipos de catalizadores y su importancia para los seres vivos.
Estudiar el equilibrio de las reacciones, determinando las cantidades de las distintas sustancias presentes en él y la forma en que evolucionan los sistemas en “no equilibrio”. Página 4 de 33
Unidad Didáctica 10: Reacciones de transferencia de protones. Objetivos:
Dominar los conceptos de transferencia protónica.
Comprender el concepto de reacción ácido‐base dado por Brönsted‐Lowry y asociar las reacciones ácido‐base con un intercambio de protones y otras: de Arrhenius y Lewis.
Comprender el concepto de fortaleza de un ácido o de una base.
Escribir el equilibrio de autoinización del agua, deducir de él la expresión de Kw y saber su valor a 25ºC.
Conocer el concepto de pH y predecir el de una disolución acuosa de una sal con el concepto de hidrólisis.
Conocer qué son indicadores ácido‐base y el punto de equivalencia en la neutralización.
Unidad Didáctica 11: Reacciones de transferencia de electrones. Objetivos:
Comprender los conceptos de oxidación‐reducción, sustancia oxidante y reductora, el nº de oxidación y saber ajustar reacciones redox por el método del ión‐electrón.
Interpretar reacciones de oxidación‐reducción en términos de transferencia electrónica o de cambio en el nº de oxidación.
Efectuar reacciones redox en el laboratorio.
Identificar los fenómenos redox en los procesos metalúrgicos, el uso de combustibles y el origen de la energía biológica.
Página 5 de 33
Unidad Didáctica 12: Electroquímica. Objetivos:
Entender el funcionamiento de las pilas electroquímicas.
Distinguir pilas y cubas electrolíticas por sus transformaciones energéticas.
Saber la estructura y funcionamiento de la pila Daniell.
Saber determinar el potencial normal de otras pilas.
Correlacionar potenciales de electrodo y espontaneidad de las reacciones.
Comprender los procesos básicos de la electrólisis, así como sus aplicaciones industriales.
Conocer las leyes de Faraday de la electrólisis.
Analizar la corrosión de metales.
Unidad Didáctica 13: Introducción a la Química del Carbono. Objetivos:
Saber nombrar y formular compuestos orgánicos mono y poli‐funcionales, según las normas de la IUPAC.
Reconocer en los grupos funcionales el factor básico para interpretar la reactividad de los compuestos del carbono.
Aplicar las teorías y conceptos sobre el enlace químico a la comprensión de la estructura y propiedades de los compuestos orgánicos.
Explicar, a partir de la particular estructura del átomo de carbono, su gran facilidad para formar compuestos y deducir consecuencias prácticas.
Interpretar el fenómeno de la isomería en relación con la estructura molecular de los compuestos carbonados.
Página 6 de 33
CONTENIDOS UNIDAD
TÍTUTO/CONCEPTOS/PROCEDIMIENTOS/ACTITUDES/TEMAS TRANSVERSALES
EVALUACIÓN
SESIONES
Primer Trimestre Se dividirá en 2 exámenes: Uno de formulación y otro del resto del tema
18
Aspectos cuantitativos en Química Conceptos:
Concepto de mol. Leyes de los gases. Gases ideales. Composición de una sustancia y fórmula química. Disoluciones y unidades de concentración. Cálculos estequiométricos. Formulación.
Procedimientos:
1
Determinación experimental de la fórmula de algún compuesto sencillo. Resolución de ejercicios y problemas relacionados con las leyes de los gases y con el cálculo de volúmenes molares. Resolución de problemas para determinar la cantidad de sustancia (en gramos y mol) contenida en un volumen determinado de disolución y, a la inversa, para determinar la concentración de la disolución dada una cantidad de sustancia Utilización de técnicas de laboratorio para preparar disoluciones de distinta concentración (de solutos sólidos y líquidos). Comprender el significado de las ecuaciones químicas, como expresión de las reacciones, en su aspecto estequiométrico y energético. Aplicar un método correcto basado en el concepto de mol para resolver problemas de cálculos ponderales y volumétricos (estequiometría).
Actitudes:
Valoración positiva de la ciencia al reconocer que surge del conjunto de las aportaciones que se producen en el curso de la historia. Valoración positiva de la importancia que tienen las disoluciones dentro de las mezclas, y de su manifestación en muchos de los procesos biológicos. Valoración positiva de la importancia que para el desarrollo social, científico y tecnológico tiene la química, así como reconocimiento de los riesgos que su mal uso puede acarrear.
Página 7 de 33
Temas transversales: Al tratar este núcleo, además del planteamiento de problemas e investigaciones sobre temas diversos, se pueden debatir cuestiones como: ¿Cuáles son las aportaciones que hace la química a nuestra sociedad?, ¿qué problemas plantea el uso de ciertos procesos químicos en la industria?, ¿tiene sentido rechazar algún producto porque «tiene mucha química»?, ¿cómo evolucionan las teorías y modelos en química?, ¿influye la sociedad en los temas de química que se investigan en cada época?, etc.
Laboratorio de Química Conceptos:
Normas de seguridad e higiene. Material de laboratorio. Operaciones básicas
Procedimientos:
2
Utilización de técnicas de laboratorio para preparar disoluciones de distinta concentración (de solutos sólidos y líquidos). Realización de experiencias de laboratorio donde haya que pesar los reactivos y, después, los productos de reacción, para determinar el rendimiento obtenido. Extracción de conclusiones de las experiencias de laboratorio, presentándolas de manera adecuada en los informes pertinentes.
Se evaluará el trabajo en equipo y el cuaderno
4
Primer Trimestre Se realizara conjuntamente con la unidad 4
10
Actitudes:
Desarrollo de actitudes de trabajo en equipo, especialmente en la realización de experiencias de laboratorio. Aprecio por el rigor y la seguridad en el uso de las sustancias y de los materiales en el laboratorio.
Estructura del átomo. Modelos atómicos. Conceptos:
3
Orígenes de la teoría cuántica. Hipótesis de Planck. Descripción del modelo de Bohr. Justificación del espectro del hidrógeno: limitaciones y dificultades. Bases del modelo mecano‐cuántico: Hipótesis de De Broglie, Principio de incertidumbre de Heisenberg. Aplicación del modelo para el átomo de hidrógeno. Interpretación del significado físico de los números cuánticos. Principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.
