ESTEQUIOMETRIA-Apuntes - bennyair 14

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INTRODUCCIÒN 
 
 
El conocimiento que la química aporta respecto a la estructura y los cambios que 
experimenta la materia ha servido para mejorar la calidad de vida de la humanidad. 
Los cambios que experimenta la materia, también conocidos como reacción química, 
involucran una cantidad de materia (sustancias reaccionantes) que se convierten en otra 
determinada de sustancias producidas. 
Mediante la Estequiometrìa es posible establecer un análisis cuantitativo de las cantidades 
de sustancias consumidas y producidas en las reacciones químicas. 
Que es la Estequiometrìa, como realizar cálculos estequiomètricos, que unidades se 
emplean en estos cálculos, que importancia tienen éstos en el análisis cuantitativo de 
procesos químicos, son algunas de las cuestiones que analizaremos en esta unidad 
 
 
ESTEQUIOMETRIA 
 
En nuestra vida cotidiana siempre estamos en contacto con cantidades específicas de 
materia; por ejemplo, al edificar una casa o edificio necesitamos saber las cantidades de 
arena y cemento que se van a ocupar, también, cuando organizamos una fiesta necesitamos 
calcular el número de asistentes probables; en el caso de química, interesa determinar qué 
cantidad de materia se utiliza en una reacción y la que se obtendrá; por ejemplo, para 
producir 1000 watts de energía necesitamos saber cuanto carbón requerimos; otro caso sería 
la cantidad de gas que se gasta por hora al quemarse en una estufa, o bien, la proporción de 
contaminantes eliminados al utilizar un catalizador en el escape de un auto. 
 
 
Es importante conocer las cantidades ya que nos dan una idea clara de cuánto hay que 
agregar; sin embargo, también es necesario conocer otros parámetros como las 
proporciones. Si retomamos el caso de la construcción de un edificio, el cemento y la arena 
deben de estar relacionados con la proporción exacta de concreto y no sólo ese parámetro 
es importante en la cuantificación, sino también en la secuencia de la preparación. 
 
 
El estudio de las relaciones numéricas relativas a la composición de la materia y sus 
transformaciones constituye la Estequiometrìa. 
 
 
La Química es una ciencia práctica, y este hecho en nada es más evidente que en la 
determinación de una fórmula o la predicción de la cantidad de sustancias consumidas y 
producidas en una reacción. 
 
 
La palabra Estequiometrìa fue propuesta en 1792 por el químico alemán Jeremìas B. 
Ritcher, deriva de los vocablos griegos: 
Stoicheion = Parte o Elemento 
Metron = Medida 
 
 
De aquí tenemos que: 
 
Estequiometrìa.- Es la rama de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre 
elementos y compuestos en una reacción química. 
En otras palabras, la estequiometrìa, estudia las relaciones entre reactivos y productos en 
una reacción química. 
A + B C + D 
 
Si sabe que hay en una fórmula o reacción, la estequiometrìa le dice cuanto. 
 
 
 
 
MASA ATÒMICA – MOLECULAR - MOLAR 
 
Masa Atómica de un Elemento.- Es el promedio de las masas de los isótopos naturales de 
acuerdo con sus abundancias. 
Masa Isotópica.- Masa del isótopo de un elemento. 
Masa Molecular o Masa Fórmula.- Es la suma de las masas atómicas de los elementos que 
constituyen una molécula. Se determina a partir del número de átomos y de la masa atómica 
de cada elemento indicado en la fórmula. El término masa molecular indica que el 
compuesto existe como molécula, o bien, masa fórmula cuando el compuesto es iónico; 
aunque el cálculo de una o de otra es igual. 
Masa Molar.- Para un elemento, es la masa atómica expresada en gramos, mientras que para 
un compuesto, representa la masa molecular o masa fórmula expresada en gramos. 
TERMINO UNIDAD 
Masa Isotópica u.m.a 
Masa Atómica u.m.a 
Masa Molecular o Masa Fórmula u.m.a 
Masa Molar gr/mol 
 
 CALCULO DE LA MASA ATÒMICA 
Isótopo Masa Isotópica Abundancia (%) Parte de cada isótopo (u.m.a) 
Cl35 34.969 75.77 (0.7577) 26.496 
Cl37 36.966 24.23 (0.2423) 8.957 
Masa Atómica del Cl 35.453 u.m.a 
 
