Cuestionario sobre Composición de la Materia

Según el material, la química es la ciencia que estudia: Las transformaciones energéticas de los seres vivos. La materia, entendida como todo lo que ocupa espacio y tiene masa. Las reacciones que se dan solo entre sustancias orgánicas. La composición de los elementos de la tabla periódica.

¿Qué conocimiento previo exige el tema para estudiar la unidad?. Formulación y nomenclatura inorgánica. Configuración electrónica de los elementos. Ajuste de ecuaciones químicas. Empleo de factores de conversión.

¿Por qué el aire se considera materia según el tema?. Porque está formado solo por átomos de gases nobles. Porque puede verse y tocarse en determinadas condiciones. Porque los gases tienen masa y ocupan el volumen disponible. Porque sus componentes no se separan por métodos físicos.

Según el esquema de Chang, la materia se divide en dos grandes grupos: Mezclas y sustancias puras. Elementos y compuestos. Mezclas homogéneas y heterogéneas. Sustancias orgánicas e inorgánicas.

Una sustancia pura se caracteriza por: Estar formada siempre por un único tipo de átomo. Poder separarse en sus componentes por métodos físicos. Tener composición definida y propiedades constantes. Tener composición variable pero aspecto uniforme.

Un elemento químico se diferencia de un compuesto en que el elemento: Puede descomponerse en sustancias más simples por destilación. Se forma al combinarse dos o más sustancias puras distintas. Tiene una composición variable según su procedencia. No puede separarse en sustancias más sencillas por métodos químicos.

Los elementos que forman un compuesto pueden separarse mediante: Métodos químicos. Métodos físicos como la destilación. Cambios de estado de agregación. Filtración y decantación sucesivas.

La separación del alcohol del vino por destilación se basa en: La diferencia de densidad entre el agua y el etanol. La diferencia entre los puntos de ebullición de sus componentes. La ruptura de los enlaces del etanol por efecto del calor. La distinta solubilidad del alcohol en el agua fría.

Al separar los componentes de una mezcla por métodos físicos: Se obtienen elementos a partir de los compuestos presentes. Se modifica la identidad química de algún componente. Se recuperan los componentes puros sin cambiar su identidad. Solo es posible hacerlo si la mezcla es heterogénea.

Una mezcla homogénea se caracteriza por: Tener una composición uniforme en toda su extensión. Tener una composición fija e independiente de su origen. Permitir distinguir fácilmente sus componentes. No poder separarse mediante métodos físicos.

¿Qué afirmación sobre las mezclas es correcta según el tema?. Sus componentes pierden sus propiedades al combinarse. Tienen siempre una composición fija y definida. Solo pueden formarse a partir de elementos químicos. Sus componentes conservan sus propiedades.

Una propiedad física es aquella que: Solo puede medirse mediante una reacción química. Al modificarse, no afecta a la integridad de la materia. Depende siempre de la cantidad de materia considerada. Al modificarse, transforma la sustancia en otra distinta.

Cuando el agua líquida se congela y pasa a hielo: Se modifica una propiedad química del agua. Se forma una sustancia nueva con otra composición. Se modifica una propiedad física y sigue siendo agua. Se produce la ruptura de las moléculas de agua.

¿Cuál de las siguientes NO aparece en el tema como propiedad física?. Magnetismo. Dureza. Punto de fusión. Reactividad con el oxígeno.

Una propiedad intensiva es aquella que: Varía proporcionalmente a la masa de la muestra. No depende de la cantidad de materia estudiada. Solo se manifiesta cuando la materia reacciona. Depende del volumen que ocupa la sustancia.

¿Qué pareja está formada por dos propiedades extensivas?. Masa y volumen. Densidad y temperatura. Masa y densidad. Temperatura y volumen.

Según el tema, la energía se define como: El intercambio de calor entre dos sistemas. La capacidad para realizar un trabajo. La fuerza necesaria para mover un cuerpo. El movimiento de las partículas de un sistema.

Desde un punto de vista químico, el trabajo hace referencia a: La energía liberada al romperse los enlaces químicos. La energía necesaria para elevar 1 °C el agua. La energía necesaria para expandir o contraer un sistema. La energía almacenada en un sistema en reposo.

La unidad de energía en el Sistema Internacional es: La caloría. La kilocaloría. El vatio. El julio.

Una caloría es la energía necesaria para: Elevar 1 °C la temperatura de 1 kg de agua. Elevar 1 °C la temperatura de 1 g de agua. Evaporar 1 g de agua a 100 °C. Elevar 1 K la temperatura de 1 mol de agua.

