Esteban Ruano.
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Admisión UNAL · Ciencias naturales · Química

Todo pasa por el mol

El componente entero cuelga de una idea: hay un puente entre lo que la balanza mide y lo que la reacción cuenta. Masa molar, estequiometría, reactivo límite y molaridad no son cuatro temas — son cuatro formas de cruzar ese puente.

Dieciocho paneles con algo que mover, definiciones formales con sus condiciones de validez, glosario de 30 términos y 32 preguntas con cronómetro al ritmo real. Las palabras subrayadas con puntos se abren con un clic.

Masas atómicas — H 1 · C 12 · N 14 · O 16 · Na 23 · Mg 24 · Al 27 · S 32 · Cl 35,5 · Ca 40 · Fe 56 u.m.a. En el examen siempre te las dan; no hay que aprendérselas.

Índice

Parte I · El vocabulario
1 · Leer una fórmula2 · La u.m.a.
Parte II · El mol y el puente
3 · El mol4 · El puente5 · Masa molar
Parte III · Las reacciones
6 · Balancear7 · La receta8 · Reactivo límite9 · Rendimiento
Parte IV · Las soluciones
10 · Soluto y solvente11 · Concentración12 · % en masa13 · Molaridad14 · Dilución15 · Solubilidad16 · Formulario
Parte V · Datos y método
17 · Leer tablas18 · El método
Parte I

El vocabulario mínimo

Antes de contar hay que saber leer. Sin estos dos paneles los siguientes no se sostienen.

1

Una fórmula es una receta de átomos

Antes de contar hay que saber leer. Una como H₂O no es un código secreto: cada letra es un y cada numerito dice cuántos hay.

agua
H2O
coeficiente (cuántas moléculas)símbolo del elementosubíndice (cuántos átomos)
Dos hidrógenos y un oxígeno. Cuando no hay subíndice se entiende que es 1: nunca se escribe O₁.
Ahora pon un coeficiente adelante
1una sola molécula
ElementoPor molécula× coef.Átomos en total
H2× 12
O1× 11
Todos33
La distinción que más se cobra
El va dentro y define qué sustancia es. El va suelto adelante y define cuánta hay. H₂O₂ ya no es agua, es agua oxigenada. 2 H₂O sigue siendo agua, el doble. Al balancear solo se tocan los coeficientes.
2

La masa atómica es una comparación, no un peso

Un átomo pesa tan poco que ninguna balanza lo mide. Así que se hizo lo mismo que al decir «esta caja pesa como tres ladrillos»: se escogió un patrón. El patrón es el carbono, al que se le asignó el valor 12.

Elige un elemento
Comparado con el hidrógeno, el átomo más liviano
H1 u.m.a
Fe56 u.m.a
Un átomo de hierro pesa 56 veces lo que uno de hidrógeno y 4,67 veces lo que uno de carbono. Eso es todo lo que significa «56 ».
Por eso las masas atómicas salen siempre en el enunciado: son datos de tabla periódica. Lo evaluado nunca es recordarlas, es qué haces con ellas.
La conexión que hace funcionar todo
La escala de u.m.a se diseñó para que la masa de un mol, en gramos, dé el mismo número. El hierro pesa 56 u.m.a por átomo → un mol pesa 56 g. No es coincidencia: es el diseño de la unidad. Pasar de la tabla periódica a la balanza es cambiar la palabra que va después del número.
Parte II

El mol y el puente

La idea central. Si sales de aquí convirtiendo en las dos direcciones, ya tienes la mitad del componente.

3

El mol no es una masa. Es un número.

Esta es la confusión que hay que desarmar primero, porque el nombre no ayuda: «mol» suena a sustancia y es solo una cantidad. Nadie cuenta átomos de a uno, igual que nadie cuenta hojas de papel de a una.