 CALCULO DE LA MASA MOLECULAR O MASA FÓRMULA 
1. Se multiplica el número de átomos de un elemento indicados en la fórmula por su 
masa atómica. 
2. Se suman las cantidades calculadas para todos elementos y se obtiene finalmente la 
masa molecular del compuesto. 
Compuesto Elementos No. de Átomos Masa Atómica Cálculo (u.m.a) 
H2O H 2 1 2 
 O 1 16 16 
Masa Molecular del H2O 18 u.m.a 
Masa Molar del H2O 18 gr/mol 
COMPOSICIÒN PORCENTUAL O CENTESIMAL 
 
Este cálculo se basa en la Ley de las Proporciones Constantes o Definidas o Ley de Proust, 
la cual establece que los elementos de un compuesto se encuentran en una proporción 
constante presentando siempre una fórmula precisa. 
Fracción Masa.- Es la parte de la masa del compuesto a la que contribuye el elemento. 
Se obtiene al dividir la masa de cada elemento entre la masa del compuesto. 
Por Ciento en Masa.- Es la fracción masa expresada en porcentaje. 
 
 
 
El por ciento en masa, que se conoce como composición porcentual o centesimal de un 
compuesto, representa la masa de cada elemento por 100 gramos (o cualquier otra unidad 
de masa) de compuesto. 
Composición Centesimal o Porcentual.- Expresa, en porcentaje, la cantidad de cada elemento en el 
compuesto. 
 
La composición porcentual de un compuesto se calcula generalmente a partir de su fórmula: 
los subíndices proporcionan el número de moles de cada elemento en un mol de compuesto. 
De esta información, y de las masas atómicas de los elementos, podemos obtener la 
cantidad de gramos de cada elemento contenidos en un mol de compuesto. 
 
= 
 Masa Molecular del Compuesto 
 
= 
 Masa de 1 mol del Compuesto 
 
Átomos del Elemento 
en la fórmula 
Masa Atómica del 
Elemento (100) 
Composición Centesimal o 
Porcentual de un Elemento 
Moles del Elemento en 
la fórmula 
Masa Molar del 
Elemento (100) 
Composición Centesimal o 
Porcentual de un Elemento 
FÒRMULAS QUIMICAS 
 
Así como los elementos se representan de manera gráfica por medio de símbolos, las 
moléculas o sustancias iónicas se representan por medio de sus fórmulas. Éstas a su vez 
nos proporcionan información cualitativa y cuantitativa del compuesto, ya que expresan que 
elementos están presentes en él, su cantidad y las relaciones en peso. 
 
Fórmula Química.- Es la representación gráfica de un compuesto mediante los símbolos de los 
elementos que lo constituyen, la cual permite conocer los elementos que lo forman y la 
cantidad de átomos de cada elemento que integran una molécula, así como su relación con 
sus pesos. 
Existen diversos tipos de fórmulas, sin embargo, se estudiarán dos en especial: la empírica 
y la molecular. 
Fórmula Mínima o Empírica.- Es la representación más sencilla de los elementos de un 
compuesto. 
Muestra el número relativo de átomos de cada elemento en el compuesto. Es la fórmula más 
simple y se deriva de las masa de los elementos constituyentes. En muchos casos, la 
fórmula empírica coincide con la fórmula molecular y proporciona la mínima relación de 
números enteros de los átomos presentes en el mismo. 
 
Fórmula Molecular o Verdadera.- Es aquélla que representa el número real de átomos de cada 
elemento presentes en la molécula de un compuesto. 
Ésta puede ser un múltiplo de la fórmula empírica. 
La fórmula molecular, también es llamada condensada y corresponde a la representación de 
la masa molecular del compuesto. 
 
Fórmula Estructural o Desarrollada.- Es aquélla que nos muestra la disposición espacial de los 
átomos en la molécula, esto es, el número de átomos y los enlaces entre ellos. 
FORMULAS 
Empírica Molecular Desarrollada 
CH3 C2H6 
 H H 
 H C C H 
 H H 
 
CÀLCULO DE LA FÒRMULA EMPÌRICA 
 
Para determinar la fórmula empírica de un compuesto se realiza lo siguiente: 
1. Se necesita conocer la composición porcentual de cada elemento que constituyeal 
compuesto. 
2. Se divide el porcentaje encontrado de cada elemento entre su masa atómica. 
3. Los valores encontrados se dividen entre el menor de ellos. 
4. Los valores obtenidos se aproximan al entero más próximo. 
5. Los números que expresan esta relación son los que aparecerán como subíndices en 
la fórmula. 
 