La equivalencia correcta entre caloría y julio es: 1 cal = 4,184 J. 1 J = 4,184 cal. 1 cal = 41,84 J. 1 cal = 0,4184 J.

Cuando en nutrición se dice que un alimento aporta 1000 «calorías»: Se refiere a 1000 cal, es decir, a 1 kcal. Se refiere a 1000 J de energía almacenada. Se refiere en realidad a 1000 kcal. Se refiere a la energía cinética del alimento.

La energía potencial se define como: La energía asociada al movimiento de un objeto. La energía necesaria para ionizar un átomo gaseoso. La energía de vibración de las partículas. La energía almacenada en un sistema.

Según el material, la energía potencial de un compuesto químico es la que se libera cuando: Sus moléculas aumentan su velocidad de vibración. Se rompen los enlaces que unen sus elementos. Sus electrones pasan a un nivel energético superior. El compuesto pasa de estado sólido a líquido.

Según el tema, la energía cinética de compuestos y elementos químicos procede de: La vibración de los mismos. Los enlaces entre sus átomos. La carga positiva de sus núcleos. Sus electrones de valencia.

Respecto a los alimentos, el tema afirma que: Aportan energía cinética que se almacena como potencial. Su energía depende de su estado de agregación. Solo aportan energía si contienen hidratos de carbono. Su energía potencial se transforma en cinética al digerirse.

Un objeto situado a siete pisos de altura que se deja caer: Transforma su energía cinética en potencial. Pierde su energía sin transformarla al caer. Transforma su energía potencial en cinética. Mantiene constante su energía potencial al caer.

El cuarto estado de agregación mencionado en el tema es: El plasma, con partículas del fluido ionizadas. El coloide, con partículas dispersas en un líquido. El plasma, con partículas neutras a baja temperatura. El condensado, con partículas sin energía cinética.

Ejemplo de uso cotidiano del plasma citado en el tema: La llama de una vela. Los rayos de una tormenta. El vapor de una olla a presión. Los tubos fluorescentes.

En estado sólido, las partículas: Se mueven al azar manteniendo un volumen definido. Ocupan posiciones fijas y solo pueden vibrar. Carecen por completo de energía cinética. Están separadas y sin fuerzas de atracción.

Un líquido tiene: Forma y volumen definidos. Forma y volumen variables. Volumen definido y la forma del recipiente. Forma definida y volumen variable.

En un gas, según el tema: Las partículas vibran en posiciones fijas con poca energía. Existen fuerzas de atracción que fijan su volumen. Las partículas se mueven despacio y de forma ordenada. No hay fuerzas de atracción y ocupan todo el volumen.

El paso directo de sólido a gas se denomina: Sublimación. Vaporización. Condensación a sólido. Fusión.

En el esquema del tema, el paso directo de gas a sólido se denomina: Solidificación. Condensación a sólido. Sublimación. Condensación a líquido.

En el esquema de cambios de estado, las flechas rojas indican: Una pérdida de energía. Un cambio químico de la sustancia. Un aporte de energía. Un proceso sin intercambio energético.

¿Cuál de estos cambios de estado requiere quitar energía?. Fusión. Sublimación. Vaporización. Solidificación.

Un átomo es: La partícula más pequeña de un elemento que mantiene sus características. La partícula más pequeña de un compuesto que mantiene sus propiedades. Una unidad indivisible de materia sin partículas en su interior. El agregado mínimo de partículas con una carga neta nula.

La teoría atómica de Dalton se formuló en: 1799. 1808. 1872. 1869.

Según el último postulado de Dalton, una reacción química implica: La creación de átomos nuevos a partir de los reactivos. La transformación de átomos de un elemento en otro. La reorganización de los átomos, sin crearlos ni destruirlos. La destrucción parcial de átomos con liberación de energía.

En el material, la ley de las proporciones definidas se atribuye a: John Dalton, 1808. Dimitri Mendeleev, 1872. Amedeo Avogadro, 1811. Joseph Proust, 1799.

¿Cuál de estas afirmaciones NO es un postulado de Dalton?. La materia está formada por partículas minúsculas llamadas átomos. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí. Los átomos están formados por un núcleo y por electrones. Los compuestos combinan elementos en proporciones definidas.

A finales del siglo XIX se descubrió que: El átomo contiene partículas subatómicas más pequeñas. Los átomos de un elemento tienen distinta carga nuclear. Los electrones se encuentran dentro del núcleo atómico. Los compuestos se forman en proporciones múltiples.

El núcleo atómico está formado por: Protones y electrones. Protones y neutrones. Neutrones y electrones. Solo protones.

