4. Banco de preguntas

Teorías atómicas y estructura de la materia 1. ¿Qué aporte hizo cada científico para entender la estructura del átomo?

• Thomson.

• Rutherford.

• Planck.

• Bohr.

2. Completa el cuadro con el símbolo y las cargas eléctricas de cada partícula.

3. Define con tus palabras qué es un modelo atómico.

4. Describe cuál fue la importancia y el aporte (en su momento) realizado por cada uno de los modelos propuestos por los científicos:

• Joseph John Thomson.

• Ernest Rutherford.

• Niels Bohr.

5. Describe al átomo de acuerdo con la mecánica cuántica y establece la relación existente entre el núcleo atómico, la nube electrónica y las tres partículas subatómicas (neutrón, protón y electrón).

Partícula Símbolo Carga en coulombs (C) Protón Electrón

Neutrón

6. Para los isótopos de , , ,Na I U11 14 53 127 92 238 , , ,Na I U11 14 53 127 92 238 establece el número de protones, neutrones y electrones. 7. Analiza las siguientes proposiciones e identifica la que está incorrecta.

a) Leucipo fue el primero en enunciar la existencia de los átomos. b) Con su experimento, Thomson identificó corpúsculos de carga negativa que luego recibieron el nombre de electrones. c) Rutherford propuso que los átomos tenían un minúsculo núcleo en donde se hallaban concentradas las cargas positivas. d) Bohr realizó estudios para demostrar que los electrones no se hallaban en niveles de energía y por tal motivo eran atraídos al núcleo. e) Dalton afirmó la existencia de partículas con carga eléctrica negativa. f) Dalton estableció la existencia de partículas con carga eléctrica positiva. g) Dalton propuso que los elementos estaban formados por un mismo tipo de átomos. h) Dalton manifestó que los átomos se hallaban formados por protones y electrones. 8. Establece el número másico A de un átomo que contiene 7 protones, 8 neutrones y 10 electrones. a) A: 7 b) A. 8 c) A: 10 d) A. 15 9. Infiere cuál es la configuración electrónica estándar de 6 12 .C a) 1s2 2s2 2p6 b) 1s2 2s2 3s2 c) 1s2 2s2 2p2 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 10. Infiere cuál es la configuración electrónica del ion boro 3+.

Isótopo A Z p+ e– n± Sodio 24 Iodo 127

Uranio 238

a) 1s2 2s2 2p2 b) 1s2 2s2 3s2 c) 1s2 2s2 d) 1s2 11. Contrasta la información y escoge la respuesta adecuada.

• Para detener la radiación alfa solo hace falta proteger a los materiales con:

a) Una lámina de aluminio. b) Un muro de concreto. c) Un muro de plomo. d) Un muro de plomo y concreto. • Bohr en su modelo atómico introdujo el concepto de:

a) Corpúsculos con carga eléctrica negativa. b) Núcleo atómico diminuto. c) Niveles de energía. d) La existencia de los cuantos o fotones. 12. Escribe dentro del paréntesis la letra V o F, si consideras que el enunciado es verdadero o falso.

a) ( ) En el modelo de Thomson existen capas electrónicas. b) ( ) En el modelo de Rutherford las órbitas son concéntricas. c) ( ) En el modelo de Böhr las órbitas son elípticas. d) ( ) En el modelo de mecánica cuántica hay órbitas. e) ( ) Los protones tienen carga positiva. f) ( ) Los neutrones tienen carga negativa. g) ( ) Los neutrones carecen de carga eléctrica. h) ( ) Los electrones pesan 1 UMA. i) ( ) Los electrones casi no tienen masa. j) ( ) Un neutrón está formado por 1 protón y 1 electrón. k) ( ) Las partículas alfa son partículas atómicas. l) ( ) El neutrino es partícula inestable. m) ( ) El positrón es el mismo electrón con diferente carga. n) ( ) La masa del protón es igual a 1 u. o) ( ) Las antiguas órbitas se llaman niveles cuánticos. 13. Explica lo siguiente:

• ¿Por qué se llaman partículas estables o fundamentales? • ¿Por qué se llaman partículas inestables?

• ¿Cuáles son las partículas inestables?

• ¿Cuáles son las dos partes principales de un átomo?

• ¿Se puede dividir el átomo?

• ¿Cuáles son las partículas estables cuando se divide el átomo?

• ¿En qué porcentaje pasan las partículas alfa a través de la lámina de oro en el experimento de Rutherford y en qué porcentaje rebotan?