CÀLCULO DE LA FÒRMULA MOLECULAR 
 
Para determinar la fórmula molecular de un compuesto, es necesario conocer su 
composición centesimal o bien, su fórmula empírica y su peso molecular, en seguida: 
 
1. Se divide la masa molar del compuesto entre la masa molar de la fórmula mínima. A 
éste valor lo denominamos Factor de Multiplicación. 
 
Factor de Multiplicación = Masa Molar del Compuesto 
 Masa Molar Fórmula Mínima 
 
2. Ahora se multiplica el factor encontrado por los subíndices de la fórmula empírica. 
 
EJERCICIO 
Compuesto Fórmula Empírica Fórmula Molecular 
B3N3H6 
S 
O2 
CH2 
C6H6 
NaCl 
NaNO3 
CONCEPTO MOL 
 
En la vida diaria los objetos se miden contándolos o pesándolos, dónde la elección se basa 
en la conveniencia. Por ejemplo, es más cómodo pesar el arroz que contar los granos 
individuales, y es más conveniente contar lápices que pesarlos. 
Para medir dichas cosas, usamos unidades de masa (kg de arroz) o unidades de conteo (una 
docena de lápices). De manera similar, parte de la vida diaria en el laboratorio involucra 
medir sustancias químicas para preparar soluciones o “correr” una reacción. Sin embargo, 
surge un problema cuando es necesario hacer esto. Ya que los átomos o las moléculas o las 
unidades fórmula de una sustancia son entidades que reaccionan una con otra, desearíamos 
saber el número de las que están mezcladas. ¿Pero, como podríamos contar entidades que 
son tan pequeñas?. 
Aunque pudiéramos contar una docena de átomos, cien mil docenas o mil millones de 
docenas de átomos, resultaría una cantidad demasiado pequeña para que sea visible a 
nuestros ojos. 
Para lograr esto se requiere una cantidad enorme de átomos. 
Como ejemplo de la pequeñez de un átomo; usted observa más de 1017 (cien quintillones) 
de átomos de carbono. Lo anterior basta para que apenas se note una mancha. 
Puesto que los átomos son tan pequeños, la masa real de una unidad de masa atómica es 
de igual forma extremadamente pequeña. De tal forma que se acordó expresar las masas 
atómicas en unidades comúnmente usadas, como es el gramo, en vez de u.m.a. 
1 u.m.a = 1.660 x 10-24 gr. (0.000, 000, 000, 000, 000, 000, 000, 001, 660) 
Entonces, la masa atómica del carbono expresado en gramos es de 12 gr, y para el oxígeno 
es de 16 gr. 
La unidad de masa usada en los átomos individuales, la u.m.a, difícilmente tiene utilidad 
práctica para nosotros. Es muy pequeña para ser medible con algún instrumento de 
laboratorio. 
Ya que tomaría unos 1018 átomos (1,000, 000, 000, 000, 000, 000) registrarse en una 
balanza de laboratorio sensible, es claro que necesitamos considerar un vasto número de 
átomos a la vez para efectuar una medición confiable. 
De este modo, el químico necesita una unidad cuantitativa de comparación más grande que 
la u.m.a, que represente un número inmenso de partículas. 
Para ello, los químicos han desarrollado una unidad llamada mol, “que cuenta estas 
entidades químicas al pesarlas”. 
Wihem Oswald, en 1896, introduce la palabra “mol”, tomándola de la palabra latina moles 
que significa “montón o pila” 
Si pensamos en un mol como una enorme pila de partículas, tendremos una idea general de 
este concepto. 
Mol.- La cantidad de átomos, moléculas o iones contenida en una masa atómica o 
molecular expresada en gramos. 
Mol.- Es la cantidad de una sustancia que contiene el número de Avogadro de unidades 
químicas fundamentales. 
Ésta unidad química se ha convertido en un patrón internacionalmente aceptada. 
 
