GUÍA DOCENTE

Fundamentos de

Química Física

Curso 2005/2006

Rafael Viruela Martín

Departamento de Química Física

Universitat de València

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I.- DATOS INICIALES DE IDENTIFICACIÓN

Nombre de la asignatura: Fundamentos de Química FísicaCarácter: Obligatoria

Titulación: Licenciado en QuímicaCiclo: Primer ciclo

Departamento: Química FísicaProfesor responsable: Rafael Viruela Martín

Despacho 1.28Edificio Jerónimo Muñoz, 1ª plantae-mail: Rafael.Viruela@uv.esTlf: 96 3543154

II.- INTRODUCCIÓN A LA ASIGNATURA

La asignatura Fundamentos de Química Física es una asignatura obligatoria quese imparte en el segundo curso de la Licenciatura en Química durante el primercuatrimestre. En el plan de estudios actualmente en vigor consta de un total de 6créditos.

Con esta asignatura se pretende, esencialmente, que el alumno profundice en losconocimientos de Química y Física que ha ido obteniendo en el curso anterior yque, en determinados aspectos, los complete. De este modo, se establecerán loscimientos imprescindibles para que el estudiante pueda abordar posteriormentecon éxito el estudio de las distintas ramas que conforman la disciplina y adquirir unmarco de referencia para todas las ramas de la Química.

III.- VOLUMEN DE TRABAJO

Para el cálculo del mismo se ha tomado como referencia un total de 15 semanasde clase en el cuatrimestre. La distribución prevista del trabajo es la siguiente:

Asistencia a clases teóricas: 1 hora/semana x 13 semanas = 13 horas/curso.Asistencia a clases prácticas de problemas: 2 h/sem x 13 sem = 26 h/curso.Preparación de trabajos: 1 trabajo = 6 horas/curso.Estudio-preparación clases de teoría: 1,5 h/sem x 15 semanas = 22,5 horas/curso.Preparación de clases de problemas: 3,5 h/sem x 15 semanas = 52,5 horas/curso.Estudio para preparación de exámenes: 8 h/examen x 2 exámenes = 16 h/cursoRealización de exámenes: 3 horas/examen x 2 exámenes = 6 horas/curso.

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Asistencia a tutorías: 1 hora/3 semanas x 15 semanas = 5 horas/curso.Asistencia a seminarios y otras actividades: 3 horas/curso.

En síntesis:

ACTIVIDAD Horas/cursoASISTENCIA A CLASES TEÓRICAS 13ASISTENCIA A CLASES PRÁCTICAS 26PREPARACIÓN DE TRABAJOS 6ESTUDIO PREPARACIÓN CLASES 22,5PREPARACIÓN PROBLEMAS 52,5ESTUDIO PREPARACIÓN DE EXÁMENES 16REALIZACIÓN DE EXÁMENES 6ASISTENCIA A TUTORÍAS 5ASISTENCIA A SEMINARIOS YACTIVIDADES

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TOTAL VOLUMEN DE TRABAJO 150

IV.- OBJETIVOS GENERALES

• Homogeneizar y profundizar en los conocimientos previos de Químicaadquiridos por los alumnos en el curso de Química General. Se pretendeque todos los alumnos conozcan los hechos, conceptos y principiosesenciales de la Química Física desde un punto de vista macroscópico ysepan utilizarlos adecuadamente para explicar las causas delcomportamiento químico.

• Sentar bases sólidas para que los alumnos puedan continuar con éxito elaprendizaje en asignaturas posteriores y en las distintas ramas de laQuímica Física. Se pretende que los alumnos profundicen o se inicien en elconocimiento de partes fundamentales de la disciplina como son latermodinámica química, los equilibrios materiales, las disoluciones, losequilibrios en disolución y la cinética química.

• Lograr que el alumno adquiera los conocimientos básicos utilizados porotras ramas de la Química, expresando las ideas con la precisión requeridaen el ámbito científico y siendo capaz de establecer relaciones entre losdistintos conceptos. Asimismo, se pretende que conozca las convencionesy maneje correctamente las unidades.

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• Desarrollar en el alumno su capacidad para plantear y resolver problemas

numéricos en Química Física, así como para interpretar los resultadosobtenidos.

