化学量論

化学量論( / ˌ st ɔɪ k i ˈ ɒ m ɪ t r i /^ⓘ ) は、化学反応の前、最中、後の反応物と生成物の量の関係です。

化学量論は質量保存の法則に基づいています。反応物の総質量は生成物の総質量と等しくなければならないため、反応物と生成物の比は正の整数でなければなりません。つまり、個々の反応物の量が分かれば、生成物の量を計算できます。逆に、ある反応物の量が分かっていて、生成物の量が実験的に決定できる場合、他の反応物の量も計算できます。

これは、ここに掲載されている画像で示されており、不均衡な方程式は次のとおりです。

CH ₄ (g) + O ₂ (g) → CO ₂ (g) + H ₂ O (l)

しかし、現在の式は不均衡です。反応物には水素原子が4個、酸素原子が2個ありますが、生成物には水素原子が2個、酸素原子が3個あります。水素原子の数を合わせるために、生成物 H₂O に係数 2 を加え、_酸素原子の数の不均衡を解消するために、 O₂にも係数₂を加えます。したがって、次の式が得られます。

CH ₄ (g) + 2 O ₂ (g) → CO ₂ (g) + 2 H ₂ O (l)

ここでは、メタン分子1個が酸素ガス分子2個と反応して、二酸化炭素分子1個と液体の水分子2個を生成します。この化学反応式は、完全燃焼の一例です。各量の前の数字は、生成物と反応物のモル比を直接反映する化学量論係数です。化学量論はこれらの量的関係を測定するものであり、特定の反応で生成される、または必要とされる生成物と反応物の量を決定するために使用されます。

Describing the quantitative relationships among substances as they participate in chemical reactions is known as reaction stoichiometry. In the example above, reaction stoichiometry measures the relationship between the quantities of methane and oxygen that react to form carbon dioxide and water: for every mole of methane combusted, two moles of oxygen are consumed, one mole of carbon dioxide is produced, and two moles of water are produced.

Because of the well-known relationship of moles to atomic weights, the ratios that are arrived at by stoichiometry can be used to determine quantities by weight in a reaction described by a balanced equation. This is called composition stoichiometry.

Gas stoichiometry deals with reactions solely involving gases, where the gases are at a known temperature, pressure, and volume and can be assumed to be ideal gases. For gases, the volume ratio is ideally the same by the ideal gas law, but the mass ratio of a single reaction has to be calculated from the molecular masses of the reactants and products. In practice, because of the existence of isotopes, molar masses are used instead in calculating the mass ratio.

The term stoichiometry was first used by Jeremias Benjamin Richter in 1792 when the first volume of Richter's Anfangsgründe der Stöchyometrie oder Meßkunst chymischer Elemente (German for 'Fundamentals of Stoichiometry, or the Art of Measuring the Chemical Elements') was published.^[1] The term is derived from the Ancient Greek words στοιχεῖον (stoikheîon), meaning 'element',^[2] and μέτρον (métron), meaning 'measure'. Ludwig Darmstaedter and Ralph E. Oesper have written a useful account on this.^[3]

A stoichiometric amount^[4] or stoichiometric ratio of a reagent is the optimum amount or ratio where, assuming that the reaction proceeds to completion:

1. All of the reagent is consumed
2. There is no deficiency of the reagent
3. There is no excess of the reagent.

化学量論は、それをよりよく理解するのに役立つ法則、すなわち質量保存の法則、定比例の法則（すなわち定組成の法則）、倍数比例の法則、および逆比例の法則に基づいています。一般に、化学反応は一定の比率で化学物質が結合します。化学反応は物質を生成も破壊もせず、ある元素を別の元素に変換することもできないため、各元素の量は全体の反応を通して同じでなければなりません。たとえば、反応物側の特定の元素Xの原子の数は、それらの原子すべてが反応に関与しているかどうかに関わらず、生成物側のその元素の原子の数と等しくなければなりません。^{[ 5 ]}

化学反応は、巨視的な単位操作として、1つの分子が別の分子と反応する多数の素反応から構成されます。反応する分子（または式単位またはイオン対）は、整数比で一定の原子の集合から構成されるため、完全な反応における反応物の比率も整数比になります。反応は複数の分子を消費することがあり、化学量論数はこの数を数え、生成物（添加）に対しては正、反応物（除去）に対しては負と定義されます。^{[ 6 ]}符号なし係数は一般に化学量論係数と呼ばれます。^{[ 7 ]}