Valor Unidad de Medida Valor Objetos 
1 Docena 
12 Lápices 
12 Cuadernos 
12 Uniformes 
 
Valor Unidad de Medida Valor Entidades Químicas 
1 Mol 
x Átomos 
x Moléculas 
x Iones 
 
x = Número de Avogadro 
El número de objetos en un mol se conoce como Número Molar o Número de Avogadro. 
Número de Avogadro.- Es el número de unidades o partículas contenidas en un átomo-gramo, 
iòn gramo o una molécula de cualquier sustancia. 
Se nombró así en honor al físico italiano del siglo XIX Amadeo Avogadro, quién descubrió 
esta relación. 
 
El Número de Avogadro se ha hallado que es 6.022 x 1023 partículas respectivamente, 
calculado en 1865. (602, 200, 000, 000, 000, 000, 000, 000) 
 
Valor Unidad de Medida Valor Entidades Químicas 
1 
 Mol de Àtomos 6.022 x 1023 Átomos 
 Mol de Moléculas 6.022 x 1023 Moléculas 
 Mol de Iones 6.022 x 1023 Iones 
 
EQUIVALENCIAS DE LA MOL 
 
1 Mol de un Elemento = Masa atómica expresada en gramos. (Masa Molar) 
1 Mol de un Compuesto = Masa molecular o masa fórmula expresada en gramos. (Masa Molar) 
1 Mol de un Gas = 22.4 lt. (Volumen Molar) 
 Volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas en 
condiciones normales de presión y temperatura 
(1 atm y 273ºK) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
En las relaciones estequiomètricas planteadas en las reacciones químicas, se utiliza 
comúnmente el mol como unidad de masa. 
El número de moles de una sustancia lo podemos representar con la letra n, la masa de 
esta con la letra w y su peso molecular como P.M. 
Dónde tenemos que: 
n = w n = Número de Moles 
 P.M w = Peso en gramos de la sustancia. 
 P.M = Peso Molecular de la sustancia. 
 
 
 
 
de cualquier sustancia contiene 6.022 x 1023 partículas 
1 mol de Fe = 6.022 x 1023 átomos de Fe 
1 mol de HBr = 6.022 x 1023 moléculas de HBr 
de un elemento es igual a su masa atómica expresada en gramos (masa molar) 
1 mol de Mg = 24.31 uma = 24.31 gr 
de un compuesto es igual a su masa molecular expresada en gramos (masa molar) 
1 mol de H2O = 18 uma = 18 gr 
de cualquier gas en CNPT ocupa un volumen de 22.4 lt 
1 mol de NH3 = 22.4 lt en TPN 
1 MOL 
COMPARACIONES - MOL 
 
Si bien el Número de Avogadro es valioso para el químico, su tamaño desafía el intento de 
una descripción y es difícil de apreciar para la mente humana. Se puede tener una idea de su 
magnitud si se piensa en las siguientes comparaciones: 
Un mol de puntos (·) puestos uno al lado del otro igualaría el radio de nuestra galaxia. 
 
Una supercomputadora moderna puede contar a todos los habitantes de los Estados 
Unidos en un cuarto de segundo pero le tomaría casi dos millones de años contar una mol 
de personas a la misma velocidad. 
 
Si se pusiera como tarea a toda la población del mundo el contar el número de átomos 
en un peso atómico-gramo de un elemento, cada persona, contando un átomo por segundo y 
trabajando 48 horas semanales necesitaría algo más, de tres mil millones de años para 
cumplir esa tarea. 
 
El número de avogadro de copos de nieve cubriría la República Mexicana por 
completo con una capa de alrededor de 4,882 m de profundidad. 
 
Si los átomos fueran del tamaño de canicas ordinarias de vidrio, el número de 
avogadro de estos átomos cubriría la República Mexicana con una capa de 537 km de 
profundidad. 
 
Si se tuviera una fortuna de 6.022 x 1023 de dólares americanos, es decir el número de 
Avogadro, se podría gastar mil millones de dólares cada segundo durante toda la vida de una 
persona y esa fortuna sólo habría mermado 0.001%. 
 
Si pudiese viajar con la rapidez de la luz, te tomaría más de de 62 000 millones de años 
recorrer 6 x 1023 kilómetros. 
 
