Calcular la estequiometría de una reacción (gramos, moles y litros)

Escribe la reacción (se ajusta sola), la sustancia que conoces con su cantidad y la que quieres calcular. Verás la cadena g → mol → proporción → mol → g explicada.

En resumen

Para pasar de los gramos de una sustancia a los de otra en una reacción: ajusta la reacción, pasa los gramos a moles (÷ M), multiplica por la proporción de coeficientes y vuelve a gramos (· M).

Al quemar 16 g de metano (CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O): 16 / 16,04 = 0,997 mol de CH₄ → 0,997 mol de CO₂ → 0,997 · 44,01 = 43,9 g de CO₂ (44 g con masas redondeadas).

Los cuatro pasos de un cálculo estequiométrico

  1. Ajusta la reacción. Los coeficientes son proporciones de moles, no de gramos.
  2. Pasa el dato a moles: n = m / M si tienes gramos; n = V / 22,4 si son litros de gas en condiciones normales; n = P · V / (R · T) a otra presión y temperatura.
  3. Aplica la proporción de la reacción: moles de B = moles de A · (coeficiente de B / coeficiente de A).
  4. Pasa los moles de B a la unidad que te piden: m = n · M, V = n · 22,4 o V = n · R · T / P.
g A →(÷ M_A)→ mol A →(· b/a)→ mol B →(· M_B)→ g B

El método del factor de conversión

En clase se suele escribir todo en una sola línea, multiplicando por fracciones que valen 1 y colocadas de forma que cada unidad se simplifique con la anterior:

16 g CH₄ · (1 mol CH₄ / 16,04 g CH₄) · (1 mol CO₂ / 1 mol CH₄) · (44,01 g CO₂ / 1 mol CO₂) = 43,9 g CO₂

Si una unidad no se simplifica, el factor está al revés. Es la misma cuenta que los cuatro pasos, pero ayuda a no equivocarse. Para el primer paso tienes la calculadora de gramos a moles.

Estequiometría con gases

Si una sustancia es un gas, su cantidad suele darse en litros. En condiciones normales (0 °C y 1 atm) un mol de cualquier gas ideal ocupa 22,4 L. A otra presión y temperatura se usa la ecuación de los gases ideales, PV = nRT, con la temperatura en kelvin:

n = P · V / (R · T) R = 0,082 atm·L/(mol·K)

Entre dos gases a la misma presión y temperatura, la proporción en litros es la misma que en moles (ley de Avogadro): en N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, 1 L de N₂ reacciona con 3 L de H₂.

Tabla de factores de conversión

Para pasar de…Multiplica porEjemplo
gramos → moles1 / M36 g H₂O · (1 mol / 18,02 g) = 2 mol
moles → gramosM2 mol CO₂ · 44,01 g/mol = 88,02 g
moles de A → moles de Bcoef. B / coef. A2 mol O₂ · (1 mol CO₂ / 2 mol O₂) = 1 mol CO₂
litros de gas (c. n.) → moles1 / 22,411,2 L · (1 mol / 22,4 L) = 0,5 mol
moles → litros de gas (c. n.)22,40,5 mol · 22,4 L/mol = 11,2 L
moles → moléculas6,022 · 10²³0,5 mol · Nₐ = 3,011 · 10²³

c. n.: condiciones normales, 0 °C y 1 atm. M: masa molar en g/mol.

Ejemplos resueltos

¿Cuántos gramos de CO₂ se obtienen al quemar 16 g de metano?

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. 16 g / 16,043 g/mol = 0,997 mol de CH₄ → 0,997 mol de CO₂ · 44,009 g/mol = 43,89 g de CO₂.

Probar este ejemplo

¿Cuántos litros de O₂, en condiciones normales, hacen falta para quemar esos 16 g de metano?

0,997 mol de CH₄ · (2 mol O₂ / 1 mol CH₄) = 1,995 mol de O₂ · 22,4 L/mol = 44,68 L de O₂.