• Conseguir que el alumno sea capaz de buscar y seleccionar información enel ámbito de la Química Física y que sea capaz de presentarlaadecuadamente, tanto de modo oral como escrito.

• Potenciar las habilidades del alumno para el trabajo en equipo. • Suscitar y fomentar en el alumno aquellos valores y actitudes que deben

ser inherentes a la actividad científica.

V.- CONTENIDOS MÍNIMOS

Para superar la asignatura, hay una serie de objetivos mínimos de naturalezaconceptual que es imprescindible alcanzar:

• Entender los conceptos de velocidad de reacción, ley de velocidad,constante de velocidad, orden de reacción, factores de los que depende lavelocidad de reacción y su dependencia con la temperatura.

• Conocer las ecuaciones integradas de cinéticas sencillas y complejas y surepresentación, así como las unidades de la constante de velocidadcorrespondiente. Conocer diferentes métodos de determinación de la ley develocidad .

• Entender los conceptos de mecanismo de reacción, etapa elemental y lasdistintas aproximaciones.

• Conocer la expresión de la variación de la función de Gibbs con latemperatura, presión y la composición química. Conocer la expresión delpotencial químico de una sustancia (fase condensada y gas ideal) yutilizarlo para expresar la dependencia de la función de Gibbs con lacomposición.

• Conocer las condiciones generales para que exista equilibrio de fases enfunción del potencial químico. Conocer la dependencia del potencialquímico de la temperatura y la presión.

• Comprender los equilibrios de fases y relacionarlos con magnitudestermodinámicas.

• Conocer los conceptos de puntos de fusión y ebullición normal y estándar ypresión de vapor de una fase condensada.

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• Deducir la ecuación de Clapeyron para la pendiente de un límite entrefases

• Dibujar e interpretar diagramas de fases.• Conocer y aplicar la regla de las fases.• Definir magnitud molar parcial y expresar una magnitud termodinámica en

función de sus valores molares parciales.• Comprender que el potencial químico es una magnitud molar parcial• Conocer la ecuación de Gibss-Duhem que relaciona las variaciones del

potencial químico de los componentes de un sistema.• Deducir expresiones para las funciones termodinámicas de mezclas de

gases ideales.• Conocer la ley de Raoult para la presión de vapor parcial de un

componente de una mezcla.• Conocer la ley de Henry para la presión de vapor parcial de un componente

(soluto) de una mezcla.• Conocer los modelos de disolución ideal y de disolución diluida ideal,

sabiendo las leyes a las que obedecen.• Deducir una expresión para las funciones termodinámicas de mezcla de

disoluciones ideales.• Conocer el término propiedades coligativas y dar ejemplos. Conocer la

causa común de estas propiedades.• Conocer las expresiones para el aumento del punto de ebullición, descenso

del punto de congelación, solubilidad y presión osmótica para unadisolución diluida ideal.

• Conocer la expresión para el potencial químico de un disolución binaria noideal (real); definir actividad y coeficiente de actividad.

• Conocer la expresión para la actividad y coeficiente de actividad deldisolvente (criterio simétrico, I). Conocer la expresión para la actividad ycoeficiente de actividad del soluto (criterio asimétrico, II).

• Conocer e interpretar los diagramas de presión de vapor-composición (enla disolución y en el vapor) de una mezcla de dos líquidos volatiles.

• Conocer e interpretar un diagrama temperatura-composición de una mezclay usarlo para analizar la destilación de una mezcla.

• Conocer el significado del término azeótropo.• Conocer el concepto de disolución de un electrolito y sus características.• Expresar el potencial químico de un electrolito.• Conocer y definir la actividad, coeficiente de actividad de los iones en

disolución y coeficiente de actividad iónico medio del electrolito como untodo.

• Conocer el comportamiento empírico de las disoluciones de electrolitos.

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• Conocer las aproximaciones de la teoría de Debye-Huckel paradisoluciones de electrolitos

• Conocer la condición de equilibrio químico en función del potencial químico.• Conocer para una mezcla de gases ideales, las expresiones de la

constante de equilibrio en función de concentraciones y fracciones molaresy sus relaciones. Conocer el cociente de reacción.

