QUÍMICA 2º BACH


QUÍMICA 2º BACH



Ejercicios de Química de la PAU (Cantabria) de los últimos años agrupados por temas en los siguientes links:




CONTENIDOS LOMCE

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.
      Estructura electrónica de los átomos: principio de exclusión de Pauli, orden energético creciente y regla de Hund.
      Clasificación de los elementos según su estructura electrónica: Sistema Periódico.
      Propiedades de los elementos según su posición en el Sistema Periódico: radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad.
      Enlace químico.
      Enlace iónico.
      Propiedades de las sustancias con enlace iónico
      Enlace covalente. Geometría y polaridad de las moléculas.
      Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV).
      Teoría del enlace de valencia (TEV) e hibridación.
      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.
      Fuerzas intermoleculares: enlace de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals.
      Enlaces presentes en sustancias de interés biológico.


Bloque 3. Reacciones Químicas

      Concepto de velocidad de reacción. Aspecto dinámico de las reacciones químicas. Ecuaciones cinéticas.
      Orden de reacción y Molecularidad.
      Teorías de las reacciones químicas: teoría de colisiones y teoría del estado de transición.
      Factores que influyen en la velocidad de las reacciones químicas.
      Utilización de catalizadores en procesos industriales.
      Mecanismos de reacción.
      Equilibrio químico. Ley de acción de masas. La constante de equilibrio, formas de expresarla: Kc y Kp y relación entre ellas.
      Grado de disociación.
      Equilibrios con gases.
      Factores que afectan al estado de equilibrio: Principio de Le Chatelier.
      Aplicaciones e importancia del equilibrio químico en procesos industriales y en situaciones de la vida cotidiana.
      Equilibrios heterogéneos: reacciones de precipitación. Solubilidad y producto de solubilidad. Efecto del ión común.
      Equilibrio ácido-base.
      Concepto de ácido-base.
      Teoría Arrhenius y de Brönsted-Lowry.
      Fuerza relativa de los ácidos y bases, grado de ionización. Constantes de disociación. Equilibrio iónico del agua.
      Concepto de pH. Importancia del pH a nivel biológico
      Volumetrías de neutralización ácido-base.
      Indicadores ácido-base.
      Estudio cualitativo de la hidrólisis de sales.
      Estudio cualitativo de las disoluciones reguladoras 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 del ion-electrón. Estequiometría de las reacciones redox.
      Pilas galvánicas.
      Potencial de reducción estándar.
      Espontaneidad de las reacciones redox.
      Volumetrías redox.
      Electrolisis. Leyes de Faraday.
      Aplicaciones y repercusiones de las reacciones de oxidación reducción: baterías eléctricas, pilas de combustible, prevención de la corrosión de metales.


Bloque 4. Síntesis orgánica y nuevos materiales

      Estudio de funciones orgánicas.
      Nomenclatura y formulación orgánica según las normas de la IUPAC.
      Compuestos orgánicos de interés: hidrocarburos, derivados halogenados, funciones oxigenadas y nitrogenadas, Compuestos orgánicos polifuncionales.
      Tipos de isomería.
      Tipos de reacciones orgánicas: sustitución, adición, eliminación, condensación y redox.
      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: adición y condensación.
      Fabricación de materiales plásticos y sus transformados: impacto medioambiental.
      Importancia de la Química del Carbono en el desarrollo de la sociedad del bienestar.










QUÍMICA 2º BACH (LOE)

“QUÍMICA” para la Prueba de Acceso a la Universidad de Cantabria.

INTRODUCCIÓN:
Materia de modalidad del Bachillerato de Ciencias y Tecnología, la Química amplía la formación científica de los estudiantes y proporciona una herramienta para la comprensión del mundo en que se desenvuelven, no sólo por sus repercusiones directas en numerosos ámbitos de la sociedad actual, sino por su relación con otros campos del conocimiento como las ingenierías, la medicina, la farmacología, las tecnologías de nuevos materiales y de la alimentación, las ciencias medioambientales, la bioquímica, etc.
De acuerdo con los objetivos generales de la materia, la prueba evalúa los conocimientos, la capacidad de razonamiento y de cálculo, la comprensión del lenguaje específico, la competencia para analizar, relacionar, sintetizar y expresar conceptos; dentro del ámbito disciplinar de la Química.