Página 8 de 33
Procedimientos:
Descripción de las principales partículas fundamentales. Describir los modelos atómicos de Rutherford y Bohr, con su justificación experimental y sus limitaciones. Representar gráficamente niveles de energía y asociar saltos entre ellos con las frecuencias de luz emitidas o absorbidas. Adjudicar números cuánticos a los orbitales.
Actitudes:
Reconocer la visión dinámica de la investigación química a partir de las teorías y modelos sucesivos que complementan y mejoran los anteriores. Adquirir, hacia las teorías, una postura crítica que será la responsable de su evolución.
Temas transversales: El título de este núcleo proporciona un hilo conductor para la búsqueda y tratamiento de la información y permite seguir la evolución experimentada por los modelos atómicos desde las primeras ideas hasta los sofisticados modelos actuales. De esa forma, las nuevas teorías adquieren un carácter funcional que se hace evidente al ver que permiten resolver problemas que no podían revolverse con modelos o teorías anteriores. El estudio de estos contenidos debe hacerse de forma que el alumnado capte cómo evolucionan los conocimientos científicos, cómo los modelos y teorías se van modificando a medida que se dispone de nuevas informaciones, que se plantean nuevos problemas, etc. Así, el estudio del modelo de Bohr y la valoración de sus aciertos y limitaciones, es el punto de partida para plantear la necesidad de buscar nuevos modelos, siendo la mecánica cuántica y la ondulatoria quienes dan respuestas adecuadas a los problemas no resueltos por el modelo de Bohr. Usando ideas del modelo de la mecánica ondulatoria, el alumnado deberá escribir las estructuras electrónicas de los átomos y justificar la ordenación periódica de los elementos, las semejanzas entre las propiedades de los del mismo grupo, razonar cómo varían dichas propiedades al desplazarnos en grupos y períodos.
Página 9 de 33
Estructura electrónica de los átomos. Sistema Periódico Conceptos:
Interpretación del significado físico de los números cuánticos. Principio de exclusión de Pauli y regla de Hund. Orbitales atómicos. Configuraciones electrónicas y su relación con la ordenación periódica de los elementos. Justificación de la variación periódica de algunas propiedades. La importancia del desarrollo tecnológico en la investigación de la estructura de la materia.
4
Procedimientos:
Adjudicar números cuánticos a los orbitales. Escribir configuraciones electrónicas. Explicar las variaciones de las propiedades periódicas en los elementos. Verifica experimental de semejanzas químicas entre elementos.
Primer Trimestre Conjuntamen te con la unidad 3
8
Primer Trimestre Conjuntamen te con la unidad 6
12
Actitudes:
Habituarse a relacionar estructura y propiedades en los elementos químicos. Apreciar el valor informativo y explicativo del Sistema Periódico.
Enlace Químico Conceptos:
5
Concepto de enlace como interacción entre átomos, iones o moléculas para formar estructuras más estables desde el punto de vista energético. Estudio de enlace entre átomos en función de la tendencia (fundamentada en el potencial de ionización y la afinidad electrónica) a ganar o perder electrones de los átomos, estableciendo un criterio de distinción entre enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Enlace iónico. Estudio cualitativo de las redes cristalinas, se sus características, energía reticular e índice de coordinación, y, de los factores que afectan a su formación. Formación de los enlaces covalentes a partir de la compartición de electrones, utilizando el modelo de solapamiento de orbitales. Manejo de las estructuras de Lewis como sistema de representación de los enlaces covalentes.
Página 10 de 33
Enlace metálico y sus propiedades a partir del modelo clásico (modelo del “gas electrónico”) Necesidad de la Teoría de Bandas (introducción a nivel cualitativo y elemental) para poder explicar alguna de las propiedades de los metales. Comparación de las propiedades de las sustancia en función de los distintos tipos de enlace.
Procedimientos:
Representación de estructuras iónicas y covalentes, según la regla del octeto. Discutir cualitativamente la variación de las energías de red en diferentes compuestos. Construir ciclos energéticos de tipo Born‐Haber para el cálculo de la energía de red. Predicción, por distintos métodos, de la geometría molecular. Realizar diagramas de estructuras de Lewis para diferentes moléculas. Explicar la formación de diversas moléculas y los enlaces que contiene mediante la TEV.
Actitudes:
Observar el principio básico de la disminución energética en un sistema como causa de su evolución. Valorar las teorías y modelos como útiles aplicables a casos concretos y adquirir una postura crítica hacia sus insuficiencias.
Temas transversales: El conocimiento de las estructuras electrónicas permitirá al alumnado razonar sobre la formación y propiedades de las sustancias y sobre los distintos tipos de enlace, que usarán para explicar la formación de cristales, moléculas y estructuras macroscópicas. Al estudiar el enlace covalente, el alumnado deberá deducir la fórmula, forma geométrica y polaridad de moléculas sencillas, aplicando la teoría de Lewis y la de repulsión de pares de electrones de capas de valencia. Deben distinguir entre enlaces de átomos y enlaces intermoleculares, viendo la influencia de los primeros en las propiedades químicas de las sustancias y la de los segundos en sus propiedades físicas. Se propondrán ejemplos concretos de sustancias de interés biológico o industrial, cuyas propiedades se razonarán en función de la estructura o enlaces presentes en ellas. Página 11 de 33
El estudio de estos contenidos puede organizarse en torno a preguntas como: ¿Por qué influye la estructura electrónica de un átomo en el tipo de enlaces que puede formar? ¿Influye la forma de unirse los átomos en las propiedades de la sustancia de la que forman parte?, ¿por qué hay sustancias que son buenas conductoras de la corriente eléctrica y otras que no lo son?, ¿por qué hay sustancias sólidas, otras líquidas y otras gaseosas a temperatura ambiente?, ¿por qué hay muchas sustancias orgánicas insolubles en agua?, ¿por qué no se puede quitar con agua una mancha de aceite?, etc.
