Volver a Freemanlp

PAUM25

Recursos de estudio para preparar el acceso a la universidad para mayores de 25.

  • 13 asignaturas
  • Práctica
  • Memorizar

Inicio / Química / Q09

Química

Tema 1 (II). Conceptos fundamentales: mol, reacciones y estequiometría · lección 23 de 28

Q09 Estequiometría a partir de reacciones

Nivel prueba

La idea

Entender el concepto

Los coeficientes de una ecuación ajustada indican proporciones en moles, no necesariamente en gramos. Si se conoce la cantidad de una sustancia, se puede calcular otra mediante su relación estequiométrica.

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃N₂2 mol÷ 1 =2 (sobra: en exceso)H₂4,5 mol÷ 3 =1,5 ← el menor: LIMITANTETodo el producto se calcula a partir del limitante: 4,5 mol H₂ × 2/3 = 3 mol de NH₃ (teórico).
Para encontrar el reactivo limitante divide los moles de cada reactivo entre su coeficiente: el valor más pequeño es el limitante. En N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ con 2 mol de N₂ y 4,5 mol de H₂, se agota antes el H₂.

Paso a paso

Método paso a paso

  1. Ajusta la ecuación.
  2. Convierte el dato a moles si viene en gramos.
  3. Multiplica por el cociente de coeficientes: mol buscado/mol conocido.
  4. Convierte a gramos si lo pide el ejercicio.
  5. Expresa la unidad y comprueba coherencia.

Ejemplo

Ejemplo resuelto

2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Para 4 moles de H₂ (con O₂ suficiente): n(H₂O)=4×2/2=4 mol de agua.

Cuidado

Error habitual y cómo corregirlo

Error: igualar masas según coeficientes: 2 mol H₂ no pesan lo mismo que 2 mol H₂O.

Tu turno · enunciado

Ejercicio autónomo

Con 3 mol de O₂ y H₂ en exceso, ¿cuánta agua se forma?

Solución

Solución de contraste (consultar después)

Mostrar solución orientativa

6 mol de H₂O.

Chuleta para el examen

Chuleta integrada

n_buscado = n_dato × coef_buscado/coef_dato.

Reactivo limitante, reactivo en exceso y rendimiento

Objetivo: a partir de las masas de dos reactivos y del rendimiento, decidir qué reactivo se agota primero, cuál sobra y cuánto producto se obtiene realmente. Es el tipo de problema 2 de los tres modelos históricos de Química de la ULPGC para mayores de 25 (2025 y 2026). El ejemplo y la variante son propios; el problema histórico de 2026 ya está resuelto en Practicar y aquí solo se enlaza.

Bases previas: los coeficientes relacionan moles, explicado arriba · Q08 Ajuste de ecuaciones · Q05 Mol y masa molar (n = m/M).

Recuperar las bases · Reconocer el enunciado · Ver el caso resuelto · Resolver una variante · Practicar con los modelos históricos

Bases: por qué uno de los reactivos «manda»

  • La ecuación ajustada es una receta en moles. En N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, cada mol de N₂ necesita 3 mol de H₂ y forma 2 mol de NH₃. No dice nada de gramos iguales: 1 mol de N₂ son 28 g y 3 mol de H₂ son 6 g.
  • Reactivo limitante: el que se acaba primero. Fija la cantidad máxima de producto. El otro es el reactivo en exceso: queda una parte sin reaccionar.
  • Por qué se divide entre el coeficiente. n/coeficiente dice «cuántas veces» se puede repetir la receta con ese reactivo. El reactivo con el valor más pequeño es el que se agota primero. Comparar solo moles o, peor, gramos, puede dar el resultado contrario.
  • Producto teórico: lo que se formaría si todo el limitante reaccionara según la ecuación. Se calcula siempre desde el limitante.
  • Rendimiento: % = cantidad real/cantidad teórica · 100, con las dos cantidades referidas al mismo producto. Si te dan el rendimiento, cantidad real = teórica · %/100. Se aplica una sola vez y al producto: no cambia cuál es el limitante.
  • Exceso en la reacción ideal completa: moles iniciales del reactivo en exceso − moles que reaccionan con todo el limitante. Con un rendimiento menor del 100 % puede quedar más reactivo sin reaccionar o haberse perdido producto: el enunciado suele pedir solo cuál está en exceso.

