SÓLO PARA... 1º BACHILLERATO A DEL IES AZAHAR

PROBLEMAS SOBRE LEYES PONDERALES

2008-12-05T19:59:00.004+01:00

PROBLEMAS SOBRE LA LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA EN REACCIONES QUÍMICAS

1. Cuando calentamos 100,1 g de carbonato de calcio se producen 56,1 g de óxido de calcio y una cierta cantidad de dióxido de carbono. ¿Qué cantidad de este gas se ha producido?

2. La reacción entre el benceno y el hidrógeno da lugar al ciclohexano. En nuestro laboratorio hemos obtenido 14 g de ciclohexano a partir de 1 g de hidrógeno. ¿Qué cantidad de benceno hemos usado? ¿En qué ley basas el cálculo?

3. Una sustancia A reacciona químicamente con otra B para formar una nueva sustancia C, de naturaleza diferente. Se sabe que cuando 25 g de A reaccionan con cierta cantidad de B se forman 110 g de C. ¿Cuál es ela cantidad de B que se ha consumido en este proceso? Justifícalo, indicando la ley en la que has basado tu razonamiento.

4. Halla, teniendo en cuenta la ley de Lavoisier, las cantidades de reactivos y productos que faltan, referidas a la reacción de formación del agua:

Hidrógeno + Oxígeno → Agua

a) 10 g 80 g

b) 25 g 225 g

c) 1,6 g 1,8 g

5. Para comprobar la ley de conservación de la masa, Isabel ha disuelto una pastilla efervescente de aproximadamente 2 g en un vaso que contiene 200 g de agua, pero al pesar el contenido total del vaso tras la disolución ha obtenido 200,5 g. Su conclusión ha sido que esta reacción no cumple la ley.

a) ¿Es correcta la conclusión de Isabel?

b) ¿Cómo puedes explicar lo que está ocurriendo en este caso?

PROBLEMAS SOBRE LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O DE PROUST

1. El hidrógeno y el oxígeno se combinan en una proporción de 1:8 para formar agua. Indica lo que ocurrirá si combinamos 14 g de hidrógeno con 50 g de oxígeno.

2. El cloro y el sodio se combinan para formar cloruro de sodio en la siguiente relación: 71 g de cloro con 46 g de sodio. Calcula:

a) La cantidad necesaria de sodio para que se combine totalmente con 30 g de cloro.

b) La cantidad de cloruro de sodio que se formará al mezclar 50 g de cloro con 80 g de sodio. ¿Quedará alguna sustancia por reaccionar completamente? ¿Cuál? ¿En qué cantidad?

3. El bromo y el potasio se combinan para dar bromuro de potasio en una proporción de 79,9 g de bromo y 39,1 g de potasio.

a) ¿Cuál será la cantidad de potasio necesaria para combinarse con 25 g de bromo?

b) Si hubieran 50 g de potasio y 79,9 g de bromo, ¿qué cantidad de potasio quedaría sin reaccionar?

4. Cuando no se requieren temperaturas altas, en el laboratoio se utilizan mecheros que funcionan quemando etanol, de acuerdo con la siguiente reacción:

Etanol + Oxígeno → Dióxido de carbono + Vapor de agua

46 g 96 g 88 g 54 g

Si llenas el mechero con 125 mL de etanol, cuya densidad es 0,79 g/cm3:

a) ¿Qué cantidad de etanol, en gramos, has colocado en el mechero?

b) ¿Cuánto oxígeno necesitas para quemar complementamente ese etanol?

c) ¿Qué cantidad de dióxido de carbono se habrá formado tras el proceso, una vez consumido todo el etanol?

5. Se hace reaccionar un elemento A con distintas cantidades de otro elemento, B. Si las relaciones de las masas que se combinan de esos dos elementos son:

	A (gramos)	B (gramos)	Compuesto
1	25,9	2,0	X
2	51,8	4,0	X

Comprueba que se cumple la ley de las proporciones definidas para los compuestos X e Y respectivamente.

6. 16 g. de metano se queman con 80 gr. de oxígeno (O₂) y se obtienen 44 g. de anhídrido carbónico y 36 g. de agua.

a) Explica para este ejemplo la ley de Lavoisier. ¿Por qué la masa de los reactivos no coincide con la de los productos?

b) ¿Quién es el reactivo limitante?.

c) ¿Quién está en exceso?.

d) Si quemamos 100 g. de metano con suficiente oxígeno para que la combustión fuese completa,¿cuánto CO₂ se producirá? y ¿qué cantidad de agua?.