Geometría Molecular. Polaridad. Fuerzas Intermoleculares Conceptos:
Manejo de las estructuras de Lewis como sistema de representación de los enlaces covalentes. Interpretación de la geometría de moléculas sencillas por medio del modelo de repulsión de pares de electrones tomando como base las estructuras de Lewis. Concepto de polaridad de un enlace covalente basado en la mayor o menor tendencia a atraer electrones de los átomos que lo forman. Formulación de hipótesis de enlaces intermoleculares y sobre las propiedades físicas de los compuestos covalentes, a partir de la geometría de los compuestos y de la polaridad de los enlaces.
6
Procedimientos:
Predicción, por distintos métodos, de la geometría molecular. Realizar diagramas de estructuras de Lewis para diferentes moléculas. Explicar la polaridad o apolaridad de diferentes átomos y moléculas. Saber intuir la participación iónica en un compuesto covalente. Predicción de propiedades de una sustancia a partir de su estructura. Explicar la formación de diversas moléculas y los enlaces que contiene mediante la TEV.
Segundo Trimestre Conjuntamen te con la unidad 5
8
Página 12 de 33
Actitudes:
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.
Termoquímica Conceptos:
7
Primer principio de la termodinámica y sus aplicaciones. Concepto de entalpía y diagramas entálpicos. Entalpías de reacción, de formación y de combustión. Ley de Hess. Entalpía de enlace. Cálculo de entalpías de reacción. Entropía y segundo principio de la termodinámica. Energía libre de Gibbs. Espontaneidad de las reacciones.
Procedimientos:
Aplicar correctamente el primer principio a un proceso químico. Comprender y aplicar correctamente el criterio de signos de un sistema determinado termodinámico cuando sobre él se produce trabajo o se desprende calor. Aplicar el concepto de entalpía correctamente a procesos endotérmicos o exotérmicos. Calcular la entalpía de una reacción y por entalpías de enlace o por entalpías de formación. Aplicar correctamente la ley de Hess en la aditividad de las entalpías de reacción de varias reacciones. Interpretar diagramas entálpicos y ecuaciones termoquímicas. Predecir si un proceso químico va a ser espontáneo o no, conocido el factor energético y el factor de desorden del mismo.
Segundo Trimestre Conjuntamen te con la unidad 8
10
Actitudes: • •
Utilizar correctamente la energía de las reacciones químicas para el desarrollo de la sociedad. Reconocer la aportación de la química a la solución de gran parte de los problemas medioambientales, así como la aparición de algunos de ellos favoreciendo una reflexión crítica sobre el desarrollo tecnológico.
Página 13 de 33
•
Reconocer la presencia de los principios de la termodinámica en los fenómenos que se producen a nuestro alrededor y valorar su importancia como principios universales.
Temas transversales Las transferencias y transformaciones energéticas en las reacciones químicas constituyen uno de los aspectos más relevantes de su estudio. La existencia de intercambios de energía en las reacciones da pie a distinguir entre reacciones exotérmicas y endotérmicas, recordar el primer principio de la termodinámica e introducir los conceptos de entalpía, calor de reacción, entalpía de enlace, entalpía de reacción, entalpía de formación, etc. Los alumnos y alumnas deben comprender lo que significa que la entalpía sea una función de estado y conocer la ley Hess, que aplicarán para calcular las variaciones de entalpía correspondientes a procesos diversos. También deben conocer y valorar las aplicaciones energéticas de las reacciones químicas y las repercusiones que para la salud, la sociedad y el medio ambiente tienen a veces los procesos usados para obtener energía. Es de especial interés el estudio del valor energético de los alimentos o las consecuencias del uso de combustibles fósiles en el incremento del efecto invernadero. Al plantear las condiciones que determinan el sentido en que evolucionan los procesos químicos, se llega al segundo principio de la termodinámica, con la introducción de los conceptos de entropía y energía libre, que después permitirán al alumnado analizar y predecir la espontaneidad de algunas reacciones químicas. El desarrollo de estos contenidos puede estructurarse en torno al planteamiento de cuestiones como: ¿puesto que ambos son energía, puede decirse que calor y trabajo son una misma cosa?,¿de dónde procede la energía liberada en las reacciones exotérmicas?, ¿es igual el calor de una reacción, independientemente de que se produzca a presión o a volumen constante?, ¿pueden ser iguales en alguna ocasión?, ¿se puede calcular la entalpía de formación de una sustancia, aunque no se pueda hacer la reacción correspondiente?, ¿influye la energía de los enlaces en la entalpía de una reacción?, ¿son espontáneas todas las reacciones exotérmicas?, ¿cómo se puede explicar que en la Naturaleza se den algunos procesos y no los inversos?, etc.
Página 14 de 33
Cinética Química Conceptos:
Cinética química. Velocidad de reacción. Teoría de colisiones. Medida de la velocidad de una reacción. Orden de una reacción. Factores que influyen en la velocidad de reacción. Utilización de catalizadores en algunos procesos industriales y biológicos.
Procedimientos:
8
Relacionar e interpretar las gráficas de variación de los componentes de una reacción en función de las concentraciones calculadas a cada intervalo de tiempo, y tabularlas convenientemente. Aplicar correctamente el concepto de velocidad de reacción a cualquier proceso químico ajustado. Explicar las teorías en las que se basan las reacciones químicas diferenciando su base científica. Verificación experimental de las ecuaciones de velocidad de una reacción. Comprender y explicar correctamente cuáles son los factores que intervienen en la velocidad de reacción. Comprender las características e importancia de los catalizadores en múltiples reacciones químicas.
Segundo Trimestre Conjuntamen te con la unidad 7
8
Actitudes:
Desarrollar una actitud positiva hacia el estudio de los procesos cinéticos y todo lo que ello supone en el aprendizaje y formación de nuestros conocimientos científicos. Valorar la importancia del uso de modelos, como la teoría de colisiones, para favorecer la comprensión de determinados comportamientos químicos, tanto desde el punto de vista tecnológico e industrial como para comprender el funcionamiento de los seres vivos. Valorar el uso de catalizadores para el desarrollo de la sociedad.
Página 15 de 33
Equilibrio químico Conceptos:
Equilibrio dinámico en sistemas químicos. La ley del equilibrio químico. Formas de expresar la constante de equilibrio. Equilibrios gaseosos. Relación entre las distintas constantes de equilibrio. Significado químico de constante de equilibrio. Factores que modifican el equilibrio. Ley de Le Chatelier.