各元素には原子量（通常は標準原子量の形で平均値として示される）があり、分子を原子の集合体と考えると、すべての化合物には分子量（分子の場合）または式量（非分子の場合）があり、ダルトンで表すと、モル質量（g / mol ）と数値的に等しくなります。定義により、炭素12の原子量は正確に12 Daであり、そのモル質量は12 g/molです。物質1モルあたりの化学種の数はアボガドロ定数で与えられ、正確に   2019年のSI単位系の改訂以降、 6.022 140 76 × 10 ²³ mol ^{−1となっています}。したがって、質量による化学量論を計算するには、各反応物に必要な分子数をモルで表し、それぞれのモル質量を掛けて、反応1モルあたりの各反応物の質量を求めます。質量比は、それぞれを反応全体の合計で割ることによって計算できます。

自然状態の元素は、質量が異なる同位体の混合物であるため、原子量、ひいてはモル質量は厳密には整数ではありません。例えば、17.031  gのアンモニア は、正確に14:3の比率ではなく、14.007 gの窒素と3  ×  1.008  gの水素から構成されています。これは、天然の窒素には少量の窒素15が含まれ、天然の水素には水素2（重水素）が含まれているためです。

化学量論的反応物とは、反応において消費される反応物のことである。一方、触媒反応物は、ある段階で反応し、別の段階で再生されるため、全体の反応において消費されない。

化学量論は、化学反応式のバランスをとるだけでなく、次元解析による物質量の「変換」にも使用されます。たとえば、モル質量を「変換係数」として使用してグラムからモルに変換したり、密度を使用してグラムからミリリットルに変換したりします。たとえば、2.00 g の NaCl (塩化ナトリウム)を量(モル単位) で表すには、次のようにします。 

${\displaystyle {\frac {2.00{\mbox{ g NaCl}}}{58.44{\mbox{ g/mol}}}}=0.0342\ {\text{mol NaCl}}}$

上記の例では、分数形式で書き出すと、グラムの単位は乗法的な恒等式 を形成し、1 (g/g = 1)に等しくなり 、結果として得られるモル量 (必要な単位) は次の式で示されます。

${\displaystyle \left({\frac {2.00{\mbox{ g NaCl}}}{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol NaCl}}}{58.44{\mbox{ g NaCl}}}\right)=0.0342\ {\text{mol NaCl}}}$

化学量論は、化学反応式（反応化学量論）のバランスをとるためによく用いられます。例えば、水素と酸素という2つの二原子分子ガスは、次の式で表される発熱反応によって結合し、液体である水を生成します。

2 H ₂ + O ₂ → 2 H ₂ O

反応の化学量論は、上記の式における水素、酸素、水分子の比率が2:1:2であることを示している。

モル比は、ある物質のモル数と別の物質のモル数の間の変換を可能にする。例えば、反応では

2 CH ₃ OH + 3 O ₂ → 2 CO ₂ + 4 H ₂ O

0.27モルのCHの燃焼によって生成される水の量₃ OHCHのモル比を用いて得られる。₃ OHとH2～4のうち_の2つ。

$\displaystyle \left({\frac {0.27{\mbox{ mol }}\mathrm {CH_{3}OH} }{1}}\right)\left({\frac {4{\mbox{ mol }}\mathrm {H_{2}O} }{2{\mbox{ mol }}\mathrm {CH_{3}OH} }}\right)=0.54\ {\text{mol }}\mathrm {H_{2}O} }$

化学量論という用語は、化学量論的化合物における元素のモル比（組成化学量論）を表すためにもよく用いられます。例えば、H₂における水素と酸素の化学量論などです。₂ Oは 2:1 です。化学量論的化合物では、モル比は整数です。

_{化学量論は、}反応によって生成される生成物の量を求めるためにも使用できます。固体の銅（Cu）を硝酸銀（AgNO₃ ）水溶液に加えると、銀（Ag）は単置換反応で置き換えられ、硝酸銅(II)水溶液（Cu(NO₃ ₎ ₂ _）と固体の銀が生成されます。16.00グラムのCuを過剰の硝酸銀溶液に加えた場合、どれだけの銀が生成されますか？