7. Decir si lo que va en cursiva es verdadero o falso:

“Si hacemos reaccionar 1 g de sodio con 1,54 g de cloro obtenemos 2,54 g de cloruro de sodio, y

si queremos 3 g de cloruro de sodio tendremos que hacer reaccionar 1 g de sodio con 2 g de cloro”

8. Decir si lo que va en cursiva es verdadero o falso:

“Un gramo de hidrógeno reacciona con 35,5 g de cloro dando cloruro de hidrógeno (no pueden dar otro

compuesto), pero si la cantidad de cloro de que dispongamos no llega a 35,5 g, no habrá reacción.”

9. El hidrógeno y el oxígeno se encuentran formando el agua en la relación en peso 1/8. Si se prepara una

reacción entre 0,18 g de hidrógeno y 0,18 g de oxígeno:

a) Parte del oxígeno quedará sin reaccionar.

b) Parte del hidrógneo quedará sin reaccionar.

c) Todo el hidrógeno quedará sin reaccionar.

d) Todo el hidrógeno reaccionará con todo el oxígeno.

PROBLEMAS DE DISOLUCIONES (II)

2008-12-05T18:38:00.001+01:00

1. Halla la concentración de una disolución formada por 100 g de agua y 25 gramos de azúcar.

2. Calcula cuántos gramos de NaOH contienen 500 g de disolución 12% en masa.

3. ¿Qué cantidad de disolución 30% en masa se puede preparar con 35 g de sal?

4. ¿Qué cantidad de agua es necesario añadir a 15 g de sal para obtener una disolución 9% en masa?

5. ¿Qué cantidad de agua y de azúcar hacen falta para preparar 1000 g de disolución 4% en masa?

6. Calcula la concentración centesimal en volumen de una disolución que contiene 120 cm³ de alcohol y 0,3 l de agua.

7. Calcula cuánta agua y cuánta glicerina son necesarias para preparar 300cl de una disolución al 14%v.

8. ¿Qué cantidad de disolución al 22%v se puede preparar con 1,5 l de alcohol puro?

9. ¿Cuántos recipientes de 150 ml se pueden preparar en una farmacia con 500 ml de alcohol puro si se desea una concentración de 96º?

10. ¿Cuánto alcohol puro se puede obtener de 2 l de disolución de 70º?

11. ¿Qué concentración tiene una disolución formada por 120 g de sal y 250 ml de agua?

12. ¿Cuánto nitrato de plata contienen 2 litros de una disolución cuya concentración es 5 g/cm³?

13. ¿Qué volumen de agua hace falta para preparar una disolución 6 g/cl con 1,5 kg de cloruro amónico?

14. Expresa en g/cm³ la concentración de una disolución preparada con 1 kg de azúcar y 3 litros de agua.

15. ¿Qué cantidad de soluto tendrán 30 kg de una disolución 3 g/ml?

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/concurso2005/06/terceroESO/presentaciones3/metodos/problemas%20disoluciones.doc (para practicar más)

PROBLEMAS DE DISOLUCIONES (I)

2008-12-05T18:37:00.001+01:00

1º - Se disuelven 180 g de sosa caústica en 800 g de agua. La densidad de la disolución, a 20ºC resulta ser de 1,340 g/cc. Calcula la concentración de la disolución en:

a) Tanto por ciento en peso

b) Gramos por litro

(Solución: 18,36%; 246,0g/l)

2º- Una disolución acuosa de hidróxido de sodio al 20 % en masa tiene una densidad de 1,25 g/cc. Halla:

a) La masa de la disolución que contiene 36 g de hidróxido de sodio.

b) El volumen de disolución que debemos tomar si necesitamos 40 g de NaOH.

c) La masa de hidróxido de sodio contenida en 300 g de disolución.

d) La masa de hidróxido de sodio que hay disuelta en 200 ml de disolución.

(Solución: 180 g; 160cc; 60g; 50g)

3º - Se ha preparado una disolución de yoduro de potasio cuya concentración es 60g/l.

a) ¿Cuánto yoduro hay disuelto en 150 cc de la disolución?.

b) ¿Qué volumen de disolución hay que tomar si se precisan 24 g de yoduro?.

(Solución: 9g; 0,4 l)

4º - Una disolución de hidrógenosulfito de sodio al 25 % en masa tiene una densidad de 1,12 Kg/l. Expresa la concentración en g/l.

(Solución: 280 g/l)

5º- Una disolución de ácido sulfúrico, de concentración 720 g/l, tiene una densidad de 1,20 g/ml. Expresa su concentración en tanto por ciento en masa.