Elige una unidad de conteo
1 docena de huevos =
12
objetos
Cómo leer 6,022×10²³: es 6,022 con la coma corrida 23 lugares a la derecha. El exponente cuenta ceros. Y fíjate en lo importante: la unidad no dice nada del peso. Una docena de huevos y una de balones son la misma cantidad y pesan cosas distintas.
Para qué sirve un número tan grande
Un mol de granos de arroz enterraría a Colombia bajo casi 16 km de arroz.
Cada grano ocupa unos 0,03 cm³. Por 6,022×10²³ da 1,8×10¹⁶ m³, y repartido sobre los 1.141.748 km² del país da una capa de 15,8 km — casi el doble de la altura del Everest.
Y sin embargo, un mol de agua son 18 gramos: poco más de una cucharada. El número es descomunal y la cantidad es cotidiana, y esas dos cosas juntas son la utilidad del mol: es el puente entre la escala de los átomos y la de la balanza. Un número más pequeño no serviría — nadie pesa 12 átomos.
Misma masa, distinto conteo
Los dos frascos tienen exactamente 8 g. Cambia las sustancias y mira el número de moléculas.
Frasco 1
Frasco 2
FrascoMasaMasa molar8 ÷ MMoles
H₂8 g2 g/mol8 ÷ 24
O₂8 g32 g/mol8 ÷ 320,25
H₂
O₂
Número de moléculas, a la misma escala
En 8 g de hidrógeno hay 16 veces más moléculas que en 8 g de oxígeno, porque cada molécula de H₂ es más liviana y en los mismos 8 g caben más.
La frase que hay que poder decir sin mirar: a masa igual, más masa molar significa menos moléculas, porque cada una se lleva más gramos. La relación es inversa.
Definición formal · Molmol · magnitud: n
Unidad del SI para la cantidad de sustancia. Un mol contiene exactamente 6,02214076 × 10²³ entidades elementales.
n = m ÷ M y n = N ÷ N_A
Unidadesmol. Una de las siete unidades base del SI.Válida siDebe especificarse la entidad elemental: átomos, moléculas, iones o unidades fórmula.Ojo«Un mol de oxígeno» es ambiguo: un mol de átomos de O son 16 g, uno de moléculas de O₂ son 32 g y el doble de átomos.
Definición formal · Constante de AvogadroN_A
Número de entidades elementales que contiene un mol. Desde 2019 su valor es exacto por definición, y esa fijación es la que define el mol.
N_A = 6,02214076 × 10²³ mol⁻¹
Unidadesmol⁻¹, «entidades por mol». No es un número puro.Válida siSiempre. Es una constante universal, no una propiedad de una sustancia.OjoHasta 2019 el mol se definía por los átomos en 12 g de carbono-12 y N_A se medía. Hoy es al revés: la coincidencia u.m.a ↔ g/mol sigue valiendo, pero como consecuencia.
De dónde viene la palabra
«Mol» la acuñó Wilhelm Ostwald hacia 1894, del latín moles, que significa masa o montón. Ironía perfecta: la palabra dice «masa» y el concepto es un conteo. Si la confusión mol/gramo parece fácil de cometer, es porque el nombre empuja al error desde hace más de un siglo.
4

El puente: gramos → mol → partículas

El corazón del componente. La balanza mide gramos; la reacción ocurre entre partículas; el mol conecta esos dos mundos. Dos pasos: dividir por la y multiplicar por Avogadro.

Sustancia (con su masa molar ya calculada)
Masa en la balanza — arrástrala
PasoOperaciónResultado
Lo que pesaste—18 g
Pasar a moles18 ÷ 181 mol
Pasar a partículas1 × 6,022×10²³6,02×10²³
En 18 g de H₂O hay 1 mol, o sea 6,02×10²³ moléculas de agua.
Por qué se divide y no se multiplica. La masa molar dice cuántos gramos pesa un mol. Si un mol de agua pesa 18 g y tienes 36 g, tienes dos moles. Es «si cada arepa cuesta 2 000 y gasté 6 000, compré tres». Nadie multiplicaría ahí.
Prueba antes de seguir: pon la masa igual al número de la masa molar. 12 g de C, 18 g de H₂O, 58,5 g de NaCl. Siempre 1 mol, siempre 6,022×10²³ partículas.
5

La masa molar se arma sumando

Nada que memorizar. Es la suma de las masas atómicas, cada una multiplicada por su subíndice. Ese subíndice es el error más frecuente del tema.

