Estequiometría: problemas de práctica con soluciones paso a paso
También llamado: cálculos estequiométricos · reactivo limitante · rendimiento de reacción
Problemas gratis de Estequiometría con diagramas, pistas y soluciones completas. Valores nuevos cada vez, en tres niveles: de masa a masa, reactivo limitante, rendimiento porcentual.
Problema de práctica gratisFácil
En la reacción C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O, ¿qué masa m de H2O se forma a partir de 100 g de C3H8? Supón que los demás reactivos están en exceso.
Usa los coeficientes como relación molar para hallar los moles de la sustancia que buscas.
Vuelve a pasar a masa con m = n·M. Con dos reactivos, halla primero el reactivo limitante.
Errores frecuentes
Usar la relación de masas en lugar de la relación molar.
Olvidar ajustar la ecuación.
No comprobar qué reactivo es el limitante.
Fórmulas clave
Moles
n = m/M
Concentración
c = n/V
Relación molar
usa los coeficientes de la ecuación ajustada
Reactivo limitante
el que se agota primero
Rendimiento porcentual
real / teórico × 100%
Aprende Estequiometría desde cero
1Qué es la estequiometría
Una ecuación química es una receta. 2H₂ + O₂ → 2H₂O dice que dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para dar dos moléculas de agua.
La estequiometría usa esa receta para responder a preguntas de «¿cuánto?»: cuánto producto obtienes a partir de una cantidad dada de material de partida, o cuánto necesitas.
Los números delante de las fórmulas son los coeficientes. Cuentan partículas, no gramos. La ecuación debe estar ajustada: cada átomo aparece el mismo número de veces en ambos lados.
Las partículas son demasiado pequeñas para contarlas una a una, así que los químicos las cuentan en moles. Un mol son 6,022 × 10²³ partículas, igual que una docena son 12 huevos.
Así, los coeficientes también dan una razón molar: 2 mol de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ y dan 2 mol de H₂O.
Autoevaluación En N₂ + 3H₂ → 2NH₃, ¿cuántos moles de NH₃ se forman a partir de 2 mol de N₂ (con H₂ suficiente)?
1 mol
2 mol
4 mol
6 mol
Respuesta: 4 mol. 1 mol de N₂ da 2 mol de NH₃, así que 2 mol de N₂ dan 4 mol. Dar 2 mol ignora la razón molar, y 6 mol usa en su lugar el coeficiente del H₂.
2Moles y masa molar
Una balanza mide gramos, pero la ecuación funciona en moles. La masa molar M une ambos: es la masa de un mol, en g/mol.
n = m / M m = n · M
Se halla M sumando las masas atómicas de la tabla periódica. Con H = 1,0, C = 12,0 y O = 16,0:
M(H₂O) = 2 · 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol
M(CO₂) = 12,0 + 2 · 16,0 = 44,0 g/mol
M(CH₄) = 12,0 + 4 · 1,0 = 16,0 g/mol
Ejemplo: 36 g de agua son 36 / 18,0 = 2,0 mol de agua.
Las preguntas de examen suelen dar las masas molares, con dos decimales. Usa los valores dados.
Autoevaluación ¿Cuántos moles hay en 88 g de CO₂ (M = 44 g/mol)?
0,5 mol
2 mol
3872 mol
88 mol
Respuesta: 2 mol. n = m/M = 88/44 = 2 mol. Dividir al revés (44/88 = 0,5) o multiplicar (88 · 44) usa la fórmula invertida.
3El método paso a paso
Toda pregunta de masa a masa sigue el mismo camino: de gramos a moles, a través de la ecuación con la razón molar, y de vuelta a gramos.
Comprueba que la ecuación esté ajustada.
Convierte la masa dada de A en moles: nA = mA / MA.
Usa los coeficientes: nB = nA · b / a, donde a y b son los coeficientes de A y B.
Convierte de nuevo a masa: mB = nB · MB.
Si te dan dos reactivos, halla primero el reactivo limitante y parte de ese.
Para el rendimiento porcentual, compara la masa realmente recogida con la masa que calculaste.
4Un ejemplo resuelto
Sigue cada paso. Intenta adivinar el siguiente antes de abrirlo.
Ejemplo resuelto
En la reacción CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O, ¿qué masa m de H₂O se forma a partir de 8,0 g de CH₄? Supón que el oxígeno está en exceso. Usa M(CH₄) = 16,0 g/mol y M(H₂O) = 18,0 g/mol.
