Reactivo limitante y reactivo en exceso

Por Daniel (Ingeniería Química) · Actualizada el 27 de octubre de 2026 · 3 min de lectura

Si para un sándwich necesitas dos panes y una rebanada de jamón, y tienes diez panes y tres rebanadas, solo puedes hacer tres sándwiches. El jamón es el ingrediente limitante; los cuatro panes que sobran están en exceso. En química pasa exactamente lo mismo: los reactivos casi nunca se mezclan en la proporción exacta de la ecuación, y el que se acaba primero decide cuánto producto se forma.

El método: dividir los moles entre el coeficiente

1. Balancea la ecuación.
2. Convierte la cantidad de cada reactivo a moles.
3. Divide los moles de cada reactivo entre su coeficiente en la ecuación.
4. El reactivo con el cociente más pequeño es el limitante.
5. Calcula los productos a partir del limitante, nunca del que está en exceso.

El cociente del paso 3 tiene nombre: es el número de «veces» que podría ocurrir la reacción tal como está escrita con cada reactivo, el llamado avance de reacción. El que da menos veces es el que limita.

Ejemplo resuelto: síntesis del amoniaco

Se mezclan 28.0 g de N₂ con 8.0 g de H₂. ¿Cuál es el limitante, cuánto amoniaco se forma y cuánto sobra?

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

1. Moles de N₂: 28.0 g ÷ 28.014 g/mol = 0.9995 mol
2. Moles de H₂: 8.0 g ÷ 2.016 g/mol = 3.968 mol
3. Cocientes: N₂: 0.9995 ÷ 1 = 0.9995; H₂: 3.968 ÷ 3 = 1.323
4. El cociente menor es el del N₂: el nitrógeno es el limitante.
5. Amoniaco: 0.9995 mol N₂ × (2 ÷ 1) = 1.999 mol × 17.031 g/mol = 34.0 g de NH₃
6. H₂ consumido: 0.9995 × 3 = 2.999 mol. Sobran 3.968 − 2.999 = 0.970 mol, esto es, 1.96 g de H₂.

Comprobación por conservación de la masa: entraron 36.0 g, y salen 34.0 g de amoniaco más 1.96 g de hidrógeno sobrante, 36.0 g.

La trampa más común: la masa menor no es el limitante

En el ejemplo hay mucha menos masa de hidrógeno (8 g) que de nitrógeno (28 g), y aun así el limitante es el nitrógeno. Comparar gramos no sirve, porque cada sustancia tiene una masa molar distinta y la ecuación habla en moles. Tampoco basta con comparar moles sin dividir entre el coeficiente: aquí hay casi cuatro veces más moles de H₂, pero la reacción pide tres por cada N₂.

Otra forma: cuánto haría falta

Algunos libros lo resuelven así: toma un reactivo y calcula cuánto necesitarías del otro. Para consumir 0.9995 mol de N₂ harían falta 2.999 mol de H₂. Como tienes 3.968 mol, te alcanza y sobra: el H₂ está en exceso y el N₂ limita. Da lo mismo que el método de los cocientes, pero con tres o más reactivos el método de los cocientes es más rápido.

Por qué se usa un reactivo en exceso a propósito

En la industria casi nunca se mezcla en proporción exacta. Se pone en exceso el reactivo más barato o el más fácil de separar, para asegurar que el más caro reaccione por completo. En una combustión se usa aire en exceso para que todo el combustible se queme y no se forme monóxido de carbono. En el laboratorio, al precipitar un ion para analizarlo, se agrega un exceso del reactivo precipitante para que no quede nada del ion en la disolución.

Cuando hay más de dos reactivos

El método no cambia: calcula el cociente de cada reactivo y el menor gana. Si dos cocientes salen iguales, los dos reactivos están en proporción estequiométrica y se acaban al mismo tiempo; en ese caso no hay reactivo en exceso entre ellos.