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Autoevaluaciones 1º Bachillerato

Método Científico-Unidades del S.I

Examen nº1

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1ºB Examen Método Científico-Unidades del S.I. I

Preguntas Teóricas tipo test sobre el Método Científico

NombreCorreo electrónico

1 / 10

1) ¿Qué paso sigue inmediatamente a la experimentación?

A) Hipótesis

B) Análisis de resultados

C) Observación

D) Planteamiento del problema

Tras realizar el experimento, los datos obtenidos deben analizarse para extraer conclusiones válidas.

2 / 10

2) ¿Qué tipo de datos se obtienen normalmente en un experimento científico?

A) Opiniones personales

B) Datos subjetivos

C) Datos medibles y observables

D) Suposiciones

El método científico se basa en datos objetivos que puedan medirse u observarse, evitando interpretaciones subjetivas.

3 / 10

3) ¿Cuál es el objetivo principal de la experimentación?

A) Formular teorías

B) Obtener datos controlados

C) Divulgar resultados

D) Crear leyes científicas

La experimentación busca obtener datos fiables y controlados que permitan verificar o refutar la hipótesis planteada.

4 / 10

4) ¿Qué ocurre si los resultados no confirman la hipótesis?

A) Se elimina el experimento

B) Se acepta igualmente

C) Se modifica o rechaza la hipótesis

D) Se convierten en ley

Si los resultados no apoyan la hipótesis, esta debe reformularse o rechazarse, ya que el método científico se basa en la evidencia, no en suposiciones.

5 / 10

5) ¿Qué paso del método científico consiste en comprobar la hipótesis?

A) Observación

B) Experimentación

C) Conclusión

D) Comunicación

La experimentación permite poner a prueba la hipótesis bajo condiciones controladas y obtener datos objetivos.

6 / 10

6) ¿Cuál es la función de las variables de control?

A) Aumentar la precisión del resultado

B) Cambiar los resultados

C) Evitar que influyan factores externos

D) Sustituir la variable independiente

Las variables de control se mantienen constantes para asegurar que los cambios observados se deben únicamente a la variable independiente.

7 / 10

7) ¿Qué variable se modifica intencionadamente en un experimento?

A) Variable dependiente

B) Variable controlada

C) Variable independiente

D) Variable externa

La variable independiente es la que el investigador manipula para observar su efecto sobre la variable dependiente.

8 / 10

8) ¿Cuál de las siguientes características debe cumplir una hipótesis?

A) Debe ser siempre verdadera

B) Debe ser comprobable experimentalmente

C) Debe ser compleja

D) Debe formularse tras la conclusión

Para que una hipótesis sea científica debe poder ponerse a prueba mediante la experimentación. Si no puede comprobarse, no forma parte del método científico.

9 / 10

9) ¿Qué es una hipótesis científica?

A) Una ley universal inmutable

B) Una suposición sin base previa

C) Una explicación provisional comprobable

D) Un resultado experimental

Una hipótesis es una explicación tentativa que debe poder comprobarse mediante experimentos o datos observables. No es una opinión ni una ley definitiva.

10 / 10

10) ¿Cuál es el primer paso del método científico?

A) Formulación de la hipótesis

B) Análisis de resultados

C) Observación

D) Experimentación

La observación es el punto de partida del método científico, ya que permite identificar un fenómeno o problema que se desea estudiar. Sin una observación inicial, no se puede plantear una hipótesis ni diseñar un experimento.

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• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué paso sigue inmediatamente a la experimentación?
• ¿Qué tipo de datos se obtienen normalmente en un experimento científico?
• ¿Cuál es el objetivo principal de la experimentación?
• ¿Qué ocurre si los resultados no confirman la hipótesis?
• ¿Qué paso del método científico consiste en comprobar la hipótesis?
• ¿Cuál es la función de las variables de control?
• ¿Qué variable se modifica intencionadamente en un experimento?
• ¿Cuál de las siguientes características debe cumplir una hipótesis?
• ¿Qué es una hipótesis científica?
• ¿Cuál es el primer paso del método científico?

Examen nº2

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1ºB Método Científico-Unidades del S.I. II

Preguntas Teóricas tipo test sobre el Método Científico

NombreCorreo electrónico

1 / 10

1) ¿Cuál es la finalidad última del método científico?

A) Confirmar creencias

B) Obtener conocimientos objetivos

C) Formular opiniones

D) Resolver problemas personales

El método científico busca generar conocimientos fiables y objetivos sobre la realidad, basados en evidencias comprobables

2 / 10

2) ¿Qué tipo de razonamiento se usa al formular una hipótesis?

A) Deductivo

B) Inductivo

C) Aleatorio

D) Subjetivo

El razonamiento inductivo parte de observaciones particulares para formular una explicación general o hipótesis

3 / 10

3) ¿Qué ocurre si otros científicos obtienen los mismos resultados?

A) El experimento se invalida

B) Se rechaza la hipótesis

C) Se refuerza la validez del estudio

D) Se elimina la teoría

Cuando diferentes investigadores obtienen los mismos resultados, se incrementa la fiabilidad y credibilidad del estudio.

4 / 10

4) ¿Qué instrumento ayuda a representar gráficamente los resultados?

A) Microscopio

B) Balanza

C) Gráfica

D) Termómetro

Las gráficas facilitan la interpretación visual de los datos y permiten identificar relaciones entre variables

5 / 10

5) ¿Qué se hace en la fase de comunicación científica?

A) Se plantean hipótesis

B) Se analizan datos

C) Se publican y comparten resultados

D) Se repite el experimento

La comunicación permite que otros científicos revisen, repitan y validen los resultados obtenidos.

6 / 10

6) ¿Qué significa que un experimento sea reproducible?

A) Que es muy complejo

B) Que puede repetirse con los mismos resultados

C) Que solo se hace una vez

D) Que no necesita hipótesis

La reproducibilidad garantiza la fiabilidad de los resultados científicos y su validez dentro de la comunidad científica.

7 / 10

7) ¿Por qué deben repetirse los experimentos?

A) Para confirmar la hipótesis

B) Para perder errores

C) Para asegurar la reproducibilidad

D) Para cambiar los resultados

La repetición permite comprobar que los resultados no son casuales y que pueden obtenerse de nuevo bajo las mismas condiciones

8 / 10

8) ¿Cuál de los siguientes NO es un paso del método científico?

A) Observación

B) Hipótesis

C) Experimentación

D) Intuición

El método científico se basa en observaciones y pruebas objetivas, no en intuiciones o creencias personales

9 / 10

9) ¿Qué es una conclusión científica?

A) Una opinión personal

B) Un resumen del experimento

C) Una interpretación basada en resultados

D) Una hipótesis nueva

La conclusión interpreta los resultados obtenidos y determina si la hipótesis inicial se confirma o no

10 / 10

10) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones describe mejor una ley científica?

A) Una explicación provisional basada en observaciones

B) Una relación constante entre variables comprobada experimentalmente

C) Una suposición que debe ser verificada

D) Una opinión aceptada por la mayoría

Una ley científica describe una relación constante y repetible entre variables observadas experimentalmente, normalmente expresada de forma matemática. A diferencia de una hipótesis, una ley no explica por qué ocurre un fenómeno, sino que describe cómo ocurre de manera sistemática.