ElementoMasa atómicaSubíndiceAporte
Ca40 u.m.a× 140
C12 u.m.a× 112
O16 u.m.a× 348
Suma100 g/mol
Cómo se reparte esa masa
Ca 40%
O 48%
Masa molar de CaCO₃ = 40×1 + 12×1 + 16×3 = 100 g/mol — un mol de CaCO₃ pesa 100 gramos.
Mira la barra del CaCO₃ o del H₂SO₄: casi la mitad de la masa es oxígeno, aunque sea el átomo más liviano de los tres. Pasa porque son varios. Muchos livianos pueden pesar más que uno pesado.
Definición formal · Masa molarM
Masa de un mol de una sustancia. Se obtiene sumando las masas atómicas de la fórmula, cada una multiplicada por su subíndice.
M = m ÷ n
Unidadesg·mol⁻¹Válida siReferida a una fórmula concreta: M(O) = 16 g/mol pero M(O₂) = 32 g/mol.OjoCoincide con la masa de una partícula en u.m.a. porque N_A y la u.m.a. son recíprocos: 6,022×10²³ × 1,66×10⁻²⁴ = 1. Multiplicar por Avogadro cambia la unidad y deja el número intacto.
Parte III

Las reacciones

Qué dice una ecuación, cómo se ajusta, y qué pasa cuando un ingrediente se acaba antes que el otro.

6

Balancear es cuadrar el inventario

La flecha no es un «igual»: significa «se transforma en». Pero hay una regla inviolable — los átomos no se crean ni se destruyen. A ambos lados tiene que haber los mismos átomos de cada elemento. Ajustar los hasta lograrlo es .

1 N₂+1 H₂→1 NH₃
ElementoIzquierdaDerecha
N21✗
H23✗
Todavía no cuadra. Mira las filas con ✗ y ajusta el coeficiente de la sustancia que contiene ese elemento.
Lo que nunca se toca
Solo se cambian los números de adelante. Nunca los subíndices. Si para cuadrar el oxígeno escribieras H₂O₂ en vez de 2 H₂O, ya no sería agua. Si tuviste que tocar un subíndice, vas mal.
7

Los coeficientes son moles, nunca gramos

Una ecuación balanceada es una receta: por cada 1 de esto van 2 de aquello. Esa proporción vale en moles y solo en moles. Es la raíz de casi todos los errores de .

Combustión del gas natural (ya balanceada)
CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l)
Las letras entre paréntesis son los .
Moles de CH₄ que quemas
1mol de CH₄
SustanciaCoef.MolesMasa molarGramos
CH₄111616 g
O₂223264 g
CO₂114444 g
H₂O221836 g
Masa de 80 g = masa de 80 g. La masa se conserva — pero los gramos no siguen la proporción 1:2:1:2. Los moles sí.
En 1 mol: 16 g de metano y 64 g de oxígeno. En moles la proporción es 1 a 2; en gramos es 16 a 64, o sea 1 a 4. Por eso toda cuenta pasa por convertir a moles primero.
8

Reactivo límite: cuántas porciones completas alcanzan

Si tienes 10 panes y 3 tajadas de queso, haces 3 sándwiches. El queso manda, aunque haya menos peso de queso. El es el que se acaba primero según la receta, no el que está en menor cantidad.