以下の手順が用いられます。

1. 方程式を書いてバランスを取る
2. 質量からモルへ：銅のグラム数を銅のモル数に変換する
3. モル比：銅のモル数を生成された銀のモル数に変換する
4. モルから質量へ：銀のモル数を生成された銀のグラム数に変換する

完全なバランスのとれた方程式は次のようになります。

Cu + 2 AgNO ₃ → Cu(NO ₃ ) ₂ + 2 Ag

質量からモルへの変換ステップでは、銅の質量（16.00 g）を銅のモル質量（63.55 g/mol） で割ることによって、銅のモル数に変換します。 

${\displaystyle \left({\frac {16.00{\mbox{ g Cu}}}{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol Cu}}}{63.55{\mbox{ g Cu}}}\right)=0.2518\ {\text{mol Cu}}}$

銅のモル数（0.2518）がわかったので、モル比を設定できます。これは、平衡反応式の係数を見ることでわかります。銅と銀の比率は1：2です。

${\displaystyle \left({\frac {0.2518{\mbox{ mol Cu}}}{1}}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol Cu}}}{1{\mbox{ mol Cu}}}\right)=0.5036\ {\text{mol Cu}}}$

生成された銀のモル数が0.5036モルであることがわかったので 、この量を生成された銀のグラム数に変換して最終的な答えを求めます。

$\displaystyle \left({\frac {0.5036{\mbox{ mol Ag}}}{1}}\right)\left({\frac {107.87{\mbox{ g Ag}}}{1{\mbox{ mol Ag}}}}\right)=54.32\ {\text{g Ag}}}$

この一連の計算は、さらに1つのステップに集約することができます。

${\displaystyle m_{\mathrm {Ag} }=\left({\frac {16.00{\mbox{ g }}\mathrm {Cu} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {Cu} }{63.55{\mbox{ g }}\mathrm {Cu} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol }}\mathrm {Ag} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {Cu} }}\right)\left({\frac {107.87{\mbox{ g }}\mathrm {Ag} }{1{\mbox{ mol Ag}}}}\right)=54.32{\mbox{ g}}}$

化学量論は、化学反応において一方の反応物が他方の反応物と「完全に」反応するために必要な適切な量を求めるためにも使用されます。つまり、反応が起こったときに反応物が残らないような化学量論的な量です。以下に、テルミット反応を用いた例を示します。

Fe ₂ O ₃ + 2 Al → Al ₂ O ₃ + 2 Fe

この式は、1 モルの酸化鉄(III)と2 モルのアルミニウムが反応して、1 モルの酸化アルミニウムと2 モルの鉄が生成されることを示しています。したがって、85.0  gの酸化鉄(III)（0.532  mol）と完全に反応させるには、28.7  g（1.06  mol）のアルミニウムが必要です。

${\displaystyle m_{\mathrm {Al} }=\left({\frac {85.0{\mbox{ g }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }{159.7{\mbox{ g }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol Al}}}{1{\mbox{ mol }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }}\right)\left({\frac {26.98{\mbox{ g Al}}}{1{\mbox{ mol Al}}}}\right)=28.7{\mbox{ g}}}$

制限反応物とは、生成物の生成量を制限する反応物であり、反応が完了すると完全に消費される反応物のことです。過剰反応物とは、制限反応物が消費されたために反応が停止した後に残る反応物のことです。

硫化鉛(II) (PbS)_を酸素( O₂ )中で焙焼して酸化鉛(II) (PbO)と二酸化硫黄( SO₂ ₎を生成する反応式を考えてみましょう。

2 PbS + 3 O ₂ → 2 PbO + 2 SO ₂

200.0 gの硫化鉛(II)と200.0 gの酸素を開放容器で加熱した場合の酸化鉛(II )の理論収量を求めるには、次の式を用いる。  

${\displaystyle m_{\mathrm {PbO} }=\left({\frac {200.0{\mbox{ g }}\mathrm {PbS} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {PbS} }{239.27{\mbox{ g }}\mathrm {PbS} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }{2{\mbox{ mol }}\mathrm {PbS} }}\right)\left({\frac {223.2{\mbox{ g }}\mathrm {PbO} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }}\right)=186.6{\mbox{ g}}}$

${\displaystyle m_{\mathrm {PbO} }=\left({\frac {200.0{\mbox{ g }}\mathrm {O_{2}} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {O_{2}} }{32.00{\mbox{ g }}\mathrm {O_{2}} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }{3{\mbox{ mol }}\mathrm {O_{2}} }}\right)\left({\frac {223.2{\mbox{ g }}\mathrm {PbO} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }}\right)=930.0{\mbox{ g}}}$

