Støkiometri bruker en balansert reaksjonsligning som forhold mellom stoffmengder. Koeffisientene sammenligner partikkeltall eller mol; masser og volumer må først omregnes før de kan brukes i disse forholdene.
Støkiometri er forbindelsen mellom en symbolsk reaksjonsligning og en reell beregning. Den viser hvor mye reaktant som trengs, hvor mye produkt som maksimalt kan dannes og hvilken reaktant som begrenser reaksjonen.
Se på den balanserte ligningen som et molforhold, ikke som et masseforhold. Det er dette skillet som gjør støkiometriske beregninger konsistente.
Ta N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Hvor mye H₂ kreves for 2,0 mol N₂, og hvor mye NH₃ kan dannes dersom H₂ er i overskudd?
Koeffisientene må aldri brukes direkte på gram. Først når massen er omregnet til stoffmengde, kan molforholdet i reaksjonsligningen brukes.
For aA + bB → cC gjelder n(A)/a = n(B)/b = n(C)/c når stoffmengdene svarer nøyaktig til reaksjonsforholdet. Hvis mengden av flere reaktanter er kjent, må hver av dem testes mot forholdet før maksimal produktmengde kan bestemmes.
Med oksygen i overskudd tilsvarer 4,00 g H₂ omtrent 4,00/2,016 ≈ 1,98 mol H₂. I 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O er molforholdet H₂:H₂O lik 1:1. Det kan derfor dannes omtrent 1,98 mol H₂O, som tilsvarer cirka 35,7 g vann.
For N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ har du 1,5 mol N₂ og 6,0 mol H₂. Finn den begrensende reaktanten, maksimal mengde NH₃ og hvor mye av reaktanten i overskudd som blir igjen.
1,5 mol N₂ krever 4,5 mol H₂. N₂ er derfor begrensende. Det kan dannes 3,0 mol NH₃, og 6,0 − 4,5 = 1,5 mol H₂ blir igjen.
Når reaktantene ikke foreligger i riktig støkiometrisk forhold, bestemmer den begrensende reaktanten den teoretiske produktmengden. Et overskudd av den andre reaktanten kan ikke øke denne grensen.
I laboratoriet er faktisk utbytte ofte lavere enn teoretisk utbytte på grunn av ufullstendig reaksjon, sidereaksjoner og praktiske tap. Den støkiometriske beregningen gir referanseverdien for en ideell fullstendig omsetning.