Procedimientos:
9
Aplicar correctamente la definición de equilibrio a un proceso químico mediante la Ke. Aplicar correctamente la Ley de Acción de Masas a equilibrios de líquidos o gases. Utilizar correctamente, en ejercicios de aplicación, las distintas constantes. Saber relacionar la Kc y la Kp. Saber interpretar la ley de Le Chatelier por la que podemos desplazar el equilibrio en uno u otro sentido, sin más que modificar la temperatura, la presión o la concentración de las sustancias de las reacciones.
Segundo Trimestre
15
Actitudes:
Aprender a utilizar crítica y correctamente el papel que el equilibrio de las reacciones químicas desarrolla en la sociedad actual. Observar las fases del método científico en el estudio del equilibrio.
Temas transversales El estado de equilibro de un sistema químico se aborda en este núcleo desde una perspectiva macroscópica y desde una perspectiva submicroscópica, destacándose el carácter dinámico del equilibrio, considerado desde la perspectiva de las moléculas o agrupaciones de átomos que intervienen en la reacción. La definición de la constante de equilibrio y el análisis de los factores que afectan a sus condiciones permitirán al alumnado predecir la evolución de un sistema químico y resolver problemas de equilibrios homogéneos, en particular de reacciones gaseosas, y de equilibrios heterogéneos, entre los que tendrán especial protagonismo las reacciones de disolución‐precipitación y sus numerosas aplicaciones en el análisis químico. Página 16 de 33
Debe destacarse la importancia de que, tanto en la vida cotidiana, como en procesos industriales, tiene la utilización y acomodación de los factores que afectan al desplazamiento del equilibrio. Entre las cuestiones que pueden plantearse al desarrollar estos contenidos pueden estar: ¿cuándo se acaba una reacción química?, ¿puede decirse que, al alcanzar el equilibrio, una reacción se acaba, se para?, ¿puede ser que una reacción alcance el equilibrio sin que se haya agotado ninguno de los reactivos?, ¿pueden variar las concentraciones de las sustancias presentes en un determinado equilibrio químico?, ¿puede variar la constante de equilibrio de una determinada reacción?, ¿se puede forzar el equilibrio para conseguir una mayor cantidad de las sustancias que queremos obtener?, ¿se puede alterar el equilibrio para que no se formen determinadas sustancias?, si se rompe el equilibrio de una reacción ¿puede volver a recuperarse?, ¿qué utilidad tienen las reacciones de precipitación?, ¿se puede hablar en ellas de la existencia de un equilibrio?, etc.
Reacciones de transferencia de protones Conceptos:
10
Teoría de Arrhenius sobre los ácidos y las bases. Limitaciones. Reacciones de transferencia de protones: teoría de Brönsted‐ Lowry. Disociación del agua. Concepto de pH. Ácidos y bases fuertes y débiles. Grado de disociación. Estudio cualitativo de la acidez y basicidad de las disoluciones de sales en agua. Estudio cualitativo de las disoluciones reguladoras de pH; su aplicación. Estudio experimental y teórico de las reacciones de neutralización ácido‐base. Volumetrías: punto de equivalencia, indicadores. Importancia de algunos ácidos y bases de uso cotidiano o industrial. La lluvia ácida.
Tercer Trimestre
10
Procedimientos:
Formular reacciones de disociación ácido‐base. Relacionar los valores de Ka y Kb con la fortaleza de los ácidos y de las bases. Distinguir las constantes que aparecen en los equilibrios ácido‐ base; K, Ka, Kb, y Kw. Conocer y saber utilizar procedimientos para la medida de pH de una disolución. Predicción del tipo de pH de una disolución acuosa de una sal. Resolución de problemas numéricos relativos a las especies ácido‐ base en disolución acuosa. Interpretación de las condiciones estequiométricas del punto de equivalencia en términos de moles. Página 17 de 33
Interpretar el cambio de color de un indicador. Determinación experimental de la concentración de una disolución de un ácido o una base.
Actitudes:
Valorar la importancia de los ácidos y las base en la vida doméstica, en la industria y en el laboratorio. Ver la gran importancia, también, del pH en la química de nuestro entorno. Evaluar los problemas que supone la lluvia ácida para el medio ambiente.
Temas transversales La revisión de las propiedades de ácidos y bases y su explicación, mediante la teoría de Arrhenius, permite mostrar al alumnado el caso de una teoría que fue de utilidad y supuso, en su tiempo, un gran avance, pero cuyas limitaciones se hicieron, poco a poco, más evidentes, hasta dar paso a una teoría más avanzada, la de Brönsted y Lowry, que se utilizará para identificar y clasificar, como ácidos o bases, distintas sustancias, reconocer pares ácido‐base conjugados, presentes en algunas reacciones, aplicar lo estudiado sobre el equilibrio a las reacciones ácido‐base, estudiando el significado y manejo de los valores de la constante de equilibrio, introducir el fenómeno de la hidrólisis y su influencia para determinar y predecir el carácter ácido o básico de disoluciones acuosas de sales, etc. El concepto de pH merece un tratamiento especial, debiendo el alumnado calcularlo y medirlo, conocer su importancia en muchos procesos de interés biológico, industrial, etc. Deben estudiar experimentalmente las volumetrías ácido‐base, conocer sus aplicaciones y hacer alguna para determinar la concentración de ácidos en sustancias de uso común como vinagres, aceites… Debe abordarse el estudio de algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana, así como el problema de la lluvia ácida y sus consecuencias. Al desarrollar estos contenidos pueden plantearse cuestiones como: ¿Qué propiedades tienen los ácidos y las bases?, ¿se pueden aplicar las leyes del equilibrio químico a las reacciones entre ácidos y bases?, ¿qué utilidad tiene el pH?, ¿qué pH tendrá una disolución formada al disolver en agua cierta cantidad de un ácido, o de una base o de una sal?, ¿qué es la lluvia ácida?, ¿por qué en los anuncios de jabones o geles de baño se insiste en que son de pH neutro?, ¿qué importancia tiene eso?, ¿qué pH tienen las disoluciones o líquidos que forman parte de nuestro cuerpo?, ¿qué son las disoluciones reguladoras?, etc.
