Química
Estequiometría: 7 ejercicios resueltos paso a paso
La estequiometría usa la relación molar de una ecuación ajustada para pasar de gramos a moles y volúmenes de gas. Método en 4 pasos con 7 ejercicios resueltos.
Recomendado para: 1º Bachillerato · 2º Bachillerato
La estequiometría es la parte de la química que usa una ecuación ajustada para calcular cuánta sustancia reacciona o se forma. La idea clave es la relación molar: los coeficientes de la ecuación indican cuántos moles de una sustancia corresponden a cuántos moles de otra. Los gramos, los litros y las partículas se convierten primero en moles y solo después en la unidad que pide el problema.
El método en 4 pasos para cualquier problema de estequiometría
Todos los problemas, por largos que sean, siguen el mismo camino. Primero, escribe y ajusta la ecuación. Segundo, convierte los datos a moles. Tercero, aplica la relación molar que leen los coeficientes. Cuarto, transforma los moles obtenidos en la unidad que pide la pregunta. Si el segundo paso todavía no lo dominas, repasa moles y masa molar; si el obstáculo es la propia ecuación, practica el ajuste de ecuaciones químicas.
Mapa de conversiones: qué operación para cada salto
| Tienes | Quieres | Operación | Fórmula |
|---|---|---|---|
| Gramos de A | Moles de A | dividir entre la masa molar | n = m ÷ M |
| Moles de A | Moles de B | multiplicar por la relación molar | n(B) = n(A) × coef(B) ÷ coef(A) |
| Moles de B | Gramos de B | multiplicar por la masa molar | m = n × M |
| Moles de gas | Volumen en c.n. | multiplicar por 22,4 L/mol | V = n × 22,4 |
| Moles | Partículas | multiplicar por el número de Avogadro | N = n × 6,022 × 10²³ |
Cómo leer la relación molar en una ecuación
Toma N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Los coeficientes son 1, 3 y 2, y de ellos salen todas las relaciones que necesitas.
| Pareja | Relación molar | Significado |
|---|---|---|
| N₂ y H₂ | 1 : 3 | 1 mol de N₂ reacciona con 3 mol de H₂ |
| N₂ y NH₃ | 1 : 2 | 1 mol de N₂ produce 2 mol de NH₃ |
| H₂ y NH₃ | 3 : 2 | 3 mol de H₂ producen 2 mol de NH₃ |
Reactivo limitante y rendimiento
En la práctica casi nunca se parte de las cantidades exactas que pide la ecuación. Un reactivo se agota primero, el reactivo limitante, y decide cuánto producto se forma; el otro sobra y está en exceso. Además, un proceso real pierde algo de producto: el rendimiento real es menor que el rendimiento teórico que calculas. El rendimiento porcentual compara ambos.
| Concepto | Cómo se obtiene |
|---|---|
| Reactivo limitante | moles ÷ coeficiente de cada reactivo, gana el valor más pequeño |
| Rendimiento teórico | moles de producto a partir del limitante, pasados a gramos |
| Exceso que sobra | moles aportados − moles consumidos |
| Rendimiento porcentual | real ÷ teórico × 100 |
Los errores más comunes
| Error | Por qué está mal | Cómo evitarlo |
|---|---|---|
| Usar una ecuación sin ajustar | la relación no es la real | ajusta antes de cualquier cálculo |
| Comparar gramos en lugar de moles | 10 g de dos sustancias son números de partículas distintos | pasa primero a moles |
| Invertir la relación (A/B en vez de B/A) | el resultado sale al revés | pon arriba la sustancia que te piden |
| Usar la masa de un reactivo en exceso | solo el limitante fija el producto | busca primero el reactivo limitante |
| Rendimiento por encima del 100 % | real y teórico intercambiados | el real siempre va en el numerador |
| Usar 22,4 L/mol con líquidos o sólidos | el volumen molar solo vale para gases en c.n. | aplícalo solo a gases |
Los ejercicios resueltos de abajo suben desde una simple relación molar hasta el reactivo limitante y el rendimiento. Si los porcentajes te frenan, un repaso de porcentajes te facilitará el último ejercicio. Cada número se ha recalculado paso a paso, respetando las cifras significativas.