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• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Cuál es la finalidad última del método científico?
• ¿Qué tipo de razonamiento se usa al formular una hipótesis?
• ¿Qué ocurre si otros científicos obtienen los mismos resultados?
• ¿Qué instrumento ayuda a representar gráficamente los resultados?
• ¿Qué se hace en la fase de comunicación científica?
• ¿Qué significa que un experimento sea reproducible?
• ¿Por qué deben repetirse los experimentos?
• ¿Cuál de los siguientes NO es un paso del método científico?
• ¿Qué es una conclusión científica?
• ¿Cuál de las siguientes afirmaciones describe mejor una ley científica?

Examen nº3

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1ºB Conversión de Unidades S.I. I

Ejercicios explicados de conversión de Unidades del S.I. de magnitudes Químicas

1 / 10

1) Convierte 3,0 × 10²³ partículas a moles

Dato: $N_A = 6,02 × 10^{23}$

A) 0,25 mol

B) 0,50 mol

C) 1 mol

D) 5 mol

La cantidad de sustancia $n$ se puede calcular a partir del número de entidades elementales $N$ (átomos, moléculas, iones…) mediante la relación:         n = N / N_A

donde N_A       es el número de Avogadro, cuyo valor es: 6,02 × 10²³ mol

En este caso, el número de partículas es 3,0 × 10²

n = (3,0 × 10²³) / (6,02 × 10²³)  Las potencias de diez se simplifican y queda:

n ≈ 3,0 / 6,02 ≈ 0,50    Por tanto, la cantidad de sustancia correspondiente es:  0,50 mol

2 / 10

2) Convierte 250 kJ a J.

A) 25 000 J

B) 2,5 × 10⁴ J

C) 2,5 × 10⁵ J

D) 2,5 × 10⁶ J

1 kJ = 10³ J ⇒ 250 × 10³ = 2,5 × 10⁵ J

3 / 10

3) Convierte 1,2 g·cm⁻³ a kg·m⁻³

A) 120 kg·m⁻³

B) 1200 kg·m⁻³

C) 12 kg·m⁻³

D) 12 000 kg·m⁻³

Sabemos que: 1 g = 10⁻³ kg   y  1 cm³ = 10⁻⁶ m³

Al convertir una densidad expresada en g·cm⁻³ a kg·m⁻³, el factor de conversión total es: 1 g·cm⁻³ = 1000 kg·m⁻³

Esto se debe a que la masa aumenta por un factor de 10³ al pasar de gramos a kilogramos y, simultáneamente, el volumen aumenta por un factor de 10⁶ al pasar de centímetros cúbicos a metros cúbicos, lo que da como resultado un factor global de 10³.

Aplicando esta relación al valor dado:  1,2 g·cm⁻³ × 1000 = 1200 kg·m⁻³

Por tanto, la densidad expresada en unidades del Sistema Internacional es:  1200 kg·m⁻³

4 / 10

4) Convierte 350 mL a m³

A) 3,5 × 10⁻¹ m³

B) 3,5 × 10⁻³ m³

C) 3,5 × 10⁻⁴ m³

D) 3,5 × 10⁻⁶ m³

1 mL = 10^-6 m³ ⇒ 350 × 10^-6 = 3,5 × 10^-4 m³

5 / 10

5) Convierte 7,5 × 10⁴ Pa a kPa

A) 7,5 × 10⁷ kPa

B) 7,5 kPa

C) 75 kPa

D) 0,75 kPa

El kilopascal (kPa) es una unidad de presión derivada del pascal (Pa)
El prefijo kilo (k) indica un factor de 10³, por lo que:  1 kPa = 10³ Pa

En este caso, la presión dada es 7,5 × 10⁴ Pa.
Al convertirla a kilopascales:  7,5 × 10⁴ Pa ÷ 10³ = 7,5 × 10¹ kPa  Y expresando el resultado en forma decimal:

7,5 × 10¹ = 75  Por tanto, la presión equivalente es:  75 kPa

6 / 10

6) Convierte 18 g de H₂O a moles

 

A) 0,5 mol

B) 18 mol

C) 1 mol

D) 36 mol

La cantidad de sustancia n se calcula a partir de la masa de la muestra y de su masa molar mediante la relación:

n = m/M = 18/18 = 1 mol

En este caso concreto, la masa de la sustancia es 18 g y su masa molar es también 18 g·mol⁻¹. Al dividir ambos valores:

n = 18 g / 18 g·mol^-1       las unidades de gramos se simplifican y el resultado es:  n = 1 mol

7 / 10

7) Convierte 0,025 mol·L⁻¹ a mol·m⁻³

A) 0,000025 mol·m⁻³

B) 25 mol·m⁻³

C) 2,5 mol·m⁻³

D) 250 mol·m⁻³

Sabemos que : 1 m³ = 1000 L ⇒ 0,025 mol·L^-1 × 1000 = 25 mol·m^-3

8 / 10

8) Convierte 4 g·L⁻¹ a kg·m⁻³

A) 0,004 kg·m⁻³

B) 4 kg·m⁻³

C) 40 kg·m⁻³

D) 400 kg·m⁻³

Sabemos que:         1 g·L^-1 = 1 kg·m^-3 ⇒ 4 = 4 kg·m^-3     y        1 L = 10⁻³ m³

Al pasar de g·L⁻¹ a kg·m⁻³, ambos factores 10⁻³ se cancelan

1 g·L^-1 = 10^-3 kg / 10^-3 m³ = 1 kg·m^-3   

  Por tanto, el valor numérico no cambia al convertir las unidades.   entonces 4 ⇒ 4 kg·m^-3

Si la concentración es 4 g·L⁻¹, en unidades del S.I. será:    4 kg·m^-3

 

9 / 10

9) Convierte 27 °C a K.

A) 246 K

B) 300 K

C) 273 K

D) 310 K

T(K) = T(°C) + 273

27 + 273 = 300K

10 / 10

10) Convierte 2,0 atm a Pa

 

A) 2,026 × 10⁴ Pa

B) 1,013 × 10⁵ Pa

C) 2,026 × 10⁵ Pa

D) 2,0 × 10⁶ Pa

La presión se está expresando en pascales (Pa), que es la unidad del Sistema Internacional

2,0 × 1,013 × 10⁵ = 2,026 × 10⁵ Pa

Sabemos que 1 atm = 1,013 × 10⁵ Pa

Si la presión dada es 2,0 atm, para convertirla a pascales se multiplica por el factor de conversión:

2,0 atm × 1,013 × 10⁵ Pa/atm    2,0 × 1,013 = 2,026  y  Se mantiene la potencia de diez: 10⁵

Por tanto, el resultado es:  2,026 × 10⁵ Pa

Esto indica que una presión de 2,0 atm equivale a 2,026 × 10⁵ Pa en unidades del Sistema Internacional

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• CONTENIDO PRUEBA
• Convierte 3,0 × 10²³ partículas a moles
• Convierte 250 kJ a J
• Convierte 1,2 g·cm⁻³ a kg·m⁻³
• Convierte 350 mL a m³
• Convierte 7,5 × 10⁴ Pa a kPa
• Convierte 18 g de H₂O a moles
• Convierte 0,025 mol·L⁻¹ a mol·m⁻³
• Convierte 4 g·L⁻¹ a kg·m⁻³
• Convierte 27 °C a K
• Convierte 2,0 atm a Pa

Examen nº4

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1ºB Conversión de Unidades S.I. IV

Ejercicios variados sobre magnitudes Químicas y Conversión de Unidades del S.I.

