Estequiometría y reactivo limitante: ejercicios resueltos

Lo esencial

Primero comprueba que la ecuación conserva el número de átomos de cada elemento. Ajustar cambia coeficientes delante de las sustancias, no sus subíndices: modificar un subíndice cambia la sustancia. Los coeficientes expresan proporciones en moles y no se aplican directamente a gramos.

La masa molar de una sustancia se obtiene sumando las contribuciones de todos sus átomos. En estos ejercicios se suministran masas atómicas relativas; sus valores numéricos permiten calcular la masa molar en gramos por mol. Convierte cada masa inicial a cantidad de sustancia antes de comparar.

De la masa inicial al producto y al sobrante

Magnitud	Relación	Unidad o condición
Cantidad de sustancia	Relación $n_i=m_i/M_i$	Unidad o condiciónmol
Capacidad según la reacción	Relación $n_i/\nu_i$	Unidad o condiciónComparar todos los reactivos
Avance máximo	Relación $\xi_{\max}=\min_i(n_i/\nu_i)$	Unidad o condiciónmol para la ecuación escrita
Moles de producto	Relación $n_p=\nu_p\xi_{\max}$	Unidad o condiciónmol
Masa de producto	Relación $m_p=\nu_p\xi_{\max}M_p$	Unidad o condicióng
Masa sobrante	Relación $m_{i,\mathrm{sob}}=m_{i,0}-\nu_i\xi_{\max}M_i$	Unidad o condicióng; no puede ser negativa

Para cada reactivo, divide sus moles iniciales entre su coeficiente en la ecuación. El menor cociente es el avance máximo teórico y señala qué reactivo limita la reacción. No tiene por qué ser el que presenta menor masa ni menor cantidad de sustancia sin ponderar por el coeficiente.

Multiplica ese avance por el coeficiente del producto para obtener sus moles y después por su masa molar para obtener gramos. Para el reactivo en exceso, calcula lo consumido con el mismo avance y réstalo de lo que había inicialmente.

El modelo presupone reactivos puros, reacción completa, ausencia de reacciones secundarias y rendimiento teórico. Un problema con riqueza, rendimiento experimental, volúmenes de gases o equilibrio requiere información y operaciones adicionales que no comprueba esta página.

Ejemplos resueltos

En un cálculo teórico, se dispone de

4{,}6\,\mathrm{g}

\mathrm{Na}

10{,}65\,\mathrm{g}

\mathrm{Cl_{2}}

. La ecuación ya ajustada es

2\,\mathrm{Na} + \mathrm{Cl_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{NaCl}

. Masas atómicas relativas suministradas:

\mathrm{Na}=23

;

\mathrm{Cl}=35{,}5

. Usa sus valores numéricos para obtener masas molares en g/mol. Supón reactivos puros, reacción completa según la ecuación y rendimiento teórico, sin reacciones secundarias. Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de

\mathrm{NaCl}

formada y la masa de cada reactivo que sobra.

Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
$2\,\mathrm{Na} + \mathrm{Cl_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{NaCl}$
Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
$M(\mathrm{Na})=23\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{Na})=\frac{4{,}6}{23}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol}$
Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
$M(\mathrm{Cl_{2}})=71\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{Cl_{2}})=\frac{10{,}65}{71}=\frac{3}{20}\;\mathrm{mol}$
Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
$\frac{n(\mathrm{Na})}{2}=\frac{1}{10}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{Cl_{2}})}{1}=\frac{3}{20}\;\mathrm{mol}$
Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
$n(\mathrm{NaCl})=2\cdot \frac{1}{10}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol},\quad m=\frac{1}{5}\cdot 58{,}5=11{,}7\;\mathrm{g}$
Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
$m_{\text{sobrante}}(\mathrm{Cl_{2}})=10{,}65-7{,}1=3{,}55\;\mathrm{g}$
El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.

