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Die Stöchiometrie befasst sich mit den quantitativen Verhältnissen chemischer Reaktionen und der Zusammensetzung von Verbindungen. Sie ermöglicht die Berechnung von Massen, Volumina, Stoffmengen und Konzentrationen beteiligter Stoffe.
Die Stöchiometrie ist das mathematische Rückgrat der Chemie. Sie befasst sich mit den quantitativen Beziehungen zwischen chemischen Formeln und Gleichungen und erlaubt die Berechnung von Massen, Volumina, Stoffmengenkonzentrationen und der prozentualen Zusammensetzung von Verbindungen. Man kann sie sich wie ein Kochrezept vorstellen: Die Reaktionsgleichung gibt das Verhältnis der Zutaten an, während die Stöchiometrie die Mengen für die gewünschte Portion berechnet.
Um Atommassen vergleichen zu können, verwendet man die atomare Masseneinheit u (auch Dalton, Da): 1 u = 1 Da = 1,66 × 10⁻²⁷ kg. Sie ist definiert als 1/12 der Masse eines Kohlenstoff-12-Isotops (¹²C). Die relative Atommasse Ar ist das dimensionslose Verhältnis der Masse eines Atoms zu 1 u. Die Massenangaben im Periodensystem entsprechen diesen relativen Atommassen in u.
Die zentrale Einheit für Stoffmengen ist das Mol (n). Ein Mol eines jeden Stoffes enthält exakt 6,022 × 10²³ Teilchen (Avogadro-Konstante NA). Diese Zahl ist so gewählt, dass die Masse von einem Mol eines Stoffes in Gramm genau seinem Atom- oder Molekulargewicht in der Einheit u entspricht. Das Mol fungiert also als Brücke zwischen der mikroskopischen Welt der Atome und der makroskopischen Welt der Waagen.
Die Molare Masse (M) gibt an, wie viel Gramm ein Mol eines Stoffes wiegt (Einheit: g/mol). Die wichtigste Grundformel der Chemie verknüpft die Masse (m), die Stoffmenge (n) und die molare Masse (M): n = m / M. Um diese Formel im MedAT sicher anzuwenden, sollte man die molaren Massen häufiger Elemente wie Wasserstoff (1 g/mol), Kohlenstoff (12 g/mol), Stickstoff (14 g/mol) und Sauerstoff (16 g/mol) auswendig kennen. Für Moleküle ergibt sich die molare Masse als Summe der molaren Massen der enthaltenen Atome (z.B. H₂O: 2×1 + 16 = 18 g/mol).
In einer chemischen Reaktionsgleichung stehen die stöchiometrischen Koeffizienten (die Zahlen vor den chemischen Formeln). Diese Zahlen geben das Stoffmengenverhältnis an, nicht das Massenverhältnis. In der Gleichung 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g) bedeutet die '2' vor dem Wasserstoff, dass 2 Mol Wasserstoff mit 1 Mol Sauerstoff zu 2 Mol Wasser reagieren. Eine nicht ausgeglichene Gleichung heißt unstöchiometrisch und verletzt den Massenerhaltungssatz. Wichtig: Beim Ausgleichen der Gleichung dürfen nur die stöchiometrischen Koeffizienten verändert werden, niemals die tiefgestellten Indizes in den Formeln (z.B. H₂O), da sonst andere Stoffe entstünden. Der Reaktionspfeil trennt die Edukte (links) von den Produkten (rechts); oft wird ein Doppelpfeil verwendet, weil Reaktionen prinzipiell in beide Richtungen ablaufen können. Die tiefgestellten Buchstaben (s) = fest, (l) = flüssig, (g) = gasförmig geben den Aggregatzustand an.
Es ist hilfreich, grundlegende Reaktionstypen zu erkennen. Zwei häufige Muster sind die Bildungsreaktion (A + B → C), bei der aus zwei oder mehr Reaktanden ein Produkt entsteht, und die Zerfallsreaktion (C → A + B), bei der ein Reaktand in mehrere Produkte zerfällt, oft beim Erhitzen.
Um eine stöchiometrische Berechnung durchzuführen, folgt man meist einem Drei-Schritt-Plan: Zuerst rechnet man die gegebene Masse in die Stoffmenge um (n = m / M). Danach nutzt man das Verhältnis der Koeffizienten aus der Reaktionsgleichung, um die Stoffmenge des gesuchten Stoffes zu bestimmen. Im letzten Schritt rechnet man diese Stoffmenge wieder in die gesuchte Masse um (m = n × M). In der Praxis weicht die tatsächliche Ausbeute oft von der theoretischen ab; die prozentuale Ausbeute berechnet sich als (tatsächliche Masse / theoretische Masse) × 100%.
Ein wichtiges Gesetz ist das Gesetz der Massenerhaltung von Lavoisier. Es besagt, dass in einem geschlossenen System die Gesamtmasse der Edukte (Ausgangsstoffe) exakt der Gesamtmasse der Produkte entspricht. Atome werden bei chemischen Reaktionen lediglich neu angeordnet, sie entstehen nicht neu und verschwinden nicht.
Für Gase gibt es eine Besonderheit: Das Molare Volumen (Vm). Es gilt Vm = V / n. Unter Normalbedingungen (0 °C, 1013 hPa) nimmt ein Mol eines idealen Gases immer ein Volumen von ca. 22,4 Litern ein. Dies ermöglicht es, Stoffmengen direkt in Gasvolumina umzurechnen, ohne die molare Masse des spezifischen Gases kennen zu müssen.
Für Lösungen ist die Stoffmengenkonzentration (Molarität) C von zentraler Bedeutung: C = n / V, mit der Einheit mol/L. Sie gibt an, wie viel Mol eines gelösten Stoffes in einem Liter Lösung enthalten sind. Seltener verwendet wird die Molalität, die sich auf die Masse des Lösungsmittels in kg bezieht (mol/kg).
Der Zusammenhang zwischen Masse m, Dichte ρ und Volumen V ist durch V = m / ρ gegeben. Den Massenanteil eines Elements in einer Verbindung berechnet man nach: % Element = (Anzahl Atome des Elements × Atomgewicht) / Formelgewicht × 100%.