1
Comprueba la ecuación
Izquierda: 1 C, 4 H, 4 O. Derecha: 1 C, 4 H y 2 + 2 = 4 O. La ecuación está ajustada.
2
De masa a moles
n(CH₄) = 8,0 / 16,0 = 0,50 mol
3
Usa la razón molar
1 mol de CH₄ da 2 mol de H₂O, así que el factor es 2/1.
n(H₂O) = 0,50 · 2 / 1 = 1,0 mol
4
De moles a masa
m(H₂O) = 1,0 · 18,0 = 18 g
5
Comprueba la respuesta
8 g de CH₄ necesitan 1,0 mol de O₂, que son 32 g. Entonces entran 8 + 32 = 40 g. 0,50 mol de CO₂ son 22 g, y salen 22 + 18 = 40 g. La masa se conserva, así que la respuesta cuadra.
Respuesta
m(H₂O) = 18 g
5Reactivo limitante y rendimiento porcentual
Cuando se dan dos reactivos, uno de ellos suele agotarse primero. Es el reactivo limitante. Decide cuánto producto se forma; el otro sobra (en exceso).
Para hallarlo, divide los moles de cada reactivo entre su coeficiente. El resultado menor corresponde al reactivo limitante.
Ejemplo: 4,0 g de H₂ (M = 2,0) y 16 g de O₂ (M = 32) reaccionan en 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Eso son 2,0 mol de H₂ y 0,50 mol de O₂.
H₂: 2,0 / 2 = 1,0 O₂: 0,50 / 1 = 0,50 ⇒ el O₂ es el reactivo limitante
Así, 0,50 mol de O₂ dan 0,50 · 2 = 1,0 mol de agua, que son 18 g. Parte del hidrógeno sobra.
En la práctica nunca recoges todo el producto. El rendimiento porcentual compara lo que obtuviste con lo que calculaste, el rendimiento teórico:
Y = real / teórico × 100%
Autoevaluación El rendimiento teórico de una reacción es 18 g, y recoges 15,3 g. ¿Cuál es el rendimiento porcentual?
118%
15,3%
2,7%
85%
Respuesta: 85%. Y = 15,3/18 × 100 % = 85 %. Dividir al revés da 118 %, lo cual es imposible: no puedes recoger más que la cantidad teórica.
6Errores frecuentes
Usar la razón de masas en lugar de la razón molar. Los coeficientes cuentan moles, nunca gramos.
Trabajar con una ecuación que no está ajustada.
Partir del reactivo en exceso en lugar del limitante.
Elegir el reactivo limitante por la menor masa o el menor número de moles, sin dividir entre los coeficientes.
Dividir lo real entre lo teórico al revés. Un rendimiento nunca supera el 100 %.
Redondear los moles demasiado pronto. Conserva tres o cuatro cifras significativas hasta el final.
Autoevaluación 4,0 g de H₂ (M = 2,0 g/mol) y 16 g de O₂ (M = 32 g/mol) reaccionan: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. ¿Qué masa de agua (M = 18 g/mol) puede formarse?
18 g
20 g
36 g
9 g
Respuesta: 18 g. El O₂ es limitante: 0,50 mol de O₂ dan 1,0 mol de agua, 18 g. 36 g parte del hidrógeno, que está en exceso. 20 g suma las masas, pero parte del hidrógeno no reacciona.
7Cómo son las preguntas de examen
Fácil: de masa a masa. Se da un reactivo, los demás están en exceso. Halla la masa de un producto.
Medio: reactivo limitante. Se dan las masas de dos reactivos. Halla el reactivo limitante y luego la masa de producto.
Difícil: rendimiento porcentual. Calcula el rendimiento teórico y compáralo con la masa recogida.
Las masas molares se dan en la pregunta. Escribe el mapa m → n → n → m junto a cada respuesta.
En la reacción 2Mg + O2 → 2MgO, ¿qué masa m de MgO se forma a partir de 12 g de Mg? Supón que los demás reactivos están en exceso.
M(Mg) = 24,31 g/molM(MgO) = 40,3 g/mol
Calcula m(g)
Mostrar pistas
Pasa la masa dada a moles: n = m/M.
Los coeficientes dan la relación molar: 2 mol de producto por cada 2 mol de reactivo.
n(Mg) = 12/24,31 = 0,4936 mol.