Resultado Limitante: $\mathrm{Na}$ ; masa de producto: $11{,}7\;\mathrm{g}$ ; sobrante: $\mathrm{Cl_{2}}$ : $3{,}55\;\mathrm{g}$

En un cálculo teórico, se dispone de

8\,\mathrm{g}

\mathrm{H_{2}}

48\,\mathrm{g}

\mathrm{O_{2}}

. La ecuación ya ajustada es

2\,\mathrm{H_{2}} + \mathrm{O_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{H_{2}O}

. Masas atómicas relativas suministradas:

\mathrm{H}=1

;

\mathrm{O}=16

\mathrm{H_{2}O}

formada y la masa de cada reactivo que sobra.

Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
$2\,\mathrm{H_{2}} + \mathrm{O_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{H_{2}O}$
Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
$M(\mathrm{H_{2}})=2\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{H_{2}})=\frac{8}{2}=4\;\mathrm{mol}$
Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
$M(\mathrm{O_{2}})=32\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{O_{2}})=\frac{48}{32}=\frac{3}{2}\;\mathrm{mol}$
Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
$\frac{n(\mathrm{H_{2}})}{2}=2\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{O_{2}})}{1}=\frac{3}{2}\;\mathrm{mol}$
Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
$n(\mathrm{H_{2}O})=2\cdot \frac{3}{2}=3\;\mathrm{mol},\quad m=3\cdot 18=54\;\mathrm{g}$
Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
$m_{\text{sobrante}}(\mathrm{H_{2}})=8-6=2\;\mathrm{g}$
El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.

Resultado Limitante: $\mathrm{O_{2}}$ ; masa de producto: $54\;\mathrm{g}$ ; sobrante: $\mathrm{H_{2}}$ : $2\;\mathrm{g}$

En un cálculo teórico, se dispone de

14{,}8\,\mathrm{g}

\mathrm{Ca(OH)_{2}}

31{,}5\,\mathrm{g}

\mathrm{HNO_{3}}

. La ecuación ya ajustada es

\mathrm{Ca(OH)_{2}} + 2\,\mathrm{HNO_{3}}\longrightarrow \mathrm{Ca(NO_{3})_{2}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}

. Masas atómicas relativas suministradas:

\mathrm{Ca}=40

;

\mathrm{O}=16

;

\mathrm{H}=1

;

\mathrm{N}=14

\mathrm{Ca(NO_{3})_{2}}

formada y la masa de cada reactivo que sobra.

Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
$\mathrm{Ca(OH)_{2}} + 2\,\mathrm{HNO_{3}}\longrightarrow \mathrm{Ca(NO_{3})_{2}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}$
Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
$M(\mathrm{Ca(OH)_{2}})=74\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{Ca(OH)_{2}})=\frac{14{,}8}{74}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol}$
Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
$M(\mathrm{HNO_{3}})=63\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{HNO_{3}})=\frac{31{,}5}{63}=\frac{1}{2}\;\mathrm{mol}$
Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
$\frac{n(\mathrm{Ca(OH)_{2}})}{1}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{HNO_{3}})}{2}=\frac{1}{4}\;\mathrm{mol}$
Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
$n(\mathrm{Ca(NO_{3})_{2}})=1\cdot \frac{1}{5}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol},\quad m=\frac{1}{5}\cdot 164=32{,}8\;\mathrm{g}$
Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
$m_{\text{sobrante}}(\mathrm{HNO_{3}})=31{,}5-25{,}2=6{,}3\;\mathrm{g}$
El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.

Resultado Limitante: $\mathrm{Ca(OH)_{2}}$ ; masa de producto: $32{,}8\;\mathrm{g}$ ; sobrante: $\mathrm{HNO_{3}}$ : $6{,}3\;\mathrm{g}$

Ejercicios

De menos a más. «Probar en el comprobador» te lo deja preparado arriba para que lo resuelvas tú y el código lo corrija; la solución está plegada debajo.

En todos los ejercicios: las masas atómicas son relativas y sus valores dan las masas molares en g/mol; reactivos puros, reacción completa según la ecuación y rendimiento teórico, sin reacciones secundarias.

