DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA

curso 2016-17

RECUPERACIÓN DE LA ASIGNATURA "FÍSICA Y QUÍMICA" DE 1º DE BACHILLERATO •

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Durante el mes de octubre se entregará un documento con orientaciones sobre los contenidos de la asignatura que se deben recuperar: fórmulas, leyes, etc. así como problemas propuestos. Los alumnos y alumnas que tengan suspensa la asignatura deberán realizar los ejercicios propuestos. Dichos ejercicios se entregarán antes del examen. Se convocarán reuniones mensuales para tratar sobre la resolución de dichas cuestiones y para resolver dudas. Se realizarán tres exámenes en la sala de usos múltiples, en las siguientes fechas: ◦ Viernes 11 de noviembre a las 10:50 horas (3ª hora). ◦ Viernes 10 de marzo a las 10:50 horas (3ª hora). ◦ Viernes 12 de mayo a las 10:50 horas (3ª hora). En el examen de noviembre se podrá recuperar la parte que se desee, la de Física o la de Química, y posteriormente se recuperará la otra parte en el examen de marzo. Si se aprueban dichos exámenes, se considerará recuperada la asignatura. En caso de que el alumno/a apruebe la asignatura de Física o de Química de 2º de Bachillerato, el departamento podría considerar que esa parte de la asignatura de primer curso quedará aprobada. La convocatoria de mayo servirá para recuperar las partes de la asignatura que no se hayan aprobado en los dos exámenes anteriores. Las lecciones sobre las que versarán las preguntas serán: 1, 2, 3, 4, 5, y 6 (correspondientes a la parte de Química) así como las lecciones 8, 9, 10, 11 y 12 (Física) del libro de la editorial Oxford usado el curso anterior.

CONCEPTOS, DEFINICIONES Y FÓRMULAS A TENER EN CUENTA para recuperar QUÍMICA DE PRIMERO DE BACHILLERATO Lección 1 • • • •

Densidad. Equivalencia entre unidades (1 g/cm3 = 1000 kg/m3) Número de Avogadro: qué significa y cuánto vale (NA = 6,022·1023 partículas/mol) Masa molar y mol. Relación entre ambas: n (mol) = m (g) / Mm (g·mol-1) Número de partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc) en una muestra: nº = n · NA

Lección 2 • • • • • • • • • • •

Calor latente de fusión o vaporización: (Lf,v ). Se expresa en J/kg normalmente. Calor (Q) de cambio de estado: Q = m·Lf,v. Se expresa en J normalmente. Presión: P = F/S Unidades de presión y equivalencia entre ellas: 1 Pa = 1 N/m2 ; 1 atm = 760 mmHg = 101300 Pa Leyes de los gases: Boyle (P·V = cte o bien P1·V1 = P2·V2) cuando T = cte. Leyes de los gases: Gay-Lussac (V/T = cte o bien V1·T1 = V2/T2) cuando P = cte. Leyes de los gases: 2ª de Gay-Lussac o de Charles (P/T = cte o bien P1·T1 = P2/T2) cuando V = cte. Leyes de los gases: ley combinada (P·V/T = cte o bien P1·V1/T1 = P2·V2/T2) Leyes de los gases: ecuación general de los gases ideales (P·V = nRT) Constante de los gases: R = 0,082 atm·L·mol-1K-1 Ley de Dalton de las presiones parciales: la presión total es la suma de las presiones parciales.

Lección 3 • • • • • •

Concentración: % en masa = (msoluto / mdisolución) · 100 Concentración: % en volumen = (Vsoluto / Vdisolución) · 100 (sólo válido con mezclas líquidas y gaseosas) Concentración: conc. en masa = m soluto / Vdisolución Se suele expresar en kg/L, o en g/L Concentración: molaridad (M) o concentración molar (c) = nsoluto/Vdisolución Se expresa en mol·L-1 Concentración: molalidad (m) = nsoluto/mdisolvente Se expresa en mol·kg-1 Concentración: Fracción molar (χ) = nsoluto/(nsoluto + ndisolvente)

Lección 4 • • • • • • • • • • • • • • •

Número atómico: Z = nº de protones => identifica un elemento químico. Número másico: A = nº de protones + nº de neutrones => identifica a un isótopo de un elemento. Representación de un isótopo: AZX X = símbolo del elemento químico Masa atómica relativa (Ar) de un elemento: Ar = Σ(mi · %) / 100 mi = masa atómica de cada isótopo. Números cuánticos: número principal (n) = 1, 2, 3... => determina la energía del orbital. Números cuánticos: número secundario o azimutal (l) = 0, 1, 2...,n-1 => tipo de orbital (s, p d, f) Números cuánticos: número magnético (m) = -l, … 0 … +l => orientación del orbital (px, py, pz. Etc.) Números cuánticos: número de espín (s) = +1/2 , -1/2 => “giro” del electrón sobre su eje. Principio de exclusión de Pauli: no pueden coincidir todos los nos cuánticos (máximo 2 e- en un orbital) Configuración electrónica: según el diagrama de Möller, el principio de Pauli, y la regla de Hund. Sistema periódico: conocer estructura general (grupos y periodos) y relacionar con la config. electrónica. Sistema periódico: conocer la situación de los elementos más importantes. Sistema periódico: valencia y valencia iónica según la posición en la tabla, de los elementos importantes. Propiedades periódicas: radio atómico. Variación a lo largo del grupo y del periodo. Propiedades periódicas: energía de ionización. Variación a lo largo del grupo y del periodo.

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Propiedades periódicas: afinidad electrónica. Variación a lo largo del grupo y del periodo. Propiedades periódicas: electronegatividad. Variación a lo largo del grupo y del periodo. Propiedades periódicas: carácter metálico y no metálico. Variación a lo largo del grupo y del periodo.

