Estequimetria

A estequiometria baseia-se na lei da conservação das massas e 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.2

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, como descrita na Equação [1].
H_2 + O_2 \longrightarrow H_2O [1]

A Equação 1 não mostra a estequiometria correta da reação - isto é, não demonstra as proporções relativas dos reagentes e do produto.
2 H_2 + O_2 \longrightarrow 2 H_2O [2]

A Equação 2 já tem a correta estequiometria e, por isso, é dita uma equação "balanceada", que demonstra o mesmo número de átomos de cada tipo em ambos os lados da equação. Há quatro h no lado dos reagentes e quatro no lado do produto, e dois Os também em ambos os lados da equação. Ou seja, a massa conserva-se.

O termo "estequiometria" também é usado com frequência para as proporções molares de elementos em compostos estequiométricos. Por exemplo, a estequiometria do hidrogênio e do oxigênio na água (H2O) é 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
Antes de efetuar um cálculo estequiométrico é importante saber cacular a massa atômica das substâncias.

Cálculo da massa molecular (MM)

Sua unidade é em gramas (g).
Procura-se o valor da massa atômica do elemento químico na tabela períodica.

Ex.

He = 4,00g

Ne = 20,18g

Se na substância