Ejercicios resueltos
1. El nitrógeno y el hidrógeno reaccionan según N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. ¿Cuántos moles de amoníaco se forman a partir de 6,0 mol de H₂, con N₂ en exceso? base
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- La ecuación ya está ajustada. Lee los coeficientes: 3 mol de H₂ producen 2 mol de NH₃.
- Escribe la relación molar que necesitas: 2 mol NH₃ / 3 mol H₂.
- Multiplica los moles que tienes por esa relación: n(NH₃) = 6,0 mol H₂ × (2 / 3).
- 6,0 × 2 = 12 y 12 ÷ 3 = 4,0.
- Los moles de H₂ se simplifican y quedan moles de NH₃: la unidad cuadra.
Resultado: 4,0 mol de NH₃
2. El magnesio arde en oxígeno: 2 Mg + O₂ → 2 MgO. ¿Qué masa de MgO se obtiene al quemar por completo 12,15 g de Mg? (Mg = 24,31 g/mol ; O = 16,00 g/mol) base
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- De gramos de Mg a moles de Mg: n = 12,15 g ÷ 24,31 g/mol = 0,4998 mol.
- Relación molar de la ecuación: 2 mol Mg → 2 mol MgO, es decir 1 : 1, así que n(MgO) = 0,4998 mol.
- Masa molar del MgO: 24,31 + 16,00 = 40,31 g/mol.
- De moles a gramos: m = 0,4998 mol × 40,31 g/mol = 20,15 g.
Resultado: 20,15 g de MgO
3. Un alumno escribe H₂ + O₂ → H₂O y concluye que 32,0 g de O₂ producen 18,0 g de agua (H₂ en exceso). Encuentra el error y calcula la masa correcta de agua. (H = 1,008 ; O = 16,00) intermedio
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- Comprueba los átomos: a la izquierda hay 2 átomos de oxígeno y a la derecha solo 1. La ecuación no está ajustada, así que su relación 1 : 1 no sirve.
- Ajústala: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Ahora 1 mol de O₂ produce 2 mol de H₂O.
- Moles de oxígeno: n(O₂) = 32,0 g ÷ 32,00 g/mol = 1,00 mol.
- Moles de agua: n(H₂O) = 1,00 × (2 / 1) = 2,00 mol.
- Masa molar del agua: 2 × 1,008 + 16,00 = 18,02 g/mol.
- Masa de agua: m = 2,00 mol × 18,02 g/mol = 36,0 g. Los 18,0 g del alumno son justo la mitad, porque ignoró el coeficiente 2 que faltaba.
Resultado: 36,0 g de agua, el doble del valor del alumno: la relación 1 : 1 errónea venía de la ecuación sin ajustar
4. El metano arde: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. ¿Cuántos gramos de O₂ hacen falta para quemar 8,0 g de CH₄? (C = 12,01 ; H = 1,008 ; O = 16,00) intermedio
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- Masa molar del CH₄: 12,01 + 4 × 1,008 = 16,04 g/mol.
- Moles de metano: n(CH₄) = 8,0 ÷ 16,04 = 0,4987 mol.
- Relación molar: 1 mol de CH₄ necesita 2 mol de O₂, así que n(O₂) = 0,4987 × 2 = 0,9974 mol.
- Masa molar del O₂: 2 × 16,00 = 32,00 g/mol.
- Masa de oxígeno: m = 0,9974 × 32,00 = 31,92 g.
- Los datos tienen 2 cifras significativas, por lo que el resultado se redondea a 32 g.
Resultado: Unos 32 g de O₂ (31,9 g antes de redondear)
5. La caliza (CaCO₃ puro) reacciona con ácido clorhídrico en exceso: CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂. ¿Qué volumen de CO₂ se desprende a partir de 30,0 g de CaCO₃ en condiciones normales (0 °C, 1 atm, volumen molar 22,4 L/mol)? (Ca = 40,08 ; C = 12,01 ; O = 16,00) intermedio
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- Masa molar del CaCO₃: 40,08 + 12,01 + 3 × 16,00 = 100,09 g/mol.
- Moles de caliza: n = 30,0 ÷ 100,09 = 0,29973 mol.
- Relación molar: 1 mol CaCO₃ → 1 mol CO₂, así que n(CO₂) = 0,29973 mol.