• Relacionar las variaciones de entalpía, entropía y energía libre de unareacción con la constante de equilibrio y el cociente de reacción.

• Conocer las distintas formas de expresar la constante de equilibrio y sercapaz de decidir cuál conviene emplear en cada caso.

• Conocer la variación de la constante de equilibrio con la temperatura y lapresión

• Conocer el principio de Le Châtelier y ser capaz de explicar suspredicciones mediante el análisis del cociente de reacción.

• Expresar la constante de equilibrio para disoluciones reales y equilibriosheterogéneos.

• Expresar la constante de equilibrio para disoluciones de electrolitos (ácido-base, precipitación) en función de actividades y coeficientes de actividad.

• Conocer los términos pila galvánica y pila electrolítica y definir cátodo yánodo (electrodos).

• Escribir una expresión para el potencial electroquímico de un ión.• Conocer la expresión para la diferencia de potencial a través de una

interfase en función de la diferencia de potencial estándar y la actividad delos iones.

• Distinguir entre pilas sin y con unión líquida. Indicar cómo un puente salinominimiza un potencial de unión.

• Definir la fuerza electromotriz (f.e.m.; potencial) de una pila y explicar comomedirla.

• Diseñar la pila correspondiente a una determinada reacción redox. Explicarla convención de signos.

• Conocer y utilizar la ecuación de Nernst (dependencia de la f.e.m. con laconcentración)

• Definir el término f.e.m. estándar de una pila y relacionarla con la constantede equilibrio de la reacción de la pila

• Conocer el significado del potencial estándar de un par y la utilización de laserie electroquímica.

• Conocer aplicaciones de medidas de la f.e.m.

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VI.- DESTREZAS A ADQUIRIR

• Obtener el orden y la constante de velocidad de reacciones químicassencillas y complejas según los datos experimentales y utilizar distintosmétodos para su determinación. Utilización de los conocimientos adquiridosen Aplicaciones Informáticas (Excel, Kaleidagraph,….)

• Emplear las aproximaciones de la etapa limitante y del estado estacionariopara establecer si un mecanismo propuesto para una reacción química escompatible con los datos cinéticos disponibles.

• Extraer información a partir de un diagrama de fases de una sustanciapura.

• Utlilizar la ecuación de Clapeyron para deducir una expresión aproximadapara la ecuación sólido-líquido y la ecuación de Clausius-Clapeyron(ecuación fase no condensada-fase condensada) y utilizar esa expresiónpara deducir la dependencia de la presión de vapor con la temperatura.

• Calcular puntos de fusión y ebullición a partir de magnitudestermodinámicas y a la inversa.

• Calcular la variación del punto de fusión con la presión• Calcular magnitudes molares parciales.• Cálculo de magnitudes termodinámicas de mezcla para disoluciones

ideales • Cálculo de presiones de vapor utilizando la ley de Raoult y Henry.• Cálculo de la constante de ley de Henry usando presiones de vapor de

disoluciones diluidas.• Cálculo del aumento del punto de ebullición y descenso del punto de

congelación a partir de datos temperatura-composición.• Cálculo de la presión osmótica en disoluciones diluidas ideales.• Cálculo de coeficientes de actividad a partir de medidas de presión de

vapor usando los dos convenios (simétrico y asimétrico).• Cálculo de funciones termodinámicas y de exceso para disoluciones reales• Cálculo de coeficientes de actividad de un soluto no volátil a partir de datos

de presión de vapor del disolvente y propiedades coligativas, usando laecuación de Gibbs-Duhem.

• Construir e interpretar diagramas P-x y T-x de disoluciones binarias.• Conocer la necesidad de introducir el coeficiente osmótico práctico para el

cálculo de coeficientes de actividad de un electrolito. • Calcular coeficientes de actividad iónico medios a partir de presiones de

vapor y propiedades coligativas.

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• Conocer la validez de las expresiones teóricas para calcular coeficientes deactividad iónico medios (ley límite o ampliada de Debye-Huckel, ecuaciónde Davies).