Síntesis de amoníaco (base de los fertilizantes)
N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)
N₂ = 28 g/mol · H₂ = 2 g/mol · NH₃ = 17 g/mol
Nitrógeno — 140 g
Hidrógeno — 12 g
ReactivoMasa÷ MMoles÷ coef.Porciones
N₂140 g÷ 285÷ 15
H₂12 g÷ 26÷ 32
Qué es la última columna. Cuántas veces completas puedes ejecutar la receta con lo que tienes de cada reactivo. El menor manda, porque cuando ese se acaba la reacción se detiene. Dividir por el coeficiente es el paso que casi todo el mundo se salta.
Cada kit necesita 1 N₂ + 3 H₂
El límite es H₂. Se forman 4 mol de NH₃ = 68 g. Queda en 84 g de N₂.
Por qué el preset se llama «caso trampa»
Con 140 g de N₂ y 12 g de H₂ hay casi doce veces más masa de nitrógeno y aun así el que limita es el hidrógeno. Prueba «masas iguales»: con 280 g de cada uno el limitante se invierte, sin que las masas dejen de ser idénticas.
9

Rendimiento: lo que la teoría promete y la planta entrega

Los cálculos anteriores dan el máximo en un mundo perfecto. En la realidad parte del material no reacciona o se pierde. El es el porcentaje que sí se logra, y siempre entra como último paso.

Sigue el caso anterior: 68 g de NH₃ teóricos
51 gobtenidos con un rendimiento del 75 %
Máximo teórico68 g
Rendimiento75 % = 0,75
Obtenido68 × 0,75 = 51 g
Se perdió17 g
Dos formas de perder el punto
Una: entregar el teórico sin multiplicar. Si el enunciado menciona un porcentaje, entra en la cuenta. Dos: dividir en vez de multiplicar. Control infalible — el resultado real tiene que ser menor que el teórico.
Parte IV

Las soluciones

Todo este bloque es una misma idea vestida de seis formas: razones entre una parte y un total.

10

Soluto, solvente y por qué no siempre hay líquido

Una es una mezcla tan pareja que no se ven las partes. El se disuelve y el disuelve. El solvente es el que está en mayor proporción — no hace falta que sea agua ni líquido.

Solutopanela (sólido)
Solventeagua (líquido)
Estadolíquida
El caso típico: sólido disuelto en líquido.
Definición formal · Solución
Mezcla homogénea de dos o más sustancias puras, cuya composición puede variar de forma continua dentro de ciertos límites.
UnidadesNo aplica: es una clasificación, no una magnitud.Válida siLas partículas dispersas miden menos de 1 nm y no se separan por filtración ni reposo.Ojo«Homogénea» significa que cualquier porción tiene la misma composición que el todo.
De dónde viene la palabra
Del latín solvere, desatar. La misma raíz de resolver (desatar un problema) y absolver (desatar de una culpa). Un sólido que se disuelve está siendo desatado: la red que unía sus iones se deshace y las partículas quedan sueltas.
11

Concentración es una razón, no una cantidad

Este panel es el punto ciego más caro del examen, y aquí aparece en su forma más pura. Tener más soluto no es estar más concentrado. Concentración es una división.

Vaso A
10 g en 100 mL
Vaso B
20 g en 400 mL
Vaso A · soluto 10 g
Vaso A · volumen 100 mL
Vaso B · soluto 20 g
Vaso B · volumen 400 mL
VasoSolutoVolumenLa divisiónConcentración (g por 100 mL)
A10 g100 mL10 ÷ 10010
B20 g400 mL20 ÷ 4005
Por qué la última columna dice siempre «por 100 mL». Los dos vasos tienen volúmenes distintos, así que sus divisiones no son comparables tal cual. Llevarlas a una base común es lo que permite ponerlas lado a lado. Es la misma maniobra que hace un porcentaje: una razón llevada a base 100.
Aquí está el punto: el vaso B tiene más soluto, pero el A está más concentrado. Son preguntas distintas.
Definición formal · Propiedad intensiva y extensiva
Una propiedad extensiva depende de la cantidad de materia presente; una intensiva no. El cociente entre dos extensivas es siempre intensiva.
extensiva ÷ extensiva = intensiva
UnidadesExtensivas: masa, volumen, moles. Intensivas: densidad, temperatura, concentración.Válida siSiempre. Es una distinción general de la fisicoquímica.OjoAquí está el nombre técnico del punto ciego. Preguntar «cuánto hay» es preguntar por una extensiva, y ninguna intensiva la contesta sola.
El error transversal
Pon A en 10 g / 100 mL y B en 20 g / 400 mL: B tiene el doble de soluto y la mitad de concentración. Es el mismo error que elige la planta más pura en vez de la que más emite, y el de la tabla de población en sociales.
12