(Solución: 60%)

6º.- Una disolución se ha preparado disolviendo 20 g de ácido sulfúrico puro en 80 g de agua. Si su densidad es de 1,143 g/ml:

a) ¿Qué concentración de ácido - en % en peso - hay en esa disolución?.

(Solución: 20%)

7 º - Explicar cómo se prepararían las cantidades de disolución cuya concentración se indica, por dilución de las otras disoluciones que se citan:

a) 250 cc de disolución de NaOH 20 g/l a partir de una disolución de NaOH 50 g/l.

b) 500 cc de disolución de H2SO4 de concentración 49 g/l a partir de una disolución

comercial de dicho ácido al 98% y densidad 1,25 g/ml.

PROBLEMAS DE DISOLUCIONES

2008-12-05T18:34:00.004+01:00

PROBLEMAS DE DISOLUCIONES (MÁS EJERCICIOS)

1. Para sazonar un caldo de pescado se deben añadir 16 g de sal a 2 litros de caldo.

a) ¿Cuál es la concentración de sal (en g/l) en el caldo?

b) Si cogemos 150 ml de caldo ¿cuál será su concentración? ¿Qué cantidad de sal contendrán esos 150 ml?

2. La glucosa, uno de los componentes del azúcar, es una sustancia sólida soluble en agua. La disolución de glucosa en agua (suero glucosado) se usa para alimentar a los enfermos cuando no pueden comer.

En la etiqueta de una botella de suero de 500 cm3 aparece: “Disolución de glucosa en agua, concentración 55 g/l”.

a) ¿Cuál es el disolvente y cuál el soluto en la disolución?

b) Ponemos en un plato 50 cm3. Si dejamos que se evapore el agua, ¿Qué cantidad de glucosa quedará en el plato?

c) Un enfermo necesita tomar 40 g de glucosa cada hora ¿Qué volumen de suero de la botella anterior se le debe inyectar en una hora?

3. En una bebida alcohólica leemos: 13,5 %vol.

a) ¿Qué significa ese número?

b) Si la botella contiene 700 ml de la bebida ¿Qué volumen de alcohol contiene?

4. En un vaso se han puesto 250 g de alcohol junto con 2 g de yodo, que se disuelven completamente.

a) Calcular la concentración de la disolución en % en masa.

b) ¿Cuántos gramos de disolución habrá que coger para que al evaporarse el alcohol queden 0,5 g de yodo sólido?

c) Si tomamos 50 g de disolución y dejamos evaporar el alcohol. ¿Cuántos gramos de yodo quedan?

5. En un medicamento contra el resfriado leemos la siguiente composición por cada 5 ml de disolución: “40 mg de trimetropina, 200 mg de sulfametoxazol., 5 mg de sacarina sódica, excipiente: etanol y otros en c.s.”

a) ¿Qué es el principio activo de un medicamento? ¿Qué es el excipiente?

b) Calcular la concentración de cada componente en g/l.

6. Hemos preparado una disolución de cloruro de cobre (Cu Cl2) en agua disolviendo 12 g de cloruro de cobre en 98 g de agua, de forma que una vez completamente disuelta ocupa un volumen de 100 cm3.

a) Calcula la concentración en % en peso y en g/l.

b) ¿Qué concentración tendrán 10 cm3 de esa disolución?

c) Si evaporamos todo el agua que hay en los 10 cm3 de disolución, ¿cuánto cloruro de cobre se recupera?

d) ¿Qué tendríamos que hacer para que la disolución esté más diluida?

7. Queremos preparar 250 cm3 de disolución de sal en agua, con una concentración de 5 g/l. ¿Qué cantidad de sal debemos disolver en agua?

8. Calcular qué volumen de aceite debemos disolver en 600 ml de gasolina para lograr una concentración del 15 % vol.

9. Como sabes, las aleaciones metálicas son disoluciones en las que los componentes están en estado sólido. Para medir la concentración de oro en una aleación (el resto suele ser plata) se usa una unidad llamada quilate. Una concentración de 1 quilate es de 1/24 del total, es decir, de cada 24 g de aleación, 1 g es de oro puro.

a) ¿Qué % en peso corresponde a una aleación de 1 quilate?

b) ¿Qué % contendrá una aleación de 18 quilates? ¿y de 24 quilates?

c) ¿Puede existir una aleación de 30 quilates? ¿por qué?

d) ¿Qué cantidad de oro puro posee un lingote de oro de 18 quilates de 4 kg de masa?