Página 18 de 33
Reacciones de transferencia de electrones Conceptos:
Definición electrónica de oxidación‐reducción. Oxidantes y reductores. Números de oxidación en compuestos inorgánicos e orgánicos. Ajuste de reacciones redox por el método del ión‐electrón. Cálculos con reacciones redox. Valoraciones redox. Estudio experimental de la escala de oxidantes y reductores. Procesos redox industriales.
Procedimientos:
Relacionar: sustancias oxidante, reductora, que se oxida, que se reduce con la variación del número de oxidación en una reacción redox. Analizar la estequiometría de una reacción redox. Ajustar reacciones de oxidación‐reducción mediante el método del ión‐electrón.
11
Actitudes:
Valorar la importancia de la tecnología como método par aprovechar en beneficio de la sociedad, los fenómenos químicos asociados a la oxidación – reducción.
Tercer Trimestre Conjuntamen te con la unidad 12
10
Página 19 de 33
Electroquímica Conceptos:
Celdas electroquímicas. Concepto de célula galvánica y cuba electrolítica como dispositivos que transforman energía química en eléctrica y viceversa. Las pilas de electrodos metálicos. La pila Daniell. Conceptos de ánodo y cátodo de una pila. Proceso anódico y catódico. Polaridad eléctrica de una pila. Electrodo de gases. Potencial estándar de oxidación y potencial estándar de reducción de un electrodo. Fuerza electromotriz de una pila. Predicción de reacciones redox. Conceptos de ánodo y cátodo de una cuba electrolítica. Proceso anódico y catódico. Polaridad eléctrica de los electrodos de una cuba. Ejemplos de electrólisis. Estudio teórico y experimental de la electrólisis. Leyes de Faraday. Aplicaciones de las reacciones redox: las baterías, la corrosión de metales.
12
Procedimientos:
Interpretar las tablas de potenciales normales de reducción. Determinar el potencial de una pila a partir de los potenciales normales de los electrodos. Determinar la espontaneidad de un proceso redox a partir de los potenciales de electrodos. Aplicar las leyes de Faraday par la determinación de las diferentes variables implicadas en ellas: masa depositada en un proceso electrolítico, intensidad de la corriente, tiempo de funcionamientos de la pila, etc. Indicación de medidas protectoras contra la corrosión de metales.
Tercer Trimestre Conjuntamen te con la unidad 11
6
Actitudes:
Interés por las investigaciones dirigidas a desarrollar nuevas fuentes portátiles de energía. Sensibilidad ante el riesgo de contaminación representado por las pilas. Asimilación de la capacidad predictiva de la ciencia, que previene ensayos costosos e inútiles
Página 20 de 33
Temas transversales: Las reacciones de oxidación‐reducción desempeñan un papel esencial para explicar fenómenos que, por sus aplicaciones en ámbitos diversos de la vida, han desempeñado un papel decisivo para definir nuestra forma actual de vivir. El enfoque de este núcleo debe centrarse, por tanto, en el estudio de dichas reacciones como medio para explicar sus aplicaciones. Es la razón de que la electroquímica sea el elemento central en torno al que se agrupan estos contenidos. El alumnado debe comprender el significado de conceptos como oxidación, reducción, especies oxidantes y reductoras, así como que la oxidación de una especie química implica la reducción de otra y viceversa. El concepto de número de oxidación da paso al ajuste de ecuaciones redox por los métodos del número de oxidación y del ión‐electrón, lo que permite un estudio estequiométrico de dichas reacciones, con la introducción del concepto de equivalente redox. La definición del concepto de potencial de reducción estándar y el establecimiento de una escala de oxidantes y reductores permitirá predecir las especies que se reduzcan u oxiden en presencia de otras. La experiencia adquirida al estudiar las volumetrías ácido‐base permitirá ahora al alumnado diseñar y realizar experimentalmente alguna valoración redox. Al estudiar las aplicaciones y repercusiones de las reacciones redox, se introduce el estudio de las pilas y baterías eléctricas y se destaca la importancia de que, tanto históricamente, como en la actualidad, tiene la electrólisis, destacando la importancia de los trabajos de Faraday cuyas leyes de la electrólisis se utilizan aún en la actualidad y la importancia industrial de la electrólisis en procesos como la prevención de la corrosión de metales, reciclaje, refinado, etc. Al desarrollar estos contenidos pueden plantearse cuestiones como: ¿es necesaria la intervención del oxígeno para que se produzca oxidación?, ¿cómo puede determinarse la concentración de un oxidante o de un reductor en una disolución?, ¿cómo se obtenían en la antigüedad los metales a partir de sus óxidos?, ¿se usaba algún proceso de oxidación o de reducción?, ¿por qué se oxida el hierro al dejarlo a la intemperie y, sin embargo, el oro no lo hace?, ¿qué importancia tuvo la invención de la pila de Volta?, ¿en qué se basa hoy el funcionamiento de una pila eléctrica?, etc.
Página 21 de 33
Introducción a la Química del Carbono Conceptos:
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 especial. Concepto de grupo funcional y serie homóloga. Concepto de isomería y distinción entre sus diferentes tipos.
Procedimientos:
13
Distinguir entre Química Orgánica y Química Inorgánica. Representar esquemáticamente el solapamiento de orbitales que justifica la formación de enlaces sencillos, dobles y triples. Identificar de 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. Representar con modelos de bolas y varillas alguna moléculas orgánica sencilla. Identificar el tipo de isomería que puede acompañar a distintos compuestos orgánicos. Reconocer los carbonos asimétricos en una cadena carbonada.
Tercer Trimestre
5
Actitudes:
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.