Porcentaje en masa: el denominador es el total

La forma más simple, y la que más se falla por un detalle: se divide entre la masa de la solución completa, no del solvente. Solución = soluto + solvente.

Soluto — 30 g
Solvente (agua) — 170 g
Soluto30 g
+ Solvente170 g
= Masa de la solución200 g
% = soluto ÷ solución × 10015 %
Hay 15 g de soluto por cada 100 g de solución. Eso es todo: una regla de tres ya hecha.
Definición formal · Porcentaje en masa% m/m
Masa de soluto contenida en cada 100 unidades de masa de solución.
% m/m = (m soluto ÷ m solución) × 100
UnidadesAdimensional; se expresa en por ciento.Válida sim solución = m soluto + m solvente.OjoExisten también % m/V (g por 100 mL) y % V/V. Si el enunciado no especifica, se asume m/m.
El distractor está siempre en la lista
Dividir entre el solvente da 17,6 %, y ese número casi seguro aparece entre las opciones. Control: el porcentaje en masa nunca pasa de 100 %.
13

Molaridad: el puente con un paso más

Aquí se conecta todo. La son moles de soluto por litro de solución: primero cruzas el puente de gramos a dividiendo por la , y después divides entre los litros.

Masa de soluto — 117 g
Volumen final de solución — 2000 mL
PasoOperaciónResultado
Masa pesada—117 g
A moles117 ÷ 58,52 mol
Volumen a litros2000 ÷ 10002 L
Molaridad2 ÷ 21 mol/L
Solución 1 M de NaCl: hay 1 moles de sal de mesa en cada litro.
Prueba: 117 g de NaCl en 2000 mL da 1 M exacto, porque 117 g son 2 moles. Los enunciados suelen construirse así, con masas que dan moles redondos.
Definición formal · MolaridadM
Cantidad de sustancia de soluto contenida en un litro de solución.
M = n soluto ÷ V solución
Unidadesmol·L⁻¹, que se abrevia M y se lee «molar».Válida siV es el volumen FINAL de la solución, medido a una temperatura dada.OjoDepende de la temperatura porque el volumen se dilata. Por eso en trabajo riguroso se usa la molalidad, que va por masa de solvente.
Litros de solución, no de solvente
Si disuelves sal en 1 L de agua, el volumen final no es 1 L. Por eso se agrega agua hasta completar la marca. Si el enunciado dice «se disuelve en 500 mL de agua», está avisando que ese no es el volumen final.
14

Dilución: los moles no se van a ninguna parte

M₁V₁ = M₂V₂ se memoriza sin entenderla y por eso se aplica mal. Lo único que dice es: al agregar agua no agregas ni quitas soluto. Si los moles no cambian y el volumen crece, la concentración baja.