• Cálculo de y ∆Go a partir de la composición de equilibrio.• Cálculo de a partir de ∆Go.• Calcular las cantidades de las distintas sustancias presentes en un sistema

cuando éste alcanza el estado de equilibrio.• Predecir el desplazamiento de un equilibrio químico cuando se le somete a

una modificación de las condiciones de equilibrio.• Cálculo de constantes de equilibrio en sistemas no ideales partiendo de

∆G0.• Cálculo de molalidades de equilibrio en equilibrios de electrolitos (ionización

de ácidos, sales poco solubles) usando la ecuación de Davies para estimarlos coeficientes de actividad.

• Cálculo de εo de la reacción de la pila utilizando ∆Go= -nFεo

• Cálculo de εo a partir de la tabla de potenciales normales de electrodo• Calculo de ε de una pila galvánica reversible utilizando la ecuación de

Nernst.• Cálculo de ∆Go, ∆So y ∆Ho de la reacción de una pila a partir de datos de εo

frente a T.• Cálculo de las constantes de equilibrio a partir de los datos de εo utilizando

∆Go= -nFεo y ∆Go= -RT ln K0.• Cálculo de los coeficientes de actividad de electrolitos a partir de los datos

del potencial de una pila utilizandio la ecuación de Nernst.

VII.- HABILIDADES SOCIALES

• Capacidad para trabajar en grupo a la hora de enfrentarse a situacionesproblemáticas de forma colectiva.

• Habilidad para argumentar desde criterios racionales.• Capacidad para realizar una exposición oral de forma clara y coherente.• Capacidad de construir un texto escrito comprensible y organizado.• Capacidad para obtener la información adecuada con la que poder afrontar

nuevos problemas científicos que se le planteen.

VIII.- TEMARIO Y PLANIFICACIÓN TEMPORAL

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Tema Título y contenido Semanas1 Cinética Formal. Introducción. Velocidad de reacción. Leyes de velocidad.

Factores de los que depende la velocidad de reacción. Dependencia de laconcentración. Leyes diferenciales de velocidad: orden de reacción,constante de velocidad, unidades. Métodos experimentales paradeterminar la ley de velocidad. Determinación de las leyes de velocidad:Reacciones simples. Método de las velocidades iniciales. Método de lasleyes integradas. Método de los tiempos de vida media. Método deaislamiento de Ostwald. Reacciones complejas: (reacciones reversibles,reacciones competitivas (paralelas), reaciones consecutivas). Mecanismosde reacción. Molecularidad. Aproximación de la etapa limitante.Aproximación del estado estacionario. Influencia de la temperatura sobre lavelocidad de reacción. Variación de la constante de velocidad con latemperatura.

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2 Sistemas abiertos y cambios de composición. Estudio termódinámico de sistemasde un componente. (Cambios de estado: Transformaciones físicas de sustanciaspuras) Introducción. Propiedades de la función de Gibbs (energía libre).Dependencia de la función de Gibbs con la Temperatura. Dependencia dela función de Gibbs con la Presión. Potenciales químicos. Ecuación deGibbs para sistemas en no equlibrio. Equilibrio material. Potencialesquímicos (Concepto de fase y de componente). Diagramas de fases desistemas de un componente. Ejemplos. Equilibrio de fases. Estabilidad delas fases, curvas potencial químico (µ) frente a T. Dependencia de lascurvas µ frente a T con la Presión. Ecuación de Clapeyron. Variación de laPresión de equilibrio con la Temperatura. Equilibrio sólido-líquido. Equilibriolíquido-gas. Equilibrio sólido-gas. Diagramas de (equilibrio) de fases. Reglade las fases.

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3 Estudio termódinámico de mezclas simples (disoluciones reales no electrolíticas) (I).Cambios de estado: Transformaciones físicas de mezclas simples. Introducción.Descripción termodinámica de las mezclas. Magnitudes (propiedades)molares parciales. Función molar parcial de Gibbs o potencial químico.Ecuación de Gibbs-Duhem. Relación entre magnitudes molares parciales.Funciones termodinámicas de mezcla. Funciones molares de mezcla paragases ideales. El potencial químico de los liquidos (disoluciones)Disoluciones ideales. Propiedades termodinámicas. Disoluciones idealesdiluidas. Propiedades termodinámicas.