Qué pide el enunciado y pistas para reconocerlo

  • Te dan las masas (o los moles) de dos reactivos a la vez: hay que averiguar cuál limita. Si solo te dan uno «y el otro en exceso», el limitante ya está decidido.
  • Aparecen «reactivo limitante», «en exceso», «rendimiento del…%», «cantidad formada en gramos».
  • La ecuación puede venir ajustada o no. Si no lo está, ajústala antes de cualquier cálculo.
  • Si la masa recogida es dato y piden el rendimiento, el orden se invierte: calcula el teórico y divide real/teórico.

Método explicado

  1. Ajusta la ecuación y comprueba que hay los mismos átomos de cada elemento a ambos lados.
  2. Masas molares con las masas atómicas del enunciado, y gramos → moles de cada reactivo: n = m/M.
  3. Compara n/coeficiente de cada reactivo. El menor es el limitante; el otro, en exceso.
  4. Producto teórico desde el limitante: n(producto) = n(limitante) · coef(producto) / coef(limitante); pásalo a gramos.
  5. Rendimiento: masa real = masa teórica · %/100, una sola vez.
  6. Comprueba: la masa real es menor que la teórica; el exceso consume menos de lo que había; en la reacción ideal completa, la masa de reactivos iniciales = productos + exceso sobrante.

Ejemplo resuelto propio

Enunciado (propio, no oficial). Se queman 8,0 g de metano (CH₄) con 24,0 g de oxígeno (O₂). Se forman CO₂ y H₂O. El rendimiento en CO₂ es del 75 %. Calcula a) el reactivo limitante y el reactivo en exceso y b) la masa de CO₂ obtenida. Datos: H = 1, C = 12, O = 16 g/mol.

  1. Ajustar. CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O. Ajustando H (4 a la izquierda, 2 por H₂O) y después O: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Átomos: C 1 = 1; H 4 = 4; O 4 = 2 + 2.
  2. Moles. M(CH₄) = 16 g/mol → n = 8,0/16 = 0,500 mol. M(O₂) = 32 g/mol → n = 24,0/32 = 0,750 mol.
  3. a) Comparar n/coeficiente. CH₄: 0,500/1 = 0,500. O₂: 0,750/2 = 0,375. El menor es el O₂: O₂ es el limitante y CH₄ está en exceso. (Aunque hay más gramos y más moles de O₂, la receta pide el doble de O₂ que de CH₄.)
  4. b) CO₂ teórico. n(CO₂) = 0,750 · 1/2 = 0,375 mol; M(CO₂) = 44 g/mol → 0,375 · 44 = 16,5 g.
  5. b) Rendimiento. masa real = 16,5 · 75/100 = 12,4 g de CO₂ (12,375 g sin redondear).
  6. Comprobar. En la reacción ideal completa reaccionan 0,375 mol de CH₄ y sobran 0,125 mol = 2,0 g. Masa: 8,0 + 24,0 = 32,0 g = 16,5 g CO₂ + 13,5 g H₂O (0,750 mol) + 2,0 g CH₄ sobrante. La masa real (12,4 g) es menor que la teórica, como debe ser.

Variante autónoma (ajuste y cálculo del rendimiento)

Enunciado (propio). En un alto horno, el óxido de hierro(III) reacciona con monóxido de carbono: Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂ (sin ajustar). Se mezclan 80,0 g de Fe₂O₃ con 28,0 g de CO y el rendimiento en hierro es del 85 %. Calcula a) el reactivo limitante y el reactivo en exceso, b) la masa de hierro obtenida y c) el rendimiento si se hubieran recogido 30,0 g de Fe. Datos: C = 12, O = 16, Fe = 56 g/mol.