Un orbital se define como: La trayectoria circular fija que describe cada electrón. El conjunto de todos los electrones de un mismo nivel. La región con alta probabilidad de encontrar un electrón. La zona del núcleo en la que se sitúan los neutrones.

¿Cuántos electrones puede albergar como máximo un orbital?. 1. 8. 6. 2.

Cuando un electrón «baja» a un nivel energético inferior: Emite energía en forma de luz, llamada fotón. Absorbe energía en forma de un fotón. Se convierte en un electrón de valencia. El átomo adquiere carga neta positiva.

Los electrones de valencia: Son los más cercanos al núcleo y determinan la masa atómica. Son los del nivel más externo y determinan las propiedades químicas. Son los que compensan la carga neutra de los neutrones. Son los que se pierden siempre al formarse un anión.

El número atómico (Z) es: La suma de protones y neutrones. El número de neutrones del núcleo. El número de protones del núcleo. El número de electrones de valencia.

El número másico (A) representa: La suma de protones y neutrones del núcleo. La suma de protones y electrones del átomo. El número de neutrones del núcleo. La masa media de todos los isótopos.

Un átomo de calcio (Z = 20, A = 40) contiene: 20 protones, 20 electrones y 40 neutrones. 40 protones, 20 electrones y 20 neutrones. 20 protones, 40 electrones y 20 neutrones. 20 protones, 20 electrones y 20 neutrones.

Los isótopos son átomos: De distinto elemento con igual número másico. Del mismo elemento con distinto número másico. Del mismo elemento con distinto número atómico. Con igual número de neutrones y distinto Z.

El tritio (Z = 1; A = 3) tiene: 1 protón, 1 electrón y 2 neutrones. 1 protón, 1 electrón y 1 neutrón. 1 protón, 2 electrones y 1 neutrón. 3 protones, 3 electrones y 0 neutrones.

La masa atómica de un elemento se calcula como: La masa del isótopo más abundante del elemento. La media aritmética simple de todos sus isótopos. La suma de las masas de todos sus isótopos. La media ponderada según la abundancia de sus isótopos.

La unidad de masa atómica (u o Da) se define como: La masa de un átomo de hidrógeno-1. La masa de un mol de átomos de carbono-12. La doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. La doceava parte de la masa de un mol de carbono.

La abundancia relativa del deuterio indicada en el tema es: 99,985%. 0,015%. 10-15 %. 1,5%.

La masa atómica promedio del hidrógeno obtenida en el tema es: 1,000 u. 2,014 u. 1,008 u. 1,015 u.

Según el material, Mendeleev ordenó en su tabla: Los 118 elementos actuales según su masa atómica. Los 60 elementos conocidos, agrupados por propiedades similares. Solo los gases nobles y los metales alcalinos conocidos. Unos 90 elementos según su configuración electrónica.

En la tabla periódica: Los periodos son columnas y los grupos son filas. Los periodos agrupan elementos de propiedades semejantes. Los grupos son filas y los periodos son columnas. Los periodos son filas y los grupos son columnas.

Los grupos con los que el tema recomienda familiarizarse son: Alcalinos, alcalinotérreos, halógenos y gases nobles. Alcalinos, lantánidos, actínidos y halógenos. Metales de transición, halógenos, anfígenos y gases nobles. Alcalinotérreos, metaloides, lantánidos y gases nobles.

Respecto a los electrones de valencia: Varían dentro de un grupo y son iguales en un periodo. Disminuyen a lo largo de un periodo al aumentar Z. Son iguales en un grupo y aumentan en un periodo al aumentar Z. Aumentan al descender en un grupo por tener más niveles.

El radio atómico: Aumenta hacia la derecha en un periodo y al subir en un grupo. Disminuye al aumentar la carga nuclear y aumenta al bajar en un grupo. Disminuye al bajar en un grupo y aumenta hacia la derecha. Es constante en un grupo y solo varía a lo largo del periodo.

La energía de ionización se define como la energía: Liberada cuando un átomo gaseoso capta un electrón. Necesaria para extraer el electrón más interno de un átomo. Liberada al formarse un catión a partir de un sólido. Necesaria para extraer el electrón más débilmente unido de un átomo gaseoso.

La energía de ionización, de forma general: Disminuye al bajar en un grupo y aumenta hacia la derecha. Aumenta al bajar en un grupo y disminuye hacia la derecha. Aumenta al bajar en un grupo y también hacia la derecha. Disminuye al bajar en un grupo y también hacia la derecha.

