Problemario de Estequiometría con Soluciones

Incorporado el 22 de agosto de 2026

Problema Modelo:

Se hacen reaccionar $50\text{ g}$ de nitrógeno gaseoso ($N_2$) con $15\text{ g}$ de hidrógeno gaseoso ($H_2$) para producir amoníaco ($NH_3$) según la reacción: $$N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)$$ (Masas molares: $N_2 = 28\text{ g/mol}$, $H_2 = 2\text{ g/mol}$, $NH_3 = 17\text{ g/mol}$).

1. Determinar cuál es el reactivo limitante.
2. Calcular la masa de $NH_3$ que se formará teóricamente.
3. Calcular los gramos de reactivo en exceso que quedan sin reaccionar.
4. Si en el laboratorio se obtienen experimentalmente $52\text{ g}$ de $NH_3$, calcular el porcentaje de rendimiento de la reacción.

Resolución

1. Pasar las masas a moles: $$n(N_2)=\frac{50}{28}=1,786\text{ mol}$$ $$n(H_2)=\frac{15}{2}=7,5\text{ mol}$$ La reacción exige $3$ moles de $H_2$ por cada mol de $N_2$. Para consumir $1,786$ mol de $N_2$ hacen falta $5,357$ mol de $H_2$; como hay $7,5$ mol, el $N_2$ es el reactivo limitante.
2. Masa teórica de amoníaco: $$1,786\text{ mol }N_2\times\frac{2\text{ mol }NH_3}{1\text{ mol }N_2}\times17\frac{\text{g}}{\text{mol}}=60,7\text{ g }NH_3$$
3. Hidrógeno que queda en exceso: $$7,5-5,357=2,143\text{ mol }H_2$$ $$2,143\text{ mol}\times2\frac{\text{g}}{\text{mol}}=4,3\text{ g }H_2$$
4. Rendimiento: $$\%R=\frac{52}{60,7}\times100=85,7\%$$