200.0  gのPbSに対して生成されるPbOの量が少ないことから、PbSが制限反応物であることは明らかである。

実際には、実際の収量は化学量論的に計算された理論収量とは異なります。したがって、収率（パーセント）は次の式で表されます。

${\displaystyle {\mbox{percent yield}}={\frac {\mbox{actual yield}}{\mbox{theoretical yield}}}}$

170.0  gの酸化鉛(II)が得られた場合、収率は次のように計算されます。

${\displaystyle {\mbox{percent yield}}={\frac {\mbox{170.0 g PbO}}{\mbox{186.6 g PbO}}}=91.12\%}$

同じ出発物質から複数の反応が起こる場合がよくあります。反応の化学量論は異なる場合があります。たとえば、AlCl ₃を触媒として用いたフリーデル・クラフツ反応によるベンゼン( C ₆ H ₆ )のメチル化では、次の例に示すように、一重メチル化 ( C ₆ H ₅ CH ₃ )、二重メチル化 ( C ₆ H ₄ (CH ₃ ) ₂ )、またはさらに高度にメチル化された ( C ₆ H _{6− n} (CH ₃ ) _n ) 生成物が生成される場合があります。

C ₆ H ₆ + CH ₃ Cl → C ₆ H ₅ CH ₃ + HCl

C ₆ H ₆ + 2 CH ₃ Cl → C ₆ H ₄ (CH ₃ ) ₂ + 2 HCl

C ₆ H ₆ + n CH ₃ Cl → C ₆ H _{6− n} (CH ₃ ) _n + n HCl

この例では、どの反応が起こるかは、反応物の相対濃度によって部分的に制御されます。

平易な言葉で言えば、任意の成分の化学量論係数とは、記述された反応に関与する分子および／または組成式単位の数のことです。関連する概念として、化学量論数（IUPAC命名法を使用）があり、これは化学量論係数にすべての生成物に対して+1を、すべての反応物に対して-1を乗じたものです。

例えば、反応CH ₄ + 2 O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ Oでは、 CH ₄の化学量論数は−1、 O ₂の化学量論数は −2、CO ₂の場合は +1、H ₂ Oの場合は +2 となります。

より技術的に正確に言うと、化学反応系におけるi番目の成分の化学量論数は次のように定義される。

${\displaystyle \nu _{i}={\frac {\Delta N_{i}}{\Delta \xi }}\,}$

または

${\displaystyle \Delta N_{i}=\nu _{i}\,\Delta \xi \,}$

どこ${\displaystyle N_{i}}$はiの分子の数であり、${\displaystyle \xi }$は進行変数または反応の程度である。^{[ 8 ] [ 9 ]}

化学量論数 ${\displaystyle \nu _{i}}$は、化学種が反応に関与する度合いを表します。慣例として、反応物（消費されるもの）には負の数を、生成物には正の数を割り当てます。これは、反応の程度が増加すると、組成が反応物から生成物へとシフトするという慣例と一致しています。ただし、どの反応も逆方向に進んでいると見なすことができ、その観点からは、系のギブズ自由エネルギーを下げるために負の方向に変化します。反応が実際に任意に選択された順方向に進むかどうかは、任意の時点で存在する物質の量に依存し、それが反応速度論と熱力学、つまり平衡が初期状態の右側にあるか左側にあるかを決定します。

反応機構において、各段階の化学量論係数は常に整数です。これは、素反応は常に分子全体に関わるためです。全体の反応を複合的に表現する場合、一部は有理数になることがあります。反応に関与しない化学種が存在する場合も多く、それらの化学量論係数はゼロになります。触媒のように再生される化学種も、化学量論係数はゼロです。

最も単純なケースは異性化である。

A → B

ここで、反応が起こるたびにB分子が1つ生成されるためνB = 1となり、A分子が1つ消費されるためνA = −1となる_。あらゆる化学反応  _において、総質量が保存されるだけでなく、各種類  の原子の数も保存されるため、化学量論係数の取りうる値には相応の制約が生じる。

生物学を含むあらゆる自然反応系では、通常、複数の反応が同時に進行しています。任意の化学成分は複数の反応に同時に関与できるため、k番目の反応におけるi番目の成分の化学量論的数は次のように定義されます。

