Este documento explica los conceptos de reactivo limitante y reactivo en exceso. Indica que cuando se lleva a cabo una reacción química, los reactivos rara vez se encuentran en las proporciones indicadas por la ecuación balanceada, por lo que uno se consume completamente (reactivo limitante) mientras que otro sobra parcialmente (reactivo en exceso). Además, proporciona un ejemplo numérico para ilustrar cómo calcular el reactivo limitante y en exceso, y utilizar la estequiometría

1. REACTIVO
LIMITANTE Y
REACTIVO EN
EXCESO
M en C Florencia Estefana Pedroza Montoya

2. INTRODUCCIÓN:
TEORÍA

3. Cuando una ecuación está balanceada, la
estequiometría se emplea para saber el número de
moles o gramos de un producto a partir de un número
conocido de moles o gramos de un reactivo. Por
ejemplo:
Si tengo 2 moles de Cl2 y 3 moles de H2, ¿Cuántos moles de HCl
se producen en la reacción?
Estequiometría: cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y
productos en el transcurso de una reacción química
Ecuación balanceada
Datos del problema 2 mol 3 mol ? mol
En este caso la estequiometría
te ayudará a calcular cuántos
moles de producto se obtienen

4. Generalmente, cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en las
proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen
totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción (sobran). Observa el ejemplo:
Ecuación balanceada
Lo que puede suceder en
realidad en una reacción
química

5. El reactivo que se consume completamente en
la reacción es llamado reactivo limitante, ya
que la cantidad de este determina la cantidad
total del producto formado. Cuando este
reactivo se consume, la reacción se detiene.
El o los reactivos que se consumen parcialmente
(excedentes o sobrantes) son los reactivos en
exceso.
Reactivo limitante y en exceso

6. Reactivo
limitante
Reactivo
en exceso

7. ¿QUÉ IMPORTANCIA
TIENE SABER CUÁL
ES EL REACTIVO
LIMITANTE Y EN
EXCESO?

8. El concepto de reactivo limitante,
permite a los químicos asegurarse
de que un reactivo, el más costoso,
sea completamente consumido en
el transcurso de una reacción,
aprovechándose al máximo.
Así, se hace eficiente la reacción, se
ahorran recursos y dinero

9. EJEMPLOS:
EJERCICIOS

10. Ejemplo 1
Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?
b) Calcula la masa de Na2O producida

11. Paso 1: Revisar que la ecuación esté balanceada, sino lo está balancéala
Ejemplo 1: a)
Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?
6 = Na = 6
2 = Fe = 2
3 = O = 3

12. Paso 2: Siempre coloca debajo de cada reactivo una m (masa en g); PM
(masa molar o peso molecular en g/mol) y una n (moles)
Ejemplo 1: a)
Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?

13. Paso 3: Completa los datos de masa, peso molecular y/o moles con la
información que te brinda el problema y los datos de la ecuación balanceada:
Ejemplo 1: a)
Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?
En este problema, el enunciado nos
indica la masa de cada reactivo
90g 70g

14. Paso 3 (continuación):
Ejemplo 1: a)
Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?
El peso molecular lo calculamos con
ayuda de la tabla periodica.
Para este paso, solo debes tomar
en cuenta el compuesto de la
ecuación e ignorar el coeficiente
90g 70g
22.9898g/mol
Cálculo de PM de los reactivos:
Na= 22.9898
Fe2O3=
Fe = 55.845 x 2= 111.69
O= 15.999 x 3= 47.997
111.69+47.997= 159.687
159.687g/mol

15. Paso 3 (continuación):
Ejemplo 1: a)
Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?
Ahora vamos a calcular los moles
(n)
Para este paso, siempre vamos a
utilizar la fórmula:
90g 70g
22.9898g/mol
Cálculo de moles (n) de los reactivos:
Na n= g / PM = 90g /22.9898 g/mol = 3.915 mol
Fe2O3 n= g / PM= 70g/ 159.687 g/mol = 0.438 mol
159.687g/mol
n= g / PM
Si te fijas, con el acomodo que
hicimos de los datos sólo vamos
a dividir lo de arriba (m) entre lo
que está abajo (PM) (;
n=moles
g = gramos de masa
PM= peso molecular del compuesto
3.915 mol
0.438 mol

16. Paso 4: Encontrar el reactivo limitante y el reactivo en exceso
Ejemplo 1: a)
Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?
-Vamos a identificar cuál reactivo tiene el
coeficiente mayor y cuál el menor, y haremos
la siguiente operación:
-Y enseguida también dividiremos los moles
(n) (siguiendo el mismo orden de acuerdo a la
magnitud del coeficiente):
90g 70g
22.9898g/mol
159.687g/mol
coeficiente mayor
coeficiente menor
3.915 mol
0.438 mol
6 Na
1 Fe2O3
_______
_____________ = = 6
_____________
n coeficiente mayor
n coeficiente menor
=
3.915 mol
0.438 mol
_______ = 8.938 Si te encuentras con un caso en que ambos reactivos tengan el mismo
coeficiente, puedes poner cualquiera arriba o abajo (;