Página 22 de 33
METODOLOGÍA DECRETO 416/2008, de 22 de julio, por el que se establece la ordenación y las enseñanzas correspondientes al Bachillerato en Andalucía. Artículo 7. Orientaciones metodológicas. 1. Los centros docentes en sus propuestas pedagógicas para el Bachillerato favorecerán el desarrollo de actividades encaminadas a que el alumnado aprenda por sí mismo, trabaje en equipo y utilice los métodos de investigación apropiados. 2. Las programaciones didácticas de las distintas materias del Bachillerato incluirán actividades que estimulen el interés y el hábito de la lectura y la capacidad de expresarse correctamente en público. 3. Los centros docentes podrán impartir determinadas materias del currículo de Bachillerato en una lengua extranjera, de acuerdo con lo que establezca al respecto la Consejería competente en materia de educación. 4. Se asegurará el trabajo en equipo del profesorado garantizando la coordinación de todos los miembros del equipo docente que atienda a cada alumno o alumna. 5. En el proyecto educativo y en las programaciones didácticas se plasmarán las estrategias que desarrollará el profesorado para alcanzar los objetivos previstos en cada una de las materias. 6. Se facilitará la realización, por parte del alumnado, de trabajos de investigación, monográficos, interdisciplinares u otros de naturaleza análoga que impliquen a uno o varios departamentos de coordinación didáctica.
La metodología didáctica del Bachillerato favorecerá fundamentalmente la capacidad de los alumnos para aplicar los métodos adecuados de la investigación en Química, trabajar en equipo, aprender por sí mismos y aplicar los aspectos teóricos a la realidad tecnológica y social; en resumen, favorecerá el desarrollo de la individualidad, la sociabilidad y la autonomía. • •
• • • •
•
Se partirá de los conocimientos y competencia curricular adquirida por los alumnos en primero de Bachillerato. Con el fin de estructurar un conocimiento funcional, se incluirán los hechos, conceptos, teorías y modelos de la Química y los contextos históricos en los que se formulan, así como los procedimientos coherentes con los métodos de trabajo de la Ciencia y se utilizarán para analizar sus aplicaciones tecnológicas e impactos ambientales y sociales y explicar los fenómenos que tienen lugar en el mundo que nos rodea. Estos aspectos deben se enfocarán de un modo interesante, accesible y motivador, teniendo en cuenta la diversidad de intereses que pueden tener los alumnos. Para que los estudiantes sean capaces de aprender por sí mismos y actúen de forma responsable y autónoma, se facilitará la reflexión sobre su propio aprendizaje, analizando las técnicas y estrategias utilizadas. En los ejercicios de aplicación de conceptos, se tratarán especialmente problemas que supongan un verdadero desafío intelectual y que sean apropiados para su resolución de forma cooperativa. Los trabajos prácticos, que se plantearán, serán lo suficientemente flexibles como para llevar a cabo una amplia gama de experiencias (prácticas cortas, simulaciones por ordenador, ejercicios de recopilación y análisis de datos, trabajo general de laboratorio). Pero para que el trabajo práctico sea completo deberá incluir no sólo experimentos sencillos, sino también pequeñas investigaciones que requieran mayor compromiso intelectual. Se utilizará, en la medida de lo posible, en el proceso de enseñanza‐aprendizaje la herramienta de las Nuevas Tecnologías de la Información y la Comunicación.
Página 23 de 33
En Química de 2º de Bachillerato se fomentará la actividad constructiva del alumno, considerando que: a) Es él quién aprende, modifica y reelabora sus esquemas de conocimiento, construyendo sus propios aprendizajes. b) El profesor además de enseñar, impulsa, es guía mediador y coordina para la construcción de aprendizajes significativos. En todo caso, se partirá de las ideas previas sobre el tema o preconceptos y dando los siguientes pasos: • • • • • • • •
Identificar estas ideas y otras concepciones alternativas. Cuestionar estas ideas con preguntas. Introducir nuevos conceptos relacionados con las ideas previas analizadas. Realizar actividades diversas, que permitan al alumno usar las nuevas ideas y comprobar que son más eficaces. Realización de problemas. Recapitulación. Autoevaluación. Evaluación por parte del profesor.
Como técnicas didácticas, asociadas a procedimientos de fácil aplicación en el aula podemos destacar:
Manejo, presentación e interpretación de datos (observación, medición, clasificación, registro, procesamiento, análisis y extrapolación: cuestionarios, tablas, gráficos, etc.). Cada unidad didáctica dispondrá por tanto, de animaciones y páginas Web relacionadas que ayuden en este sentido. Definición operativa y diseño de experimentos (puestas en común, predicción, planificación, programación: resúmenes, esquemas, fichas, mapas conceptuales, etc.) Realización de pequeñas investigaciones y trabajos (manipulación específica del laboratorio o del taller, uso seguro del material, seguimiento de instrucciones escritas o verbales, trabajo metódico y eficiente: formularios, instrucciones, planos, controles, etc.). En las unidades didácticas proponemos la realización de las correspondientes prácticas de laboratorio. Así mismo, se presenta una unidad didáctica exclusiva para la adquisición de capacidades propias del trabajo científico en el laboratorio. Identificación, clarificación y resolución de problemas (aplicación de conceptos, principios o modelos científicos). En el curso de 2º de Bachillerato que tratamos daremos especial importancias a los problemas correspondientes a las Pruebas de Acceso Universitario (PAU) que tendremos en cuenta. En cada unidad didáctica los alumnos elaborarán breves trabajos biográficos sobre científicos de relevancia en el tema y los expondrán ante sus compañeros en el aula. De esta forma el alumno investigará, buscará información, utilizará las nuevas y mejorará su expresión oral y escrita. (según Instrucción de 30 de junio de 2011)
Página 24 de 33
CRITERIOS DE EVALUACIÓN Unidades 1 y 2
Reconocer una disolución, cualquiera que sea el estado en que se presenten tanto el soluto como el disolvente, precisando las diferencias existentes entre una disolución verdadera y una disolución coloidal.
Calcular concentraciones en porcentaje en masa, porcentaje en volumen, molaridad y fracción molar, tanto de solutos sólidos como líquidos (en este caso, sabiendo aplicar los datos de densidad y pureza), así como determinar la cantidad de sustancia (en gramos y moles) contenida en un volumen determinado de una disolución.
Preparar correctamente, en el laboratorio, disoluciones de concentraciones determinadas partiendo de solutos sólidos o de otras más concentradas cuya molaridad es conocida, o que deba calcularse previamente a partir de los datos contenidos en la etiqueta del producto.