• ¿En qué órbitas se encuentra la mayor energía de los electrones y por qué?

• ¿Por qué el núcleo del átomo está cargado positivamente?

• ¿Qué pesa más: el núcleo o la envoltura?

14. Analiza y describe:

a) ¿Qué ideas de la teoría atómica de Dalton son válidas todavía? ¿Cuáles no lo son? b) ¿Qué es una UMA? c) ¿En qué consiste el experimento de Rutherford? d) ¿Qué conclusiones se sacaron con el experimento de Rutherford? e) Describe con un gráfico: ¿cómo es el modelo actual del átomo? f) Utilizando una esfera de plomo, ¿cómo diagramarías los modelos atómicos de

Dalton y de Thomson? Utiliza pequeñas esferitas de papel de color. g) ¿En qué modelo atómico se relaciona la materia con la electricidad y en qué modelo se descubre el núcleo del átomo? h) ¿Por qué razón fue desechado el modelo atómico de Thomson? i) En el experimento de Rutherford, explica gráficamente qué carga eléctrica tienen las partículas alfa que salen del polonio en la fuente radioactiva. j) Construye un cuadro con las partículas fundamentales del átomo e indica las características de masa atómica, número de masa y carga. 165

k) Describe otras partículas existentes en el átomo. l) ¿Cuál es la forma del orbital p? m) ¿Cuántos orbitales pueden existir en un nivel de energía y cómo están orientados en el espacio? n) ¿Cuál es la diferencia fundamental entre el modelo atómico de Thomson y el modelo nuclear de Rutherford? o) Si los átomos contienen partículas eléctricamente cargadas, ¿por qué son neutros? 15. Escribe dentro del paréntesis la letra V o F, si consideras que el enunciado es verdadero o falso.

a) ( ) El catión tiene carga positiva. b) ( ) El que gana electrones se llama anión. c) ( ) El anión se forma con pérdida de electrones. d) ( ) El anión tiene carga negativa. e) ( ) Es igual decir catión que ion positivo. f) ( ) La regla del octeto se cumple en el helio. g) ( ) La regla del octeto se cumple en el argón. h) ( ) El hidrógeno es más electronegativo que el flúor. i) ( ) El átomo de N es donante de electrones.

Tabla periódica de los elementos químicos 1. Para los siguientes elementos químicos, identifica el nombre, establece su configuración electrónica condensada e indica cuántos niveles de energía presentan sus átomos.

Z Nombre Configuración electrónica

19 13 17 8 22 Niveles de energía

2. Selecciona entre las opciones la respuesta correcta.

• ¿Cuál de los siguientes elementos químicos tiene el mayor radio atómico?

a) Calcio. b) Azufre. c) Neón. • ¿Cuál de los siguientes elementos químicos escogerías para liberar mayor energía al transformarse en ion negativo?

a) Cesio. b) Cloro. c) Helio. • ¿Cuál de los siguientes elementos químicos requiere menor energía para liberar un electrón?

a) Rubidio. b) Carbono. c) Flúor. 3. Analiza las siguientes proposiciones e identifica la que está incorrecta.

a) Döbereiner propuso que en las familias de elementos, el que se hallaba intermedio poseía la masa atómica promedio de la suma de las masas del elemento anterior y posterior. b) Lavoisier clasificó a los elementos de acuerdo con sus propiedades y fue el primero en definir lo que es un elemento químico. c) Newlands ordenó los elementos en forma ascendente a la masa atómica y observó que cada octavo elemento poseía las mismas propiedades que el primero. 4. Analiza las siguientes proposiciones que hablan sobre el aporte científico que hizo Mendeléiev e identifica la que está correcta.

a) Mendeléiev organizó los elementos químicos en columnas con base en su estructura atómica. b) Mendeléiev organizó los elementos químicos enfilándolos en función del número atómico. c) Mendeléiev organizó los elementos químicos en columnas de acuerdo con sus propiedades. 5. ¿Qué observó Dobereiner en las masas atómicas de Ca, Sr y Ba?

6. ¿Por qué Mendeléiev dejó huecos en su versión primitiva de la tabla periódica?

7. ¿Cuál es el metal más común del grupo de los alcalinotérreos? Menciona algunos minerales comunes que contengan este elemento.

8. Realiza las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos. Determina cuáles tienen propiedades similares Na11, Al13, Li3 y Ca20 .

