A estequiometria baseia-se na conservação da massa e nas leis de proporções definidas e múltiplas. Ela é usada para balancear equações químicas e fazer conversões entre unidades como gramas e mols. A estequiometria também se refere às proporções molares de elementos em compostos.

1. Definição, o que é e exemplos.

2.  Estequiometria (ou equações químicas) vem do
grego stoikheion (elemento) e metriā (medida,
de metron). O termo "estequiométrico" é usado com
frequência em Termodinâmica para referir-se à
"mistura perfeita" de um combustível e o ar.
 A estequiometria baseia-se na lei da conservação
das massas, na lei das proporções definidas (ou lei
da composição constante) e na lei das proporções
múltiplas. Em geral, as reações químicas combinam
proporções definidas de compostos químicos. Já
que a matéria não pode ser criada ou destruída, a
quantia de cada elemento deve ser a mesma antes,
durante e após a reação. Por exemplo, a quantia de
um elemento A no reagente deve ser igual à quantia
do mesmo elemento no produto.

3.  A estequiometria é usada frequentemente para
balancear equações químicas. Por exemplo, os
dois gases
diatômicos hidrogênio e oxigênio podem
combinar-se para formar um líquido, água, em
uma reação exotérmica.

4.  O termo "estequiometria" também é usado com
frequência para as proporções molares de
elementos em compostos estequiométricos. Por
exemplo, a estequiometria dos átomos na
molécula de água (H2O) é de dois átomos de
hidrogênio para cada um de oxigênio (2:1). Em
compostos estequiométricos, as proporções
molares são números inteiros (e é aí que está a
lei de proporções múltiplas). Compostos cujas
proporções molares não são números inteiros
são chamados de compostos não-
estequiométricos.

5.  A estequiometria não é tão somente usada para
balancear equações químicas, mas também para
conversões de unidades - por exemplo, de gramas
a mols, ou gramas a mililitros. Por exemplo, se
temos 2,00 g de NaCl, para achar o número de
mols, pode-se fazer o seguinte:
2.00gNaCl/58.44gNaClmol-¹ = 0,034 mol.
 No exemplo acima, quanto escrito em forma de
fração, a unidade grama cancela-se, deixando o
valor convertido a mols (a unidade desejada):
(2.00gNaCl/1) ( 1molNaCl/58.44gNaCl) = 0,034
mol.

6. Exemplo 1. Exemplo 2.
 Qual será a massa, em gramas,
de água produzida a partir de 8 g
de gás hidrogênio?
 1° Escrever a reação:
H2 + O2 → H2O
2° Balancear a equação:
2 H2 + O2→ 2 H2O
3° Estabelecer as proporções
2 H2 + O2→ 2 H2O
4 g ---- 32 g
8 g ---- x g
x = 64 g
2 H2 + O2→ 2 H2O
8 g+ 64 g = 72 g
Logo, a quantidade de água
produzida será de 72 g.
 7 mols de álcool etílico (C2H6O)
reagem com O2 e entram em
combustão. Quantas moléculas
de O2 serão consumidas nesta
reação?
 1° escrever a reação:
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
2° balancear a equação:
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3
H2O
3° Estabelecer as proporções:
1 mol de C2H6O -------- 3 mols de
O2(g)
7 mols de C2H6O -------- x
x = 21 mols de O2
 Sabemos que em 1 mol de
moléculas há 6,02 * 1023
moléculas, então:
1 mol -------- 6,02 * 1023
21 mols ------ x
x = 1,26 * 1025
1,26 * 1025 moléculas de O2 são
consumidas na reação

7.  15 g de H2SO4, com 90% de pureza, reage com
alumínio para formar Al2 (SO4)3 e H2. Qual será a
massa de hidrogênio formada?
Reação balanceada:
2 Al + 3 H2SO4→ Al2 (SO4)3 + 3 H2
 Se a pureza do ácido sulfúrico é de 90%, então sua
massa corresponde a 15 * (90/100), que é igual a
13,5 g. Na reação percebemos que 3 mols de
H2SO4 (M = 98 g/mol) formam 3 mols de H2 (M = 2
g/mol), então:
 294 g -------- 6g
13,5 g ---------- x
x = 0,275 g de H2.

8. Exemplo 1. Exemplo 2.
 Queimando 40 g de carbono puro,
com rendimento de 95%, qual será a
massa de dióxido de carbono obtida?
Reação:
C + O2 → CO2
Considerando um rendimento de
100%, temos:
12g de C --------- 44 g de CO2
40 g de C -------- x g de CO2
x = 146,66 g de CO2
 Queimando 40 g de carbono puro é
obtido 146,66 g de dióxido de
carbono, caso o rendimento da reação
seja de 100%. Mas a questão é que o
rendimento é de 95%, logo:
146,66 g de CO2 --------- 100%
x g de CO2 ---------- 95%
 x = 139,32 g de CO2 é obtido pela
queima de carbono puro, numa
reação com rendimento de 95%.
 Qual será a quantidade de água
formada a partir de 15 g de
hidrogênio, sabendo que o
rendimento da reação é de 80%?
Reação balanceada:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Considerando 100% de rendimento
da reação:
4 g de H2 ---------- 36 g de H2O
15 g de H2 --------- x g de H2O
x = 135 g de H2O
 Como o rendimento da reação foi
de 80%, temos:
135 g de H2O ------- 100%
x g de H2O ------- 80%
x = 108 g de água será formada a
partir de 15 g de hidrogênio, se o
rendimento da reação for de 80%.