Partes de 100 mL de solución 2 M y agregas agua hasta — 500 mL
AntesDespués
Volumen100 mL500 mL
Agua agregada—400 mL
Moles de soluto0,2 mol0,2 mol
Concentración2 M0,4 M
Mira la fila resaltada mientras mueves el control: los moles no se mueven. Esa fila constante es la fórmula.
Definición formal · Dilución
Proceso en el que se agrega solvente a una solución sin agregar ni retirar soluto. La cantidad de sustancia de soluto permanece constante.
n₁ = n₂ ⟹ M₁·V₁ = M₂·V₂
UnidadesM en mol·L⁻¹ y V en L; funciona con mL si se usa la misma unidad a ambos lados.Válida siSolo se agrega solvente puro. Si se mezclan dos soluciones del mismo soluto, se suman los moles.OjoNo es una ley nueva: es la conservación del soluto escrita dos veces, antes y después.
«Hasta completar» contra «se agregan»
«Se diluye hasta 500 mL» → volumen final 500. «Se le agregan 500 mL de agua» → volumen final 600. Dan 0,4 M contra 0,33 M. Es una pregunta de lectura disfrazada de cálculo.
15

La curva de solubilidad: leerla, no calcularla

La es un dato que se lee de la curva o la tabla; nunca se deduce. Lo evaluado es qué haces después de leerla.

050100150200250020406080100g / 100 g agua°C
Temperatura inicial — 60 °C
Se enfría hasta — 20 °C
Cantidad de agua
Por 100 g de aguaCon 100 g
Solubilidad a 60 °C110 g110 g
Solubilidad a 20 °C32 g32 g
Precipita al enfriar78 g
Una solución de KNO₃ en 100 g de agua a 60 °C tiene 110 g disueltos. Al enfriar a 20 °C solo caben 32 g: se depositan 78 g.
Compara el KNO₃ con el NaCl. La del nitrato se dispara; la de la sal es casi horizontal. Por eso el KNO₃ se purifica enfriando y la sal no — y por eso el agua de mar se evapora en salinas. La forma de la curva contesta media pregunta antes de calcular.
Definición formal · Solubilidads
Máxima masa de soluto que puede disolverse en una cantidad fija de solvente a una temperatura y presión determinadas, formando una solución saturada.
s(T) = m soluto máx. ÷ 100 g de solvente
Unidadesg por 100 g de solvente (convención de las tablas).Válida siDebe indicarse la temperatura. Sin T, el valor no significa nada.OjoEs distinta de la velocidad de disolución, que mide qué tan rápido ocurre, no cuánto cabe.
Definición formal · Solución saturada
Solución en equilibrio dinámico con el soluto sin disolver: la velocidad a la que el sólido se disuelve iguala la velocidad a la que el soluto disuelto cristaliza.
soluto (sin disolver) ⇌ soluto (disuelto)
UnidadesNo aplica: es un estado del sistema.Válida siA una temperatura dada y con soluto sólido en contacto con la solución.Ojo«Equilibrio dinámico» no significa que algo se detuvo: los dos procesos siguen a la misma velocidad.
Dos trampas encadenadas
Una: la tabla está dada por 100 g de agua. Si el enunciado habla de 200 g o 50 g, hay que escalar. Dos: «cuánto se disuelve» y «cuánto precipita» son preguntas distintas. Lo que precipita es la diferencia.
De dónde viene la palabra
Saturada viene del latín satur, harto, lleno — la misma raíz de satisfecho. Y existe la : los calentadores de manos de acetato de sodio funcionan así, y al doblar la lámina cristalizan de golpe.
16

Las seis formas de decir «concentración»

Todas dicen lo mismo — cuánto soluto por cuánta cosa — y se diferencian solo en qué ponen en el denominador. Si identificas el denominador, identificas la magnitud.

Definición formal · MolaridadM
Moles de soluto por litro de solución.
M = n soluto ÷ V solución (L)
Unidadesmol·L⁻¹Válida siV es el volumen final de la solución.OjoVaría con la temperatura.
Ejemplo: 2 mol en 0,5 L → 4 M
Formulario · qué va en cada denominador
M = n ÷ Vlitros de solución — volumen final, depende de T
m = n ÷ kgkilogramos de solvente — no depende de T
x = nᵢ ÷ nmoles totales — soluto más solvente, suman 1
% m/mmasa de solución — soluto más solvente
% m/V100 mL de solución — gramos sobre mililitros
ppmlitros de solución — pero el soluto va en miligramos
Cuando no sepas qué hacer, la pregunta útil no es «¿qué fórmula uso?» sino «¿qué hay en el denominador?».
Definición formal · Cantidad y concentración
La cantidad de soluto es una propiedad extensiva; la concentración es intensiva. Recuperar la cantidad exige multiplicar por el tamaño del sistema.
cantidad = concentración × tamaño
Unidadesn = M × V · m soluto = (% ÷ 100) × m soluciónVálida siSiempre. Es la operación inversa de la que define la concentración.OjoSi una pregunta dice «cuánto» y respondes con una concentración, respondiste otra pregunta.
Parte V