10. El ácido clorhídrico (H Cl) de los recipientes de laboratorio se encuentra disuelto en agua, con una concentración del 35 % en masa.

a) ¿Qué cantidad de ácido clorhídrico contendrá un recipiente de 1,5 kg de disolución?

b) ¿Qué cantidad de disolución debemos coger para que contenga 6 g de H Cl?

11. Tenemos una disolución de azúcar en agua, de concentración desconocida. Tomamos con una pipeta 10 ml de esa disolución, los colocamos en un cristalizador, y medimos que, cuando se evapora el agua, quedan 0,65 g de azúcar. ¿qué concentración tiene la disolución?

12. Una disolución de sal en agua tiene una concentración del 20 % en peso y una densidad de 1,15 g/cm3.

Calcular su concentración en g/l.

13. Igual que el ejercicio 13, pero con una disolución de yodo en alcohol al 5 % en peso y densidad 0,94 g/cm3.

14. Tenemos una disolución de sulfato de cobre en agua de concentración 15 g/l. Si su densidad es de 1,1 g/cm3, calcula su concentración en % en peso.

15. Igual que el ejercicio 15, pero con una disolución de ácido sulfúrico en agua de concentración 1776 g/l y d = 1,85 g/cm3.

16. Juntamos en un mismo recipiente 50 ml de una disolución de sal común en agua de concentración 20 g/l, y 100 ml de otra disolución de sal común en agua de concentración 30 g/l.

a) ¿Qué cantidad de sal tenemos en total?

b) ¿Cuál es la concentración de la nueva disolución?

17. Igual que el 17, pero juntando 60 g de disolución de sal en agua al 40 % en peso y 100 g de disolución de sal en agua al 25 % en peso.

18. Tenemos 20 ml. de una disolución de alcohol en agua al 40 % vol. Diluimos añadiendo 60 ml de agua pura. ¿cuál será ahora la concentración de la nueva disolución?

19. Igual que el 19, pero partimos de 500 cm3 de disolución de cloruro de potasio (K Cl) en agua de concentración 35 g/l, y añadiendo 250 cm3 de agua pura.

Soluciones:

1. a) 8 g sal / l disol. b) la misma, 8 g sal/l disol ; 1,2 g sal

2. b) 2,75 g glucosa. c) 0,727 l = 727 ml disol.

3. b) 94,5 ml alcohol.

4. a) 0,79 % ; b) 63 g disol. ; c) 0,395 g yodo

5. b) 8 g/l ; 40 g/l ; 1 g/l respectivamente

6. a) 10,9 % , 120 g soluto/ l disol. ; b) la misma ; c) 1,2 g cloruro de cobre.

7. 1,25 g sal

8. 105,88 ml aceite.

9. a) 4,17 % ; b) 75 %, 100% , c) no d) 3 kg

10. a) 525 g HCl b) 17,14 g disol.

11. 65 g azúcar / l disol.

12. 230 g/l

13. 47 g/l

14. 1,36 %

15. 96 %

16. a) 4 g sal b) 26,67 g/l

17. 49 g sal , 30,625 %

18. 10 %

19. 23,33 g/l

PRÁCTICA DE PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

2008-11-25T00:48:00.001+01:00

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

2008-11-25T00:46:00.001+01:00

Práctica de laboratorio

AVISO IMPORTANTE

2008-11-20T17:40:00.006+01:00

En el apartado "Enlaces interesantes" tenéis un enlace que dice
más o menos: "PROBLEMAS PARA TRABAJAR EN CLASE Y EN CASA".
Aquí están todos los problemas (o parte de ellos) que haremos en clase y en casa en este tema de la ESTEQUIOMETRÍA.

MAPA CONCEPTUAL

2008-11-20T00:18:00.005+01:00

¿DE DÓNDE OBTENGO LA INFORMACIÓN?

2008-11-19T18:15:00.037+01:00

2. CONCEPTO DE ESTEQUIOMETRÍA

Estequiometría. Concepto

Estequiometría. Concepto.

Estequiometría. Concepto

3. SISTEMAS MATERIALES

3.1. CONCEPTO DE SISTEMAS MATERIALES

Sobre el concepto de sistema material.

Materia. Propiedades (propiedades de la materia)

Materia. Concepto (concepto materia)

Materia y sistema material. Concepto (concepto materia y sistema material)

3.2. TIPOS DE SISTEMAS MATERIALES

Sistemas materiales. Tipos

Sistemas materiales. Tipos.