Ejercicio 1Nivel 1Comprobado por código
En un cálculo teórico, se dispone de $6\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{H_{2}}$ y $64\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{O_{2}}$ . La ecuación ya ajustada es $2\,\mathrm{H_{2}} + \mathrm{O_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{H_{2}O}$ . Masas atómicas relativas suministradas: $\mathrm{H}=1$ ; $\mathrm{O}=16$ . Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de $\mathrm{H_{2}O}$ formada y la masa de cada reactivo que sobra.
Ver la solución
1. Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
  $2\,\mathrm{H_{2}} + \mathrm{O_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{H_{2}O}$
2. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{H_{2}})=2\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{H_{2}})=\frac{6}{2}=3\;\mathrm{mol}$
3. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{O_{2}})=32\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{O_{2}})=\frac{64}{32}=2\;\mathrm{mol}$
4. Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
  $\frac{n(\mathrm{H_{2}})}{2}=\frac{3}{2}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{O_{2}})}{1}=2\;\mathrm{mol}$
5. Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
  $n(\mathrm{H_{2}O})=2\cdot \frac{3}{2}=3\;\mathrm{mol},\quad m=3\cdot 18=54\;\mathrm{g}$
6. Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
  $m_{\text{sobrante}}(\mathrm{O_{2}})=64-48=16\;\mathrm{g}$
7. El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.
Limitante: H₂. H₂O: 54 g. Sobra: 16 g de O₂.
Ejercicio 2Nivel 1Comprobado por código
En un cálculo teórico, se dispone de $28\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{N_{2}}$ y $9\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{H_{2}}$ . La ecuación ya ajustada es $\mathrm{N_{2}} + 3\,\mathrm{H_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{NH_{3}}$ . Masas atómicas relativas suministradas: $\mathrm{N}=14$ ; $\mathrm{H}=1$ . Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de $\mathrm{NH_{3}}$ formada y la masa de cada reactivo que sobra.
Ver la solución
1. Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
  $\mathrm{N_{2}} + 3\,\mathrm{H_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{NH_{3}}$
2. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{N_{2}})=28\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{N_{2}})=\frac{28}{28}=1\;\mathrm{mol}$
3. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{H_{2}})=2\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{H_{2}})=\frac{9}{2}=\frac{9}{2}\;\mathrm{mol}$
4. Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
  $\frac{n(\mathrm{N_{2}})}{1}=1\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{H_{2}})}{3}=\frac{3}{2}\;\mathrm{mol}$
5. Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
  $n(\mathrm{NH_{3}})=2\cdot 1=2\;\mathrm{mol},\quad m=2\cdot 17=34\;\mathrm{g}$
6. Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
  $m_{\text{sobrante}}(\mathrm{H_{2}})=9-6=3\;\mathrm{g}$
7. El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.
Limitante: N₂. NH₃: 34 g. Sobra: 3 g de H₂.
Ejercicio 3Nivel 1Comprobado por código
En un cálculo teórico, se dispone de $12\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{Mg}$ y $16\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{O_{2}}$ . La ecuación ya ajustada es $2\,\mathrm{Mg} + \mathrm{O_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{MgO}$ . Masas atómicas relativas suministradas: $\mathrm{Mg}=24$ ; $\mathrm{O}=16$ . Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de $\mathrm{MgO}$ formada y la masa de cada reactivo que sobra.
Ver la solución
1. Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
  $2\,\mathrm{Mg} + \mathrm{O_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{MgO}$
2. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{Mg})=24\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{Mg})=\frac{12}{24}=\frac{1}{2}\;\mathrm{mol}$
3. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{O_{2}})=32\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{O_{2}})=\frac{16}{32}=\frac{1}{2}\;\mathrm{mol}$
4. Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