9. Compara los tres elementos: Ge, Si y As en relación con:

a) Su carácter metálico. b) Energía de ionización. c) Electronegatividad. d) Radio atómico. 10. Basándose en la configuración electrónica, explica por qué:

a) El radio atómico del Ca es mayor que el del Be. b) El As se asemeja al antimonio en sus propiedades químicas. 11. En las siguientes parejas de elementos determina aquel que tiene mayor afinidad electrónica.

a) K o Fe b) Au o Cu c) Br o Zn 12. Escribe dentro del paréntesis la letra V o F, si consideras que el enunciado es verdadero o falso.

a) ( ) Los elementos que presentan un mayor radio atómico se hallan ubicados hacia la izquierda de la tabla periódica. b) ( ) Presentan un mayor radio atómico los elementos que se hallan ubicados hacia la derecha de la tabla periódica. c) ( ) Los elementos más reactivos de la tabla periódica son los que presentan alto carácter metálico o gran electronegatividad. d) ( ) Los que presentan gran afinidad electrónica o gran energía de ionización son los elementos más reactivos de la tabla periódica. e) ( ) El elemento carbono se halla ubicado en la familia 14 de la tabla periódica, lo que

hace que pertenezca al grupo de los elementos lantánidos. f) ( ) En los metales alcalinotérreos se observa que sus electrones de valencia presentan una configuración electrónica ns2 . g) ( ) El elemento estroncio se halla ubicado en la familia 2 de la tabla periódica, lo que hace que pertenezca al grupo de los metales de transición. h) ( ) El litio se halla ubicado a la izquierda de la tabla periódica y por tal motivo presenta un alto potencial de ionización. i) ( ) El elemento con la configuración electrónica 1s22s22p6 pertenece al grupo VIIIA. j) ( ) Mientras mayor sea la tendencia de un átomo para adquirir electrones, más grande es la afinidad electrónica.

El enlace químico 1. Selecciona entre las opciones la respuesta correcta.

• La estructura de Lewis para los elementos con electrones de valencia ns2 np1 es: a) X : b) X : : c) : X : : d) : X

: : : • Para determinar si un enlace es covalente no polar, se requiere que entre los átomos:

a) La diferencia de electronegatividad sea mayor a 1,7. b) La afinidad electrónica sea diferente de cero. c) La diferencia de electronegatividad sea menor a 0,4. d) La afinidad electrónica sea mínima. • Los puentes de hidrógeno permiten la formación de estructuras como:

a) Una aleación de cobre y hierro. b) Un cristal de cloruro de sodio. c) Una molécula de proteína. d) Un enlace covalente polar. 167

• ¿Cuál de estas parejas de elementos forma un enlace iónico?

a) Oxígeno y cloro. b) Carbono y cloro. c) Hierro y cloro. d) Potasio y cloro. • ¿Cuál de los siguientes enlaces es covalente no polar?

a) − C ≡ C− b) − C ≡ N c) = C = O d) ≡ C − Cl 2. Escribe dentro del paréntesis la letra V o F, si consideras que el enunciado es verdadero o falso.

a) ( ) Cuando los átomos de un elemento se enlazan, siempre forman enlaces covalentes no polares. b) ( ) Los pares enlazantes son los electrones no apareados que aporta cada átomo en el enlace. c) ( ) En el enlace covalente, los electrones cedidos forman un ion negativo. d) ( ) En el enlace metálico, los electrones de valencia no cumplen con la regla del octeto. e) ( ) Los electrones no enlazantes pueden formar moléculas polares. f) ( ) Cada átomo aporta con un electrón para formar un par enlazante. g) ( ) La molécula diatónica del nitrógeno no cumple con la regla del octeto. h) ( ) En el enlace metálico se mueven los electrones. i) ( ) En la unión covalente hay ganancia de electrones. j) ( ) En la unión iónica hay participación mutua de electrones. k) ( ) En la unión covalente hay participación mutua de electrones. l) ( ) Los metales forman enlace covalente.