Respecto a la electronegatividad y la afinidad electrónica: Ambas son parámetros cuantitativos expresados en julios. La electronegatividad es adimensional; la afinidad es cuantitativa. La afinidad es adimensional; la electronegatividad es cuantitativa. Ambas son adimensionales e indican facilidad para ceder electrones.

La afinidad electrónica se define como: La energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo gaseoso. La facilidad relativa de un átomo para atraer electrones. El valor negativo del cambio de energía al aceptar un átomo gaseoso un electrón. La energía liberada cuando un anión pierde su electrón adicional.

La electronegatividad y la afinidad electrónica aumentan: De arriba abajo en un grupo y de derecha a izquierda en un periodo. De abajo arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo. De abajo arriba en un grupo y de derecha a izquierda en un periodo. De arriba abajo en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo.

Los gases nobles no se ajustan a las reglas generales porque: Su configuración electrónica les da un comportamiento especial. Carecen de electrones en su último nivel energético. Su número atómico no sigue un orden creciente. Son los únicos elementos que forman moléculas diatómicas.

Los únicos elementos que existen en la naturaleza como átomos sencillos son: Los halógenos. Los metales alcalinos. Los gases nobles. Los metaloides.

¿Qué afirmación sobre las moléculas es correcta?. Siempre están formadas por átomos de elementos distintos. Pueden tener carga neta si han ganado electrones. Contienen como mínimo tres átomos unidos por enlaces. Son agregados de dos o más átomos enlazados y sin carga.

¿Cuál es un ejemplo de molécula poliatómica según el tema?. CO. NH₃. Br₂. NaCl.

En la formación de un ion: El núcleo gana o pierde protones. Cambia el número de neutrones del núcleo. El núcleo permanece intacto y varían los electrones. Cambia el número atómico del elemento.

Un catión: Se forma al ganar electrones y tiene carga negativa. Se forma al perder protones y tiene carga negativa. Se forma al ganar protones y tiene carga positiva. Se forma al perder electrones y tiene carga positiva.

El ion Al³⁺ (Z = 13; A = 27) tiene: 13 protones, 10 electrones y 14 neutrones. 13 protones, 16 electrones y 14 neutrones. 10 protones, 13 electrones y 14 neutrones. 13 protones, 13 electrones y 11 neutrones.

En el ejercicio hipotético del ion Al²⁻ (Z = 13; A = 27), el ion tendría: 13 protones, 11 electrones y 14 neutrones. 13 protones, 12 electrones y 14 neutrones. 13 protones, 15 electrones y 14 neutrones. 15 protones, 13 electrones y 14 neutrones.

Al pasar de Na a Na⁺, el tamaño de la partícula: Disminuye, porque los electrones restantes son atraídos con más fuerza. Aumenta, porque los electrones restantes se repelen con más fuerza. No varía, porque el núcleo del sodio permanece intacto. Aumenta, porque el núcleo pierde parte de su carga positiva.

Al pasar de Cl a Cl⁻, el tamaño de la partícula: Disminuye, porque el núcleo atrae con más fuerza a los electrones. No varía, porque solo cambia la carga neta de la partícula. Disminuye, porque el ion incorpora un protón adicional. Aumenta, porque el exceso de electrones provoca repulsión.

Una fórmula molecular indica: La proporción mínima en números enteros entre los elementos. Cómo están unidos los átomos mediante enlaces químicos. El número exacto de átomos de cada elemento en una molécula. La disposición espacial y el tamaño relativo de los átomos.

La fórmula estructural indica además: Solo la proporción mínima entre los elementos del compuesto. Cómo están unidos los átomos, representando cada enlace con una línea. El tamaño relativo de los átomos mediante esferas compactas. El número de moles de cada elemento presente en la sustancia.

El modelo de esferas y barras permite visualizar: Únicamente el número de átomos de cada elemento. La carga neta de cada átomo dentro de la molécula. La masa atómica relativa de cada elemento. La ordenación espacial de los átomos y su tamaño relativo.

La fórmula empírica de la glucosa (C₆H₁₂O₆) es: C₆H₁₂O₆. CHO. CH₂O. C₂H₄O₂.

¿Qué pareja fórmula molecular → fórmula empírica es INCORRECTA?. N₂O₄ → NO₂. C₂H₂O₄ → CH₂O₂. H₂O → H₂O. NH₃ → NH₃.

Sobre las fórmulas empíricas, es correcto que: No representan sustancias reales, solo la proporción mínima. Representan sustancias reales, igual que las moleculares. Coinciden siempre con la fórmula molecular del compuesto. Indican el número exacto de átomos de la molécula.