Mostrar la respuesta y la solución paso a paso
Estequiometría: una ecuación ajustada cuenta partículas, no gramos. Pasa la masa a moles con n = m/M, usa los coeficientes de la ecuación como relación molar y vuelve a masa con m = n·M. Con dos reactivos, el reactivo limitante es el que se agota primero y fija cuánto producto se forma.
Moles de reactivo
n = 12/24,31 = 0,4936 mol
Relación molar
n(MgO) = 0,4936·2/2 = 0,4936 mol
Masa de producto
m = 0,4936·40,3 = 19,89 g
Respuesta
m = 19,89 g
Ejemplo 2Media
6 g de C3H8 y 20 g de O2 reaccionan según C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. ¿Qué masa m de H2O se puede formar?
M(C3H8) = 44,1M(O2) = 32M(H2O) = 18,02 g/mol
Calcula m(g)
Mostrar pistas
Pasa las dos masas a moles.
Divide cada una entre su coeficiente: el resultado menor corresponde al reactivo limitante.
n(C3H8)/1 = 0,1361, n(O2)/5 = 0,125.
Mostrar la respuesta y la solución paso a paso
Estequiometría: una ecuación ajustada cuenta partículas, no gramos. Pasa la masa a moles con n = m/M, usa los coeficientes de la ecuación como relación molar y vuelve a masa con m = n·M. Con dos reactivos, el reactivo limitante es el que se agota primero y fija cuánto producto se forma.
Moles de cada reactivo
n(C3H8) = 6/44,1 = 0,1361 mol
n(O2) = 20/32 = 0,625 mol
Reactivo limitante
0,1361/1 = 0,1361, 0,625/5 = 0,125 → O2
Masa de producto
n(H2O) = 0,125·4 = 0,5 mol
m = 0,5·18,02 = 9,01 g
Respuesta
m = 9,01 g
Ejemplo 3Difícil
En la reacción CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O, 10 g de CH4 reaccionan por completo (los demás reactivos en exceso) y se recogen 17,01 g de CO2. Calcula el rendimiento porcentual Y.
M(CH4) = 16,04 g/molM(CO2) = 44,01 g/molreal: 17,01 g
Calcula Y(%)
Mostrar pistas
Calcula primero el rendimiento teórico: la masa que se formaría si todo reaccionara.
Rendimiento porcentual = real/teórico × 100.
teórico: 0,6234 mol·1/1·44,01.
Mostrar la respuesta y la solución paso a paso
Estequiometría: una ecuación ajustada cuenta partículas, no gramos. Pasa la masa a moles con n = m/M, usa los coeficientes de la ecuación como relación molar y vuelve a masa con m = n·M. Con dos reactivos, el reactivo limitante es el que se agota primero y fija cuánto producto se forma.
Rendimiento teórico
n(CH4) = 10/16,04 = 0,6234 mol
m = 0,6234·1/1·44,01 = 27,44 g
Rendimiento porcentual
Y = 17,01/27,44·100 = 62%
Respuesta
Y = 62%
Preguntas y respuestas
Estequiometría: ¿qué es?
Una ecuación química es una receta. 2H₂ + O₂ → 2H₂O dice que dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para dar dos moléculas de agua.
La estequiometría usa esa receta para responder a preguntas de «¿cuánto?»: cuánto producto obtienes a partir de una cantidad dada de material de partida, o cuánto necesitas.
Estequiometría: ¿cómo se resuelven los ejercicios paso a paso?
Escribe y ajusta la ecuación química.
Pasa la masa dada a moles: n = m/M.
Usa los coeficientes como relación molar para hallar los moles de la sustancia que buscas.
Vuelve a pasar a masa con m = n·M. Con dos reactivos, halla primero el reactivo limitante.
Estequiometría: ¿cuáles son los errores más comunes?
Usar la relación de masas en lugar de la relación molar.
Olvidar ajustar la ecuación.
No comprobar qué reactivo es el limitante.
Estequiometría: ¿qué se practica?
Fácil: de masa a masa
Media: reactivo limitante
Difícil: rendimiento porcentual
Cada problema tiene valores nuevos, así aprendes el método y no una respuesta. ¿Te has atascado? Abre primero una pista pequeña y la explicación completa solo cuando la necesites.
Cómo funciona la práctica
Cada problema tiene valores nuevos, así aprendes el método y no una respuesta.
¿Te has atascado? Abre primero una pista pequeña y la explicación completa solo cuando la necesites.
Tu progreso, tus errores y tus problemas guardados se conservan para que puedas repasar antes del examen.