${\displaystyle \nu _{ik}={\frac {\partial N_{i}}{\partial \xi _{k}}}\,}$

したがって、 i番目の成分の量の合計（差分）変化は

${\displaystyle dN_{i}=\sum _{k}\nu _{ik}\,d\xi _{k}.\,}$

反応の程度は、組成変化を最も明確かつ具体的に表す方法であるが、まだ広く用いられてはいない。

複雑な反応系では、存在する化学物質の量{ N _i }   (状態変数)による反応系の表現と、反応の進行度{ ξ _k }で表される実際の組成の自由度による表現の両方を考慮することがしばしば有用です。進行度を表すベクトルから量を表すベクトルへの変換には、要素が化学量論数[ ν _{i k} ]である長方形行列を使用します。    

任意のξ _kの最大値と最小値は、順反応で最初の反応物が消費されたとき、または反応が逆方向に進んでいるとみなした場合の最初の「生成物」が消費されたときに発生します。これは、反応単体、つまり組成空間またはN空間の超平面に対する純粋に運動学的な制約であり、その次元は線形独立な化学反応の数に等しくなります。各反応は少なくとも 2 つの化学物質間の関係を示すため、これは必然的に化学成分の数よりも少なくなります。超平面のアクセス可能な領域は、実際に存在する各化学種の量に依存しますが、これは偶発的な事実です。異なる量によって、すべて同じ代数的化学量論を共有する異なる超平面が生成されることもあります。

化学反応速度論と熱力学的平衡の原理によれば、すべての化学反応は少なくともある程度は可逆的であるため、各平衡点は単体の内部点となる。したがって、実験系において一部の生成物の初期量がゼロでない限り、 ξの極値は発生しない。

物理的に独立した反応の数は、化学成分の数よりも多くなる場合があり、様々な反応機構に依存します。例えば、上記の異性化反応には、2つ（またはそれ以上）の反応経路が存在する可能性があります。反応は触媒の存在下では単独で起こることもありますが、より速く、異なる中間体を経て進行します。

（無次元の）「単位」は、分子またはモルとみなすことができる。モルが最も一般的に使用されるが、段階的な化学反応を分子単位でイメージする方がより分かりやすい。Nとξは、アボガドロ定数で割ることによってモル単位に縮小される。次元のある質量単位を使用することもできるが、その場合、整数に関する注釈は適用されなくなる。

複雑な反応では、化学量論は化学量論行列と呼ばれるよりコンパクトな形式で表されることが多い。化学量論行列は記号Nで表される。^{[ 10 ] [ 11 ] [ 12 ]}

反応ネットワークにn個の反応とm個の関与する分子種がある場合、化学量論行列はそれに応じてm行n列となる。

例えば、以下の反応系を考えてみましょう。

S ₁ → S ₂

5S3 + _{S2 →} 4S3 ₊ 2S2_​

S3 → _S4​

S4 → _S5​

このシステムは4つの反応と5種類の異なる分子種から構成される。このシステムの化学量論行列は次のように表される。

${\displaystyle \mathbf {N} ={\begin{bmatrix}-1&0&0&0\\1&1&0&0\\0&-1&-1&0\\0&0&1&-1\\0&0&0&1\\\end{bmatrix}}}$

ここで、各行はそれぞれS ₁、S ₂、S ₃、S ₄、S ₅に対応します。反応スキームを化学量論行列に変換するプロセスは、情報損失を伴う変換となる場合があります。例えば、2番目の反応の化学量論は、行列に含めると単純化されます。つまり、化学量論行列から元の反応スキームを復元できるとは限りません。

多くの場合、化学量論行列は速度ベクトルvと種ベクトルxと組み合わされて、分子種の変化率を記述する簡潔な方程式、生化学システム方程式を形成します。

${\displaystyle {\frac {d\mathbf {x} }{dt}}=\mathbf {N} \cdot \mathbf {v} .}$

気体化学量論とは、気体を生成する化学反応における反応物と生成物の定量的関係（比率）のことです。気体化学量論は、生成される気体が理想気体であると仮定し、気体の温度、圧力、体積がすべて既知である場合に適用されます。これらの計算には理想気体の法則が使用されます。多くの場合、標準温度と圧力（STP）は0℃と1気圧とされ、気体化学量論の計算条件として使用されますが、常にそうとは限りません。 