  $\frac{n(\mathrm{Mg})}{2}=\frac{1}{4}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{O_{2}})}{1}=\frac{1}{2}\;\mathrm{mol}$
5. Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
  $n(\mathrm{MgO})=2\cdot \frac{1}{4}=\frac{1}{2}\;\mathrm{mol},\quad m=\frac{1}{2}\cdot 40=20\;\mathrm{g}$
6. Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
  $m_{\text{sobrante}}(\mathrm{O_{2}})=16-8=8\;\mathrm{g}$
7. El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.
Limitante: Mg. MgO: 20 g. Sobra: 8 g de O₂.
Ejercicio 4Nivel 1Comprobado por código
En un cálculo teórico, se dispone de $28\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{Fe}$ y $24\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{S}$ . La ecuación ya ajustada es $\mathrm{Fe} + \mathrm{S}\longrightarrow \mathrm{FeS}$ . Masas atómicas relativas suministradas: $\mathrm{Fe}=56$ ; $\mathrm{S}=32$ . Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de $\mathrm{FeS}$ formada y la masa de cada reactivo que sobra.
Ver la solución
1. Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
  $\mathrm{Fe} + \mathrm{S}\longrightarrow \mathrm{FeS}$
2. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{Fe})=56\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{Fe})=\frac{28}{56}=\frac{1}{2}\;\mathrm{mol}$
3. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{S})=32\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{S})=\frac{24}{32}=\frac{3}{4}\;\mathrm{mol}$
4. Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
  $\frac{n(\mathrm{Fe})}{1}=\frac{1}{2}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{S})}{1}=\frac{3}{4}\;\mathrm{mol}$
5. Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
  $n(\mathrm{FeS})=1\cdot \frac{1}{2}=\frac{1}{2}\;\mathrm{mol},\quad m=\frac{1}{2}\cdot 88=44\;\mathrm{g}$
6. Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
  $m_{\text{sobrante}}(\mathrm{S})=24-16=8\;\mathrm{g}$
7. El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.
Limitante: Fe. FeS: 44 g. Sobra: 8 g de S.
Ejercicio 5Nivel 2Comprobado por código
En un cálculo teórico, se dispone de $12\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{CH_{4}}$ y $32\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{O_{2}}$ . La ecuación ya ajustada es $\mathrm{CH_{4}} + 2\,\mathrm{O_{2}}\longrightarrow \mathrm{CO_{2}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}$ . Masas atómicas relativas suministradas: $\mathrm{C}=12$ ; $\mathrm{H}=1$ ; $\mathrm{O}=16$ . Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de $\mathrm{CO_{2}}$ formada y la masa de cada reactivo que sobra.
Ver la solución
1. Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
  $\mathrm{CH_{4}} + 2\,\mathrm{O_{2}}\longrightarrow \mathrm{CO_{2}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}$
2. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{CH_{4}})=16\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{CH_{4}})=\frac{12}{16}=\frac{3}{4}\;\mathrm{mol}$
3. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{O_{2}})=32\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{O_{2}})=\frac{32}{32}=1\;\mathrm{mol}$
4. Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
  $\frac{n(\mathrm{CH_{4}})}{1}=\frac{3}{4}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{O_{2}})}{2}=\frac{1}{2}\;\mathrm{mol}$
5. Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
  $n(\mathrm{CO_{2}})=1\cdot \frac{1}{2}=\frac{1}{2}\;\mathrm{mol},\quad m=\frac{1}{2}\cdot 44=22\;\mathrm{g}$
6. Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
  $m_{\text{sobrante}}(\mathrm{CH_{4}})=12-8=4\;\mathrm{g}$
7. El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.
Limitante: O₂. CO₂: 22 g. Sobra: 4 g de CH₄.
Ejercicio 6Nivel 2Comprobado por código
En un cálculo teórico, se dispone de $10{,}8\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{Al}$ y $21{,}3\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{Cl_{2}}$ . La ecuación ya ajustada es $2\,\mathrm{Al} + 3\,\mathrm{Cl_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{AlCl_{3}}$ . Masas atómicas relativas suministradas: $\mathrm{Al}=27$ ; $\mathrm{Cl}=35{,}5$ . Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de $\mathrm{AlCl_{3}}$ formada y la masa de cada reactivo que sobra.