m) ( ) Los metales forman enlace electrovalente. n) ( ) Las moléculas covalentes conducen la corriente eléctrica. o) ( ) Las moléculas electrovalentes se funden a altas temperaturas. p) ( ) Traslape de electrones significa mezcla de nubes. q) ( ) Dos electrones entre 2 átomos es un enlace simple. r) ( ) Seis electrones entre los átomos es un enlace doble. s) ( ) Los electrones entre dos átomos de H y Br son simétricos. t) ( ) En la unión metálica existe ganancia de electrones. 3. Explica lo siguiente:

a) ¿Qué diferencia hay entre enlace covalente y enlace electrovalente? b) ¿Qué valor de electronegatividad tienen los átomos en el enlace iónico? c) ¿Qué valor de electronegatividad tienen los átomos en el enlace covalente asimétrico? d) ¿Qué propiedad tienen las moléculas unidas por electrovalencia? e) ¿Por qué se llama covalencia simétrica y asimétrica? Da un ejemplo. f) ¿Cuántos electrones significan un enlace simple, doble y triple? g) Explica el traslape de nubes electrónicas en la formación de la molécula de hidrógeno. h) ¿Qué diferencia encuentras al comparar la molécula de cloruro de hidrógeno (gaseoso) con la de ácido clorhídrico (acuoso)? i) ¿Qué es un átomo donante de electrones? j) ¿Por qué el Cl en la molécula de cloruro de amonio adquirirá la carga negativa? k) ¿Qué es el puente de hidrógeno? Indica donde está en las moléculas de agua.

Compuestos químicos 1. ¿Qué es una reacción química? Escribe tres ejemplos indicando los componentes.

2. Explica la causa por la cual se produce absorción o desprendimiento de calor. ¿En qué sitio de la molécula está la energía calórica? Escribe un ejemplo.

3. ¿Qué es una reacción exotérmica? Escribe una ecuación química.

4. ¿Qué es una reacción endotérmica? Escribe una ecuación química.

5. Utilizando un sistema de coordenadas, muestra la energía liberada en una reacción exotérmica y la energía absorbida en una endotérmica.

6. Indica la clase de reacción a la que pertenece cada una de las siguientes ecuaciones químicas:

a) Ca(HCO3)2 →CaO + 2CO2 + H2O b) CaO + H2O → Ca(OH)2 c) Mg(NO3)2 + 2KOH → Mg(OH)2 + 2KNO3 d) BeCO3 + 2HCl → BeCl2 + H2O + CO2 e) Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2 f) NaCl → Na+ + Clˉ g) NaCl + H2O → HCl + NaOH 7. ¿Con qué otro nombre se conoce a las reacciones de doble desplazamiento?

8. En las reacciones de combinación se produce transferencia de electrones. En los siguientes ejemplos indica qué elementos se oxidan y cuáles se reducen.

a) C + O2 → CO2 b) 2Na + Cl2 → 2NaCl c) 2HCl + Zn → ZnCl2 + H2 d) CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu 9. Indica entre las siguientes reacciones cuáles son exotérmicas y cuáles endotérmicas.

a) N2O4 → 2NO2 ΔH = + 580kJ b) N2 + 3H2 → 2NH3 ΔH = –92,4 kJ c) CaCO3 + 42 kcal → CaO + CO2 d) NH3 + HCl → NH4Cl + 176 kJ 10. Escribe dentro del paréntesis la letra V o F, si considera que el enunciado es verdadero o falso.

a) ( ) Los óxidos ácidos están compuestos por oxígeno e hidrógeno. b) ( ) En los peróxidos, el oxígeno presenta estado de oxidación 1−. c) ( ) En los óxidos salinos, el metal tiene diferentes estados de oxidación en la misma molécula. d) ( ) En la formación de una sal neutra se requiere neutralizar un ácido con un hidróxido. 11. Selecciona entre las opciones la respuesta correcta.

• El número de oxidación del manganeso en el permanganato de potasio KMnO4 es: a) 7+ b) 5+ c) 3+ d) 2+ • De los siguientes compuestos, no es real: a) Óxido de flúor (VII). b) Óxido de cloro (VII). c) Óxido de bromo (VII). d) Óxido de iodo (VII). • La nomenclatura de Stock correcta del Ca(OH)2 es:

a) Dihidróxido de calcio. b) Hidróxido de calcio. c) Hidróxido de calcio (II). d) Hidróxido cálcico.

Las reacciones químicas y sus ecuaciones 1. ¿Qué sucedería en el universo si en las reacciones químicas no se cumpliera con la ley de conservación de la materia?

2. ¿Por qué una misma sustancia presenta diferentes aspectos en diversos estados físicos a pesar de que su composición es siempre la misma?

3. ¿Qué les ocurre a los átomos de un compuesto en una reacción química?

4. Describe qué sucede con los reactivos y productos en cada una de estas reacciones:

a) Reacción de síntesis. b) Reacción de descomposición. c) Reacción de sustitución. 5. Balancea, por el método más conveniente, las siguientes ecuaciones químicas:

a) __ H2 + __ Fe → __ FeH3 b) __ Ca + __ O2 → __ CaO c) __CH4 + __ O2 → __ CO2 + __ H2O d) __K(ClO4) → __ KCl + __ O2 6. Indica con un ejemplo cuándo se produce una reacción reversible.

