WorksheetsCuestionario de Química
Total questions: 100
Worksheet time: 50mins
Según Demócrito, la materia estaba formada por:
Moléculas visibles
Partículas divisibles llamadas corpúsculos
Partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos
Energía concentrada
¿Qué característica define a la materia?
Tiene forma definida
Ocupa espacio y tiene masa
Puede dividirse infinitamente
Está formada solo por átomos
El concepto de átomo como unidad fundamental de la materia surge en:
El siglo XIX
El siglo XX
El siglo V a. C.
La Edad Media
Un postulado fundamental de Dalton establece que:
Los átomos contienen protones y electrones
Los átomos son indivisibles e indestructibles
Los electrones giran alrededor del núcleo
Los átomos tienen niveles de energía
Según Dalton, un elemento químico está formado por:
Átomos diferentes
Moléculas iguales
Átomos iguales entre sí
Partículas subatómicas
¿Cuál es un ejemplo que respalda la teoría de Dalton?
El electrón tiene carga negativa
El agua siempre se forma como H₂O
Los electrones ocupan orbitales
El núcleo contiene neutrones
¿Cuál fue una limitación del modelo de Dalton?
No explicaba los compuestos
No explicaba la masa atómica
No consideraba partículas subatómicas
No explicaba la electricidad
J. J. Thomson descubrió:
El protón
El neutrón
El electrón
El núcleo
El modelo de Thomson es conocido como:
Modelo planetario
Modelo mecánico cuántico
Modelo del budín de pasas
Modelo nuclear
En el modelo de Thomson, los electrones:
Giran en órbitas circulares
Están incrustados en una masa positiva
Se concentran en el núcleo
No tienen carga
Una limitación del modelo de Thomson fue que:
No explicaba la existencia del electrón
No consideraba la carga positiva
No explicaba el núcleo atómico
No explicaba la masa del átomo
El experimento de la lámina de oro permitió descubrir:
El electrón
Los niveles de energía
El núcleo atómico
Los orbitales
Según Rutherford, la mayor parte del átomo es:
Masa concentrada
Carga negativa
Espacio vacío
Núcleo sólido
¿Dónde se concentra la carga positiva del átomo según Rutherford?
En la corteza
En los electrones
En el núcleo
En los orbitales
Una falla del modelo de Rutherford es que no explicaba:
La existencia del núcleo
Por qué los electrones no caen al núcleo
La carga del electrón
La masa del protón
El modelo de Bohr se aplica correctamente al átomo de:
Helio
Oxígeno
Hidrógeno
Carbono
Según Bohr, los electrones:
Se mueven al azar
Están fijos en el núcleo
Giran en órbitas con energía definida
No tienen energía
Cuando un electrón absorbe energía:
Se destruye
Salta a un nivel inferior
Salta a un nivel superior
Se convierte en protón
El modelo de Bohr explica:
Todos los átomos
Solo el átomo de hidrógeno
Solo los compuestos
La tabla periódica
El concepto de 'niveles de energía' fue introducido por:
Dalton
Thomson
Rutherford
Bohr
El modelo atómico de Bohr fue propuesto en el año:
1803
1897
1911
1913
El modelo de Bohr se desarrolló para explicar principalmente el átomo de:
Helio
Hidrógeno
Oxígeno
Carbono
Según Bohr, los electrones:
Se mueven libremente en el átomo
Permanecen fijos en el núcleo
Giran en órbitas circulares definidas
Se distribuyen en nubes de probabilidad
En el modelo de Bohr, las órbitas electrónicas:
Pueden tener cualquier energía
Son inestables
Tienen niveles de energía cuantizados
No dependen del núcleo
¿Qué ocurre cuando un electrón absorbe energía según Bohr?
Se destruye
Salta a una órbita de menor energía
Permanece en la misma órbita
Salta a una órbita de mayor energía
Cuando un electrón desciende a un nivel de energía inferior:
Absorbe energía
Emite energía en forma de radiación
Se convierte en protón
Pierde su carga
El nivel de energía más bajo del electrón en el átomo de hidrógeno se denomina:
Estado excitado
Estado neutro
Estado fundamental
Estado ionizado
En el modelo de Bohr, el número cuántico principal (n) indica:
La forma del orbital
La orientación del electrón
El nivel de energía del electrón
El giro del electrón
¿Por qué los electrones no caen al núcleo en el modelo de Bohr?
Porque no tienen masa
Porque están en órbitas permitidas y estables
Porque el núcleo no tiene carga
Porque se mueven al azar
El modelo de Bohr logró explicar correctamente:
La estructura de todos los átomos
Los enlaces químicos
El espectro de emisión del hidrógeno
La tabla periódica
El espectro de líneas del hidrógeno se produce debido a:
La vibración del núcleo
El movimiento aleatorio de electrones
Transiciones electrónicas entre niveles de energía
La presencia de neutrones
¿Qué sucede si un electrón recibe suficiente energía para salir del átomo?