ESTRUCTURA DE LA PRUEBA DE ACCESO:

  • La prueba presenta dos opciones diferentes entre las que el estudiante debe elegir una.
  • Cada opción consta de cinco ejercicios.
  • En las Reuniones de Coordinación, y a propuesta del Coordinador de Universidad, se priorizan y ajustan aquellos contenidos que mejor se avienen al tipo de conocimientos y capacidades que se consideran fundamentales para seguir con éxito las enseñanzas universitarias.

CRITERIOS GENERALES DE CALIFICACIÓN:

  • El estudiante debe elegir una opción completa de ejercicios de entre las dos propuestas. Si elige ejercicios de distintas opciones sólo se calificarán los correspondientes a la primera opción que se encuentre.
  • Cada ejercicio tendrá una valoración de dos puntos.
  • Todas las respuestas deben explicarse razonadamente. Todos los resultados numéricos deben estar precedidos por el correspondiente planteamiento y por el proceso matemático que conduce a su cálculo.
  • El ejercicio numérico, o el apartado, bien planteado que ofrezca un resultado erróneo pero lógico, se puntuará con un 80 % de la calificación.
  • El ejercicio, o apartado,  bien planteado con resultado erróneo y disparatado, o que presente dos o más errores encadenados, se calificará con cero en su conjunto.
  • No escribir de forma adecuada u omitir las unidades en el valor final de un resultado, supondrá una reducción del 10% del valor del apartado o ejercicio donde se produzca.
  • El ejercicio, o apartado,  que contenga afirmaciones contradictorias o cuando la respuesta no corresponda a la pregunta formulada, se calificará con cero en su conjunto.
  • En la prueba se indicará la fórmula de las sustancias inorgánicas que aparezcan en los diferentes ejercicios, con excepción de aquellas cuyo conocimiento se considera básico (compuestos binarios e hidróxidos; ácido nítrico, perclórico, sulfúrico, carbónico y fosfórico; así como sus sales). El ejercicio, o apartado, planteado y resuelto con fórmulas incorrectas se calificará con cero en su conjunto.
  

PROGRAMA PARA LAS CONVOCATORIAS

1. Contenidos comunes.
Contenidos:
  • Utilización de estrategias básicas de la actividad científica tales como el planteamiento de problemas y la toma de decisiones acerca del interés y la conveniencia o no de su estudio; formulación y contraste de hipótesis, elaboración de estrategias de resolución y de diseños experimentales y análisis de los resultados y de su fiabilidad.
  • Búsqueda, selección y comunicación de información y de resultados utilizando la terminología adecuada.