Aplicar correctamente las ecuaciones de los gases para determinar volúmenes, presiones, temperaturas, cantidad de sustancia, masas molares y densidades de distintos gases, y así poder describir su evolución en los procesos.
Precisar el concepto de volumen molar en condiciones normales y en cualesquiera otras condiciones.
Aplicar las tres leyes ponderales a procesos químicos sencillos; y a la inversa, dada una serie de experimentos químicos, averiguar qué ley ponderal se cumple. Reconocer al reactivo limitante. Entender el significado de las leyes volumétricas en el comportamiento físico de los gases.
Distinguir correctamente entre átomo y molécula y justificar el número de átomos de los distintos elementos que, necesariamente, deben integrar una determinada molécula sencilla.
Calcular masas atómicas relativas, a partir del conocimiento del número de átomos que integran la molécula y la proporción en masa de cada uno de ellos.
Realizar correctamente equivalencias entre moles, gramos, moléculas y átomos existentes en una determinada cantidad de sustancia.
Calcular la composición centesimal de cada uno de los elementos que integran un compuesto y saber determinar la fórmula empírica y molecular de un compuesto a partir de su composición centesimal.
Formulación de compuestos orgánicos e inorgánicos. Página 25 de 33
Unidades 3, 4, 5 y 6
Conocer las principales partículas elementales.
Saber describir los modelos de Rutherford y Bohr, sus logros y limitaciones.
Conocer y aplicar la hipótesis de Planck.
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.
Conocer los números cuánticos y sus valores permitidos.
Conocer los diferentes tipos de orbitales, sus formas y números cuánticos que los limitan.
Escribir configuraciones electrónicas de átomos e iones.
Conocer los principios de Pauli y de Hund.
Saber explicar la relación entre la ordenación periódica y la estructura electrónica.
Definir las propiedades periódicas y las variaciones que experimentan al desplazarse por el Sistema Periódico.
Describir las características del enlace iónico.
Construir ciclos energéticos de tipo Born‐Haber.
Conocer las propiedades de las sustancia iónicas.
Describir las características del enlace covalente.
Escribir estructuras de Lewis para las moléculas.
Discutir la polaridad de varios enlaces y moléculas.
Explicar la formación de los enlaces simple, doble y triple de los átomos de carbono.
Explicar la geometría de algunas moléculas por el método RPECV.
Conocer las propiedades de las sustancias covalentes.
Explicar las propiedades de las sustancias metálicas, utilizando las teorías estudiadas.
Conocer las fuerzas intermoleculares y su influencia sobre las propiedades de algunas sustancias.
Página 26 de 33
Unidades 7, 8 y 9
Planificar investigaciones sobre diferentes combustibles para justificar la elección de unos frente a otros, en función de la energía liberada y de razones económicas y ambientales. Se trata de constatar que el alumno es capaz de plantear investigaciones, de realizar una selección bibliográfica inicial sobre el tema, de analizar los datos, desde el punto de vista energético, aplicando la ley de Hess y las energías de enlace para el cálculo de las energías de reacción, y de aplicar los cálculos estequiométricos para determinar algunas repercusiones medioambientales.
Predecir si determinadas reacciones serán viables desde el punto de vista termodinámico, recurriendo a estimaciones de la energía libre de Gibbs, así como averiguar si una reacción química determinada será exotérmica o endotérmica.
Definir y aplicar correctamente el concepto de velocidad de reacción y expresar las ecuaciones cinéticas de reacciones.
Relacionar la energía de activación de una reacción con la velocidad de la misma mediante diagramas entálpicos.
Conocer y definir correctamente los factores que modifican la velocidad de una reacción y la influencia de los catalizadores.
Realizar hipótesis sobre las variaciones que se producen en un equilibrio químico al modificar algunos de los factores que lo determinan, y plantear la manera en que se pueden poner a prueba dichas hipótesis. Se pretende comprobar que los alumnos son capaces de emitir hipótesis sobre los diferentes factores que determinan un equilibrio químico, tales como la presión, la temperatura y la concentración, y que plantean experiencias o recurren a diferentes tipos de resultados para contrastarlas.
Resolver ejercicios y problemas relacionados con la determinación de cantidades de las sustancias que intervienen en reacciones químicas, tanto las teóricamente irreversibles como aquéllas en las que se ha alcanzado el equilibrio químico.
Apreciar la importancia de los catalizadores para la mejora y el control de la velocidad de reacción en todo tipo de procesos, industriales o de laboratorio, así como en los procesos que ocurren en la naturaleza y en el interior de los seres vivos. Página 27 de 33
Unidades 10, 11 y 12
Identificar ácidos y bases, según las distintas definiciones.
Establecer relaciones cuantitativas en reacciones ácido‐base.
Predecir el efecto sobre el pH de una disolución.
Predecir el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas preparadas con diferentes solutos.
Determinar números de oxidación de los elementos en diferentes compuestos, e identificar oxidantes y reductores.
Ajustar reacciones redox por los métodos del ión‐electrón y del número de oxidación.
Reproducir en el laboratorio reacciones redox sencillas.
Describir los procesos que tienen lugar en las pilas galvánicas.
Aplicar los potenciales de electrodo para predecir el sentido de las reacciones redox.
Aplicar los potenciales redox par calcular fem de pilas.
Efectuar cálculos cuantitativos en procesos de electrólisis, basados en las leyes de Faraday.
Realizar experimentos de electrólisis.
Describir procesos industriales y fenómenos biológicos desde el punto de vista de la transferencia electrónica.
Describir algunos procesos electrolíticos industriales importantes.
Unidad 13
Distinguir las diferentes fórmulas con las que se pueden representar los compuestos del carbono.
Reconocer los distintos tipos de isómeros de un compuesto orgánico.
Formular y nombrar compuestos del carbono mono y poli funcionales.
Relacionar el tipo de ruptura del enlace con el tipo de reacción producido.
Describir, conocer y diferenciar los reactivos electrófilos y nucleófilos.
Resolver variados ejercicios donde se propongan reacciones de sustitución, eliminación y adición.
Describir las características básicas y fundamentales de los polímeros y su importancia en la sociedad actual.
