Introduce la masa de cada reactivo y descubre cuál es el reactivo limitante, cuánto producto se obtiene y cuánto exceso sobra.
Ecuación balanceada:
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
Gas natural ardiendo en una cocina o caldera
12 problemas con solución, siempre los mismos y en el mismo orden. Un profesor puede decir «resuelve los casos 3, 7 y 11» y corregir sin ambigüedad.
El simulador usa las masas molares de la IUPAC (H = 1,008; O = 15,999…). Si haces las cuentas con las redondeadas de tu libro (H = 1, C = 12, O = 16, Na = 23, Cl = 35,5, Fe = 56), el resultado también se da por bueno, y además se deja un margen del 0,5 % para los redondeos de las cuentas intermedias. «Cargar en el simulador» pone la reacción y los gramos del caso para que compruebes la respuesta en el panel.
¿Cuántos moles de metano (CH₄) hay en 40 g de metano? Usa la masa molar que indica el simulador. Redondea a tres decimales.
El reactivo limitante y el método de los moles explicados paso a paso
La estequiometría es la rama de la química que estudia las proporciones cuantitativas en que reaccionan y se forman las sustancias en una reacción química. A partir de la masa de los reactivos (en gramos) y sus masas molares, calcula cuánto producto se obtiene.
El concepto central es el reactivo limitante: en cualquier reacción real, un reactivo se agota antes que los demás. Ese reactivo determina la cantidad máxima de producto que puede formarse. Los demás reactivos sobran (reactivos en exceso).
El rendimiento de reacción (η) indica qué fracción del producto teórico se obtiene realmente, por pérdidas, reacciones secundarias o equilibrio incompleto. La masa real es: m_real = m_teórica × (η / 100).
| Reacción | Tipo | Reactivo habitualmente limitante | Producto principal | Aplicación real | Rendimiento típico |
|---|---|---|---|---|---|
| Combustión del metano | Combustión | Oxígeno (O₂) con poca ventilación; con aire abundante, el metano (CH₄) | CO₂ | Calefacción, cocinas de gas | ~99 % |
| Síntesis del agua | Síntesis | Hidrógeno (H₂) — más caro de producir | H₂O | Pilas de combustible de hidrógeno | ~95-99 % |
| Neutralización ácido-base | Neutralización | Depende de la dosis relativa | NaCl | Laboratorio, tratamiento de residuos | ~99 % |
| Síntesis de amoniaco (Haber-Bosch) | Síntesis industrial | Ninguno con la alimentación 3:1 de la ecuación; si no, el que quede por debajo de esa proporción | NH₃ | Fertilizantes que alimentan ~4000 millones de personas | ~10-15 % por paso (ciclo continuo) |
| Oxidación del hierro | Oxidación | Oxígeno (O₂) en piezas gruesas; Fe en láminas delgadas | Fe₂O₃ | Corrosión estructural, recubrimientos anticorrosión | Variable (proceso lento) |
| Fermentación alcohólica | Fermentación | Glucosa (único reactivo; la levadura es catalizador) | Etanol (C₂H₅OH) | Vino, cerveza, biocombustibles | ~85-90 % |
El aire contiene ~21 % de O₂. Si el quemador no mezcla bien, el metano puede ser excesivo y no combustionar completamente, generando CO (tóxico). El reactivo limitante real en un entorno mal ventilado es el oxígeno.
La reacción N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ se produce en condiciones de alta presión y temperatura (150-300 atm, 400-500 °C). El H₂ (3 moles por cada N₂) es casi siempre el limitante económico. El rendimiento por paso es bajo (~15 %), pero el gas no reaccionado se recicla.
La glucosa del mosto es el único reactivo consumido. La levadura actúa como biocatalizador. El enólogo controla el rendimiento reduciendo la temperatura (fermentación lenta y aromática) o añadiendo nutrientes. Un mosto con 180 g/L de azúcar puede producir teóricamente ~92 g/L de etanol.
En síntesis de principios activos, el reactivo más caro o tóxico se usa como limitante intencional. El rendimiento de reacción (% que pasa a producto) junto con la pureza determinan el coste por kg de fármaco. Un rendimiento del 70 % frente al 90 % puede marcar la viabilidad económica del proceso.
