Tema 2.1 · Reacciones químicas · Química
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El método, en corto
Cada paso, explicado y con sus trampas, más abajo.
La estequiometría es el cálculo de cuánto reacciona con cuánto, y es la base sobre la que se apoyan otros temas de Química: los problemas de termodinámica, de equilibrio y de ácido-base empiezan con un cálculo estequiométrico. La idea de fondo es una sola: los coeficientes de una reacción ajustada son proporciones de moles, nunca de gramos ni de litros. Todo lo demás —masas molares, volúmenes de gas, molaridades— son formas distintas de llegar a los moles y de volver desde ellos.
Siempre los mismos y siempre en este orden. Saltarse el primero arruina el ejercicio entero.
Antes de tocar ningún número del enunciado. Si la ecuación no está ajustada, los coeficientes no sirven como proporción y todo lo que venga después está mal aunque las cuentas sean perfectas. Saltárselo por las prisas sale caro.
Te den lo que te den —gramos, litros de gas, mililitros de disolución— hay que convertirlo a moles. Cada tipo de dato tiene su conversión, y son cinco en total. Es el único paso donde entran las masas molares y la constante de los gases.
Si el enunciado da cantidades de dos reactivos, hay que comprobar si uno limita. Se divide los moles de cada uno entre su coeficiente en la reacción ajustada, y el cociente más pequeño manda: ese reactivo se acaba primero y decide cuánto producto se forma.
Con los moles del reactivo que manda y los coeficientes ajustados sale la cantidad de producto, en moles. Es una regla de tres con los coeficientes, y es el corazón del problema: todo lo anterior era preparación y todo lo posterior es conversión de unidades.
De moles a gramos, a litros o a molaridad, según lo que pregunten. Y si el enunciado habla de riqueza o de rendimiento, se aplican aquí: la riqueza al principio, sobre el reactivo impuro, y el rendimiento al final, sobre el producto obtenido.
Es el punto del que depende el resto del ejercicio, y no se decide a ojo. No hay que fiarse de la intuición: el reactivo limitante no es el que hay en menor masa, ni el que tiene el coeficiente más pequeño. Se calcula, y con una sola operación. Se pasan los dos reactivos a moles y se divide los moles de cada uno entre su coeficiente en la reacción ajustada. El que dé el cociente más pequeño es el limitante: es el que se agota primero y el que decide cuánto producto se forma. El otro sobra, y si preguntan cuánto sobra, se calcula cuánto se ha consumido de él y se resta de lo que había. Escribir esa división de forma explícita en el examen suma, porque el corrector busca justo ahí si has entendido el problema o has acertado por casualidad.
Cinco conversiones. Con estas cinco se entra a cualquier problema de estequiometría, venga como venga el enunciado.
| Qué te dan | Cómo se pasa a moles | Cuándo se usa |
|---|---|---|
| Masa en gramos | n = m / M | Siempre que haya un sólido o un líquido puro; M es la masa molar |
| Volumen de gas | n = P·V / (R·T) | Gases en cualquier condición; la temperatura va en kelvin |
| Gas en condiciones normales | n = V / 22,4 | Solo a 0 °C y 1 atmósfera; fuera de ahí hay que usar la ley de los gases |
| Disolución con molaridad | n = M · V | Disoluciones; el volumen va en litros y la M es mol/L |
| Número de partículas | n = N / N_A | Cuando dan átomos o moléculas en lugar de masa |
R vale 0,082 atm·L/(mol·K) y el número de Avogadro es 6,022·1023 partículas por mol. Si la presión viene en pascales, R vale 8,314 J/(mol·K) y el volumen va en metros cúbicos.
Los dos son porcentajes, pero descuentan cosas distintas en momentos distintos.
Dice qué parte de la muestra que se pesa es de verdad la sustancia que reacciona: una caliza del 85 % tiene 85 g de carbonato de calcio por cada 100 g, y el resto no reacciona. Si el dato es la muestra, se aplica al principio: masa pura = masa de muestra · riqueza / 100. Si lo que piden es cuánta muestra hace falta, se calcula primero la masa pura necesaria y al final se divide: masa de muestra = masa pura / (riqueza / 100).
Dice qué parte del producto teórico se ha recogido de verdad: rendimiento (%) = cantidad obtenida / cantidad teórica · 100. La teórica es la que saldría si reaccionara todo el reactivo limitante. En la práctica queda por debajo del 100 %, por reacciones secundarias y por pérdidas al recoger el producto.
Cuando el dato es el producto obtenido y piden cuánto reactivo se gastó, se divide entre el rendimiento, porque para obtener esa cantidad hubo que gastar más de lo que dice la proporción. Si con un rendimiento del 80 % se han obtenido 2,0 mol de producto y la reacción es 1 a 1, se gastaron 2,0 / 0,80 = 2,5 mol de reactivo.