Leer datos y resolver

El hueco transversal y la rutina completa. Los dos paneles que más se parecen al día del examen.

17

Operar sobre la tabla, no leerla

Una tabla de examen nunca trae la respuesta: trae los insumos. Lo evaluado es qué cadena de operaciones armas con ellos — y si distingues una proporción de una cantidad.

Producción de cal · CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)
CaCO₃ = 100 g/mol · CaO = 56 · CO₂ = 44. Proporción 1 mol a 1 mol: de cada 100 t de CaCO₃ salen 56 t de CaO y 44 t de CO₂.
¿Qué quieres calcular?
PlantaCaliza (t)PurezaCaCO₃ × 44/100CO₂ emitido
A80090 %720 × 0,44316,8 t
B60095 %570 × 0,44250,8 t
C50080 %400 × 0,44176 t
La planta A es la que más CO₂ emite (316,8 t) — pero la de mayor pureza es la B. Son plantas distintas, y ahí está la pregunta.
Qué es la pureza. La piedra de cantera trae arcilla que no reacciona. Un 90 % de pureza significa que de cada 100 t procesadas solo 90 t son CaCO₃ útil. El primer paso es siempre descontar la impureza.
El error que cuesta puntos
La planta B tiene la mayor pureza (95 %) y emite menos CO₂ que la A, porque procesa un tercio menos de caliza. Un porcentaje no es una cantidad. Mismo error en tablas de población y en gráficas de crecimiento.
18

El método, paso a paso

Casi cualquier problema cuantitativo se resuelve con la misma secuencia. Bajo presión lo que falla no es la aritmética sino saltarse un paso. Ejemplo: ¿cuántos gramos de CO₂ se producen al quemar 48 g de metano con oxígeno de sobra, si el rendimiento es del 90 %?

1

Anota qué te dan y qué te piden

Separa el dato de la pregunta. Te dan 48 g de metano y un rendimiento del 90 %. Te piden gramos de CO₂. Empiezas en gramos y terminas en gramos: vas a cruzar el puente dos veces.

DATO: 48 g de CH₄ · rendimiento 90 % → PIDEN: g de CO₂
La secuencia, resumida
gramos → ÷ masa molar → moles → × proporción de coeficientes → moles → × masa molar → gramos → × rendimiento → respuesta
Variantes: dos reactivos conocidos → entra el paso de porciones; impurezas → se descuentan al principio; piden partículas → el último paso es × 6,022×10²³.
Lo que hay que retener son dos frases. Ninguna cuenta de química se hace en gramos: los gramos entran, se convierten en moles, la ecuación opera sobre moles, y solo al final se vuelve a gramos. Y ninguna concentración responde «cuánto hay»: responde «cuánto hay por cada tanto», así que siempre falta multiplicar por el tamaño. Casi todos los errores del componente son una de esas dos.
// sources

Sources & bibliography

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  1. 01

    DIPA — Demostración Interactiva de la Prueba de Admisión

    Universidad Nacional de Colombia · Dirección Nacional de Admisiones

    Herramienta oficial y repetible para practicar con preguntas de los cinco componentes; entrega un puntaje por componente y un puntaje estandarizado al terminar. La propia página advierte que sirve para familiarizarse con el tipo de pregunta y que no hace parte del proceso de admisión. Es la referencia contra la que conviene contrastar la dificultad de cualquier banco generado, incluido este.