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4 Propiedades Coligativas. Coeficientes de actividad (disoluciones reales noelectrolíticas) (II). Introducción. Propiedades coligativas. La característicacomún de las propiedades coligativas. Descenso de la presión de vapor.Elevación del punto de ebullición. Descenso del punto de congelación.Presión osmótica. Disoluciones reales: actividades y coeficientes deactividad. La actividad del disolvente. Convenio simétrico (I). La actividad delsoluto. Convenio asimétrico (II). Convenios, escalas y estados de referencia.Determinación de actividades y coeficientes de actividad. Determinación delcoeficientes de actividad a partir de medidas de la P de vapor. Determinacióndel coeficientes de actividad a partir de propiedades coligativas. Ecuación deGibbs-Duhem-Margules. Funciones termodinámicas de exceso.

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5 Equilibrios de fase de disoluciones binarias (disoluciones reales no electrolíticas) (III).Introducción. Diagramas de fase para disoluciones binarias. Diagramaspresión de vapor-composición. Diagramas Temperatura-composición.Representación de la destilación. Destilación de disoluciones reales:Azeótropos. Destilación de líquidos inmiscibles.

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6 Disoluciones de electrolitos. Introducción. Disoluciones de electrolitos.Potencial químico de un compuesto electrolítico. Potencial químico de unelectrolito. Determinación de coeficientes de actividad de electrolitos. Elcoeficiente osmótico práctico del disolvente. Determinación del coeficientede actividad iónico medio a partir de medidas de propiedades coligativas.Comportamiento empírico de disoluciones de electrolitos. Modelo de Debye-Huckel para disoluciones de electrolitos.

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7 Equilibrio Químico. Introducción.Reacciones químicas espontáneas. El mínimoen la función de Gibbs. Condición termodinámica de equilibrio químico.Afinidad. Equilibrio químico en una mezcla de gases ideales. Constantes deequilibrio en función de concentraciones y fracciones molares. Variación dela constante de equilibrio con la Temperatura y la Presión. El principio de LeChatelier. Equilibrio químico en gases reales. Fugacidad de un gas real.Equilibrio químico en disoluciones ideales no electrolíticas. Equilibrio químicoen disoluciones reales no electrolíticas. Equilibrios heterogéneos. Equlibriosiónicos (disolucionesde electrolitos). Equilibrios de ionización de ácidosdébiles. Equilibrios de solubilidad.

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8 Equilibrio Electroquímico. Termodinámica de los procesos electroquímicos.Pilas (celdas) electroquímicas y galvánicas. Semi-reacciones y electrodosTipos de pilas. Potenciales de unión líquida Notación. El potencial de la pila.Relación entre ∆E y ∆G. La ecuación de Nernst. Pilas de concentración y enequilibrio. Potenciales estándar y su medida. Medida de coeficientes deactividad. Aplicaciones de los potenciales estándar: serie electroquímica,solubilidad, pH, pK, electrodos selectivos de iones). Magnitudestermodinámicas a partir de medidas del potencial de pila.

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IX.- BIBLIOGRAFÍA DE REFERENCIA

Bibliografía básica:

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• P. W. AtkinsQuímica Física (6ªed.).Omega S.A. (1999).

• I. N. Levine.Fisicoquímica. (4ªed.)MacGraw-Hill (1996).

• P. W. AtkinsFisicoquímica (3ªed.).Addison Wesley Iberoamericana. (1991).

• M. Criado-Sancho, J. Casas-VázquezTermodinámica Química y de los procesos irreversibles.Addison Wesley Iberoamericana. (1988).

• P. W. Atkins, C. A. Trapp, M. P. Cady, C. GiuntaStudent’s Solutions Manual for Physical Chemistry (6ªed.).Oxford University Press. (1998).

• P. W. AtkinsSolutions Manual for Physical Chemistry (3ªed.).Oxford University Press. (1986).

Bibliografía complementaria:

• G. W. CastellánFisicoquímicaAddison Wesley Iberoamericana. (1990).

• M. Díaz Peña, A. Roig Muntaner.Químicafísica (2ªed.).Alhambra. Madrid (1984)

• G. M. BarrowQuimica Física (6ª ed.)Reverté. Barcelona (1988)

• W. J. MooreQuimica FísicaUrmo, Bilbao (1977).