1 / 10

1. Una disolución tiene una concentración de 0,075 mol/L. ¿Cuál es su concentración expresada en mol/m³?

A) 0,075 mol/m³

B) 0,75 mol/m³

C) 75 mol/m³

D) 750 mol/m³

Sabemos que: 1 m³ = 1000 L

La concentración inicial es:  0,075 mol/L

Esto significa que hay 0,075 mol en cada litro

Como 1 m³ contiene 1000 L:  0,075 mol/L · 1000 L/m³ = 75 mol/m³

Por tanto:

0,075 mol/L = 75 mol/m³

Correcta C

 

 

2 / 10

2. La densidad de una disolución es 1,18 g/mL. ¿Cuál es su densidad expresada en kg/m³?

A) 1,18 kg/m³

B) 11,8 kg/m³

C) 118 kg/m³

D) 1180 kg/m³

Sabemos que:

Sabemos que: 1 g = 0,001 kg

1 mL = 1 cm³ = 10⁻⁶ m³

Partimos de:  1,18 g/mL

Convertimos gramos a kilogramos y mililitros a metros cúbicos:  1,18 g/mL = 1,18 · 0,001 kg / 10⁻⁶ m³

Calculamos:  0,001 / 10⁻⁶ = 1000

Por tanto:  1,18 g/mL = 1,18 · 1000 kg/m³ = 1180 kg/m³

Resultado:  1,18 g/mL = 1180 kg/m³

Correcta D

3 / 10

3. La masa molar del ácido sulfúrico es 98 g/mol. ¿Cuál es su masa molar expresada en kg/kmol?

A) 0,098 kg/kmol

B) 98 kg/kmol

C) 980 kg/kmol

D) 98000 kg/kmol

Sabemos que:  1 kg = 1000 g

1 kmol = 1000 mol

La masa molar dada es: 98 g/mol

Esto significa que 1 mol tiene una masa de 98 g.

Entonces, 1 kmol contiene 1000 mol:  98 g/mol · 1000 mol/kmol = 98000 g/kmol

Ahora convertimos gramos a kilogramos: 98000 g/kmol : 1000 = 98 kg/kmol

Por tanto: 98 g/mol = 98 kg/kmol

Correcta B

 

4 / 10

4. En un recipiente se mide una presión de 950 mmHg. Sabiendo que 1 atm = 760 mmHg, ¿cuál es la presión en atmósferas?

A) 0,80 atm

B) 1,00 atm

C) 1,25 atm

D) 1,50 atm

Sabemos que: 760 mmHg = 1 atm

Para convertir 950 mmHg a atm, usamos el factor:  950 mmHg · 1 atm / 760 mmHg

Cancelamos mmHg:  950 / 760 = 1,25

Por tanto:  950 mmHg = 1,25 atm

Correcta C

5 / 10

5. Una reacción desprende 125 kJ por cada 2,5 mol de reactivo consumido. ¿Cuál es la energía liberada expresada en J/mol?

A) 50 J/mol

B) 500 J/mol

C) 5000 J/mol

D) 50000 J/mol

Primero calculamos la energía por mol en kJ/mol:  125 kJ / 2,5 mol = 50 kJ/mol

Ahora convertimos kJ a J:  1 kJ = 1000 J

50 kJ/mol · 1000 = 50000 J/mol

Por tanto: 125 kJ para 2,5 mol equivalen a 50000 J/mol

Correcta D

6 / 10

6. En determinadas condiciones, el volumen molar de un gas es 24,0 L/mol. ¿Cuál es este volumen expresado en m³/kmol?

A) 24 m³/kmol

B) 0,024 m³/kmol

C) 240 m³/kmol

D) 24000 m³/kmol

Partimos de: 24,0 L/mol

Sabemos que:  1 m³ = 1000 L  y 1 kmol = 1000 mol

Primero interpretamos el dato:  1 mol ocupa 24,0 L

Por tanto, 1 kmol, que contiene 1000 mol, ocupará:  24,0 L/mol · 1000 mol/kmol = 24000 L/kmol

Ahora convertimos litros a metros cúbicos: 24000 L/kmol : 1000 = 24 m³/kmol

Por tanto:  24,0 L/mol = 24 m³/kmol

Correcta A

 

7 / 10

7. Una disolución contiene 3,5 g de soluto en 250 mL de disolución. ¿Cuál es su concentración en kg/m³?

A) 0,014 kg/m³

B) 1,4 kg/m³

C) 14 kg/m³

D) 140 kg/m³

La concentración másica se calcula como:  concentración = masa / volumen

Primero convertimos la masa: 3,5 g = 0,0035 kg

Ahora convertimos el volumen: 250 mL = 0,250 L

Como: 1 L = 0,001 m³

Entonces:  0,250 L = 0,000250 m³

Ahora calculamos:  0,0035 kg / 0,000250 m³ = 14 kg/m³

Por tanto:  3,5 g en 250 mL equivalen a 14 kg/m³

Correcta C

8 / 10

8. Una reacción de primer orden tiene una constante de velocidad k = 0,036 min⁻¹. ¿Cuál es su valor en s⁻¹?

A) 0,00060 s⁻¹

B) 0,0060 s⁻¹

C) 0,060 s⁻¹

D) 2,16 s⁻¹

La constante tiene unidades de min⁻¹, es decir, “por minuto”.

Sabemos que: 1 min = 60 s

Para convertir de min⁻¹ a s⁻¹ hay que dividir entre 60:  0,036 min⁻¹ / 60 = 0,00060 s⁻¹

Por tanto:  0,036 min⁻¹ = 6,0 · 10⁻⁴ s⁻¹

Correcta A

9 / 10

9. La solubilidad de una sal es 2,4 · 10⁻³ mol/L. ¿Cuál es su solubilidad en mmol/mL?

A) 2,4 · 10⁻⁶ mmol/mL

B) 2,4 · 10⁻³ mmol/mL

C) 2,4 mmol/mL

D) 2400 mmol/mL

Partimos de:  2,4 · 10⁻³ mol/L

Primero convertimos moles a milimoles:  1 mol = 1000 mmol

2,4 · 10⁻³ mol/L · 1000 = 2,4 mmol/L

Ahora convertimos litros a mililitros:  1 L = 1000 mL

Si hay 2,4 mmol en 1000 mL:  2,4 mmol/L : 1000 = 2,4 · 10⁻³ mmol/mL

Por tanto:  2,4 · 10⁻³ mol/L = 2,4 · 10⁻³ mmol/mL

Correcta B

 

10 / 10

10. Una muestra contiene 4,8 · 10²¹ moléculas de CO₂. Sabiendo que NA = 6,022 · 10²³ moléculas/mol y que M(CO₂) = 44 g/mol, ¿cuál es la masa de la muestra en miligramos?