Se vuelve neutrón
Cambia de órbita
Se ioniza el átomo
Se convierte en Fotón
Una limitación del modelo de Bohr es que:
No explica el hidrógeno
No considera niveles de energía
Solo funciona bien para átomos con un electrón
Niega la existencia del núcleo
La energía emitida o absorbida por un electrón está relacionada con:
La masa del átomo
La diferencia entre niveles de energía
El número de protones
El volumen del átomo
El modelo de Bohr se basa en principios de:
Mecánica clásica únicamente
Teoría celular
Teoría cuántica
Termodinámica
¿Cuántos números cuánticos se necesitan para describir completamente un electrón en un átomo?
Dos
Tres
Cuatro
Cinco
Los cuatro números cuánticos que describen a un electrón son:
n, p, d, f
n, l, ml, ms
n, e, p, f
n, Z, A, ml
¿Cuál de los siguientes números cuánticos indica el nivel de energía del electrón?
l
ml
ms
n
El número cuántico principal (n) solo puede tomar valores:
Negativos
Fraccionarios
Naturales (1, 2, 3, …)
Reales
A mayor valor del número cuántico principal (n):
Menor energía del electrón
Menor distancia al núcleo
Mayor energía y mayor distancia al núcleo
El elctron desaparece
¿Cuál es el nivel de menor energía?
n = 0
n = 1
n = 2
n = 3
El número cuántico secundario (l) está relacionado con:
La orientación del Orbital
El tamaño del orbital
La forma del orbital
El giro del electrón
Para un nivel con n = 3, los valores posibles de l son:
0, 1, 2
1, 2, 3
0, 1, 2, 3
Solo 0
El subnivel p puede alojar un máximo de:
2 electrones
4 electrones
6 electrones
8 electrones
El número cuántico magnético (ml) indica:
El nivel energético
La forma del orbital
La orientación del orbital en el espacio
El espín del electrón
Para un orbital p (l = 1), los valores posibles de ml son:
0
−1, 0, +1
−2, −1, 0, +1, +2
−1 y +1
El número cuántico de espín (ms) solo puede tomar los valores:
0 y 1
−1 y +1
1/2 y −1/2
−2 y +2
El número cuántico ms está relacionado con:
La masa del electrón
El giro del electrón sobre su eje
La distancia al núcleo
El tipo de orbital
Un orbital atómico se define como:
Una órbita circular fija
Una región donde es más probable encontrar al electrón
El camino exacto del electrón
Un nivel de energía
¿Cuántos electrones como máximo caben en un orbital?
1
2
6
10
¿Cuántos orbitales tiene un subnivel d?
3
5
7
10
El subnivel f puede alojar un máximo de:
10 electrones
12 electrones
14 electrones
18 electrones
La notación 4p indica:
Un solo orbital con 4 electrones
Tres orbitales del tipo p en el nivel 4
Cuatro orbitales del tipo p
Un electrón en el nivel 4
¿Cuántos electrones pueden ocupar en total los orbitales 4p?
2
4
6
8
Los orbitales s, p, d y f pertenecen a:
Niveles de energía
Subniveles de energía
Núcleos atómicos
Isótopos
La distribución de los electrones de un átomo en sus orbitales se denomina:
Nivel energético
Orbital atómico
Configuración electrónica
Número cuántico
La configuración electrónica fundamental es aquella que:
Tiene electrones excitados
Posee la mayor energía posible
Corresponde al estado de menor energía
No sigue reglas cuánticas
La regla de la construcción establece que los electrones:
Se colocan al azar
Se ubican primero en orbitales de mayor energía
Se colocan uno a uno en orbitales de menor a mayor energía
Se agrupan todos en el mismo orbital
Según el orden de llenado energético, ¿cuál se llena primero?
2p
3s
2s
3p
¿Cuál es el orden correcto de llenado de los subniveles?
1s 2p 2s 3p
1s 2s 2p 3s
1s 2p 3s 2s
1s 3s 2s 2p
El principio de exclusión de Pauli indica que:
Un átomo no puede tener electrones
Dos electrones no pueden compartir un orbital
Dos electrones no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales
Todos los electrones deben estar desapareados
¿Cuántos electrones como máximo puede haber en un orbital?
1
2
6
10
Los dos electrones que ocupan un mismo orbital deben tener:
La misma carga
Espines paralelos
Espines opuestos
Diferente nivel energético
La regla de la máxima multiplicidad de Hund se aplica cuando:
Hay un solo orbital
Los electrones ocupan niveles diferentes
Hay orbitales degenerados de igual energía
El átomo está Ionizado
Según la regla de Hund, los electrones en orbitales degenerados se distribuyen primero:
Apareados
En el mismo orbital
Desapareados y con espines paralelos
Con espines opuestos
Si se colocan tres electrones en el subnivel 2p, estos se distribuyen:
Todos en un mismo orbital
En dos orbitales
En tres orbitales diferentes
En un solo orbital con espines opuestos
El subnivel s puede alojar como máximo:
1 electrón
2 electrones
4 electrones
6 electrones
¿Cuántos electrones caben como máximo en el subnivel d?