3.3. MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS

Sistemas materiales

Sistemas materiales. Clasificación y definiciones.

Clasificación sistemas materiales

Mezclas homogéneas y heterogéneas

Clasificación mezclas heterogéneas

Para saber más:

Vídeo interesante sobre cómo distinguir mezclas homogéneas y heterogéneas en fase líquida:

Distinción mezcla homogénea y heterogénea (1ª Parte)

Distinción mezcla homogénea y heterogénea. Experimento (2ª Parte)

Vídeos interesantes sobre los métodos de separación de componentes de las mezclas:

3.4. SUSTANCIAS PURAS. ELEMENTOS Y COMPUESTOS

Sustancias puras

Clasificación sistemas materiales

Sustancias puras. Presentación.

3.5. MEZCLAS HOMOGÉNEAS. DIFERENTES MODOS DE EXPRESIÓN DE LA CONCENTRACIÓN.

Clasificación de las disoluciones y componentes.

(%masa, % Volumen, g/L

%masa, % Volumen, g/L

Formas de expresar la concentración.

Reacciones y disoluciones

4. REACCIONES QUÍMICAS. LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS

Todas las leyes.

Todas las leyes

Leyes ponderales y volumétricas

4.1. REACCIONES QUÍMICAS

Definición

Reacciones químicas

Tipos de reacciones químicas

Definición de reacción química

4.2. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER.

Ley de conservación de la masa

Vídeo

Ley de Lavoisier

Contexto histórico

Bibliografía de Lavoisier

4.3. Ley de las proporciones definidas o ley de Proust

Experimento virtual: ley de las proporciones definidas.

Ley de las proporciones definidas

Ejercicios resueltos

Bibliografía de Proust

4.4. Ley de las proporciones múltiples o de Dalton

SIMULACIÓN A CONSULTAR PARA REALIZAR LA ACTIVIDAD

Ley de las proporciones múltiples

Vídeo explicativo

Ley de las proporciones múltiples

4.5. Ley de los volúmenes de combinación

Dibujo representativo

Experimento simulado muy bueno

Ley de los volúmenes de combinación

Leyes de los volúmenes de combinación

Leyes de los volúmenes de combinación (buena)

5. Teoría atómico - molecular

5.1. Teoría atómica de Dalton y interpretación de las leyes ponderales. Limitaciones.

Postulados 1

1ª Limitación: fracaso ante la ley de los volúmenes de combinación.
Biografía de Dalton, postulados y justificación de las leyes ponderales (muy bien)
Leyes ponderales y justificación de las leyes ponderales
Animación muy clara y escueta con toda la información.

6.

Símbolos de los elementos. Dalton.

7. Ecuaciones químicas.

Ajuste: ejercicios on-line

Ajuste: ejercicios on-line 1

8. Cantidad de sustancia y su unidad el mol.

Definición.
Definición. (bastante ilustrativo)
Mol, masa molar y número de Avogadro
Relación entre magnitudes macroscópicas (masa) y microscópicas (entidades)
Muy completo, con todos los conceptos.

ÍNDICE TEMÁTICO ESTEQUIOMETRÍA

2008-11-19T18:08:00.002+01:00

UNIDAD 2: ESTEQUIOMETRÍA

1º BACH A
19-11-2008

ÍNDICE TEMÁTICO

1. Introducción.
2. Concepto de estequiometría.
3. Sistemas materiales
3.1. Concepto de sistema material
3.2. Tipos de sistemas materiales
3.3. Mezclas: homogéneas y heterogéneas.
3.4. Sustancias: elementos y compuestos.
3.5. Mezclas homogéneas. Diferentes modos de expresión de la concentración
4. Reacciones químicas. Leyes ponderales y volumétricas.
4.1. Reacciones químicas.
4.2. Ley de conservación de la masa o de Lavoisier.
4.3. Ley de las proporciones definidas o de Proust.
4.4. Ley de las proporciones múltiples o de Dalton.
4.5. Ley de los volúmenes de combinación o de Gay – Lussac.
5. Teoría atómico – molecular.
5.1. Teoría atómica de Dalton y interpretación de las leyes ponderales.
5.2. Hipótesis de Avogadro y interpretación de la ley de los volúmenes de combinación.
6. Simbología química y masa atómica relativa y absoluta.
6.1. Símbolos de los elementos químicos.
6.2. Fórmulas: su interpretación.
6.3. Masa atómica relativa (A) y absoluta
6.4. Masa molecular relativa (M) y absoluta.
7. Ecuaciones químicas: ajuste y interpretación.
8. Cantidad de sustancia y mol.
8.1. Concepto de mol y de Número de Avogadro.
8.2. Cálculo de número de entidades, masas y moles.
9. Cálculos estequiométricos.
9.1. Cálculos masa – masa.
9.2. Cálculos masa – volumen gas.
9.3. Cálculos volumen gas – volumen gas.
9.4. Cálculos masa – volumen de disolución.
9.5. Cálculos volumen disolución – volumen disolución.