Criterios de evaluación:
  • Familiarizarse con el diseño y realización de experimentos químicos, así como con el uso del instrumental básico de un laboratorio químico y conocer algunas técnicas específicas, todo ello de acuerdo con las normas de seguridad de sus instalaciones.
  • Describir los diseños experimentales y los procesos necesarios para: 1) Realizar una valoración ácido-base; 2) Construir una pila Daniell y medir su fuerza electromotriz; 3) Precipitar y modificar la solubilidad de sales insolubles.
2. Estructura atómica y clasificación periódica de los elementos.
Contenidos:
  • Del átomo de Bohr al modelo cuántico. Importancia de la mecánica cuántica en el desarrollo de la química.
  • Orbitales atómicos. Números cuánticos. Configuraciones electrónicas. Principio de Pauli y Regla de Hund.
  • Evolución histórica de la ordenación periódica de los elementos.
  • Estructura electrónica y periodicidad. Tendencias periódicas de las propiedades de los elementos.
Criterios de evaluación:
  • Explicar los espectros atómicos discontinuos de absorción y de emisión a partir de la hipótesis de Planck.
  • Enunciar los postulados del modelo atómico de Bohr.
  • Indicar la validez y las limitaciones del modelo atómico de Bohr.
  • Diferenciar el modelo de órbita de Bohr del modelo mecano-cuántico de orbital.
  • Relacionar los números cuánticos con los estados energéticos de cada orbital y electrón.
  • Deducir la configuración electrónica de un elemento a partir de su número atómico. Indicar el período y grupo del Sistema Periódico al que pertenece, si es un elemento representativo. Saber indicar si es un elemento de transición.
  • Distinguir, mediante la  configuración electrónica, si un elemento se encuentra en estado fundamental, excitado o ionizado.
  • Conocer la configuración electrónica diferencial de los diferentes grupos de elementos representativos y de transición del Sistema Periódico.
  • Justificar la variación de las propiedades periódicas (radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica, y  electronegatividad) y comparar las propiedades periódicas de elementos representativos utilizando el concepto de carga nuclear efectiva.
3. Enlace químico y propiedades de las sustancias.
Contenidos:
  • Enlace químico y estabilidad energética.
  • Enlaces covalentes. Estructuras de Lewis. Teoría del enlace de valencia.
  • Geometría y polaridad de moléculas sencillas.
  • Enlaces entre moléculas. Propiedades de las sustancias moleculares.
  • El enlace iónico. Estructura y propiedades de las sustancias iónicas.
  • Estudio cualitativo del enlace metálico. Propiedades de los metales.
  • Propiedades de algunas sustancias de interés biológico o industrial en función de la estructura o enlaces característicos de la misma.
 Criterios de evaluación:
  • Explicar las curvas de estabilidad energética en las que se observan la longitud y la energía de enlace.
  • Realizar representaciones de moléculas covalentes sencillas mediante diagramas de Lewis.
  • Explicar el enlace covalente en moléculas como las de F2, O2, N2  y compuestos carbonados, a partir de la teoría del enlace de valencia.
  • Conocer los parámetros que determinan la estructura de las moléculas: Longitud, energía y polaridad de los enlaces covalentes.
  • Interpretar estructuras de moléculas mediante la teoría de la hibridación.
  • Escribir moléculas con distintos tipos de hibridación, siendo el átomo hibridado Be, B, C, N y O. Indicar la forma geométrica y la polaridad de la molécula.
  • Explicar los enlaces simples, dobles y triples en las cadenas carbonadas.
  • Conocer la distinta naturaleza e intensidad de las fuerzas intermoleculares y su influencia en las propiedades de las sustancias.
  • Conocer la naturaleza de los enlaces iónico y metálico.
  • Diferenciar entre valencia covalente, valencia iónica y estado de oxidación.
  • Distinguir entre sólidos iónicos, covalentes moleculares, covalentes atómicos y metálicos.
  • Comparar propiedades como dureza, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad y conductividad entre compuestos covalentes sencillos (del tipo de hidrocarburos y alcoholes) o entre compuestos covalentes  y compuestos iónicos.
4. Transformaciones energéticas en las reacciones químicas.
Contenidos:
  • Espontaneidad de las reacciones químicas.
  • Energía y reacción química. Procesos endo y exotérmicos. Concepto de entalpía. Determinación de un calor de reacción. Entalpía de enlace e interpretación de la entalpía de reacción. Ley de Hess.
  • Aplicaciones energéticas de las reacciones químicas. Los combustibles fósiles. Repercusiones sociales y medioambientales.
  • Valor energético de los alimentos: implicaciones para la salud.
  • Condiciones que determinan el sentido de evolución de un proceso químico. Conceptos de entropía y de energía libre.