Ver la solución
1. Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
  $2\,\mathrm{Al} + 3\,\mathrm{Cl_{2}}\longrightarrow 2\,\mathrm{AlCl_{3}}$
2. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{Al})=27\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{Al})=\frac{10{,}8}{27}=\frac{2}{5}\;\mathrm{mol}$
3. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{Cl_{2}})=71\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{Cl_{2}})=\frac{21{,}3}{71}=\frac{3}{10}\;\mathrm{mol}$
4. Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
  $\frac{n(\mathrm{Al})}{2}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{Cl_{2}})}{3}=\frac{1}{10}\;\mathrm{mol}$
5. Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
  $n(\mathrm{AlCl_{3}})=2\cdot \frac{1}{10}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol},\quad m=\frac{1}{5}\cdot 133{,}5=26{,}7\;\mathrm{g}$
6. Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
  $m_{\text{sobrante}}(\mathrm{Al})=10{,}8-5{,}4=5{,}4\;\mathrm{g}$
7. El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.
Limitante: Cl₂. AlCl₃: 26,7 g. Sobra: 5,4 g de Al.
Ejercicio 7Nivel 2Comprobado por código
En un cálculo teórico, se dispone de $30\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{CaCO_{3}}$ y $14{,}6\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{HCl}$ . La ecuación ya ajustada es $\mathrm{CaCO_{3}} + 2\,\mathrm{HCl}\longrightarrow \mathrm{CaCl_{2}} + \mathrm{CO_{2}} + \mathrm{H_{2}O}$ . Masas atómicas relativas suministradas: $\mathrm{Ca}=40$ ; $\mathrm{C}=12$ ; $\mathrm{O}=16$ ; $\mathrm{H}=1$ ; $\mathrm{Cl}=35{,}5$ . Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de $\mathrm{CO_{2}}$ formada y la masa de cada reactivo que sobra.
Ver la solución
1. Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
  $\mathrm{CaCO_{3}} + 2\,\mathrm{HCl}\longrightarrow \mathrm{CaCl_{2}} + \mathrm{CO_{2}} + \mathrm{H_{2}O}$
2. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{CaCO_{3}})=100\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{CaCO_{3}})=\frac{30}{100}=\frac{3}{10}\;\mathrm{mol}$
3. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{HCl})=36{,}5\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{HCl})=\frac{14{,}6}{36{,}5}=\frac{2}{5}\;\mathrm{mol}$
4. Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
  $\frac{n(\mathrm{CaCO_{3}})}{1}=\frac{3}{10}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{HCl})}{2}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol}$
5. Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
  $n(\mathrm{CO_{2}})=1\cdot \frac{1}{5}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol},\quad m=\frac{1}{5}\cdot 44=8{,}8\;\mathrm{g}$
6. Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
  $m_{\text{sobrante}}(\mathrm{CaCO_{3}})=30-20=10\;\mathrm{g}$
7. El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.
Limitante: HCl. CO₂: 8,8 g. Sobra: 10 g de CaCO₃.
Ejercicio 8Nivel 2Comprobado por código
En un cálculo teórico, se dispone de $40\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{Fe_{2}O_{3}}$ y $16{,}8\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{CO}$ . La ecuación ya ajustada es $\mathrm{Fe_{2}O_{3}} + 3\,\mathrm{CO}\longrightarrow 2\,\mathrm{Fe} + 3\,\mathrm{CO_{2}}$ . Masas atómicas relativas suministradas: $\mathrm{Fe}=56$ ; $\mathrm{O}=16$ ; $\mathrm{C}=12$ . Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de $\mathrm{Fe}$ formada y la masa de cada reactivo que sobra.
Ver la solución
1. Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
  $\mathrm{Fe_{2}O_{3}} + 3\,\mathrm{CO}\longrightarrow 2\,\mathrm{Fe} + 3\,\mathrm{CO_{2}}$
2. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{Fe_{2}O_{3}})=160\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{Fe_{2}O_{3}})=\frac{40}{160}=\frac{1}{4}\;\mathrm{mol}$
3. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{CO})=28\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{CO})=\frac{16{,}8}{28}=\frac{3}{5}\;\mathrm{mol}$
4. Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
  $\frac{n(\mathrm{Fe_{2}O_{3}})}{1}=\frac{1}{4}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{CO})}{3}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol}$
5. Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
  $n(\mathrm{Fe})=2\cdot \frac{1}{5}=\frac{2}{5}\;\mathrm{mol},\quad m=\frac{2}{5}\cdot 56=22{,}4\;\mathrm{g}$
6. Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
  $m_{\text{sobrante}}(\mathrm{Fe_{2}O_{3}})=40-32=8\;\mathrm{g}$
7. El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.
Limitante: CO. Fe: 22,4 g. Sobra: 8 g de Fe₂O₃.
Ejercicio 9Nivel 3Comprobado por código
En un cálculo teórico, se dispone de $18{,}5\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{Ca(OH)_{2}}$ y $14{,}6\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{HCl}$ . La ecuación ya ajustada es $\mathrm{Ca(OH)_{2}} + 2\,\mathrm{HCl}\longrightarrow \mathrm{CaCl_{2}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}$ . Masas atómicas relativas suministradas: $\mathrm{Ca}=40$ ; $\mathrm{O}=16$ ; $\mathrm{H}=1$ ; $\mathrm{Cl}=35{,}5$ . Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de $\mathrm{CaCl_{2}}$ formada y la masa de cada reactivo que sobra.
Ver la solución
1. Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
  $\mathrm{Ca(OH)_{2}} + 2\,\mathrm{HCl}\longrightarrow \mathrm{CaCl_{2}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}$
2. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{Ca(OH)_{2}})=74\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{Ca(OH)_{2}})=\frac{18{,}5}{74}=\frac{1}{4}\;\mathrm{mol}$
3. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{HCl})=36{,}5\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{HCl})=\frac{14{,}6}{36{,}5}=\frac{2}{5}\;\mathrm{mol}$
4. Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
  $\frac{n(\mathrm{Ca(OH)_{2}})}{1}=\frac{1}{4}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{HCl})}{2}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol}$
5. Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
  $n(\mathrm{CaCl_{2}})=1\cdot \frac{1}{5}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol},\quad m=\frac{1}{5}\cdot 111=22{,}2\;\mathrm{g}$
6. Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
  $m_{\text{sobrante}}(\mathrm{Ca(OH)_{2}})=18{,}5-14{,}8=3{,}7\;\mathrm{g}$
7. El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.
Limitante: HCl. CaCl₂: 22,2 g. Sobra: 3,7 g de Ca(OH)₂.
Ejercicio 10Nivel 3Comprobado por código
En un cálculo teórico, se dispone de $11\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{C_{3}H_{8}}$ y $32\,\mathrm{g}$ de $\mathrm{O_{2}}$ . La ecuación ya ajustada es $\mathrm{C_{3}H_{8}} + 5\,\mathrm{O_{2}}\longrightarrow 3\,\mathrm{CO_{2}} + 4\,\mathrm{H_{2}O}$ . Masas atómicas relativas suministradas: $\mathrm{C}=12$ ; $\mathrm{H}=1$ ; $\mathrm{O}=16$ . Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de $\mathrm{H_{2}O}$ formada y la masa de cada reactivo que sobra.
Ver la solución
1. Comprueba el recuento de átomos a ambos lados. Los coeficientes relacionan cantidades en moles, no masas directamente.
  $\mathrm{C_{3}H_{8}} + 5\,\mathrm{O_{2}}\longrightarrow 3\,\mathrm{CO_{2}} + 4\,\mathrm{H_{2}O}$
2. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{C_{3}H_{8}})=44\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{C_{3}H_{8}})=\frac{11}{44}=\frac{1}{4}\;\mathrm{mol}$
3. Suma las masas atómicas con sus subíndices y convierte la masa inicial en moles antes de comparar reactivos.
  $M(\mathrm{O_{2}})=32\;\mathrm{g/mol},\quad n(\mathrm{O_{2}})=\frac{32}{32}=1\;\mathrm{mol}$
4. Divide los moles iniciales de cada reactivo por su coeficiente. El menor cociente determina el avance máximo y el reactivo limitante.
  $\frac{n(\mathrm{C_{3}H_{8}})}{1}=\frac{1}{4}\;\mathrm{mol},\quad \frac{n(\mathrm{O_{2}})}{5}=\frac{1}{5}\;\mathrm{mol}$
5. Obtén los moles de producto a partir del limitante y conviértelos a gramos con la masa molar del producto.
  $n(\mathrm{H_{2}O})=4\cdot \frac{1}{5}=\frac{4}{5}\;\mathrm{mol},\quad m=\frac{4}{5}\cdot 18=14{,}4\;\mathrm{g}$
6. Calcula lo consumido del reactivo en exceso con el mismo avance y réstalo de su masa inicial.
  $m_{\text{sobrante}}(\mathrm{C_{3}H_{8}})=11-8{,}8=2{,}2\;\mathrm{g}$
7. El limitante se agota en el modelo; no se elige por tener menos gramos, sino por su proporción estequiométrica.
Limitante: O₂. H₂O: 14,4 g. Sobra: 2,2 g de C₃H₈.