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X.- CONOCIMIENTOS PREVIOS

A fin de poder abordar con éxito la asignatura, es imprescindible que el estudianteposea una serie de conocimientos previos, de acuerdo con el nivel exigido en loscursos. Dichos conocimientos comprenden:

• Nomenclatura y formulación química, tanto inorgánica como orgánica.• Ajuste de reacciones químicas.• Cálculos estequiométricos.• Conocimiento básico de termodinámica, reacciones ácido-base,

precipitación y redox• Manejo de logaritmos y exponenciales.• Cálculo de derivadas e integrales sencillas.• Conocimientos básicos de informática (Excel, Kaleidagraph, …)

XI.- METODOLOGÍA

El desarrollo de la asignatura se estructura en torno a cuatro ejes: las sesiones deteoría, las de problemas, las tutorías y la presentación de un trabajo. Por lo querespecta a las primeras, el alumno asistirá a una sesión por semana en la que sele ofrecerá una visión global del tema tratado y se incidirá en aquellos conceptosclave para la comprensión del mismo. Asimismo, se le indicará aquellos recursosmás recomendables para la preparación posterior del tema en profundidad.

Las clases de problemas (dos por semana) se desarrollarán siguiendo dosestrategias diferentes. En unas sesiones se le explicará al alumno una serie deproblemas-tipo gracias a los cuales aprenda a identificar los elementos esencialesdel planteamiento y la resolución de los problemas de este tema. En ellas elprotagonismo recaerá básicamente en el profesor, el cual hará la exposición algrupo entero. En otras sesiones, en cambio, el protagonismo pasará por completoa manos del alumno, ya que será él mismo quien se tendrá que enfrentar conproblemas análogos y de mayor complejidad. Los alumnos se distribuirán engrupos de 4-5 y el profesor se encargará de guiarlos y ayudarlos en todomomento. Una vez concluido el trabajo, los problemas serán corregidos yanalizados por los mismos alumnos en la pizarra. La mayoría de las sesiones sedesarrollarán de acuerdo con esta segunda estrategia, restringiendo las sesionesdel primer tipo al mínimo indispensable.

Por lo que respecta a las tutorías, los alumnos acudirán a ellas en grupos de 4-5,participando en una sesión de una hora cada tres semanas. En ellas, el profesor

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orientará al alumno sobre todos los elementos que conforman el proceso deaprendizaje, tanto en lo que se refiere a planteamientos de carácter global como acuestiones concretas. Asimismo, el alumno recibirá en ellas una lista de preguntasy problemas adicionales que le servirán para reforzar sus conocimientos yejercitarse en cada uno de los aspectos tratados en las sesiones de clase. Elalumno deberá entregarlos resueltos en la tutoría siguiente y el profesor se losdevolverá después debidamente corregidos.

Por último, la presentación de un trabajo será obligatoria. Dicho trabajo seelaborará en equipo (grupos de cinco personas como máximo) y se expondrá deforma oral al conjunto de la clase.

XII.- EVALUACIÓN DEL APRENDIZAJE

La evaluación del aprendizaje de los alumnos se llevará a cabo en cuatro estadiosdiferentes: en primer lugar, se llevará a cabo una evaluación continua de losprogresos y del trabajo desarrollado a lo largo del curso, la cual se basará, engran medida, en las cuestiones y problemas entregados a los alumnos en lastutorías. Se le exigirá un cuaderno (portafolio) de clase en que debe resumir loscontenidos de los distintos temas y un cuaderno de cuestiones y problemas en elque debe tener resueltos las cuestiones y problemas de todo el curso. La notaobtenida en este apartado constituirá un 30% de la nota final. Un 10% adicional seobtendrá mediante la realización y la presentación del trabajo. Por último, losconocimientos adquiridos se evaluarán también mediante dos exámenes a lolargo del curso (a mitad y al final), que contribuirán en un 60% a la nota definitiva.La primera prueba permitirá, en caso de ser aprobada, eliminar materia. Dichosexámenes se compondrán de una primera parte de preguntas objetivas,dedicadas a aquellos conocimientos considerados como absolutamente básicos yuna segunda parte más general que incluya problemas. Los alumnos que noaprueben en la primera convocatoria deberán presentarse al examen único de lasegunda.

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