Mostrar solución de la variante paso a paso
  1. Ajuste. Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂. Fe 2 = 2; C 3 = 3; O 3 + 3 = 6 = 3·2.
  2. Moles. M(Fe₂O₃) = 2·56 + 3·16 = 160 g/mol → 80,0/160 = 0,500 mol. M(CO) = 28 g/mol → 28,0/28 = 1,000 mol.
  3. a) Fe₂O₃: 0,500/1 = 0,500; CO: 1,000/3 = 0,333. CO es el limitante y Fe₂O₃ está en exceso, aunque haya menos gramos de CO.
  4. b) Teórico. n(Fe) = 1,000 · 2/3 = 0,6667 mol → 0,6667 · 56 = 37,33 g. Real: 37,33 · 0,85 = 31,7 g de Fe.
  5. c) Rendimiento = 30,0/37,33 · 100 = 80,4 %. Se compara con el teórico del mismo producto, no con la masa de reactivo.
  6. Exceso (reacción ideal completa). Reaccionan 0,333 mol de Fe₂O₃ (53,3 g); sobran 0,167 mol = 26,7 g.

Qué debe verse en tu hoja: ecuación ajustada, moles de cada reactivo, comparación n/coeficiente con su conclusión, producto teórico desde el limitante y rendimiento aplicado una vez. Es un criterio de estudio propio, no la puntuación de un tribunal.

Practicar con los modelos históricos (2025 y 2026)

El problema 2 del modelo 1 de marzo de 2026 (N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, con 50 g de N₂, 30 g de H₂ y 90 %) está resuelto paso a paso en Practicar · Pregunta real: úsalo como tercer ejemplo. Los otros dos modelos históricos repiten la familia con otros datos; enunciados completos en el paquete enlazado en El examen.

Mostrar resultados propios orientativos de 2025 y 2026 (modelo 2)
  • 2025, problema 2 (8,5 g de N₂ y 3,6 g de H₂; 90 %): N₂ 0,304 frente a H₂ 1,8/3 = 0,600 → N₂ limitante, H₂ en exceso. NH₃ teórico 10,32 g; real ≈ 9,29 g.
  • 2026, modelo 2, problema 2 (Cl₂ + H₂ → 2 HCl; 5 g de Cl₂ y 12,5 g de H₂; 80 %): Cl₂ 5/71 = 0,0704 frente a H₂ 6,25 → Cl₂ limitante, H₂ en exceso. HCl teórico 5,14 g; real ≈ 4,11 g.

Soluciones propias, no un solucionario oficial. Se usan las masas atómicas de cada modelo (N = 14, H = 1, Cl = 35,5).

Errores frecuentes y cómo evitarlos

  • Elegir el limitante comparando gramos, o comparando moles sin dividir entre los coeficientes.
  • Calcular el producto desde el reactivo en exceso.
  • Aplicar el rendimiento dos veces, a los reactivos o antes de decidir el limitante.
  • Usar una ecuación sin ajustar: las proporciones salen falsas.
  • Confundir la masa del producto con la del reactivo sobrante, o dar el resultado sin unidades.

Para recordar

  • Ajustar → n = m/M → menor n/coeficiente = limitante → producto teórico desde el limitante → real = teórico · %/100 (una vez).
  • Rendimiento (%) = real/teórico · 100 del mismo producto.

Criterio de logro: justificas el limitante con n/coeficiente, calculas el producto teórico desde él y aplicas el rendimiento una sola vez con unidades.

Repasa la idea clave en Memorizar y practica con números nuevos en el entrenador (pregunta 2).

Comprueba lo que sabes

Si fallas, tienes un segundo intento antes de ver la solución.

Origen: orientativo (migrada de v0.9); ampliación de reactivo limitante y rendimiento preparada el 24/10/2026 a partir de los modelos históricos de 2025 y 2026. Material didáctico propio, no es una pregunta oficial.