Lección 5 • • • • • • • • • • • •

Conocer cuándo se produce enlace iónico, covalente o metálico según los elementos que se unen. Escribir las estructuras de Lewis para moléculas sencillas. Propiedades generales según el tipo de enlace: puntos de fusión/ebullición. Propiedades generales según el tipo de enlace: solubilidad en agua o en disolventes apolares. Propiedades generales según el tipo de enlace: conductividad eléctrica y térmica. Propiedades generales según el tipo de enlace: dureza. Polaridad del enlace covalente (diferencia de electronegatividad). Polaridad de una molécula o no según sus enlaces y su geometría. Fuerzas intermoleculares: dipolo-dipolo. Fuerzas intermoleculares: dipolo-dipolo. Fuerzas intermoleculares: de inducción (o dispersión). Enlace de hidrógeno: cuándo se puede formar y qué efecto produce (puntos de fus./ebullición más altos...)

Lección 6 • • • • • • • •

Ajuste de reacciones químicas. Cálculos masa – masa, volumen – volumen (gases) y mezclados. Determinar el reactivo limitante y hacer los cálculos estequiométricos con él. Tener en cuenta la pureza de un reactivo (%). Rendimiento de una reacción: % = (masa de producto real / masa de producto obtenido en teoría) · 100 Reacciones de transferencia de protones (ácido-base): escribir la reacción de neutralización. Número de oxidación: la suma de los números es igual a la carga del ión o a cero si es neutra la sustancia. Definición de velocidad de reacción y conocimiento de los factores que influyen. RELACIÓN DE PROBLEMAS Y EJERCICIOS DEL LIBRO (Oxford) RECOMENDADOS

LECCIÓN

EJERCICIOS

PÁGINAS

1

11, 13,17,19, 20, 21 y 22

29 a 34

2

4, 6, 7, 10, 13

44 a 48

3

1, 2, 8, 9

61 a 65

4

2, 4, 5, 11, 14, 15, 17, 18, 19

82 a 105

5

4, 5, 6, 8, 9, 11, 12

115 a 124

6

1, 2, 4, 5, 8, 9, 12, 16

133 a 140

CONCEPTOS, DEFINICIONES Y FÓRMULAS A TENER EN CUENTA para recuperar FÍSICA DE PRIMERO DE BACHILLERATO NOTA: las magnitudes vectoriales (r, v, a, F, etc.) se representan en negrita y cursiva. Lección 8.

Descripción de movimientos. Cinemática.

Páginas

Expresión del vector de posición (r) en función de coordenadas x e y (con vectores unitarios i y j)

202

Definición de desplazamiento, trayectoria y espacio recorrido

204

Vectores velocidad media e instantánea. La velocidad como derivada del vector de posición: v = dr/dt

205-208

Vector aceleración media e instantánea. La aceleración como derivada del vector velocidad: a = dv/dt

210-212

Aceleración tangencial y centrípeta (o normal): qué son y qué información dan.

213-214

Lección 9.

Movimientos en una y dos dimensiones.

Movimiento rectilíneo uniforme (MRU). Ecuaciones:

x = x0 + vt

r = x0 + vt

225

Movimiento rectilíneo uniformemente acelerado. Ecuaciones: x = x0 + v0t + at2/2 r = x0 + v0t + at2/2 v = v0 + at v = v0 + at

227-228

Caída libre de un cuerpo (MRUA). Ecuaciones: v = gt ; y = y0 + gt2/2

232-233

Movimientos parabólicos como composición de un MRU y un MRUA. Cálculo del alcance máximo 236-237 y de la altura máxima. Movimiento circular uniforme. Ángulo, velocidad angular (ω = ∆φ/∆t ) período (T) y frecuencia (ν). 243-245 Relación entre estas magnitudes. Lección 10.

Las leyes de la Dinámica.

Cantidad de movimiento o momento lineal: p = m·v

257

1ª ley de la Dinámica: ley de inercia

258

2ª ley de la Dinámica: ley fundamental de la dinámica F = dp/dt 3ª ley de la Dinámica: ley de acción y reacción Lección 11.

F = m·a (si m es constante)

260-261 262

Fuerzas en la naturaleza. Aplicaciones.

Fuerza de gravedad: F = G·m·m'/r2

276

Cálculo de g: g = G·m/rT2

277

Peso: P = m·g

278

Fuerza de rozamiento: Fr = µN

280

Fuerza elástica: ley de Hooke. Constante restauradora.

F = k·∆x

280

Resolución de problemas de cuerpos en contacto

284

Resolución de problemas de planos inclinados.

286

Resolución de problemas de poleas

287

Resolución de problemas de “ascensores”

290

Lección 12.

Trabajo y energía mecánica.

Trabajo mecánico: Potencia:

302-303

W = F·∆x·cosθ

P = W/t

Energía cinética:

Ec = m·v2/2

Energía potencial gravitatoria:

306 Ep = m·g·h

308

El trabajo de la fuerza gravitatoria como variación de la energía potencial: W = ∆Ep

309

Definición de fuerza conservativa

313

Aplicación del principio de conservación de la energía mecánica en ausencia de fuerzas no conservativas.

314

RELACIÓN DE PROBLEMAS Y EJERCICIOS DEL LIBRO (Oxford) RECOMENDADOS

LECCIÓN

EJERCICIOS

PÁGINAS

8

1, 3, 4, 5, 10, 12, 14, 15, 17, 19, 21, 22

203 a 214

9

1, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 14, 15, 23, 25, 27, 37

223 a 245

10

4, 10, 11, 13, 15, 17

257 a 268

11

1, 4, 8, 12, 15, 21

277 a 290

12

2, 4, 7, 12, 15, 17,

302 a 315