Química es una de las asignaturas que más estudiantes deciden presentar en la Fase Voluntaria de la EVAU, ya que pondera 0,2 para Medicina, Farmacia, Química, Biología y muchas otras titulaciones científicas. Con una preparación correcta, es posible sacar un 7 o más incluso partiendo de un nivel intermedio.
Estructura del examen de Química en la EVAU
El examen de Química consta de dos opciones (A y B). Debes elegir una. Cada opción incluye habitualmente:
- Formulación y nomenclatura: nombres o fórmulas de compuestos inorgánicos u orgánicos
- Estequiometría: cálculos de masas, volúmenes y concentraciones
- Equilibrio químico: cálculos con la constante de equilibrio (Kc, Kp)
- Ácido-base: pH, neutralizaciones, titulaciones
- Redox y electroquímica: ajuste de reacciones, cálculo de potenciales
- Química orgánica: funciones orgánicas, reacciones características
Duración: 1 hora 30 minutos. Puntuación máxima: 10 puntos.
Bloque 1: Formulación y nomenclatura
La formulación es el bloque donde más puntos gratuitos se pueden conseguir — y también donde más se pierden por falta de práctica. Lo que tienes que dominar:
Compuestos inorgánicos
- Óxidos: FeO (óxido de hierro(II)), Fe₂O₃ (óxido de hierro(III))
- Hidróxidos: NaOH (hidróxido de sodio), Ca(OH)₂ (hidróxido de calcio)
- Ácidos oxácidos y oxisales: H₂SO₄ (ácido sulfúrico) → SO₄²⁻ (ion sulfato) → Na₂SO₄ (sulfato de sodio)
- Hidruros y sales binarias: HCl (cloruro de hidrógeno / ácido clorhídrico), NaCl (cloruro de sodio)
Aprende los estados de oxidación de los elementos más frecuentes: Na(+1), K(+1), Mg(+2), Ca(+2), Al(+3), Fe(+2/+3), Cu(+1/+2), Mn(+2/+4/+7), Cl(-1/+1/+3/+5/+7), S(-2/+4/+6), N(-3/+2/+3/+5).
Compuestos orgánicos
Los grupos funcionales que aparecen siempre en la EVAU:
| Grupo funcional | Ejemplo | Nomenclatura |
|---|---|---|
| Alcano | CH₃-CH₂-CH₃ | Propano |
| Alqueno | CH₂=CH₂ | Eteno |
| Alquino | CH≡CH | Etino |
| Alcohol | CH₃-OH | Metanol |
| Éter | CH₃-O-CH₃ | Metoximetano |
| Aldehído | CH₃-CHO | Etanal |
| Cetona | CH₃-CO-CH₃ | Propanona |
| Ácido carboxílico | CH₃-COOH | Ácido etanoico |
| Éster | CH₃-COOC₂H₅ | Etanoato de etilo |
| Amina | CH₃-NH₂ | Metilamina |
Bloque 2: Estequiometría y cálculos
Las relaciones fundamentales
- 1 mol = 6,022 × 10²³ partículas (número de Avogadro)
- 1 mol de gas ideal a CNPT (0°C, 1 atm) ocupa 22,4 L
- Masa molar: M (g/mol) se obtiene sumando los pesos atómicos de todos los átomos de la fórmula
- n = m/M (moles = masa en gramos / masa molar)
- c = n/V (concentración molar = moles / volumen en litros)
Método general para problemas estequiométricos
- Ajusta la ecuación química (balancea)
- Calcula los moles del dato (si te dan gramos: n = m/M; si te dan volumen de gas: n = V/22,4; si te dan litros de disolución: n = c·V)
- Usa los coeficientes estequiométricos para obtener los moles del producto
- Convierte a las unidades que te pide el enunciado
Si hay reactivo limitante, calcula los moles de producto que obtendría cada reactivo por separado; el que da menos es el limitante.
Bloque 3: Equilibrio químico
La constante de equilibrio
Para la reacción aA + bB ⇌ cC + dD:
Kc = [C]^c · [D]^d / ([A]^a · [B]^b)
Los sólidos y líquidos puros no aparecen en la expresión de Kc.
El principio de Le Chatelier
Si se modifica el equilibrio (añadir un reactivo, aumentar la presión, cambiar la temperatura), el sistema se desplaza para contrarrestar ese cambio.
- Añadir reactivo → el equilibrio se desplaza hacia productos
- Aumentar presión → el equilibrio se desplaza hacia el lado con menor número de moles de gas
- Aumentar temperatura → el equilibrio se desplaza en el sentido endotérmico
Cálculos ICE (Inicial-Cambio-Equilibrio)
El método de la tabla ICE es la herramienta estándar para calcular concentraciones en el equilibrio. Anota siempre las concentraciones iniciales, los cambios (con signos) y las concentraciones finales en función de x.
Bloque 4: Ácidos y bases — pH y neutralizaciones
- pH = -log[H₃O⁺]
- Para ácidos fuertes monopróticos: [H₃O⁺] = c_ácido → pH = -log(c)
- Para bases fuertes: [OH⁻] = c_base → pOH = -log(c) → pH = 14 - pOH
- Para ácidos débiles: Ka = [H₃O⁺]²/c → [H₃O⁺] = √(Ka·c)
En las neutralizaciones: n(ácido) × n_H = n(base) × n_OH. Para llegar al punto de equivalencia: c_A · V_A · n_A = c_B · V_B · n_B.
Bloque 5: Reacciones redox y electroquímica
Ajuste por el método del ion-electrón
- Separa la reacción en dos semirreacciones (oxidación y reducción)
- Balancea los átomos del elemento que se oxida/reduce
- Balancea el oxígeno añadiendo H₂O
- Balancea el hidrógeno añadiendo H⁺ (en medio ácido) u OH⁻ (en medio básico)
- Iguala las cargas añadiendo electrones
- Multiplica las semirreacciones para que los electrones se cancelen y suma
Potencial de celda
E°celda = E°cátodo - E°ánodo
Si E°celda > 0, la reacción es espontánea. La pila de Daniel (Zn/Cu) es el ejemplo clásico.
Estrategia de estudio para Química EVAU
Lo que no se puede descuidar: formulación inorgánica y estequiometría. Son los temas más predecibles y los que más puntos representan.
Lo que se puede rentabilizar con poco esfuerzo: equilibrio ácido-base (el pH sale casi siempre) y el principio de Le Chatelier (pregunta conceptual frecuente en tipo test).
Lo que exige más tiempo: redox y electroquímica. Necesitan práctica con muchos ejercicios antes de que el método se automatice.
Practica con preguntas tipo test de Química en Destilify para repasar formulación, conceptos de equilibrio y propiedades de los ácidos — el tipo de pregunta conceptual que más aparece en la EVAU y que muchos estudiantes subestiman.