A) 0,35 mg

B) 3,5 mg

C) 35 mg

D) 350 mg

Primero convertimos moléculas a moles usando el número de Avogadro:  n = número de moléculas / NA

n = 4,8 · 10²¹ / 6,022 · 10²³

Dividimos los coeficientes: 4,8 / 6,022 = 0,797

Restamos exponentes:  10²¹ / 10²³ = 10⁻²

Por tanto: n ≈ 0,797 · 10⁻² mol = 7,97 · 10⁻³ mol

Ahora calculamos la masa usando:  m = n · M

m = 7,97 · 10⁻³ mol · 44 g/mol

m ≈ 0,3507 g

Ahora pasamos de gramos a miligramos:  1 g = 1000 mg

0,3507 g · 1000 = 350,7 mg

Redondeando: m ≈ 350 mg

Por tanto, la respuesta correcta es:  350 mg

Correcta D

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• CONTENIDO PRUEBA
• Una disolución tiene una concentración de 0,075 mol/L. ¿Cuál es su concentración expresada en mol/m³?
• La densidad de una disolución es 1,18 g/mL. ¿Cuál es su densidad expresada en kg/m³?
• La masa molar del ácido sulfúrico es 98 g/mol. ¿Cuál es su masa molar expresada en kg/kmol?
• En un recipiente se mide una presión de 950 mmHg. Sabiendo que 1 atm = 760 mmHg, ¿cuál es la presión en atmósferas?
• Una reacción desprende 125 kJ por cada 2,5 mol de reactivo consumido. ¿Cuál es la energía liberada expresada en J/mol?
• En determinadas condiciones, el volumen molar de un gas es 24,0 L/mol. ¿Cuál es este volumen expresado en m³/kmol?
• Una disolución contiene 3,5 g de soluto en 250 mL de disolución. ¿Cuál es su concentración en kg/m³?
• Una reacción de primer orden tiene una constante de velocidad k = 0,036 min⁻¹. ¿Cuál es su valor en s⁻¹?
• La solubilidad de una sal es 2,4 · 10⁻³ mol/L. ¿Cuál es su solubilidad en mmol/mL?
• Una muestra contiene 4,8 · 10²¹ moléculas de CO₂. Sabiendo que NA = 6,022 · 10²³ moléculas/mol y que M(CO₂) = 44 g/mol, ¿cuál es la masa de la muestra en miligramos?

Estructura Atómica-Modelos Atómicos-Tabla Periódica

Examen nº1

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1ºB Estructura Atómica-Modelos I

Preguntas Teóricas Estructura Atómica-Modelos-Radiación Electromagnética-Tabla Periódica-Configuraciones Electrónicas-Ejercicios

1 / 10

1. ¿Qué modelo atómico propuso que el átomo era una esfera maciza e indivisible?

A) Modelo de Thomson

B) Modelo de Rutherford

C) Modelo de Dalton

D) Modelo de Bohr

Dalton consideró el átomo como una esfera maciza indivisible, sin estructura interna, basándose en las leyes ponderales

2 / 10

2. ¿Qué descubrimiento impulsó el abandono del modelo de Dalton?

A) El neutrón

B) El electrón

C) El protón

D) El isótopo

El descubrimiento del electrón demostró que el átomo tenía estructura interna, invalidando la indivisibilidad de Dalton

3 / 10

3. ¿Qué característica principal presenta el modelo atómico de Thomson?

A) Núcleo central positivo

B) Electrones orbitando

C) Electrones incrustados en una masa positiva

D) Niveles de energía

Thomson propuso el modelo del “pudín de pasas”, con electrones incrustados en una carga positiva difusa

4 / 10

4. ¿Qué experimento permitió a Rutherford proponer su modelo atómico?

A) Rayos catódicos

B) Lámina de oro

C) Descarga eléctrica

D) Niveles de energía

El experimento de la lámina de oro mostró desviaciones inesperadas de partículas alfa, indicando un núcleo denso y positivo.

5 / 10

5. Según Rutherford, ¿dónde se concentra casi toda la masa del átomo?

A) En la corteza

B) En los electrones

C) En el núcleo

D) En todo el volumen

Rutherford demostró que la masa y la carga positiva están concentradas en un núcleo muy pequeño.

6 / 10

6. ¿Qué problema fundamental presentaba el modelo de Rutherford?

A) No explicaba la carga del núcleo

B) No explicaba la existencia del electrón

C) No explicaba la estabilidad del átomo

D) No explicaba las reacciones químicas

Según la física clásica, los electrones deberían perder energía y caer al núcleo, lo cual no ocurre

7 / 10

7. ¿Qué aportación clave introduce el modelo atómico de Bohr?

A) Núcleo indivisible

B) Electrones libres

C) Órbitas cuantizadas

D) Nube electrónica

Bohr introdujo niveles de energía discretos, explicando la estabilidad del átomo de hidrógeno

8 / 10

8. ¿Para qué tipo de átomos funciona correctamente el modelo de Bohr?

A) Todos los átomos

B) Solo gases nobles

C) Átomos polielectrónicos

D) Átomos con un solo electrón

El modelo de Bohr explica correctamente átomos hidrogenoides, como H⁺, He⁺ o Li²

9 / 10

9. ¿Qué fenómeno explica el modelo de Bohr?

A) Conductividad eléctrica

B) Enlaces químicos

C) Espectros atómicos de líneas

D) Isótopos

Bohr explicó la emisión y absorción de energía en forma de líneas espectrales

10 / 10

10. ¿Qué ocurre cuando un electrón pasa a un nivel energético superior?

A) Emite energía

B) Absorbe energía

C) Se destruye

D) Se convierte en protón

El electrón absorbe energía para saltar a un nivel más alto

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• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué modelo atómico propuso que el átomo era una esfera maciza e indivisible?
• ¿Qué descubrimiento impulsó el abandono del modelo de Dalton?
• ¿Qué característica principal presenta el modelo atómico de Thomson?
• ¿Qué experimento permitió a Rutherford proponer su modelo atómico?
• Según Rutherford, ¿dónde se concentra casi toda la masa del átomo?
• ¿Qué problema fundamental presentaba el modelo de Rutherford?
• ¿Qué aportación clave introduce el modelo atómico de Bohr?
• ¿Para qué tipo de átomos funciona correctamente el modelo de Bohr?
• ¿Qué fenómeno explica el modelo de Bohr?
• ¿Qué ocurre cuando un electrón pasa a un nivel energético superior?

Examen nº2

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1ºB Estructura Atómica-Modelos II

Preguntas Teóricas Estructura Atómica-Modelos-Radiación Electromagnética-Tabla Periódica-Configuraciones Electrónicas-Ejercicios

1 / 10

1. La ley de Proust implica que…

A) La masa siempre aumenta

B) La proporción en masa es constante

C) Cambia según el origen

D) Depende del estado físico

Un compuesto tiene siempre la misma proporción de elementos

2 / 10

2. ¿Qué masa total hay si reaccionan 10 g de H₂ con 80 g de O₂?

A) 70 g

B) 80 g

C) 90 g

D) 100 g

Según Lavoisier, masa reactivos = masa productos

3 / 10

3. ¿Qué ley explica la formación de varios compuestos entre dos elementos?

A) Proporciones múltiples

B) Conservación de la masa

C) Volúmenes de combinación

D) Proporciones constantes

Dalton explicó que las masas se combinan en relaciones sencillas

4 / 10

4. ¿Quién formuló la ley de las proporciones definidas?

A) Dalton

B) Proust

C) Lavoisier

D) Boyle

Proust estableció que un compuesto tiene composición fija

5 / 10

5. ¿Qué ley establece que la masa se conserva en una reacción química?

A) Ley de Proust

B) Ley de Dalton

C) Ley de Lavoisier

D) Ley de Avogadro

La ley de conservación de la masa afirma que la masa total permanece constante

6 / 10

6. ¿Qué propiedad explica la reactividad de los alcalinos?

A) Alta electronegatividad

B) Bajo radio

C) Baja energía de ionización

D) Alta afinidad electrónica

El carácter metálico aumenta hacia abajo y a la izquierda

7 / 10

7. ¿Qué tendencia sigue la energía de ionización al bajar en un grupo?

A) Aumenta

B) Disminuye

C) No cambia

D) Se anula

El electrón está más alejado y apantallado

8 / 10

8. ¿Qué grupo presenta menor energía de ionización?