Sin embargo, los átomos y las moléculas no son objetos ordinarios; un mol de moléculas de 
agua (unos 18 ml) puede pasarse en un solo trago 
 
 
ESTEQUIOMETRIA EN REACCIONES QUÌMICAS 
CÀLCULO DE LAS CANTIDADES DE REACTIVOS Y PRODUCTOS 
 
Cuando observamos una ecuación química pueden surgir las siguientes cuestionamientos; 
¿cuánto necesitamos de un reactivo A para que reaccione un reactivo B?, y ¿cuánto seproducirá de un compuesto C al reaccionar los primeros?. 
A + B C 
Las respuestas a estos cuestionamientos las podemos encontrar en una ecuación 
balanceada. 
Una ecuación balanceada contiene abundante información cuantitativa relacionada con las 
especies químicas individuales, sus cantidades y las masas de las sustancias. Una ecuación 
balanceada es esencial para todos los cálculos que implican cantidades de reactivos y de 
productos: si conoces el número de moles de una sustancia, la ecuación balanceada le 
indica el número de moles de todas las otras en la reacción. 
 
2H2 + O2 2H2O 
 
En una ecuación balanceada, el número de moles de una sustancia es equivalente 
estequiomètricamente al número de moles de cualquier otra sustancia. El término 
“equivalente estequiomètricamente” significa que una cantidad definida de una sustancia se 
forma, produce o reacciona con una cantidad definida de otra 
 
Si consideramos cuantitativamente la reacción de la formación del agua, en términos del O2, 
tenemos lo siguiente: 
1 mol de O2 reacciona con 2 moles de H2 
1 mol de O2 es equivalente estequiomètricamente a 2 moles de H2 
 
1 mol de O2 produce 2 moles de H2O 
1 mol de O2 es equivalente estequiomètricamente a 2 moles de H2O 
 
 
 
 
 
Para la reacción: 
N2 + 3H2 2NH3 
 
Las relaciones ponderales entre reactivos y productos son las siguientes: 
• 1 mol de N2 + 3 moles de H2 2 moles de NH3 
• 28 gr de N2 + 6 gr de H2 34 gr de NH3 
• 6.022 x 1023 N2 + 1.81 x 1024 de H2 1.2 x 1024 moléculas de NH3 
• 1 mol de N2 + 6 gr de H2 1.2 x 1024 moléculas de NH3 
 
RELACIONES CUANTITATIVAS EN LAS REACCIONES QUÌMICAS 
 
Las ecuaciones balanceadas proporcionan las relaciones necesarias para convertir moles, 
gramos o número de moléculas de un reactivo o producto en el número equivalente de 
moles, gramos o número de moléculas de otro reactivo o producto. 
 
La relaciones cuantitativas que se pueden establecer a partir de la ecuación química 
balanceada, entre reactivos y productos son: 
1. Mol Mol 
2. Mol Masa 
3. Masa Mol 
4. Masa Número de Avogadro 
5. Masa Volumen 
6. Volumen Volumen 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RENDIMIENTO PORCENTUAL O PORCENTAJE DE RENDIMIENTO 
 
Hasta ahora, hemos sido optimistas acerca de la cantidad de producto obtenido en una 
reacción. Hemos supuesto que el 100% de los reactivos se convierten en producto; que 
existen métodos ideales de separación y purificación para aislar el producto, y que usamos 
técnicas de laboratorio perfectas para recolectar todo el producto formado. Dicho de otro 
modo, se ha supuesto que se obtiene el rendimiento teórico, la cantidad indicada por la 
razón molar equivalente estequiomètricamente en la ecuación balanceada. 
 
Ahora es el momento de enfrentar la realidad. El rendimiento teórico nunca se obtiene, por 
razones en gran medida incontrolables. Numerosas reacciones no se desarrollan hasta 
cumplirse totalmente (100%), es decir, el cambio neto puede detenerse aun cuando 
apreciables cantidades de los reactivos iniciales todavía permanezcan aparentemente sin 
reaccionar. 
Un proceso rinde menos del 100% debido a: 
a) La presencia de reacciones colaterales. 
En una reacción química, aunque predomine la reacción principal, también tenemos la 
presencia de reacciones secundarias que forman cantidades más pequeñas de productos 
diferentes. 
 