17. Ejemplo 1: a)
Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?
Paso 4 (continuación):
90g 70g
22.9898g/mol
159.687g/mol
3.915 mol
0.438 mol
6 Na
1 Fe2O3
_______ = 6 3.915 mol
0.438 mol
_______ = 8.938
Finalmente, vamos a observar qué paso con
el número de la izquierda (división de
coeficientes) con respecto al de la derecha
(división de moles). Y hay 2 posibilidades : que
aumente o disminuya
En este caso el número
aumentó, ya que 8.938 es
mayor que 6
Cuando el número aumenta, el reactivo de arriba (Na) es el que está en
exceso y el de abajo es el limitante ( Fe2O3)
Si el número llega a disminuir, entonces: el reactivo de arriba sería el
limitante y el de abajo el que está en exceso
Por lo tanto para esta reacción:
Reactivo limitante: Fe2O3
Reactivo en exceso: Na
Respuesta del a)

18. Ejemplo 1: b)
Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
b) Calcula la masa de Na2O producida
Paso 1 : coloca debajo del producto que vas a calcular una m (masa en g); PM
(masa molar o peso molecular en g/mol) y una n (moles)
90g 70g
22.9898g/mol
159.687g/mol
3.915 mol
0.438 mol

19. Ejemplo 1: b)
Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
b) Calcula la masa de Na2O producida
Paso 2 : Comenzamos a llenar los datos de m, PM y n, conocidos...
90g 70g
22.9898g/mol
159.687g/mol
3.915 mol
0.438 mol
?
61.9786g/mol
Cálculo de PM del producto (Na2O):
Na2O=
Na= 22.9898 x 2= 45.9796
O= 15.999
45.9796+15.999= 61.9786
?

20. Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
b) Calcula la masa de Na2O producida
159.687g/mol
0.438 mol
Ejemplo 1: b)
Paso 3 : Calcular n (número de moles)
90g 70g
22.9898g/mol
3.915 mol
?
61.9786g/mol
?
Para el cálculo vamos a necesitar:
- Al reactivo limitante (Fe2O3),
coeficiente y número de moles (n).
-El coeficiente del producto
Ahora, simplemente vamos a realizar una
regla de 3:
"Si 1 mol de Fe2O3 produce 3 mol de Na2O,
¿Cuántos moles de Na2O producirán
0.438mol de Fe2O3?"
1mol -> 3mol
0.438mol -> ? (0.438 X 3) /1 = 1.314 mol Recuerda que los coeficientes de la ecuación balanceada nos dice
cuántos moles reaccionan de cada compuesto/ sustancia

21. Si reaccionan 90g de Na con 70g de Fe2O3.
b) Calcula la masa de Na2O producida
159.687g/mol
0.438 mol
Ejemplo 1: b)
Paso 4 : Calcular la masa producida
90g 70g
22.9898g/mol
3.915 mol
?
61.9786g/mol
Para este paso usaremos
nuevamente la fórmula
1.314mol
n= g / PM
Si te fijas, en esta ocasión conocemos
el valor del PM y n. Y precisamente
nos faltan los gramos (masa). Por lo
que despejaremos los gramos de la
fórmula:
g = PM x n
Ahora sustituimos los valores para calcular
la masa (gramos) de Na2O:
g = PM X n = 61.9786 g/mol X 1.314 mol = 81.44 g
Se producen 81.44g de Na2O
Respuesta del b)
El problema no lo pide, pero también podríamos expresar el
resultado en moles: Se producen 1.314 moles de Na2O

22. Usa la tabla
periódica
proporcionada
por tu maestra
en aula virtual
Recuerda que los
coeficientes de la ecuación
también nos indican el
número de moles que
reaccionan
Así funcionan las
reglas de 3:
TIPS
Recuerda: cuando
los coeficientes de
los reactivos sean
iguales, puedes
poner cualquiera
arriba o abajo en
la división

23. ¿QUÉ IMPORTANCIA
TIENE LA
ESTEQUIOMETRÍA
EN NUESTRAS
VIDAS?

24. ¡Wow!
La estequiometría permite economizar, cuidar y
controlar el consumo de reactivos en las reacciones
químicas y por ende la producción de sustancias.
Esto es importante debido a que la mayoría de las cosas
que conocemos se producen mediante reacciones
químicas. Además, las industrias confían en la
estequiometría para hacer eficiente su producción,
ahorrando y aprovechando recursos

25. Industrias que se favorecen y apoyan de la
estequiometría
Industria farmaceútica
Industria biotecnológica
Industria de materiales
Industria textil
Industria de alimentos
Industria petrolera
Industria metalúrgica
Industria automotriz
etc...

26. GRACIAS
POR TU
ATENCIÓN
Recuerda que en caso de
cualquier duda puedes
contactarme a través de MS
Teams