Parte I. Escoge la mejor contestación 1) Cuál es la unidad básica para medir cantidades de sustancias? a. Depende del tipo de sustancia que quieras medir b. Litros c. Moles d. Kilogramos 2) Cuál es la unidad básica para masa en el sistema internacional de medidas? a. Gramo b. Kilogramo c. Miligramo d. Ninguna de las anteriores 3) Cuál es la unidad básica en el sistema internacional para volumen? a. Mililitro b. Kilolitro c. Litro d. Ninguna de las anteriores 4) Qué tipo de medidas utilizamos en el conteo? a. Las más fáciles de usar b. Cualquiera c. Los moles d. La A y la B son correctas 5) Qué se puede hacer para contar números más grandes? a. Utilizar las cantidades químicas b. Agrupar las cantidades c. Poner los números en notación científica d. Todas las anteriores 6) El átomo es la partícula representativa de los a. Compuestos iónicos b. Elementos c. Iones d. Compuestos covalentes 7) La unidad de fórmula es la partícula representativa de los a. Compuestos iónicos b. Elementos c. Iones d. Compuestos covalentes
8) La molécula es la partícula representativa de los a. Compuestos iónicos b. Elementos c. Iones d. Compuestos covalentes 9) Cuál es la gran aportación de Amadeo Avogadro a la Química? a. La ley de Avogadro, la cantidad de la materia se relaciona directamente con el volumen de la sustancia b. El método de Avogadro, para saber la cantidad de partículas que hay en una muestra específica de sustancias se divide por la masa atómica c. El teorema de Avogadro, la masa atómica de un elemento es directamente proporcional a la masa de un compuesto que contiene el mismo elemento. d. El número de Avogadro (6.022 x 10 23 ) 10) Cómo se da la relación entre el mol y la masa de una sustancia? a. Por la masa molar de la sustancia b. Por la masa atómica de los elementos que contiene la sustancia c. Cada gramo es igual a 6.022 x 10 23!!"# d. Todas las anteriores son correctas 11) La masa molar es igual a la masa atómica. a. Completamente b. Numéricamente c. Teóricamente d. Prácticamente 12) Cómo se alcanza la masa molar de un compuesto? a. Sacando el promedio de las masas molares de los elementos que lo componen b. La suma de todos los elementos que lo componen c. Dividiendo la suma de todas las masas molares de los elementos que lo componen por la cantidad de elementos d. Ninguna de las anteriores 13) La masa molar se puede utilizar como entre dos unidades. a. Factor de conversión b. Factor común c. Resultado común d. Ninguna de las anteriores 14) Cuál es la temperatura necesaria para tener STP? a. 0ºF b. 100ºC c. 25ºC d. La A y la C son correctas
15) Cuál es la presión necesaria para tener STP? a. 200 kpa b. 103 kpa c. 101.3 kpa d. 200.3 kpa 16) Cuánto espacio ocupa 1mol? a. 0.5 L b. 22.4 L c. 2.0 L d. 19.0 L 17) Por qué ley se deja guiar el STP? a. Ley de Gay-Lusac b. Ley STP c. Ley de Avogadro d. Ley de presión vs. Temperatura 18) Qué es el porciento de composición? a. La cantidad relativa de cada compuesto en una mezcla. b. La cantidad exacta de cada elemento en un compuesto. c. Un porciento que representa la presencia de cada elemento en un compuesto. d. Ninguna de las anteriores. 19) El porciento de composición representa a. La masa de un elemento b. La cantidad de átomos de un elemento c. La carga que aporta cada elemento d. Todas las anteriores 20) El porciento de composición se puede utilizar para a. Calcular el volumen de un compuesto b. Calcular los gramos de un elemento en una muestra de un compuesto c. Calcular la masa final de un compuesto d. La A y la B son correctas 21) Qué es la fórmula empírica? a. La B y la D son correctas b. La forma más simple de un compuesto c. El porciento de composición de un compuesto d. Una proporción de cada elemento en un compuesto
Parte II. Soluciona los siguientes problemas según utilizando los métodos y reglas aprendidos en clase. 1) Cuántos átomos hay en 23 moles de C6H12O6? 2) Cuántos moles hay en 5.56 x 10 33 moléculas de H2O? 3) Cuántos átomos hay en 2.12 moles de metano (CH4)?
4) Cuál es la masa molar de C12H22O11? 5) Cuántos litros ocupa C12H22O11 en STP? 6) Cuántos moles hay en 22 g de H2? 7) Cuántos gramos hay en 5.22 x 10 15 moles de NaCl?
8) Cuántos moles hay en 1.02 x 10 34 g de Níquel? 9) En STP, cuánto espacio ocupan 5.45 x 10 22 gramos de Al2MgO4? 10) Cuántos litros ocupan 45 moles de nitrógeno en STP? 11) Cuántos átomos hay en 5.60 x 10 55 L de C3H8?
12) Cuál es la masa de 500 L de dióxido de carbono? 13) Cuál es el volumen de 4.6 x 10 67 átomos de Mercurio? Cuántos gramos tiene? 14) Cuál debe ser la temperatura cuando 78 moles de Oxígeno ocupan 1.7472 x 10 3 L? 15) Calcula el porciento de composición de hidrógeno en una molécula de glucosa.
16) Calcula el porciento de composición de cada elemento en C12H22O11. 17) Si se producen 108g de propano (C3H8), cuántos gramos corresponden a carbono? 18) Calcula la masa de hidrógeno en 90kg de fructosa (C6H12O6).
19) Cuántos gramos azufre hay en12kl de H2SO4 si su densidad es de 1.84 g/ml? 20) Calcula la fórmula empírica de: a. C3H6O3 b. C6H12O6 c. NH4OH
21) Utilizando la masa molar, calcula la fórmula molecular de los siguientes compuestos. a. CH2O (masa molar 90g/mol) b. C3H6O2 (masa molar 74g/mol) c. P10H38N12O17 (masa molar 308g/mol)