A + B C 
(reactivos) 
 
 
 
2 N2H4 (l) + N2O4 (l) 3 N2 (g) + 4 H2O (g) Rx Principal 
 producto principal 
 
2 N2H4 (l) + N2O4 (l) 6 NO (g) + 4 H2O (g) Rx Colateral 
 producto secundario 
 
En esta reacción los reactivos forman un poco de NO, esto provoca que disminuyan las 
cantidades de reactivos disponibles para la producción de N2. 
 
 
b) La presencia de un reactivo limitante. 
Reactivo Limitante.- Es el reactivo que producirá la menor cantidad de productos si se 
consumiera por completo. 
Producto 
principal 
Producto 
secundario 
 
 2 H2 + O2 2 H2O 
Mezcla Estequiomètrica 
 4 gr + 32 gr 36 gr 
 6 gr + 32 gr 36 gr H2O + 2 gr H2 
 exceso de H2 Reactivo sin reaccionar 
 Limitante 
 
 4 gr + 38 gr 36 gr H2O + 6 gr O2 
 Reactivo exceso de O2 sin reaccionar 
 Limitante 
 
c) La presencia de una reacción reversible. 
La reacción reversible que involucra la formación de Amoniaco: 
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
 
Al formarse el Amoniaco, a su vez se están formando los reactivos, lo cual repercute en la 
obtención de un menor rendimiento de nuestro producto. 
 
d) Pérdidas en las etapas de manipulación. 
e) Pérdidas en las Técnicas de Laboratorio para obtener nuestro 
producto. 
f) Que la muestra original sea impura. 
 
Todas estas circunstancias sugieren que el cálculo de cantidades del producto esperado 
sobre la base de la estequiometrìa masa – masa, será mucho mayor que el verdaderamente 
hallado en el proceso real. 
Por lo tanto, la estequiometrìa permite calcular el rendimiento teórico de un producto. 
El rendimiento real de cualquier proceso debe ser determinado experimentalmente. 
La comparación entre el rendimiento real y el teórico de un proceso químico suministra una 
medida de la eficiencia del mismo. 
Tal comparación se expresa comúnmente como rendimiento porcentual o porcentaje de 
rendimiento. 
La cantidad de producto que efectivamente se obtiene, es decir la cantidad medida de 
producto obtenida en cualquier reacción se conoce como Rendimiento Real. 
 
El Rendimiento Teórico es la cantidad calculada del producto que se obtendría si todo el 
reactivo se convirtiera en un cierto producto. 
 
El Rendimiento Porcentual es el rendimiento real expresado en gramos o moles dividido 
entre el rendimiento teórico en gramos o moles y multiplicado por cien. 
 
Rendimiento Porcentual = Rendimiento Real (100) 
 Rendimiento Teórico 
 
Nota.- Puesto que el rendimiento real debe ser menor que el rendimiento teórico, el 
rendimiento porcentual siempre es menor al 100%. 
 
REACTIVO LIMITANTE 
 
Los fabricantes de automóviles, bicicletas y electrodomésticos ordenan partes en la misma 
proporción en la que las utilizan en sus productos. Por ejemplo, un fabricante de automóviles 
ordena cuatro veces más neumáticos que motores y los de bicicletas ordenan el doble de 
pedales que de asientos. De manera similar, cuando se mezclan entre sí sustancias 
químicas de tal manera que puedan experimentar una reacción, con frecuencia se mezclan 
en “cantidades estequiométricas”, es decir, exactamente en las cantidades correctas para 
que todos los reactivos “se acaben” (consuman) al mismo tiempo. 
Cuando un químico efectúa una reacción generalmente los reactivos no están presentes en 
las “cantidades estequiomètricas”, es decir, en las proporciones que indica “la ecuación 
balanceada”. Como consecuencia, algunos reactivos, se consumen mientras que parte de 
otros se recuperan al finalizar la reacción. 
 
El reactivo que se consume primero en la reacción recibe el nombre de Reactivo Limitante, 
ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad de este 
reactivo. Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto. 
 
Reactivo Limitante: Aquélla sustancia que se encuentra en una proporción menor a la 
requerida estequiomètricamente con base en la ecuación balanceada. 
 