Página 28 de 33
CRITERIOS DE CALIFICACIÓN La nota de cada evaluación se compone de los siguientes elementos:
Nota de los exámenes o evaluación objetiva, calculando la media aritmética en caso de varias pruebas (hasta un 90%). No se hará media en el caso de que alguno de los exámenes tenga una nota inferior a 3 puntos, debiendo el alumno/a superar un examen de recuperación de dicho tema.
La corrección de los exámenes seguirá los criterios de calificación de las Pruebas de Acceso a la Universidad.
Se añade la puntuación de las actividades de evaluación formativa, individuales y grupales (comentarios de textos, prácticas de laboratorio, investigaciones, etc.). El profesor ponderará el valor de estos trabajos SI LOS HUBIERA y la sumará a la puntuación obtenida en los exámenes (hasta un 10%).
Otros aspectos que se valoran (hasta un 10%) •
Asistencia a clase. Se penaliza la falta injustificada a clase hasta un 20% de la nota final, además de lo que se reglamenta en el Reglamento de Régimen Interno.
•
Comportamiento en el aula. Se valora positivamente que el alumno preste atención a las explicaciones o exposiciones didácticas, que desarrolle un trato correcto con los otros alumnos y el profesor, además de un trabajo en el aula.
•
Faltas de ortografía. Se penaliza según los criterios establecidos por el departamento. En este sentido será conveniente fijar dichos criterios al principio de curso entre todos los profesores que imparten clase a mismo grupo de alumnos.
En resumen: 9 Pruebas objetivas: hasta un 80% de la nota global. 9 Actividades de evaluación formativa: hasta un 10% de la nota global (SI LAS HUBIERA). 9 Otros aspectos: hasta un 10%.
Página 29 de 33
MEDIDAS DE ATENCIÓN A LA DIVERSIDAD PROGRAMA DE REFUERZO Y EVALUACIÓN PARA ALUMNOS QUE HAN PROMOCIONDO CON ESTA MATERIA PENDIENTE Los alumnos que tengan pendiente Física y Química de 1º de Bachillerato contarán con un cuadernillo de repaso con los contenidos más importantes de la asignatura y ejercicios de cada uno de los apartados para realizar en casa. Se hará un seguimiento de este trabajo y se resolverán las dudas planteadas en clase.
ADAPTACIONES CURRICULARES ORDEN de 5 de agosto de 2008, por la que se desarrolla el currículo correspondiente al Bachillerato en Andalucía Artículo 11. Adaptaciones curriculares. 1. La adaptación curricular es una medida de atención a la diversidad que implica una actuación sobre los elementos del currículo, modificándolos, a fin de dar respuestas al alumnado que requiera una atención educativa diferente a la ordinaria, por presentar necesidades educativas especiales o por sus altas capacidades intelectuales. 2. Los centros docentes que atiendan alumnado con necesidades educativas especiales o altas capacidades intelectuales dispondrán de los medios y de los recursos necesarios que garanticen la escolarización de este alumnado en condiciones adecuadas. 3. Las adaptaciones curriculares a que se refiere el apartado 1 serán propuestas y elaboradas por el equipo docente, bajo la coordinación del profesor o profesora tutor y con el asesoramiento del departamento de orientación. En dichas adaptaciones constarán las materias en las que se van a aplicar, la metodología, la organización de los contenidos y los criterios de evaluación. 4. Los resultados de las evaluaciones se consignarán en el historial académico de este alumnado, donde se especificará con una «x» en la columna «AC» aquellas materias que hayan sido objeto de adaptación curricular. Asimismo, se hará constar esta circunstancia en la relación certificada de alumnos y alumnas que concurren a las pruebas de acceso a la Universidad, que los centros han de enviar a la Universidad, con antelación a la realización de dichas pruebas.
Página 30 de 33
MATERIALES Y RECURSOS DIDÁCTICOS a) Materiales y recursos primarios: cuadernos, libros de texto, cuaderno específico para resolución de ejercicios (relaciones de problemas), etc. Se dispondrá también de unos apuntes y relaciones de problemas adaptados a las pruebas que deberán realizar en las Pruebas de Adaptación Universitaria (PAU) b) Laboratorio (reactivos, instrumentos de medida, material necesario…). Será importante en este caso disponer de un inventario del material del laboratorio para conocer aquellos materiales y sustancias de las que se disponen así como de las que será necesario hacer un pedido, en función de las prácticas que el profesor en esta materia tenga previsto realizar. c) Medios audiovisuales: vídeo, diapositivas, cañón proyector, transparencias. d) Medios informáticos: Carros de portátiles con conexión a Internet, pizarra digital interactiva.
Página 31 de 33
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS Y EXTRAESCOLARES Relacionadas con las fechas de celebraciones pedagógicas Día 17 de Octubre: DIA ESCOLAR DE LA SOLIDARIDAD CON EL TERCER MUNDO. Día 20 de Noviembre: DIA ESCOLAR DE LOS DERECHOS DE LA INFANCIA Día 5 de Diciembre: DIA ESCOLAR DE LA CONSTITUCION Día 30 de Enero: DIA ESCOLAR DE LA PAZ Y LA NO-VIOLENCIA. Día 28 de Febrero: DIA DE ANDALUCÍA Día 7 de Marzo: DIA ESCOLAR DE LA EDUCACION INTERCULTURAL Y CONTRA LA DISCRIMINACION. Día 7 de Abril: DIA ESCOLAR DE LA SALUD. Del 21 al 25 de Abril: SEMANA ESCOLAR DEL LIBRO Día 9 de Mayo: DIA ESCOLAR DE EUROPA Día 5 de Junio: DIA ESCOLAR DE LA NATURALEZA Y EL MEDIO AMBIENTE
Página 32 de 33
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS Y EXTRAESCOLARES Relacionadas con el curriculum de la materia ACTIVIDAD FECHA APROXIMADA
Informar de la metodología y procedimientos relacionados con la Prueba de Acceso Universitario (PAU), explicando y aconsejando sobre su elaboración. Información de las características de los estudios universitarios relacionados con la materia impartida así como de las salidas profesionales correspondientes. Colaborando en esta actividad con el Departamento de Orientación. Participación en la Olimpiada de Química (Voluntaria)
Durante todo el curso escolar. A convenir con el Departamento de Orientación 2º Trimestre
Página 33 de 33