 Criterios de evaluación:
  • Distinguir entre sistemas termodinámicos abiertos, cerrados y aislados; y entre procesos endotérmicos y exotérmicos.
  • Conocer el concepto de entalpía. Saber dibujar diagramas entálpicos de reacciones endo o exotérmicas. Aplicar correctamente el criterio de signos acordado: Reacciones exotérmicas H < 0, reacciones endotérmicas H > 0.
  • Saber escribir ecuaciones termoquímicas en condiciones estándar.
  • Calcular la variación de entalpía de una reacción a partir de la variación de entalpía de otras reacciones de acuerdo con la ley de Hess.
  • Relacionar la variación de entalpía de una reacción con las entalpías de formación de productos y reactivos.
  • Relacionar la variación de entropía de un proceso con el grado de desorden molecular del sistema.
  • Combinar los datos de variación de entalpía, variación de entropía y temperatura para predecir la espontaneidad de una reacción.
  • Diferenciar entre espontaneidad de una reacción y su carácter de endotérmica o exotérmica.
  • Manejar las funciones de estado: energía interna (U), entalpía (H), entropía (S) y energía libre de Gibbs (G).
5.- Cinética Química.
Contenidos:
  • Velocidad de una reacción química.
  • Ecuación de velocidad. Orden de una reacción. Molecularidad.
  • Teorías de las reacciones químicas.
  • Factores que influyen en la velocidad de reacción. Catálisis. Tipos de catalizadores.
  • Importancia de la cinética química en los procesos químicos industriales.
 Criterios de evaluación:
  • Definir velocidad de una reacción química. Relacionar la velocidad de una reacción con las variaciones de concentración de los reactivos y productos (signo y coeficiente).
  • Interpretar una ecuación cinética o ecuación de velocidad. Distinguir entre orden parcial y orden global de una reacción.
  • Dibujar e interpretar diagramas de energía. Identificar la energía de activación, el complejo activado y el carácter exotérmico o endotérmico de la reacción.
  • Conocer los factores de que depende la velocidad de una reacción: concentración y naturaleza de los reactivos, energía de activación y temperatura (explicar cualitativamente con la ecuación de Arrhenius), catalizadores.
  • Describir el proceso de catálisis, las características y los tipos de catalizadores.
6. El equilibrio químico.
Contenidos:
  • Características macroscópicas del equilibrio químico. Interpretación submicroscópica del estado de equilibrio de un sistema químico. La constante de equilibrio. Relación entre las constantes de equilibrio Kc y Kp.
  • Factores que afectan a las condiciones del equilibrio. Principio de Le Châtelier.
  • Equilibrios heterogéneos. Las reacciones de precipitación como ejemplos de equilibrios heterogéneos. Aplicaciones analíticas de las reacciones de precipitación.
  • Aplicaciones del equilibrio químico a la vida cotidiana y a procesos industriales.
 Criterios de evaluación:
  • Obtener la expresión de la constante de equilibrio (ley de acción de masas) a partir de razonamientos cinéticos.
  • Relacionar Kc y Kp.
  • Calcular las concentraciones o las presiones parciales o la presión total en el equilibrio, o el grado de disociación, a partir de las cantidades iniciales de reactivos y de la constante de equilibrio.
  • Calcular las nuevas cantidades o presiones parciales que resultan tras la modificación de las concentraciones en un equilibrio químico.
  • Determinar las concentraciones iniciales a partir de los datos del sistema en equilibrio y del grado de disociación.
  • Calcular Kp a partir de la presión total del sistema en equilibrio y de las cantidades iniciales de reactivos.
  • Indicar cualitativamente la influencia que ejerce sobre un sistema en equilibrio, la variación de los factores externos: concentración, presión y temperatura; en aplicación del  Principio de Le Châtelier.
  • Manejar indistintamente equilibrios homogéneos  y heterogéneos.
  • Calcular la cantidad máxima de un sólido que puede descomponerse, produciendo un solo gas.
  • Manejar concentraciones molares, en g/L ó % en peso; y la ecuación de estado de los gases ideales, en la resolución de ejercicios de este tema.
  • Explicar los conceptos de solubilidad y precipitación.
  • Relacionar la solubilidad con la constante del producto de solubilidad y con la aparición o no de precipitados. Resolver ejercicios numéricos que introduzcan estos conceptos.
  • Explicar, de forma cualitativa, cómo pueden modificarse los equilibrios de solubilidad por efecto de un ión común o por la modificación del pH del sistema.
7. Ácidos y bases.
Contenidos:
  • Revisión de la interpretación del carácter ácido-base de una sustancia. Las reacciones de transferencia de protones. Teoría de Arrhenius. Teoría de Brönsted y Lowry.
