Tienes las cantidades de dos reactivos, la ecuación está ajustada y aun así dudas: ¿con cuál calculas el producto? Elegir el que tiene menos gramos, o incluso menos moles, puede llevarte a una respuesta equivocada. Para encontrar el reactivo limitante necesitas comparar lo que hay con lo que exige la reacción.
Esta es una práctica de estequiometría útil para preparar Química de Bachillerato y la PAU. Trabajaremos con un modelo sencillo de reacción completa, sin entrar en el equilibrio ni en el rendimiento real de un proceso industrial. El objetivo es que puedas justificar qué reactivo se agota y cuánto producto permite obtener.
La proporción importa más que la cantidad aislada
Imagina que preparas paquetes que necesitan una tarjeta y tres pegatinas. Con dos tarjetas y tres pegatinas solo puedes completar un paquete. Hay más pegatinas que tarjetas, pero las pegatinas se acaban antes porque cada paquete necesita tres.
En una ecuación química ocurre algo parecido. Los coeficientes indican las proporciones entre cantidades de sustancia. Considera esta ecuación ajustada:
N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
Por cada mol de nitrógeno que reacciona hacen falta tres moles de hidrógeno y se forman dos moles de amoniaco. Si dispones de 2 mol de N₂ y 3 mol de H₂, el hidrógeno limita la reacción. Aunque tienes más moles de hidrógeno, no tienes los seis que necesitarías para consumir todo el nitrógeno.
Divide los moles por el coeficiente
Una forma cómoda de comparar ambos reactivos es calcular el cociente entre sus moles iniciales y su coeficiente en la ecuación ajustada. En el ejemplo anterior, para N₂ obtienes 2/1 = 2; para H₂, 3/3 = 1. El menor cociente identifica el reactivo limitante. Ambos cocientes expresan cuánto puede avanzar la misma reacción según la disponibilidad de cada reactivo.
Con ese valor mínimo también puedes calcular el producto. Como el coeficiente del NH₃ es 2, se forman 2 × 1 = 2 mol de amoniaco. Se consume 1 mol de nitrógeno y quedan 2 − 1 = 1 mol de N₂ sin reaccionar; el hidrógeno se consume por completo.
Escribe una frase junto al resultado: «El H₂ es el reactivo limitante porque permite un avance menor de la reacción». Así dejas claro que la elección procede de la proporción química, no de haber escogido el número más pequeño del enunciado.
Si el enunciado da gramos, primero cambia de unidad
El cociente anterior requiere moles. No sirve dividir directamente las masas por los coeficientes: distintas sustancias tienen distintas masas molares.
Prueba con 28 g de N₂ y 4 g de H₂. Para este ejercicio usaremos masas molares aproximadas de 28 g/mol para N₂, 2 g/mol para H₂ y 17 g/mol para NH₃. Las conversiones dan 1 mol de N₂ y 2 mol de H₂.
Ahora compara: 1/1 = 1 para el nitrógeno y 2/3 para el hidrógeno. El H₂ vuelve a ser limitante. La cantidad teórica de amoniaco es 2 × 2/3 = 4/3 mol, que equivale aproximadamente a 22,7 g con las masas molares indicadas. Guarda la fracción durante las operaciones y redondea al final.
Si calculases el producto a partir de todo el nitrógeno, estarías suponiendo que tienes 3 mol de hidrógeno. Solo tienes dos. Esa comprobación explica por qué no puedes usar indistintamente cualquiera de los reactivos.
Haz la prueba sin mirar el ejemplo
Con la misma ecuación, dispones ahora de 2 mol de N₂ y 9 mol de H₂. Antes de seguir leyendo, identifica el limitante, calcula los moles teóricos de NH₃ y determina cuánto sobra del reactivo en exceso. Anota los dos cocientes: te permitirán revisar tu elección.
Solución razonada
Para N₂, el cociente es 2/1 = 2. Para H₂, es 9/3 = 3. Esta vez limita el nitrógeno. Se forman 2 × 2 = 4 mol de NH₃ y se consumen 3 × 2 = 6 mol de H₂. Quedan 3 mol de hidrógeno.
Comprueba la proporción con una pregunta: ¿los 9 mol de hidrógeno permiten consumir los 2 mol de nitrógeno? Sí, porque solo hacen falta seis. Si los cocientes fueran iguales, las cantidades estarían en proporción estequiométrica y ninguno de los reactivos quedaría en exceso en este modelo.
Antes de cerrar un ejercicio, revisa que has usado una ecuación ajustada y cantidades en moles. Distingue también el producto teórico del obtenido realmente: un rendimiento inferior al cien por cien cambia la cantidad recogida, pero no autoriza a elegir otro reactivo para el cálculo estequiométrico inicial.
El currículo oficial de Bachillerato publicado en el BOE recoge la estequiometría y los cálculos en reacciones químicas. Esta práctica es una propuesta didáctica de M-Englobe; no describe la estructura ni la puntuación de una convocatoria concreta de PAU.
Cuando vuelvas a un problema con varios reactivos, escribe los cocientes antes de calcular el producto. Si necesitas revisar ese planteamiento con ayuda, puedes consultarnos sobre el repaso de Química en M-Englobe.