Así cae en la PAU

Los ejercicios oficiales de la PAU sobre este tema, resueltos paso a paso en EducaIA:

Los ejercicios oficiales de Química de la PAU de Cataluña, por temas y resueltos paso a paso

Más preguntas reales de exámenes oficiales sobre este tema. Te contamos de qué van; el enunciado está en el examen.

Madrid 2024 convocatoria ordinaria · pregunta A.5.b
Convertir una cantidad de disolución de hierro en masa de dicromato tras ajustar la reacción; incluye redox y disoluciones.
Abrir el examen (p. 1)
Madrid 2024 convocatoria ordinaria · pregunta B.2.c
Deducir la riqueza de una muestra de etanol a partir del dióxido de carbono; añade ajuste, gases y pureza al cálculo estequiométrico.
Abrir el examen (p. 2)
Madrid 2025 convocatoria extraordinaria · pregunta 4A.d
Relacionar dióxido de carbono y glucosa por estequiometría y calcular un volumen gaseoso.
Abrir el examen (p. 2)

Errores típicos

Omitir unidades o mezclar magnitudes sin coherencia: la rúbrica exige resolución coherente y uso correcto de unidades.
Criterio de corrección
Realizar el cálculo estequiométrico sobre una reacción sin ajustar o alterar los subíndices de sus fórmulas.
Criterio de corrección
Tratar una muestra impura como si toda su masa fuese reactivo puro cuando se pide riqueza.
Criterio de corrección
Comparar solo los gramos disponibles para elegir el limitante.
Calcular el producto con el reactivo en exceso sin limitarlo por la cantidad del otro reactivo.
Confundir la masa que reacciona con la masa que queda en exceso.

Preguntas frecuentes

¿Cómo se identifica el reactivo limitante?

Convierte las masas disponibles en moles y divide cada cantidad por su coeficiente en la reacción ajustada. El menor cociente fija el avance máximo de la reacción.

¿El reactivo con menos gramos es siempre el limitante?

No: influyen las masas molares y los coeficientes estequiométricos. Comparar gramos sin convertir ni ponderar puede dar el reactivo equivocado.

¿Cómo se calcula cuánto reactivo sobra?

Calcula los moles consumidos del reactivo en exceso usando el avance que permite el limitante. Convierte ese consumo a gramos y réstalo de la masa inicial.

¿Los coeficientes de la reacción relacionan gramos?

Relacionan cantidades de sustancia en moles. Para pasar a gramos hay que usar la masa molar de cada sustancia.

¿Y si el reactivo es impuro o el rendimiento no es del 100 %?

Hay que ampliar el modelo de esta página, que supone reactivos puros y producto teórico. Con una riqueza, la masa de reactivo puro es la masa de la muestra por la riqueza; con un rendimiento, el producto real es el teórico por el rendimiento. Los gases y el equilibrio necesitan además sus propias leyes.

Fuentes

El comprobador de esta página admite ecuaciones moleculares ya ajustadas, con fórmulas sencillas y paréntesis, sin cargas ni hidratos. Si los dos reactivos se agotan a la vez (proporción exacta), no hay limitante, y lo dice en vez de elegir uno.

RD 243/2022, anexo II: Física y Química de primero, bloque B, relaciones estequiométricas; Química de segundo, bloque B, cálculos estequiométricos en procesos químicos. Abrir
EvAU Madrid, Química, ordinaria 2024: A.5.b y B.2.c, enunciados pp. 1-2, criterios p. 3 y soluciones pp. 4-5. Referencias de ampliación. Abrir
PAU Madrid, Química, extraordinaria 2025: 4A.d, enunciado p. 2, criterios p. 3 y solución p. 5; relación estequiométrica con gases. Abrir

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