Los reactivos en exceso son los reactivos en mayor cantidad que la necesaria para 
reaccionar con la cantidad de reactivo limitante. 
Utilizaremos la siguiente analogía para explicar los conceptos anteriores. 
En la preparación de sándwiches (productos) se utiliza la siguiente materia prima (reactantes 
o reactivos). 
2 rebanadas de pan 
 1 sandwich 3 rebanadas de carne 
 1 rebanada de queso 
Ecuación Química Balanceada (cantidades estequiométricas-cantidades exactas) 
2 rebanadas de pan + 3 rebanadasde carne + 1 rebanada de queso 1 sandwich 
Ahora suponga que para una cena usted compra: 
20 rebanadas de pan 24 rebanadas de carne 12 rebanadas de queso. 
¿Cuántos sándwich puede preparar? ¿Qué sobraría?. 
Para resolver este problema se ve cuántos sándwiches se pueden preparar con cada 
componente. 
1 sandwich 2 rebanadas de pan 
 X 20 rebanadas de pan X = 10 sandwiches 
1 sandwich 3 rebanadas de carne 
 X 24 rebanadas de carne X = 8 sandwiches 
1 sandwich 1 rebanadas de queso 
 X 12 rebanadas de queso X = 10 sandwiches 
Las respuestas a los cuestionamientos anteriores son: 
El total de sándwiches que se pueden preparar son 8, cuando se acabe la carne, debe 
detener la preparación. La carne es el ingrediente limitante. 
Preparar 8 sandwiches requiere 16 rebanadas de pan. Comienza con 20 rebanadas, por lo 
que le sobran 4. También utiliza 8 piezas de queso para los 8 sandwiches, por lo que le 
sobran 4 rebanadas de queso. 
En este ejemplo el ingrediente presente en mayor número (la carne) era en realidad el 
componente que limitaba el número de sándwiches que podía preparar. Esta situación se 
origina debido a que cada sándwich requiere 3 rebanadas de carne , más que la cantidad 
requerida de cualquier otro ingrediente. 
 
Considere el siguiente ejemplo utilizando sustancias químicas. 
Cuando las moléculas reaccionan entre sí para formar productos, surgen consideraciones 
muy similares a aquéllas involucradas en la preparación de sándwiches. Estas ideas se 
pueden ilustrar con la reacción de N2 (g) y N2 (g) para formar NH3 (g). 
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) 
El siguiente contenedor con N2 (g) y H2(g). 
 
¿A que se parecerá este contenedor si la reacción entre el N2 y el H2 procede hasta 
completarse? Para responder esta pregunta necesita recordar que cada N2requiere 3 
moléculas de H2 para formar 2NH3. Para hacer las cosas mas claras, se encerrarán en 
círculos los grupos de reactivos. 
 
 
En esta caso la mezcla de N2 y H2 contuvo exactamente el número de moléculas necesarias 
para formar NH3 sin que sobre nada. Es decir, la razón del número de H2 a moléculas de N2 
era: 15 H2 = 3 H2 
 5 N2 1 N2 
Esta razón coincide de manera exacta con los números en la ecuación balanceada 
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) 
A este tipo de mezcla se le llama mezcla estequiométrica: una que contiene las cantidades 
relativas de los reactivos que coinciden con los números de la ecuación balanceada. En este 
caso se consumirán todos los reactivos para formar los productos. 
Ahora considere otro contenedor con N2 (g) y H2(g): 
 
¿A que se parecerá este contenedor si la reacción entre el N2 y el H2 procede hasta 
completarse? Recuerde que cada N2 requiere 3 H2.. Al encerrar en círculos los grupos de 
reactivos se tiene: 
 
 
En este caso el hidrógeno (H2) es el limitante. Es decir, las moléculas de H2 se consumen 
antes de que lo hagan todas las moléculas de N2. En esta situación, la cantidad de hidrógeno 
limita la cantidad del producto (amoníaco) que puede formarse: el hidrógeno es el rectivo 
limitante. Sobran algunas moléculas de N2 debido a que la reacción consume primero las 
moléculas de H2. 
Para determinar cuánto producto puede formarse a partir de una mezcla dada de 
reactivos, se tiene que buscar el reactivo limitante: el que se consume primero y por 
tanto limita la cantidad de producto que se puede formar. 
En algunos casos la mezcla de los reactivos podría ser estequiométrica, es decir, todos los 
reactivos se consumen al mismo tiempo. Sin embargo, en general, no puede suponer que 
una mezcla dada de reactivos es estequiométrica, por lo que debe determinar si uno de los 
reactivos es limitante.