El reactivo limitante es el que se agota primero en la reacción y, por tanto, determina la cantidad máxima de producto que puede formarse. Para identificarlo se compara, en cada reactivo, la razón moles disponibles / coeficiente estequiométrico: el de cociente más pequeño es el limitante. No es necesariamente el que se añade en menor masa, porque depende también de su masa molar y de su coeficiente. El reactivo que no se agota se llama reactivo en exceso.
Ejemplo: para CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O, 1 mol de CH₄ son 16,043 g y 2 mol de O₂ son 63,996 g: en esa proporción se agotan los dos a la vez. Con los 16 g de CH₄ y 64 g de O₂ redondos que trae el simulador, el CH₄ se queda en 0,9973 mol y es el limitante: sobra un poco de O₂. Si usas solo 32 g de O₂, el limitante pasa a ser el O₂.
Los moles se calculan dividiendo la masa en gramos entre la masa molar del compuesto: n = m / M. La masa molar (g/mol) es la suma de las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Por ejemplo, el CH₄ tiene M = 12,011 + 4 × 1,008 = 16,043 g/mol, así que 32 g de CH₄ son 32 / 16,043 ≈ 1,995 mol.
Las masas molares de los elementos están en la tabla periódica (peso atómico en u ≈ g/mol). El simulador usa los pesos atómicos estándar de la IUPAC/CIAAW (tabla 2021).
Divide los moles de cada reactivo entre su coeficiente estequiométrico. El reactivo cuya razón (moles / coeficiente) sea menor es el limitante. Este método es general para cualquier número de reactivos.
Ejemplo: N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Tienes 2 mol N₂ y 5 mol H₂. Ratio N₂ = 2/1 = 2; Ratio H₂ = 5/3 ≈ 1,67. El H₂ es el limitante.
El rendimiento (η) es el cociente entre la masa real obtenida y la masa teórica máxima: η = (m_real / m_teórica) × 100 %. Una reacción con rendimiento del 80 % significa que se pierde un 20 % por reacciones secundarias, equilibrio incompleto o pérdidas físicas durante la separación. En laboratorio académico, rendimientos del 70-90 % son habituales.
En el simulador, el slider de rendimiento multiplica la masa teórica: m_real = m_teórica × η/100. Prueba a bajar el rendimiento al 75 % para ver la diferencia.
Formalmente, no: siempre hay un único reactivo limitante (el de menor ratio). Sin embargo, si dos reactivos tienen la misma razón estequiométrica, ambos se agotan simultáneamente. En ese caso se dice que la mezcla es estequiométrica y no hay reactivo en exceso. En la práctica esto es muy raro de lograr exactamente.
En el simulador, si el resultado muestra "Ninguno (estequiométrico)" como reactivo en exceso, es que los ratios son iguales dentro de la precisión de las masas molares (por ejemplo, 36,46 g de HCl y 39,997 g de NaOH).
Asegúrate de que los coeficientes estequiométricos están correctos (mismos átomos de cada elemento a ambos lados). Sin ecuación balanceada, todos los cálculos son erróneos.
n = m / M. Calcula la masa molar M sumando los pesos atómicos de todos los átomos de la fórmula. Anota los moles de A y de B por separado.
Divide los moles de cada reactivo entre su coeficiente: ratio = n / coeficiente. El reactivo con el ratio menor es el limitante.
n_producto = n_limitante × (coeficiente_producto / coeficiente_limitante). Convierte a gramos: m = n × M_producto.
m_real = m_teórica × (η / 100). Para el exceso: moles_exceso = moles_disponibles − moles_necesarios (del reactivo no limitante). Convierte a gramos con su masa molar.
Nunca compares gramos directamente. 10 g de H₂ y 10 g de O₂ no son cantidades equivalentes: son 4,96 mol vs 0,31 mol. Las proporciones estequiométricas son en moles, no en gramos.
El reactivo limitante no es el que tiene menos moles, sino el que tiene menor (moles / coeficiente). Un reactivo con coeficiente 3 necesita tres veces más moles que uno con coeficiente 1.
Exceso = moles_disponibles − moles_consumidos_del_no_limitante. Los moles consumidos del no limitante = moles_limitante × (coef_no_limitante / coef_limitante).
La suma de masas de reactivos consumidos debe ser igual a la masa de productos formados (ley de Lavoisier). Si hay discrepancia, revisa las masas molares y los coeficientes.