  • Ácidos y bases fuertes y débiles. Grado de disociación. Ionización del agua: producto iónico. Concepto de pH. Cálculo y medida del pH en disoluciones acuosas de ácidos y bases. Importancia del pH en la vida cotidiana.
  • Volumetrías ácido-base. Indicadores. Aplicaciones y tratamiento experimental.
  • Tratamiento cualitativo y cuantitativo de las disoluciones acuosas de sales como casos particulares de equilibrios ácido-base. La hidrólisis.
  • Algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana. El problema de la lluvia ácida y sus consecuencias.
 Criterios de evaluación:
  • Establecer el carácter ácido, básico o neutro de diferentes sustancias aplicando la teoría de Arrhenius o de Brönsted-Lowry.
  • Comparar el grado de acidez o de basicidad de dos o más sustancias dada la constante de equilibrio (cuando no se indique, el ácido o la base serán fuertes). Comparar el carácter de las correspondientes especies conjugadas.
  • Explicar la ionización del agua y el concepto de producto iónico del agua.
  • Relacionar la concentración molar de H3O+ con la de OH-, con el pH, y con el pOH.
  • Calcular el pH de disoluciones de ácidos o de bases fuertes y débiles, manejando  indistintamente Ka o Kb. Manejar el concepto de grado de disociación.
  • Realizar cálculos cuantitativos en volumetrías de neutralización ácido fuerte - base fuerte.
  • Distinguir el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de sales. Aplicar de forma cualitativa el concepto de hidrólisis.
  • Deducir cuándo se puede formar disolución reguladora de pH, al mezclar distintos ácidos, bases y sales, sin reacción entre ellos.
  • Calcular el pH de una disolución reguladora.
  • Explicar cualitativamente el funcionamiento de un indicador ácido-base.
  • Manejar concentraciones molares en la resolución de ejercicios de este tema.
8. Introducción a la electroquímica.
Contenidos:
  • Reacciones de oxidación-reducción. Especies oxidantes y reductoras. Número de oxidación.
  • Ajuste de ecuaciones redox: método del número de oxidación y método del ión electrón.
  • Valoraciones redox. Tratamiento experimental.
  • Concepto de potencial de reducción estándar. Escala de oxidantes y reductores.
  • Aplicaciones y repercusiones de las reacciones de oxidación reducción: pilas y batería eléctricas. Cálculo de la fuerza electromotriz de una pila.
  • La electrólisis: Importancia industrial y económica. La corrosión de metales y su prevención. Residuos y reciclaje.
Criterios de evaluación:
  • Reconocer las reacciones de oxidación-reducción; identificar, razonadamente,  el oxidante y el reductor en los reactivos.
  • Diferenciar número de oxidación de  valencias iónica y covalente
  • Ajustar las reacciones redox por el método del ion-electrón, únicamente  en medio ácido.
  • Realizar cálculos cuantitativos en reacciones redox.
  • Distinguir entre celda galvánica o pila y celda o cuba electrolítica. En ambas saber: nombre y polaridad de los electrodos, reacciones en los mismos, reacción global en la celda y movimiento de los electrones.
  • Predecir las reacciones redox con los potenciales estándar de reducción.
  • Calcular la fuerza electromotriz de una pila y el potencial que es necesario aplicar en una celda electrolítica.
  • Definir equivalente electroquímico.
  • Relacionar el tiempo, la intensidad de corriente y la cantidad de materia depositada en una electrolisis.
  • Manejar concentraciones molares,  en % en peso y g/L en la resolución de ejercicios de este tema.
9. Estudio de algunas funciones orgánicas.
Contenidos:
  • Revisión de la nomenclatura y formulación de las principales funciones orgánicas.
  • Alcoholes y ácidos orgánicos: obtención, propiedades e importancia.
  • Los ésteres: obtención y estudio de algunos ésteres de interés.
  • Polímeros y reacciones de polimerización. Valoración de la utilización de las sustancias orgánicas en el desarrollo de la sociedad actual. Problemas medioambientales. Reciclado.
  • La síntesis de medicamentos. Importancia y repercusiones de la industria química orgánica.
Criterios de evaluación:
  • Percibir la  importancia de la estructura molecular en química orgánica (cadena carbonada o esqueleto + grupo funcional) como método para sistematizar su estudio.
  • Conocer los siguientes grupos funcionales: Hidrocarburos (pueden incluir enlaces dobles y triples), derivados halogenados, éteres, aminas, alcoholes, cetonas, aldehídos, nitrilos, amidas, ésteres y ácidos carboxílicos.
  • Reconocer el carácter covalente y apolar/polar de los enlaces C-C y C-H, C-O y por tanto algunas de las características de estos compuestos (solubilidad, puntos de fusión y puntos de ebullición).
  • Formular y nombrar compuestos orgánicos monofuncionales (pueden incluir enlaces dobles y triples)  de acuerdo con las normas de la IUPAC.
  • Distinguir entre los diferentes tipos de compuestos isómeros y reconocer el tipo de isomería.