A) Grupo 1

B) Grupo 2

C) Grupo 17

D) Grupo 18

Los metales alcalinos pierden fácilmente su único electrón

9 / 10

9. ¿Qué ion tiene mayor tamaño?

A) Na

B) Na⁺

C) Cl

D) Cl⁻

Los aniones son mayores por el aumento de repulsión electrónica

10 / 10

10. ¿Por qué disminuye el radio atómico en un periodo?

A) Aumento de neutrones

B) Disminución de capas

C) Aumento de carga nuclear efectiva

D) Cambio de orbital

Aumenta la atracción núcleo-electrón sin aumentar capas

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• CONTENIDO PRUEBA
• La ley de Proust implica que…
• ¿Qué masa total hay si reaccionan 10 g de H₂ con 80 g de O₂?
• ¿Qué ley explica la formación de varios compuestos entre dos elementos?
• ¿Quién formuló la ley de las proporciones definidas?
• ¿Qué ley establece que la masa se conserva en una reacción química?
• ¿Qué propiedad explica la reactividad de los alcalinos?
• Qué tendencia sigue la energía de ionización al bajar en un grupo?
• ¿Qué grupo presenta menor energía de ionización?
• ¿Qué ion tiene mayor tamaño?
• ¿Por qué disminuye el radio atómico en un periodo?

Examen nº3

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• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué tipo de radiación tiene mayor energía?
• Si aumenta la frecuencia de una radiación, su longitud de onda…
• ¿Qué valor se toma para la velocidad de la luz en el vacío?
• ¿Qué magnitudes se relacionan en la ecuación fundamental de la radiación electromagnética?
• Las leyes ponderales se basan principalmente en…
• ¿Qué ley confirma que un compuesto es siempre igual?
• ¿Qué ley relaciona masas en números enteros simples?
• ¿Qué magnitud se conserva siempre en una reacción química?
• ¿Qué ley se aplica al comparar CO y CO₂?
• Si un compuesto contiene 1 g de H y 8 g de O, ¿qué ley se cumple?

• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué expresión permite calcular la energía de un fotón?
• ¿Qué radiación tiene mayor longitud de onda?
• La luz visible corresponde aproximadamente a longitudes de onda entre…
• ¿Qué ocurre con la energía de un fotón si se duplica su frecuencia?
• ¿Qué radiación es responsable del bronceado de la piel?
• ¿Qué radiación se utiliza habitualmente en hornos microondas?
• Calcula la frecuencia de una radiación cuya longitud de onda es 6,0 × 10⁻⁷ m
• ¿Cuál es la longitud de onda de una radiación con frecuencia 1,5 × 10¹⁵ Hz?
• Calcula la energía de un fotón de frecuencia 5,0 × 10¹⁴ Hz
• ¿Qué frecuencia corresponde a una radiación de longitud de onda 3,0 × 10⁻⁸ m?

Enlace Químico

Examen nº1

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1ºB Enlace Químico I

Preguntas tipo test abarcando todo el Temario, Ejercicios, Tipos de Enlace  -Propiedades - Estructuras de Lewis - TREPCV - Hibridación

1 / 10

1. ¿Qué es un enlace químico?

Una fuerza nuclear

Una interacción que une átomos formando sustancias

Un choque entre electrones

Un intercambio de protones

El enlace químico es la interacción que mantiene unidos a los átomos en moléculas o redes cristalinas, debido a fuerzas electrostáticas entre núcleos y electrones

2 / 10

2. ¿Por qué los átomos forman enlaces?

Para aumentar su masa

Para adquirir carga positiva

Para alcanzar una configuración más estable

Para perder electrones siempre

Los átomos tienden a alcanzar configuraciones electrónicas más estables, normalmente similares a la de los gases nobles (regla del octeto)

3 / 10

3. ¿Qué tipo de enlace se forma entre Na y Cl?

A)Covalente

B)Metálico

C)Covalente polar

D)Iónico

El sodio (metal) cede un electrón al cloro (no metal), formándose Na⁺ y Cl⁻, unidos por atracción electrostática

4 / 10

4. ¿Qué partícula se transfiere en un enlace iónico?

A)Protones

B)Neutrones

C)Electrones

D)Núcleos

Razonamiento: En los enlaces iónicos hay transferencia de electrones del metal al no metal

5 / 10

5. ¿Cuál de estos compuestos presenta enlace covalente?

A)NaCl

B)CaO

C)H₂O

D)KBr

El agua está formada por no metales (H y O) que comparten electrones → enlace covalente

6 / 10

6. ¿Qué diferencia principal hay entre enlace iónico y covalente?

A)La masa atómica

B)La compartición o transferencia de electrones

C)El número de protones

D)La temperatura

En el covalente se comparten electrones; en el iónico se transfieren

7 / 10

7. ¿Cuál es el valor aproximado de diferencia de electronegatividad para un enlace iónico?

A)0

B)<0,4

C)Entre 0,4 y 1,7

D)>1,7

Cuando la diferencia de electronegatividad es mayor de 1,7 ⇒ el enlace es mayoritariamente iónico

8 / 10

8. ¿Qué tipo de enlace hay en O₂?

A)Iónico

B)Covalente polar

C)Covalente no polar

D)Metálico

Ambos átomos tienen la misma electronegatividad, por lo que comparten electrones por igual

9 / 10

9. ¿Qué indica la electronegatividad?

A)Tamaño del átomo

B)Número de neutrones

C)Capacidad de atraer electrones

D)Energía cinética

La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer electrones en un enlace

10 / 10

10. ¿Cuál es el elemento más electronegativo?

A)Oxígeno

B)Cloro

C)Flúor

D)Nitrógeno

El flúor tiene el mayor poder de atracción de electrones de la tabla periódica

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• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué es un enlace químico?
• ¿Por qué los átomos forman enlaces?
• ¿Qué tipo de enlace se forma entre Na y Cl?
• ¿Qué partícula se transfiere en un enlace iónico?
• ¿Cuál de estos compuestos presenta enlace covalente?
• ¿Qué diferencia principal hay entre enlace iónico y covalente?
• ¿Qué tipo de enlace hay en O₂?
• ¿Qué indica la electronegatividad?
• ¿Cuál es el elemento más electronegativo?

• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué tipo de enlace hay en HCl?
• ¿Qué ocurre en un enlace covalente polar?
• ¿Qué representa δ⁺ y δ⁻?
• ¿Qué enlace existe entre átomos metálicos?
• ¿Por qué los metales conducen la electricidad?
• ¿Qué tipo de enlace explica la ductilidad de los metales?
• ¿Qué compuesto es iónico?
• ¿Qué propiedad es típica de los compuestos iónicos?
• ¿Por qué NaCl sólido no conduce electricidad?
• ¿Cuándo conduce NaCl la electricidad?

• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué enlace hay en NH₃?
• ¿Qué tipo de enlace presenta CH₄?
• ¿Qué sucede con la energía al formarse un enlace?
• ¿Qué es la energía de enlace?
• ¿Qué enlace es más fuerte?
• ¿Cuál tiene mayor punto de fusión?
• ¿Qué enlace hay en MgO?
• ¿Qué ocurre si aumenta la diferencia de electronegatividad?
• ¿Qué sustancia es molecular?
• ¿Qué enlace presenta el diamante?