Enunciado de la PAU de Madrid 2026, convocatoria extraordinaria, pregunta 4B, apartado c): «Una de las formas de obtención de fluoruro de magnesio es mediante la siguiente reacción: Mg(OH)2 (s) + 2 HF (ac) → MgF2 (s) + 2 H2O (l). Calcule el rendimiento de esta reacción si al reaccionar 180 mg de Mg(OH)2 con 75 mL de HF 0,10 M, se obtienen 0,16 g de MgF2. Datos. Masas atómicas (u): H = 1,0; O = 16,0; F = 19,0; Mg = 24,3.»
Magnesio: 1 a cada lado. Flúor: 2 y 2. Oxígeno: 2 en el Mg(OH)2 y 2 en las dos moléculas de agua. Hidrógeno: 2 + 2 = 4 a la izquierda y 2 · 2 = 4 a la derecha. Está ajustada: 1 mol de Mg(OH)2 reacciona con 2 mol de HF y da 1 mol de MgF2.
Masa molar del Mg(OH)2 = 24,3 + 2 · (16,0 + 1,0) = 58,3 g/mol. Los 180 mg son 0,180 g, así que n = m / M = 0,180 g / 58,3 g/mol = 3,087·10-3 mol.
Es una disolución, así que n = M · V con el volumen en litros: 75 mL = 0,075 L, y n = 0,10 mol/L · 0,075 L = 7,5·10-3 mol de HF.
Se divide cada cantidad entre su coeficiente. Mg(OH)2: 3,087·10-3 / 1 = 3,087·10-3. HF: 7,5·10-3 / 2 = 3,75·10-3. El cociente más pequeño es el del Mg(OH)2: es el limitante. Aquí se ve por qué no se elige por la masa: de HF hay 7,5·10-3 mol · 20,0 g/mol = 0,150 g, menos que los 0,180 g de hidróxido, y aun así el HF es el que sobra.
Por cada mol de Mg(OH)2 sale 1 mol de MgF2, así que se forman como mucho 3,087·10-3 mol. Masa molar del MgF2 = 24,3 + 2 · 19,0 = 62,3 g/mol, y la masa teórica es 3,087·10-3 mol · 62,3 g/mol = 0,1923 g.
Rendimiento = masa obtenida / masa teórica · 100 = 0,16 g / 0,1923 g · 100 = 83 %. El rendimiento se aplica aquí, al final y sobre el producto; aplicarlo a los reactivos es confundir riqueza con rendimiento. Resultado: el Mg(OH)2 es el reactivo limitante y el rendimiento de la reacción es del 83 %.
Los coeficientes de la reacción son proporciones de moles, no de masa. Hacer la regla de tres directamente con los gramos del enunciado da un número que parece razonable y está mal. Hay que pasar a moles, aplicar la proporción y volver a gramos al final.
Si la ecuación no está ajustada, sus coeficientes no significan nada. Es un fallo que no se detecta en el resultado, porque el número sale y tiene buena pinta. Ajustar y contar los átomos de cada lado es medio minuto que salva el ejercicio entero.
Que un reactivo esté en menor cantidad en gramos no significa que sea el limitante: depende de su masa molar y de su coeficiente. Hay compuestos ligeros de los que 10 gramos son muchos moles. Hay que hacer la división, siempre.
La riqueza o pureza dice qué parte del reactivo de partida es realmente la sustancia que reacciona, y se aplica al principio. El rendimiento dice qué parte del producto teórico se ha obtenido de verdad, y se aplica al final. Intercambiarlos, o aplicar los dos en el mismo sitio, da un resultado equivocado.
Ese valor solo sirve a 0 °C y 1 atmósfera. Si el enunciado da otra temperatura u otra presión, hay que usar la ecuación de los gases ideales. Y la temperatura, siempre en kelvin: hay que sumar 273.
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¿Sabes qué decide cada pregunta antes de ponerte a calcular? Por qué hay que ajustar antes de nada, cómo se elige el reactivo limitante, dónde se aplica la riqueza y dónde el rendimiento, y cuándo valen los 22,4 L por mol. Se contesta marcando.
Hacer el test de Estequiometría →La regla · 10 preguntas · 5 minutos
Poniendo coeficientes delante de las fórmulas hasta que haya el mismo número de átomos de cada elemento a los dos lados. Se empieza por los elementos que aparecen en menos compuestos y se dejan para el final el oxígeno y el hidrógeno. Las fórmulas no se tocan nunca: solo los coeficientes.
Es la concentración expresada en moles de soluto por litro de disolución. Se calcula dividiendo los moles de soluto entre el volumen total de disolución en litros. Cuidado con que es volumen de disolución, no de disolvente.
Todo esto desarrollado paso a paso, con los trucos que ahorran tiempo, los errores señalados donde se cometen y ejercicios tipo PAU resueltos. Disponible próximamente.