7. Indica con un ejemplo cuándo se produce una reacción irreversible.

8. Selecciona entre las opciones la respuesta correcta.

• En la siguiente ecuación química, el dihidrógeno actúa como: 3H2 + N2 → 2NH3 a) Oxidante porque gana electrones. b) Reductor porque gana electrones. c) Oxidante porque es el elemento que se reduce. • ¿En qué compuestos se presenta el estaño con estado de oxidación 2+?

a) SnS; SnO2 b) SnI2; SnSO4 c) SnS; Sn(SO4)2 • El tipo de reacción química a que pertenece la siguiente ecuación es:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 a) Es una reacción redox y de sustitución. b) Es una reacción de neutralización y de doble sustitución. c) Es una reacción de neutralización y de combinación. • ¿Cuál es una de las semiecuaciones de oxidación del manganeso? a) Mn e Mn2 0 2 "+ - + b) Mn e Mn2 3 5 "+ - + c) Mn 2e Mn 0 2 "-

9. Si reaccionan 50 g de óxido de aluminio con 40 g de ácido sulfúrico para formar sulfato de aluminio, ¿cuál es el reactivo limitante?

Al2O3 + 3H2SO4 → Al2 (SO4)3 + 3H2O 10. Si reaccionan 10 g de HCl con 10 g de hidróxido de sodio, ¿cuál es el reactivo limitante?

11. Si reaccionan 50 g de carbonato de calcio con 35 g de ácido ortofosfórico para formar fosfato tricálcico, ¿cuál es el reactivo limitante (RL)

12. ¿Cuál es el reactivo limitante (RL) y cuál es el reactivo en exceso (RE) en la reacción de 4 moles de dioxígeno con 4 moles de dicloro?

Ecuación: 3O2 + 2Cl2 →2Cl2O3 13. Cuando en una reacción se consume rápidamente el reactivo, ¿cómo se llama?

14. ¿Es verdad que el reactivo que está en exceso se llama limitante?

15. Da un ejemplo en el que demuestre que no se conoce cuál es el reactivo limitante.

Disoluciones y sistemas dispersos 1. Define con tus palabras qué es un sistema disperso.

2. Describe cuáles son las características de las soluciones:

a) Diluidas. b) Concentradas. c) Saturadas. 3. Describe con tus palabras qué es el pH de una sustancia y qué importancia tiene su determinación en la medicina.

4. Analiza las proporciones del soluto y el solvente y establece cuál de ellas es una solución diluida.

a) 10 g de azúcar en 1 000 mL de agua. b) 10 g de azúcar en 100 mL de agua.

c) 10 g de azúcar en 10 mL de agua. d) 10 g de azúcar en 1 mL de agua. 5. ¿Cuál de estas sustancias es básica?

a) Vinagre pH 3,7 b) Jugo de limón pH 4,9 c) Solución de cloruro de sodio pH 7,0 d) Sal de Andrews pH 7,94 6. Analiza las características que presentan algunos sistemas dispersos y concluye cuál de ellos es un coloide.

a) Son mezclas capaces de conducir la corriente eléctrica. b) Son mezclas que reaccionan en presencia de la fenolftaleína. c) Son mezclas capaces de dispersar la luz. d) Son mezclas que luego de un determinado tiempo decantan uno de sus componentes. 7. Valora la molaridad de la siguiente solución: 49 g de ácido sulfúrico H2SO4 disueltos en 1,00 L de solución.

a) 2,00 M b) 1,00 M c) 0,50 M d) 0,25 M 8. Para neutralizar una muestra de hidróxido de sodio (NaOH) se puede utilizar: a) Óxido ferroso FeO b) Amoníaco NH3 c) Cloruro de hidrógeno HCl d) Bicarbonato de sodio NaHCO3 9. Establece cuántos gramos de cloruro de sodio

NaCl ingiere una persona deshidratada cuando bebe 250 mL de suero oral que contiene una concentración de este electrolito igual al 10 % en masa.

a) 250 g b) 25 g

c) 2,5 g d) 0,25 g 10. Determina la cantidad de alcohol etílico contenido en una botella de cerveza de dos litros de concentración igual al 8 % en volumen.

a) 80 mL b) 160 mL c) 400 mL d) 1600 mL