  2. 02

    Prueba de admisión — estructura y componentes

    Universidad Nacional de Colombia · Dirección Nacional de Admisiones

    120 preguntas de opción múltiple en 3 horas y 30 minutos, repartidas en cinco componentes: análisis textual 25, matemáticas 25, ciencias naturales 25, ciencias sociales 25 y análisis de la imagen 20. De ahí sale el ritmo promedio de 1 min 45 s por pregunta que usa el cronómetro de los bancos.

  3. 03

    The International System of Units (SI), 9th edition

    Bureau International des Poids et Mesures (BIPM) · 2019

    Definición del mol como unidad base del SI, fijando el número de Avogadro en exactamente 6,02214076×10²³ mol⁻¹. Es la base del panel 3 y de todo el puente gramos ↔ partículas.

  4. 04

    Compendium of Chemical Terminology (Gold Book)

    International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC)

    Definiciones formales de cantidad de sustancia, masa molar, concentración de cantidad (molaridad), molalidad, fracción molar y fracción en masa — los términos que el glosario y los paneles 10 a 16 usan de manera estricta.

  5. 05

    Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry (Green Book)

    International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC)

    Convenciones de símbolos y unidades: por qué la molaridad se escribe mol/L y no M en contexto formal, y cómo se distingue molalidad de molaridad en notación.

  6. 06

    Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights (CIAAW)

    International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC)

    Pesos atómicos estándar. Nota: el material usa los valores redondeados de examen (H 1, C 12, O 16, Cl 35,5), que son una convención de prueba, no los valores — en varios casos intervalos — que publica la CIAAW.

  7. 07

    CODATA Internationally Recommended Values of the Fundamental Physical Constants

    Committee on Data of the International Science Council (CODATA)

    Valor de la constante de Faraday, F ≈ 96.485 C·mol⁻¹. Las preguntas de electrólisis usan el valor redondeado de examen, 96.500 C·eq⁻¹, que es una convención de prueba y no el valor recomendado.

Open questions

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  • Las curvas de solubilidad (g de sal por 100 g de agua entre 0 y 100 °C).Contrastadas contra los valores estándar que publican las tablas de solubilidad al uso: los de KNO₃ y KCl coinciden redondeados, y los del NaCl se corrigieron —la columna llegaba a 39,8 g a 100 °C cuando el valor aceptado es ≈ 39,0—. Siguen sin proceder de una tabla citada con edición y página, así que valen como orden de magnitud y no como dato de laboratorio.
  • Que la configuración del cobre sea 3d¹⁰ 4s¹ y no 3d⁹ 4s², y que el cromo tenga la misma anomalía.La excepción es un hecho establecido y aquí se explica por la estabilidad del subnivel d lleno, que es la justificación habitual de manual. Esa explicación es una simplificación: el orden real de energías depende del átomo concreto y no de una regla general. Para el examen basta; como química, la razón está peor contada de lo que la página sugiere.
  • Que la prueba se aplique en dos partes de 60 preguntas cada una, con 2 horas para la primera (análisis textual y matemáticas, más parte de ciencias) y 1 hora 30 minutos para la segunda (ciencias, sociales y análisis de imagen).Aparece de forma consistente en material preuniversitario, pero NO en las páginas de la Dirección Nacional de Admisiones, que solo declaran 120 preguntas y 3 h 30 min en total. Si fuera cierta, el ritmo real sería de 2 min por pregunta en la primera parte y de 1 min 30 s en la segunda, no de 1 min 45 s en todas. Por eso el cronómetro de los bancos ofrece los tres ritmos etiquetados por su procedencia en vez de imponer el promedio.
  • Las 54 preguntas del banco y sus respuestas.Están escritas para este material, no tomadas de exámenes publicados. La aritmética está verificada numéricamente; el estilo y la dificultad son una aproximación al examen real, no una muestra de él.