- En condiciones normales un mol de gas ideal ocupa 22,4 L: V = 0,29973 mol × 22,4 L/mol = 6,714 L.
- Redondea a 3 cifras significativas: V ≈ 6,71 L.
Resultado: V ≈ 6,71 L de CO₂ en condiciones normales
6. N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Un reactor recibe 28,0 g de N₂ y 8,0 g de H₂. Identifica el reactivo limitante, calcula la masa de NH₃ que se forma y la masa de reactivo que sobra. (N = 14,01 ; H = 1,008) avanzato
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- Convierte ambos reactivos a moles: n(N₂) = 28,0 ÷ 28,02 = 0,9993 mol ; n(H₂) = 8,0 ÷ 2,016 = 3,968 mol.
- Prueba con un reactivo: 0,9993 mol de N₂ necesitarían 3 × 0,9993 = 2,998 mol de H₂.
- Hay 3,968 mol, más que 2,998 mol: el H₂ está en exceso y el N₂ es el reactivo limitante.
- El reactivo limitante decide el producto: n(NH₃) = 0,9993 × 2 = 1,9986 mol.
- Masa molar del NH₃: 14,01 + 3 × 1,008 = 17,03 g/mol, así que m(NH₃) = 1,9986 × 17,03 = 34,0 g.
- H₂ que sobra: 3,968 − 2,998 = 0,970 mol, es decir 0,970 × 2,016 = 1,96 g.
- Comprobación de masa: antes 28,0 + 8,0 = 36,0 g, después 34,04 + 1,96 = 36,00 g. La masa se conserva.
Resultado: El reactivo limitante es el N₂. Se forman 34,0 g de NH₃ y sobran 1,96 g de H₂
7. En un alto horno Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂. A partir de 200,0 g de Fe₂O₃ se obtienen en realidad 126,0 g de hierro. ¿Cuál es el rendimiento porcentual? (Fe = 55,85 ; O = 16,00) avanzato
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- Masa molar del Fe₂O₃: 2 × 55,85 + 3 × 16,00 = 159,70 g/mol.
- Moles de óxido: n = 200,0 ÷ 159,70 = 1,2523 mol.
- Relación molar: 1 mol Fe₂O₃ → 2 mol Fe, así que la cantidad teórica es n(Fe) = 2,5047 mol.
- Masa teórica: 2,5047 × 55,85 = 139,9 g. Es el máximo posible y se llama rendimiento teórico.
- Rendimiento porcentual = real ÷ teórico × 100 = 126,0 ÷ 139,9 × 100 = 90,1 %.
- El rendimiento porcentual no puede superar el 100 %: si te sale más, has intercambiado las dos masas.
Resultado: Rendimiento ≈ 90,1 % (rendimiento teórico 139,9 g)
Preguntas frecuentes
¿Cómo se resuelve un problema de estequiometría paso a paso?
Se siguen cuatro pasos: 1) escribe y ajusta la ecuación; 2) pasa el dato a moles (n = m ÷ M); 3) multiplica por la relación molar que dan los coeficientes; 4) pasa los moles de la sustancia pedida a gramos, litros o partículas. Los moles son siempre el paso intermedio.
¿Qué es la relación molar en estequiometría?
Es la fracción construida con los coeficientes de dos sustancias en una ecuación ajustada. En N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ la relación entre H₂ y NH₃ es 2 mol NH₃ / 3 mol H₂. Solo funciona con moles, nunca directamente con gramos.
¿Por qué hay que ajustar la ecuación antes de hacer cálculos estequiométricos?
Porque los coeficientes son las relaciones molares. Una ecuación sin ajustar da una relación equivocada y todos los números posteriores salen mal, a menudo por un factor entero como 2. Primero se ajusta, después se calcula.
¿Cómo se calcula el reactivo limitante?
Pasa cada reactivo a moles, divide cada cantidad entre su coeficiente y compara. El valor más pequeño corresponde al reactivo limitante: es el que se acaba primero y fija cuánto producto puede formarse.
¿Cómo se calcula el rendimiento de una reacción?
Rendimiento (%) = (rendimiento real ÷ rendimiento teórico) × 100. El teórico es la masa que calculas con la ecuación ajustada; el real es la que mides en el laboratorio. El resultado siempre es igual o menor que 100 %.