1. INTRODUCCIÓN A LA ESTEQUIOMETRIA

2008-11-18T23:22:00.006+01:00

Proceso Haber. Producción de amoníaco.
http://www.fqdiazescalera.com/Haber.html

Proceso de obtención de ácido sulfúrico
http://www.csgrouppr.com/images/Tecnomundo_20Sept_07_6.pdf

En chile, demanda ácido sulfúrico.
http://docs.google.com/Presentation?docid=ddqq775p_0g94c3xgh

La elaboración de productos para satisfacer las necesidades primarias de alimentación, vestido, calzado, habitación y transporte que tiene la sociedad; ha permitido que el ser humano, poco a poco desarrolle prácticas o técnicas que le ayuden a aprovechar óptimamente los recursos que la madre naturaleza ha puesto a su disposición. Por lo anterior, a la fecha ha desarrollado una basta industria química que se fundamenta en el conocimiento de la cantidad de insumes necesarios, que la empresa comprara para la obtención de determinada cantidad de productos; todo esto los químicos se encargan de resumirlo con la aplicación de los conocimientos de la química, y me refiero muy concretamente a la química cuantitativa y específicamente a la estequiometría.

CRITERIOS DE CALIFICACIÓN EXAMEN FORMULACIÓN

2008-11-17T23:43:00.004+01:00

CRITERIOS DE CALIFICACIÓN

EXAMEN DE NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE COMPUESTOS ORGÁNICOS Y INORGÁNICOS

18-11-2008
1º BACH. A

1. Estos son los criterios para la nomenclatura, referidos a cada compuesto a nombrar:
Cada coma o guión mal puesto restará un 20% de la puntuación para ese compuesto.
No poner en orden alfabético los sustituyentes restará un 1/3.
Poner incorrecto o omitir un prefijo di-, tri-, tetra-, restará un 25% por cada error.
Poner incorrecto el prefijo de la cadena principal restará un 50% error
Poner incorrectamenta el orden cuando aparecen dobles y triples enlaces en el mismo compuesto restará 1/3.
Equivocarse en la elección de la cadena principal restará un 75 %.
Equivocarse en la numeración de la cadena elegida como principal restará un 90 %.
Equivocarse, una vez elegida la cadena principal y numerada esta, a la hora de poner los localizadores en el nombre, restará un 1/3 por cada error.

2. Estos son los criterios para la formulación, referidos a cada compuesto a formular:

Situar mal un sustituyente restará un 50%.
Equivocarse en el tipo de sustituyente restará 1/3.
Equivocarse en la colocación de un doble enlace, un triple enlace, una cetona, un alcohol, restará un 50 %.
En el caso de un ácido carboxílico y un aldehído se restará un 80 %.
Por faltar algún elemento para completar el compuesto o por un exceso de enlaces en algún carbono se restará un 1/3 por omisión.
Por equivocarse en el número de carbonos de la cadena principal se restará un 75%.

3. En esta pregunta el compuesto estará bien (100%) o mal (0%). No término medio.

2. ESTEQUIOMETRÍA. MÁS DEFINICIONES

2008-11-16T14:29:00.007+01:00

En la industria y en el laboratorio interesa conocer qué cantidad de reactivos necesito para producir una determinada cantidad de producto y viceversa, qué cantidad de productos obtendré a partir de una cantidad determinada de reactivos. Esa "cantidad" se refiere a la masa, el volumen o a los moles requeridos.
Pues bien, la estequiometría es la parte de la Química que estudia estas relaciones numéricas entre reactivos y productos de las reacciones químicas.
Fuente: J.M. Dou, M.D. Masjuan, N. Pfeiffer. "Física y Química 2º BUP". Ed. Casal. Pág.: 262, 263.

La estequiometría estudia las proporciones en masa, volumen y cantidad de sustancia que existen entre los reactivos y los productos de las reacciones químicas.
Fuente: Rafael Jiménez Prieto, Pastora Torres Verdugo. "Física y Química 3º ESO". Ed. Bruño. Pág.: 126.