6
8
10
14
El subnivel f puede alojar hasta:
10 electrones
12 electrones
14 electrones
18 electrones
Los niveles de energía del átomo están numerados del:
0 al 6
1 al 7
2 al 8
1 al 10
La notación 2p³ indica que:
Hay 3 electrones en un solo orbital p
Hay 3 electrones en el subnivel 2p
Hay 2 electrones en 3 orbitales
Hay 6 electrones en 2p
¿Cuántos orbitales posee un subnivel p?
1
2
3
5
¿Cuál de los siguientes subniveles se llena después del 4s?
4p
3p
3d
5s
El orden correcto incluye la secuencia:
3d antes de 4s
4s antes de 3d
5p antes de 4d
6p antes de 5s
La configuración electrónica permite determinar:
El número de neutrones
La estructura del núcleo
La ubicación de los electrones en el átomo
La masa atómica exacta
La tabla periódica permite principalmente:
Calcular la masa atómica
Clasificar moléculas
Establecer relaciones entre elementos y sus propiedades
Determinar reacciones químicas
¿Quién presentó la primera tabla periódica con base científica en 1869?
Lavoisier
Moseley
Mendeleiev
Seaborg
Mendeleiev y Meyer ordenaron inicialmente los elementos según:
El número atómico
La densidad
La masa atómica
El número de electrones
Una característica importante de la tabla de Mendeleiev fue que:
Eliminó elementos desconocidos
Dejó espacios para elementos aún no descubiertos
Ordenó todos por número atómico
Usó orbitales electrónicos
Henry Moseley reorganizó la tabla periódica utilizando:
La masa atómica
El número de neutrones
El número atómico (Z)
El volumen atómico
¿Cuál fue el aporte principal de Moseley?
Crear la simbología química
Clasificar metales y no metales
Demostrar que el orden correcto es por número atómico
Descubrir los gases nobles
Seaborg reorganizó principalmente:
Los halógenos
Los gases nobles
Los lantánidos y actínidos
Los alcalinos
La ley periódica moderna establece que las propiedades de los elementos varían periódicamente con:
La masa atómica
El número de neutrones
El número atómico
El volumen atómico
La periodicidad de las propiedades químicas se debe principalmente a:
El tamaño del núcleo
Los electrones de valencia
El número de neutrones
La forma del átomo
La tabla periódica moderna está organizada en:
8 períodos y 16 grupos
7 períodos y 18 grupos
18 períodos y 7 grupos
10 períodos y 8 grupos
Los períodos de la tabla periódica corresponden a:
Columnas verticales
Filas horizontales
Familias químicas
Subniveles
El número del período indica:
El número de protones
El número de orbitales
El nivel energético más externo ocupado
El número de electrones totales
¿Cuántos elementos contiene el período 1?
8
18
2
32
Los períodos 2 y 3 contienen cada uno:
2 elementos
8 elementos
18 elementos
32 elementos
Los períodos 6 y 7 contienen 32 elementos porque incluyen:
Metales alcalinos
Halógenos
Lantánidos y actínidos
Gases nobles
Los elementos de un mismo grupo se caracterizan por tener:
Igual masa atómica
Igual número de protones
Igual número de electrones de valencia
Igual número de neutrones
Los elementos del grupo 15 tienen en su capa de valencia:
3 electrones
4 electrones
5 electrones
6 electrones
Las propiedades químicas de un elemento dependen principalmente de:
El núcleo
Los electrones internos
Los electrones de valencia
El número másico
Los elementos representativos de los grupos 1 y 2 tienen orbitales de valencia tipo:
p
d
f
s
Los elementos de transición se caracterizan porque su electrón diferenciador ocupa un orbital:
s
p
d
f
Los lantánidos y actínidos son conocidos como:
Metales alcalinos
Metales de transición
Metales de transición interna
No metales
Los elementos de un mismo período tienen:
Igual número de electrones
Electrones de valencia en el mismo nivel energético
Igual número atómico
Igual configuración electrónica completa
Al avanzar en un período, los elementos presentan:
Propiedades idénticas
Un electrón de valencia menos
Un electrón de valencia más
El mismo carácter químico
La notación abreviada de la configuración electrónica usa:
El símbolo del Elemento
El gas noble anterior entre corchetes
El número atómico
El período
El hecho de que el número de columnas esté relacionado con los subniveles se debe a:
La masa del núcleo
El número de electrones permitidos en cada subnivel
El número de neutrones
La densidad del Átomo.