気体の化学量論計算は、気体生成物または反応物の未知の体積または質量を求めます。たとえば、100 g のNH ₃の燃焼によって生成される気体NO ₂の体積を計算したい場合、次の反応式が考えられます。 

4 NH ₃ (g) + 7 O ₂ (g) → 4 NO ₂ (g) + 6 H ₂ O (l)

私たちは以下の計算を行います。

${\displaystyle 100\,\mathrm {g\,NH_{3}} \cdot {\frac {1\,\mathrm {mol\,NH_{3}} }{17.034\,\mathrm {g\,NH_{3}} }}=5.871\,\mathrm {mol\,NH_{3}} }$

上記の平衡燃焼反応では、NH ₃とNO ₂のモル比は 1:1 なので、5.871 mol のNO ₂が生成されます。理想気体の法則を用いて、気体定数R = 0.08206 L·atm·K ⁻¹ ·mol ⁻¹を使用して、0 °C (273.15 K) および 1 気圧での体積を求めます。     

${\displaystyle {\begin{aligned}PV&=nRT\\V&={\frac {nRT}{P}}\\&={\frac {5.871{\text{ mol}}\cdot 0.08206\,{\frac {\mathrm {L\cdot atm} }{\mathrm {mol\cdot K} }}\cdot 273.15{\text{ K}}}{1{\text{ atm}}}}\\&=131.597\,\mathrm {L\,NO_{2}} \end{aligned}}}$

気体の化学量論では、多くの場合、気体の密度が与えられた場合に、その気体のモル質量を知る必要があります。理想気体の法則を変形すると、理想気体の密度とモル質量の関係が得られます。

${\displaystyle \rho ={\frac {m}{V}}}$  そして  ${\displaystyle n={\frac {m}{M}}}$

そしてこうして：

${\displaystyle \rho ={\frac {MP}{R\,T}}}$

どこ：

• P  = 絶対ガス圧
• V  = ガスの体積
• n  = 量（モル単位で測定）
• R  = 普遍的な理想気体の法則定数
• T  = 絶対気体温度
• ρ =温度Tおよび圧力P におけるガス密度
• m  = ガスの質量
• M  = ガスのモル質量

燃焼反応では、酸素が燃料と反応し、酸素が完全に消費され、燃料が完全に燃焼する点が化学量論点と定義されます。酸素が多すぎる場合（過剰化学量論燃焼）、一部は未反応のまま残ります。同様に、酸素が不足して燃焼が不完全な場合も、燃料は未反応のまま残ります。（未反応の燃料は、燃焼速度が遅い、燃料と酸素の混合が不十分など、化学的要因ではなく物理的要因によっても残る場合があります。これは化学量論とは関係ありません。）異なる炭化水素燃料は、炭素、水素、その他の元素の含有量が異なるため、化学量論も異なります。

酸素は空気の体積のわずか20.95%、質量のわずか23.20%を占めるにすぎない。^{[ 13 ]}空気中の不活性ガスの割合が高いため、以下に示す空気燃料比は、同等の酸素燃料比よりもはるかに高い。（ガソリンの場合の14.7という比率は、触媒コンバーターと組み合わせた燃焼の場合にのみ適用される。）

ガソリンエンジンは、ガソリンが非常に揮発性が高く、点火前に空気と混合（噴霧またはキャブレターで噴射）されるため、理論空燃比で運転できます。一方、ディーゼルエンジンは、単純な理論空燃比で必要な量よりも多くの空気が供給される希薄燃焼で運転されます。ディーゼル燃料は揮発性が低く、噴射されると効果的に燃焼します。^{[ 16 ]}

• 非化学量論的化合物
• 生化学システムの方程式
• 化学反応
• 化学反応式
• 分子
• モル質量
• 理想気体の法則

• Zumdahl, Steven S. 『化学の原理』Houghton Mifflin、ニューヨーク、2005年、148-150ページ。
• 内燃機関の基礎、ジョン・B・ヘイウッド

• プリマス大学によるエンジン燃焼入門
• カーネギーメロン大学のChemCollectiveが提供する無料の化学量論チュートリアル
• Microsoft Excel 用の化学量論アドイン(2011 年 5 月 11 日にWayback Machineにアーカイブ)は、分子量、反応係数、化学量論の計算に使用されます。
• 反応化学量論計算機：包括的な無料オンライン反応化学量論計算機。