• CONTENIDO PRUEBA
• Qué representa una estructura de Lewis?
• ¿Por qué los gases nobles no forman enlaces fácilmente?
• ¿Qué enlace se da entre Ca²⁺ y O²⁻?
• ¿Qué ocurre al romper un enlace?
• ¿Qué propiedad NO es típica de compuestos covalentes?
• ¿Por qué el diamante es tan duro?
• ¿Qué sustancia conduce electricidad en estado sólido?
• ¿Qué tipo de enlace explica la maleabilidad?
• ¿Cuál tiene mayor carácter iónico?
• ¿Qué tipo de enlace hay en CO₂?

• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Cuántos enlaces forma el nitrógeno en NH₃?
• ¿Cuántos pares de electrones no enlazantes tiene el N en NH₃?
• ¿Qué regla siguen la mayoría de los átomos en Lewis?
• ¿Qué elemento NO cumple la regla del octeto?
• ¿Cuántos electrones de valencia totales tiene O₂?
• ¿Qué tipo de enlace aparece en la estructura de Lewis de O₂?
• ¿Cuántos pares libres tiene cada oxígeno en O₂?
• ¿Cuál es el primer paso para dibujar una estructura de Lewis?
• ¿Qué indica un par de puntos alrededor de un átomo en Lewis?
• Dibuja la estructura de Lewis del ion OH⁻. ¿Cuál es la opción correcta?

• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué es la hibridación?
• ¿Qué tipo de hibridación presenta el carbono en CH₄?
• ¿Qué geometría corresponde a la hibridación sp³?
• ¿Qué hibridación presenta el carbono en CO₂?
• ¿Qué geometría molecular tiene una hibridación sp?
• ¿Qué hibridación presenta el carbono en C₂H₄ (etileno)?
• ¿Qué geometría corresponde a la hibridación sp²?
• ¿Cuántos orbitales híbridos se forman en una hibridación sp²?
• ¿Qué relación existe entre enlaces y hibridación?
• ¿Qué afirmación es correcta sobre la hibridación sp³?

Concepto de Mol – Leyes de Los gases

Examen nº1

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1º Bachillerato Concepto de mol y Leyes de los Gases I

Preguntas teóricas y problemas numéricos que abarcan el temario completo de 1º Bachillerato de Concepto de mol y Leyes de los Gases

1 / 10

1. ¿Qué define exactamente 1 mol de una sustancia?

A) 1 g de sustancia

B) 22,4 L de sustancia a cualquier temperatura y presión

C) 6,022×10²³ entidades elementales

D) La masa molecular en gramos multiplicada por 10

1.- El mol es la unidad de cantidad de sustancia.

2.- Se define como una cantidad que contiene el número de Avogadro de entidades:

Nₐ = 6,022×10²³ mol⁻¹

3.- “Entidades” pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, etc.

4.- Correcta C

2 / 10

2. ¿Qué relación es la correcta para calcular la cantidad de sustancia n?

$n$

 

A) n = M·m

B) n = m/M

C) n = M/m

D) n=m+M

1.- Por definición:     M = m/n

2.- Despejando n:     n = m/M

3.- m en g (o kg) y M en g·mol⁻¹ (o kg·mol⁻¹), coherentes

4. Correcta B

3 / 10

3. ¿Qué magnitud representa la masa molar M?

$M$

 

A) Masa de una molécula en gramos

B) Masa de 1 mol de sustancia

C) Volumen de 1 mol a CNPT siempre

D) Número de partículas por litro

1.- Masa molar = masa de 1 mol

2.- Unidades Típicas:  g·mol⁻¹

3.- Ejemplo: M(CO₂) = 44 g·mol⁻¹  ⇒  1 mol de CO₂ pesa 44 g

4.- Correcta B

$^{-1}$

 

4 / 10

4. ¿Cuántas moléculas hay en 2,0 mol de H₂O?

A) 3,01×10²³

B) 6,022×10²³

C) 1,204×10²⁴

D) 1,204×10²³

1.- Relación:                    N = n·N_A

2.- Sustituímos:    N = 2,0·6,022×10²³ = 1,2044×10²⁴

3.- Redondeo:     1,204·10²⁴    moléculas

4.- Correcta C

5 / 10

5. ¿Cuál es el valor correcto del volumen molar de un gas ideal a CNPT (0 °C y 1 atm)?

A) 24,0 L·mol⁻¹

B) 22,4 L·mol⁻¹

C) 1,0 L·mol⁻¹

D) 1,0 L·mol⁻¹

1.- En condiciones normales de P y Tº  (0º y 1 atm) , el gas ideal cumple:

V_m ≈ 22,4 L·mol⁻¹

2.- No es "a cualquier P y Tº", solo para  esas condiciones

3.- Correcta B

6 / 10

6. ¿Cuál es la temperatura absoluta correspondiente a 27 °C?

A) 246 K

B) 27 K

C) 300 K

D) 273 K

1.- Conversión:  T(K) = T(ºC) + 273

2.- 27+273=300

3.- Correcta C

7 / 10

7. Ley de Boyle-Mariotte: si T = Constante, ¿Cómo se relacionan P y V?

A) P∝V

B) P∝1/V

C) P∝T

D) 𝑉 ∝ 𝑛 siempre

1.- Boyle (T constante):   P·V=constante

2.- Si V aumenta, P debe disminuir para mantener el volumen constante → inversamente proporcional

3.- Correcta B

8 / 10

8. Un gas pasa de 2,0L a 4,0L , manteniendo T constante. Si  P1​=1,2 atm ¿Cuál es P2?

A) 2,4 atm

B) 1,2 atm

C) 0,6 atm

D) 0,3 atm

1.- Boyle:         P₁V₁ = P₂V₂

2.- Sustituímos:         1,2·2,0 = P₂·4,0

3.- Calculamos:       2,4 = 4P₂     ⇒   P₂ = 2,4/4 =  0,6 atm

4. Correcta C

9 / 10

9. Ley de Charles: Si P constante, ¿Qué relación hay entre V y T?

A) 𝑉 ∝ 1/ 𝑇

B) 𝑉 ∝ 𝑇 (en Kelvin)

C) T∝1​/n

D) 𝑉 ∝ 𝑃

1.- Charles: P constante   V/T= cte

2.- Importante: T debe estar en K

3.- Correcta B

10 / 10

10. Un gas ocupa 3,0 L a 300 K. A presión constante, ¿qué volumen tendrá a 450 K?

A) 2,0 L

B) 3,0 L

C) 4,5 L

D) 6,0 L

1.- Charles:       V₁/T₁ = V₂/T₂

2.- Despejamos:    V₂ = V₁(T₂/T₁) = 3,0·450/300 = 4,5 L

3.- Correcta C

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• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué define exactamente 1 mol de una sustancia?
• ¿Qué relación es la correcta para calcular la cantidad de sustancia n?
• ¿Qué magnitud representa la masa molar M?
• ¿Cuántas moléculas hay en 2,0 mol de H₂O?
• ¿Cuál es el valor correcto del volumen molar de un gas ideal a CNPT (0 °C y 1 atm)?
• ¿Cuál es la temperatura absoluta correspondiente a 27 °C?
• Ley de Boyle-Mariotte: si T = Constante, ¿Cómo se relacionan P y V?
• Un gas pasa de 2,0L a 4,0L , manteniendo T constante. Si  P1​=1,2 atm ¿Cuál es P2?
• Ley de Charles: Si P constante, ¿Qué relación hay entre V y T?
• Un gas ocupa 3,0 L a 300 K. A presión constante, ¿qué volumen tendrá a 450 K?

• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué es la fracción molar  x_i ?
• ¿Qué afirmación es correcta sobre gases ideales?
• ¿Cuándo se desvían más los gases reales del comportamiento ideal?
• ¿Qué unidad es coherente para P, si usas R =  8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹ ?
• ¿Cuál es el significado físico de la temperatura según la teoría cinética?
• Si duplicas la temperatura absoluta T de un gas ideal a volumen constante, la presión…
• ¿Qué combinación de variables representa la ley combinada (n constante)?
• Un gas a P₁ = 1,0 atm , V₁ = 2,0 L , T₁ = 300 K, Si P₂ = 2,0 atm y  T₂ = 600K .  Calcula V₂
• ¿Cuál es la relación correcta para densidad de un gas ideal?
• ¿Qué pasa con la densidad de un gas ideal si aumenta la presión y se mantiene T?

• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué afirmación es correcta sobre CNPT?
• Un gas ideal ocupa 22,4 L a CNPT. ¿Cuántos moles son?
• ¿Qué es el «número de partículas» N en química?
• ¿Qué opción describe mejor una “molécula-gramo”?
• ¿Qué magnitud permanece constante en un proceso isotérmico ideal?
• ¿Qué magnitud permanece constante en un proceso isobárico?
• ¿Cuál es el principal error al usar Charles o Gay-Lussac con °C?
• Si n aumenta manteniendo P y T constantes, ¿Qué ocurre con V?
• ¿Qué relación es correcta para calcular moles a partir de un gas ideal si conoces P, V y T?
• Un gas tiene, P = 1 atm, V = 22,4 L, y T = 300K ¿Cuántos moles hay? (R = 0,082)

• CONTENIDO PRUEBA
• Tienes 18,0 g de H₂O ¿Cuántos moles hay?
• ¿Cuál es la masa de 0,50 mol de CO₂ ?
• ¿Cuántas moléculas hay en 0,25 mol de  O₂?
• ¿Cuál es la masa de 6,022×10²³ moléculas de CO₂
• ¿Cuál es el volumen a CNPT de 2,0 mol de un gas ideal?
• Un gas ocupa 11,2 L a CNPT. ¿Cuántos moles son?
• Un gas pasa de 3,0 L a 1,5 L.  Si P₁ = 0,80 atm, ¿ P₂?
• Un gas está a 2,0 atm y 5,0 L. ¿Qué volumen tendrá a 1,0 atm (T constante)?
• Un gas ocupa 4,0 L a 300 K. ¿Qué volumen a 450 K?
• Un gas ocupa 2,5 L a 27 °C. ¿Qué volumen a 127 °C (P constante)?

• CONTENIDO PRUEBA
• En un recipiente de 2,50 L hay 0,120 mol de gas a 27 °C. ¿Cúal es la presión en kPa?
• Un gas tiene densidad 1,25 g/L a 1,00 atm y 27 °C. ¿Masa molar aproximada?
• Una mezcla en 6,00 L está a 2,50 atm y 27 °C. Contiene 0,30 mol de O₂. ¿Presión parcial del O₂?
• Un gas ocupa 10,0 L a 1,20 atm y 20 °C. Se cambia a 0,90 atm y 80 °C. ¿Nuevo volumen?
• Una reacción produce 0,85 mol de gas. ¿Volumen a CNPT?
• Se recogen 33,6 L CO₂ a CNPT. ¿Masa?
• Un gas de masa molar 28 g/mol está a 2,0 atm y 27 °C. ¿Densidad (g/L)?
• En una mezcla, P_total = 3,00 atm. Se miden: P_A = 0,90 atm, P_B = 1,20 atm. ¿P_C?
• En un recipiente de 10,0 L a 300 K, un gas A tiene presión parcial 0,50 atm. ¿Moles de A? (R=0,082)
• Un gas está a 2,0 atm y 6,0 L a 300 K. Primero se expande isotérmicamente hasta 1,0 atm. Luego, a esa presión, se calienta hasta 450 K. ¿Volumen final?

• CONTENIDO PRUEBA
• (Pa/m³) P de un gas. 0,200 mol en 4,00 L a 27 °C. ¿P en kPa?
• (atm/L) n de un gas. P=1,50 atm, V=8,20 L, T=410 K. ¿n?
• Densidad → masa molar. ρ = 2,00 g/L a 1,00 atm y 300 K. Calcula la masa molar M
• Mezcla: n total y n_A de un componente por fracción molar. P=2,46 atm, V=10,0 L,  T=300 K    x_A=0,20. ¿ n_A?
• Dalton:  P_A  con moles. En un recipiente hay 1,0 mol A y 3,0 mol B. P_total=4,0 atm. ¿ P_A?
• Ley combinada. P₁=1,00 atm,  V₁=3,00 L,  T₁=300 K  P₂=2,00 atm,  T₂=450 K. ¿ V₂?
• Gas ideal (atm, L): calcular presión. En un matraz de 7,500 L hay 0,305 mol de gas a 35 °C. ¿Presión (atm)?
• Gas ideal (atm, L): calcular moles. Un gas ocupa 12,400 L a 0,985 atm y 22 °C. ¿Cuántos moles hay?
• Gas ideal ( PA, m³): calcular volumen. n = 0,750 mol, P = 152000 PA, T = 310 K. ¿V (m³)?
• Densidad de gas ideal: calcular densidad. Un gas con M = 44,01 g/mol está a 1,250 atm y 298 K. ¿Densidad (g/L)?

• CONTENIDO PRUEBA
• Ley de Gay-Lussac: a volumen constante, ¿Cómo se relacionan P y T?
• Un gas tiene P₁ = 1,0 atm a 300 K. A volumen constante se calienta a 600 K. Calcula P₂
• Ley de Avogadro: a T y P constantes, ¿Qué relación hay entre V y n?
• ¿Cuál es la ecuación del gas ideal?
• ¿Qué valor de R es correcto si P está en atm y V en L?
• Un gas ideal: n= 0,50 mol, T=300 K, V= 12,3 L .Calcula la P en atm
• ¿Cuál es la condición imprescindible para usar leyes de gases sin errores?
• ¿Qué conversión es correcta?
• ¿Qué significa “presión parcial” en una mezcla de gases?
• En una mezcla: P_total = 2,0 atm y la fracción molar de A es x_A =0,25. Calcula P_A

CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS – DISOLUCIONES

Examen nº1

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1ºB Clasificación de las Sustancias y Disoluciones I

Conjunto de exámenes que abarcan el temario completo, preguntas teóricas y problemas numéricos con razonamiento paso a paso. Completa el test para ver resultados y soluciones

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1. ¿Cuál es la diferencia correcta entre sustancia pura y mezcla?

A) Una sustancia pura siempre es un sólido; una mezcla siempre es líquida

B) Una sustancia pura tiene composición variable; una mezcla tiene composición fija

C) Una sustancia pura tiene composición fija; una mezcla tiene composición variable

D) Una sustancia pura se separa por métodos físicos; una mezcla solo por químicos

1.- Sustancia pura = un solo tipo de especie (elemento o compuesto) → composición constante

2.- Mezcla = combinación de varias sustancias sin reacción → su proporción puede cambiar

3.- Por eso la clave es composición fija vs variable

4.- Correcta C

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2. ¿Qué opción define mejor un elemento químico?