Probar este ejemplo

¿Cuántos gramos de amoniaco se obtienen con 28 g de nitrógeno?

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. 28 g / 28,014 g/mol = 0,9995 mol de N₂ → 1,999 mol de NH₃ · 17,031 g/mol = 34,04 g de NH₃.

Probar este ejemplo

¿Qué volumen de H₂ a 25 °C y 1 atm se desprende al atacar 6,54 g de zinc con ácido clorhídrico?

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂. 6,54 g / 65,38 g/mol = 0,1 mol de Zn → 0,1 mol de H₂; V = nRT/P = 0,1 · 0,082 · 298,15 / 1 = 2,45 L.

Probar este ejemplo

Errores típicos

  • Usar la proporción de gramos en vez de la de moles. 1 mol de CH₄ da 1 mol de CO₂, pero 16 g de CH₄ no dan 16 g de CO₂.
  • No ajustar la reacción antes de mirar los coeficientes.
  • Poner el factor al revés: si al multiplicar no se simplifican las unidades, dale la vuelta a la fracción.
  • Usar 22,4 L/mol fuera de condiciones normales o con sustancias que no son gases (el agua líquida no ocupa 22,4 L por mol).
  • Olvidar el reactivo limitante: si te dan cantidades de dos reactivos, primero hay que ver cuál se acaba antes con la calculadora de reactivo limitante.

Rendimiento y pureza

Esta calculadora da la cantidad teórica. Si la reacción no es completa, multiplica por el rendimiento; si un reactivo es impuro, usa solo su parte pura. Las dos cosas las tienes en la calculadora de rendimiento de una reacción.

Un poco de historia

La palabra «estequiometría» la acuñó el químico alemán Jeremias Benjamin Richter en 1792, a partir del griego stoicheion (elemento) y metron (medida). Richter midió con cuidado las cantidades de ácidos y bases que se neutralizaban entre sí y vio que siempre guardaban la misma proporción.

Preguntas frecuentes

¿Cómo se hacen los cálculos estequiométricos?

Siempre pasando por moles: gramos del dato → moles (n = m / M) → moles de la sustancia que buscas, con la proporción de los coeficientes de la reacción ajustada → gramos (m = n · M) o litros. Al quemar 16 g de metano (1 mol) se forma 1 mol de CO₂, unos 44 g.

¿Cómo se hace un cálculo estequiométrico?

Se ajusta la reacción, se pasa el dato a moles, se multiplica por la proporción de coeficientes y se pasa el resultado a la unidad pedida. Por ejemplo, 16 g de CH₄ son 0,997 mol; como CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O, dan 0,997 mol de CO₂, que son 43,9 g.

¿Qué es la estequiometría?

La parte de la química que calcula las cantidades de sustancias que reaccionan y se forman en una reacción, a partir de la ecuación ajustada. Se basa en la conservación de la masa y en que las sustancias reaccionan en proporciones fijas de moles.

¿Por qué hay que pasar a moles?

Porque los coeficientes de la reacción cuentan partículas (moléculas o moles), no gramos. Cada sustancia tiene una masa molar distinta, así que la proporción en gramos no es la de los coeficientes.

¿Cuándo se usa 22,4 L/mol?

Solo para gases en condiciones normales: 0 °C y 1 atm. A otra presión o temperatura se calcula el volumen con PV = nRT. Algunos libros usan 0 °C y 1 bar, y entonces el volumen molar es 22,7 L/mol.

¿Qué es el factor de conversión en química?

Una fracción que vale 1 porque arriba y abajo hay la misma cantidad en distintas unidades, como (1 mol CH₄ / 16,04 g CH₄). Se encadenan varios para pasar de unas unidades a otras simplificando.

¿Y si me dan cantidades de dos reactivos?

Entonces hay que buscar primero el reactivo limitante: el que se acaba antes. La cantidad de producto se calcula a partir de él, no del que está en exceso.

Fuentes

Revisado en septiembre de 2026.

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