Programa Quimica 2014 15

PROGRAMA DE QUÍMICA
(Prueba de Acceso a la Universidad)
La asignatura se ajustará al programa oficial (Decreto 115/2008, de 6 de junio, por el que se establece el currículo de Bachillerato en Extremadura- DOE, nº 117, de 18 de junio de 2008-).
En la programación que se adjunta, adaptada al Decreto citado, se recogen, con fines aclaratorios, el contenido mínimo de los temas que se reseñan:

II.ESTRUCTURA ATÓMICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
1. Bases experimentales: Hipótesis de Planck. Espectros atómicos
2. Modelos atómicos clásicos: Modelo de Rutherford. Modelo de Bohr.
3. Concepto de orbital atómico. Introducción de los números cuánticos y su significado
4. Hipótesis de Broglie y Principio de Incertidumbre de Heisemberg
5. Configuraciones electrónicas: Principio deexclusión de Pauli. Principio de mínima
energía. Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund.
6. Sistema Periódico. Relación entre la posición de un elemento y su configuración
7. Propiedades periódicas y su variación en el Sistema Periódico. Radio atómico y
radio iónico. Energía de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad

III.

ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
1.Concepto de enlace químico. Clasificación de los enlaces químicos
2. Enlace covalente. Formación. Elementos entre los que se establece. Valencia
covalente
a. Estructuras de Lewis.
b. Enlace covalente coordinado
c. Teoría del enlace de valencia
d. Teoría de la hibridación de orbitales atómicos
e. Concepto de polaridad de enlace
f. Geometría de las moléculas (TRPECV)
g. Propiedades de las sustanciascovalentes
3. Enlace iónico. Formación. Elementos entre los que se establece. Valencia iónica
a. Estudio energético en la formación de un enlace iónico: Energía reticular. Ciclo de Born-Haber
b. Propiedades de los compuestos iónicos
4.

Enlace metálico. Estudio cualitativo (modelo del gas electrónico)
a. Propiedades de las sustancias metálicas

5. Fuerzas intermoleculares (puentes de hidrógeno yfuerzas de Van der Waals)
a. Propiedades de las sustancias moleculares
6. Repaso de formulación y nomenclatura inorgánicas
IV.

LA MATERIA. CÁLCULOS EN REACCIONES QUÍMICAS
Revisión de algunos conceptos para los problemas

V.

1.

Disoluciones: formas de expresar las concentraciones

2.

Gases: sus leyes

3.

Concepto de mol. Volumen molar y número de Avogadro.

4.

Estequiometría

TRANSFORMACIONESENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS.
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
1. Conceptos previos de termodinámica: sistema, estado y magnitudes termodinámicas
2. Primer principio de la termodinámica. Concepto de energía interna
3. Transferencia de calor a presión constante. Concepto de entalpía
4. Entalpías de formación y de combustión
5. Propiedad aditiva de las entalpías de reacción: Ley deHess. Diagramas entálpicos
6. Entalpías de enlace
7. Espontaneidad de las reacciones químicas. Concepto de entropía
8. Concepto de energía libre de Gibbs
9. Variación de la energía libre de Gibbs como criterio de espontaneidad de los
procesos químicos. Influencia de la temperatura

VI.

EQUILIBRIO QUÍMICO
1. Reacciones reversibles e irreversibles
2. Sistemas homogéneos y heterogéneos
3. Naturalezadel equilibrio químico. Equilibrio dinámico
4. Ley del equilibrio químico. Constantes de equilibrio: Kc y Kp
5. Relación entre las constantes de equilibrio
6. Factores que modifican el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier.
7. Concepto de solubilidad. Precipitación. Constante del producto de solubilidad.
Efecto del ión común.

VII.

ÁCIDOS Y BASES
1. Teoría de Arrhenius. Sus limitaciones
2.Teoría de Brönsted-Lowry: Pares conjugados.
3. Fuerza relativa de ácidos y bases. Clasificación

4. Constante de equilibrio, Ki.
5. Grado de ionización o disociación.
6. Sustancias anfóteras.
7. Equilibrio de ionización del agua. Producto iónico del agua.
8. Concepto de pH. Cálculo de pH
9. Indicadores ácido-base. Volumetrías ácidos fuertes-bases fuertes
10. Estudio cualitativo de acidez o...