A) Sustancia pura formada por moléculas

B) Sustancia pura que no puede descomponerse en sustancias más simples por métodos químicos

C) Mezcla homogénea de átomos

D) Sustancia con composición variable y propiedades constantes

1.- Un elemento es sustancia pura con un solo tipo de átomo

2.- No se descompone en otras sustancias por reacciones químicas (a diferencia de un compuesto)

3.- Correcta B

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3. ¿Cuál describe correctamente un compuesto?

A) Mezcla de dos elementos en proporciones variables

B) Sustancia que se separa por filtración

C) Material con fases visibles

D) Sustancia pura formada por dos o más elementos unidos químicamente en proporciones fijas

1.- En un compuesto hay enlace químico entre elementos

2.- La proporción es fija (ley de proporciones definidas)

3.- No se separa por métodos físicos como filtración

4.- Correcta D

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4. ¿Cuál es un criterio correcto para distinguir mezcla homogénea de heterogénea?

A) Homogénea: una sola fase; heterogénea: dos o más fases

B) Homogénea: varias fases visibles; heterogénea: una fase visible

C) Homogénea: siempre contiene agua; heterogénea: nunca contiene agua

D) Homogénea: se separa por decantación; heterogénea: solo por destilación

1.- Fase = región con propiedades uniformes

2.- Homogénea: una fase (aspecto uniforme)

3.- Heterogénea: varias fases (no uniforme)

4.- Correcta A

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5. ¿Qué opción es una disolución?

A) Agua + arena

B) Aceite + agua

C) Aire (mezcla de gases)

D) Granito

1.- Una disolución es mezcla homogénea

2.- El aire es homogéneo a escala macroscópica: N₂, O₂, etc. mezclados uniformemente

3.- Agua+arena y aceite+agua son heterogéneas; granito es heterogéneo

4.- Correcta C

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6. En una disolución, el componente mayoritario se llama:

A) Soluto

B) Disperso

C) Disolvente

D) Precipitado

1.- Disolvente = componente en mayor proporción

2.-  Soluto = componente minoritario que se disuelve

3.- Correcta C

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7. ¿Cuál es una propiedad característica de una sustancia pura?

A) Punto de ebullición en un rango amplio

B) Punto de fusión constante a presión dada

C) Composición variable

D) Se separa por métodos físicos

1.- Las sustancias puras presentan cambios de estado a temperatura definida (a presión fija)

2.- En mezclas suele haber intervalo de fusión/ebullición

3.-  Correcta B

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8. ¿Cuál es una forma correcta de clasificar la materia a nivel escolar?

A) Materia → sustancias puras (elementos/compuestos) y mezclas (homogéneas/heterogéneas)

B) Materia → compuestos → elementos → mezclas

C) Materia → átomos y moléculas → disoluciones

D) Materia → líquidos y sólidos únicamente

1.- Primer nivel: sustancias puras vs mezclas

2.- Puras: elementos y compuestos

3.- Mezclas: homogéneas (disoluciones) y heterogéneas

4.- Correcta A

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9. ¿Qué afirmación es correcta sobre la separación de mezclas?

A) Siempre requiere reacción química.

B) Solo se puede hacer con calor

C) Solo funciona si hay 3 componentes

D) Se basa en diferencias de propiedades físicas

1.- Separar mezclas no implica cambiar sustancias: se aprovechan propiedades físicas (densidad, solubilidad, punto de ebullición, tamaño de partícula…)

2.- Correcta D

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10. ¿Qué describe mejor una suspensión?

A) Mezcla homogénea estable

B) Disolución verdadera con partículas < 1 nm

C) Mezcla heterogénea con partículas grandes que pueden sedimentar

D) Mezcla de dos gases

1.- En suspensión las partículas son relativamente grandes

2.- Se observa heterogeneidad y con el tiempo puede haber sedimentación

3.- Correcta C

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• CONTENIDO PRUEBA
• Cuál es la diferencia correcta entre sustancia pura y mezcla?
• ¿Qué opción define mejor un elemento químico?
• ¿Cuál describe correctamente un compuesto?
• ¿Cuál es un criterio correcto para distinguir mezcla homogénea de heterogénea?
• ¿Qué opción es una disolución?
• En una disolución, el componente mayoritario se llama:
• ¿Cuál es una propiedad característica de una sustancia pura?
• ¿Cuál es una forma correcta de clasificar la materia a nivel escolar?
• ¿Qué afirmación es correcta sobre la separación de mezclas?
• ¿Qué describe mejor una suspensión?

• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Cuál es una característica típica de un coloide?
• El efecto Tyndall indica:
• ¿Qué opción es un ejemplo de mezcla heterogénea?
• ¿Cuál es una aleación?
• ¿Qué opción describe una disolución saturada (a una temperatura dada)?
• Una disolución insaturada es aquella que:
• ¿Qué afirmación es correcta sobre la solubilidad de un sólido en un líquido?
• En disoluciones de gases en líquidos, aumentar la presión suele:
• ¿Cuál NO es un método físico de separación?
• La destilación simple se basa principalmente en diferencias de:

• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Cuándo es más adecuada la filtración?
• La decantación es más adecuada cuando:
• ¿Qué es un precipitado?
• ¿Qué opción describe mejor una emulsión?
• ¿Cuál es un ejemplo típico de aerosol (coloide)?
• ¿Qué opción es correcta sobre “miscible”?
• ¿Qué indica que una mezcla es homogénea a escala macroscópica?
• ¿Qué opción es una propiedad intensiva (útil para identificar sustancias)?
• ¿Cuál es el criterio más correcto para elegir destilación fraccionada frente a simple?
• ¿Qué afirmación es correcta sobre disolución, coloide y suspensión?

• CONTENIDO PRUEBA
• Molaridad. Se disuelven 5,85 g de NaCl hasta 250 mL de disolución. ¿Molaridad?
• Se preparan 500 mL de una disolución 0,20 M de KNO₃. ¿Moles de soluto?
• Masa a partir de M. Se desea 250 mL de NaOH 0,50 M , Calcula la  masa
• % m/m. Se mezclan 12 g de soluto con 188 g de disolvente. Calcula el  % m/m del soluto:
• % m/V. Una disolución tiene 3,0 g de soluto en 150 mL. Calcula el  % m/V
• Dilución C₁·V₁= C₂·V₂. Tienes 200 mL de HCl 2,0 M. ¿A qué volumen debes diluir para obtener 0,50 M?
• Preparación por dilución. Se quiere 1,00 L de NaCl 0,10 M a partir de una disolución madre 1,0 M. ¿Volumen de madre?
• Molalidad (m). Se disuelven 10,0 g de glucosa (M=180 g·mol⁻¹) en 200 g de agua. Calcula la Molalidad
• g/L. Una disolución contiene 4,0 g de soluto en 250 mL. Calcula la concentración en g/L
• ppm (aprox. en agua). Se disuelven 0,020 g de soluto en 2,0 kg de disolución acuosa. Calcula  ppm ≈

REACCIONES QUÍMICAS Y CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS

• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué significa que una ecuación química esté ajustada?
• En una reacción química, los coeficientes estequiométricos indican principalmente…
• ¿Cuál es la definición correcta de “reactivo limitante”?
• La ley de conservación de la masa implica que…
• ¿Qué información NO proporciona una ecuación ajustada por sí sola?
• Si en una reacción se indica ⇒ 2H₂ + O₂ → 2H₂O
• ¿Qué es el “rendimiento” de una reacción?
• En una reacción, el “reactivo en exceso” es…
• ¿Cuál es la diferencia clave entre “ecuación iónica neta” y “molecular”?
• En una reacción redox, ¿qué ocurre siempre?