"Suponer" y problemas de datos de dos reactivos.


Supongamos que tenemos una reacción química ajustada (RQA) similar a esta, sin saber quiénes son las sustancias puras A, B y C. Cuando reaccionen dos cantidades no estequiométricas (lo más habitual) ocurrirá que uno de los dos reactivos (A o B) se gastará antes que el otro.

  • Llamaremos RL (reactivo limitante) a aquel que se acaba primero. Cuando se acaba el reactivo limitante, la reacción se detiene.
  • Llamaremos RE (reactivo en exceso) a aquel que sobra, es decir, que no puede reaccionar y se queda tal cual, ya que el limitante se acabó y no tiene con quién reaccionar.

Lo primero que tenemos que hacer es calcular la masa molar de A, B y C. En este ejemplo son las que se indican. Observa que para el cálculo de las masas molares, no intervienen los coeficientes estequiométricos.


CASO 1: Reacciones con moles
Por ejemplo, la reacción de  40 moles de A con 50 moles de B

  • Calculamos las cantidades de producto (C) que se obtendrían con los moles de A y B del problema, suponiendo a A o B como reactivos limitantes, como si el otro (B o A) no acabase nunca.
  • Aquel de los dos (A o B) que origine, produzca o proporcione menor cantidad de C, será el reactivo limitante. 
  • El reactivo limitante siempre reacciona por completo, por lo que al final de la reacción no quedará nada.
  • Todos los cálculos se realizarán mediante el reactivo limitante. 

Observa en amarillo el factor de conversión que usaremos interpretando la reacción química ajustada, es decir empleando los coeficientes estequiométricos. 


  • Observa cómo llevamos los datos a la tabla de resultados:

  • Calculemos ahora la cantidad de A que reacciona con el reactivo limitante que ahora resultó ser B.

  •  Ahora tenemos que interpretar este cálculo para saber qué cantidad nos sobra del reactivo que se encuentra en exceso.
  • Finalmente completaremos el cuadro de recogida de datos en cada momento de la reacción:
CASO 2: Reacciones con moléculas
Por ejemplo, la reacción de  40 . 10^23 moléculas de  A con 50 . 10^23 moléculas de B

En el caso de moléculas se opera exactamente igual:

CASO 3: Reacciones con volúmenes (sólo gases)
Por ejemplo, la reacción de  40  litros de A con 50 litros de B
En el caso de que A, B y C sean gases y se encuentren en las mismas condiciones de presión o temperatura, con ciertos volúmenes de A y B se operaría igual.

CASO 4: Reacciones con masa (g)
Por ejemplo, la reacción de  120 g de A con 500 g de B

Lo primero que tenemos que hacer es calcular la masa molar de A, B y C. En este ejemplo son las que se indican. Observa que para el cálculo de las masas molares, no intervienen los coeficientes estequiométricos.


Caminando con los dedos para calcular la masa molecular y la masa molar


  • La masa molecular se expresa en u.m.a.s. (abreviadamente u o umas) que significa unidades de masa atómica. 
    • Ejemplo: Cuando expresamos que la masa molecular del agua es de 18 u, queremos decir que su masa es 18 veces la masa atribuida como la unidad de masa atómica.

  • La masa molar expresa la masa (g) que tiene un mol de esta sustancia pura. Como sabes, el número de unidades que tiene un mol es el nº de Avogadro, por lo que la masa molar, expresa también el nº de unidas contenida en esa masa (g). 
    • Ejemplo
      • Si la masa molar del agua es de 18 g/mol, queremos decir que cuando tenemos un mol de agua, hemos reunido 18 g de masa, es decir de cantidad de materia.
      • Además estamos diciendo que el nº de Avogadro de moléculas de agua (un mol) tienen de masa 18 g.....¡Acabamos de pesar una molécula de agua! ....Podrías explicarme cómo lo hemos hecho. 

  • Como te habrás dado cuenta con el ejemplo, ambas coinciden numéricamente (18), pero expresan conceptos bastante diferentes, ya que uno habla de moléculas (masa molecular) y el otro de moles (masa molar)....
  • ¿Pero cómo se calculan ambos?
    • 1. Leemos los átomos de una molécula y buscamos la masa atómica de los átomos implicados. No te confundas con el nº atómico que SIEMPRE es un número entero (sin decimales) es decir, un contador...
    • 2. Utilizamos el "truco" de leer masa atómica de cada elemento y el número de veces que se encuentra repetido. Si no se escribe nada es que sólo está una vez.

    • 3. Finalmente expresamos la unidad, dependiendo de aquello que nos pidan:
¿Te atreves ahora con otro ejemplo más difícil....? Hacerlo te hará ver todos los demás casos sencillos. Aquí tienes una tabla periódica para buscar las masas atómicas
(Solución: 164 u / 164 g/mol)