La relación entre fórmula molecular y fórmula empírica es: La masa empírica es n veces la masa molecular, con n entero. La masa molecular es la masa empírica dividida entre n. La masa molecular es n veces la masa empírica, con n entero. La masa molecular es la masa empírica más n unidades.

En el SI, un mol es la cantidad de materia que contiene tantas unidades elementales como átomos hay en: 1 g del isótopo hidrógeno-1. 12 g del isótopo carbono-13. 16 g del isótopo oxígeno-16. 12 g del isótopo carbono-12.

El número de Avogadro (NA) es: 6,022 10⁻²³. 6,022 10²³. 6,626 10²³. 1,661 10²³.

Según el tema, el mol es: Una unidad de masa equivalente a 12 g de cualquier sustancia. Una unidad exclusiva para contar átomos de un elemento. Una unidad de cantidad de materia aplicable a cualquier entidad. Una unidad de volumen propia de las sustancias gaseosas.

En el SI, las masas de los elementos se expresan en: g/mol. uma/mol. kg-mol. mol/g.

¿Cuántos átomos hay en 20 g de azufre (Ma = 32 g/mol)?. 1,88 10²³. 7,53 10²³. 6,02 10²³. 3,76 10²³.

Aunque se usa el término «peso molecular», en física el peso hace referencia a: La masa de un mol de la sustancia considerada. La fuerza de atracción de la Tierra sobre un cuerpo (m x g). La masa de la sustancia por unidad de volumen. La suma de las masas atómicas de la molécula.

La masa molecular de la glucosa (C = 12; H = 1; O = 16) es: 168 g/mol. 30 g/mol. 180 g/mol. 174 g/mol.

¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 20 g de O₂?. 7,53 10²³. 3,76 10²³. 1,20 10²⁴. 3,01 10²³.

¿Cuántos moles de O₂ hay en esos 20 g de oxígeno gaseoso?. 1,25 mol. 0,3125 mol. 1,60 mol. 0,625 mol.

En la expresión % en masa = (n x Ma / Mm) × 100, «n» representa: El número de moles del compuesto en la muestra. El factor entre fórmula empírica y fórmula molecular. El número de átomos de ese elemento en la molécula. El número de unidades elementales en un mol.

El porcentaje en masa de hidrógeno en el agua es: 11,1%. 5,6%. 88,9%. 33,3%.

La técnica citada en el tema para determinar la abundancia relativa de los elementos de una muestra es: La cromatografía de gases. La destilación fraccionada. La valoración ácido-base. La espectrometría de masas.

El carbono de la muestra se calcula a partir del CO₂ porque: El oxígeno del CO₂ procede íntegramente de la muestra. El CO₂ se forma antes que el agua en la combustión. El CO₂ es el único producto que contiene carbono. La masa de CO₂ coincide con la de la muestra quemada.

La masa de carbono presente en la muestra es: 3,85 g. 1,43 g. 0,39 g. 2,10 g.

La masa de hidrógeno presente en la muestra es: 0,08 g. 0,32 g. 0,16 g. 1,28 g.

El oxígeno no puede calcularse igual que el carbono y el hidrógeno porque: El oxígeno de los productos procede también del O₂ gaseoso. El agua formada no contiene oxígeno cuantificable. El oxígeno no aparece en ninguno de los productos. El ácido ascórbico no contiene oxígeno en su estructura.

El porcentaje en masa de oxígeno en el ácido ascórbico es: 45,43%. 40,86%. 59,14%. 54,57%.

Tras dividir los moles entre el menor valor (3,41), la proporción C : H : O es: 1:2:1. 1: 1,34:1. 1: 1,5:1. 1: 4,57:1.

¿Por qué número hay que multiplicar esa proporción para obtener enteros?. 2. 4. 3. 6.

La fórmula empírica del ácido ascórbico es: C₃H₄O₃. C₂H₃O₂. C₆H₈O₆. CH₂O.

La masa de la fórmula empírica y el valor de n son: 176 g/mol; n = 1. 44 g/mol; n = 4. 88 g/mol; n = 3. 88 g/mol; n = 2.

La fórmula molecular del ácido ascórbico es: C₃H₄O₃. C₆H₈O₆. C₆H₁₂O₆. C₉H₁₂O₉.

En el cálculo de fórmulas empíricas, el tema acepta redondeos de: ±0,2. ±0,5. ±0,02. ±0,05.

Aplicando el criterio de redondeo del tema, 40,857 con dos decimales queda: 40,86. 40,85. 40,90. 40,87.