Une équation équilibrée montre le même nombre d’atomes de chaque élément du côté réactif et du côté produit de l’équation. Ceci est important car la loi de conservation des états de masse selon laquelle la matière ne peut être créée ou détruite par une réaction chimique. Par conséquent, si l’équation n’est pas équilibrée, elle ne représentera pas avec précision la réaction en cours.
Par exemple, considérons l'équation déséquilibrée suivante :
$$2H_2 + O_2 → H_2O$$
Cette équation montre que deux molécules d’hydrogène gazeux réagissent avec une molécule d’oxygène gazeux pour produire de l’eau. Cependant, l’équation n’est pas équilibrée car il y a quatre atomes d’hydrogène du côté des réactifs et seulement deux atomes d’hydrogène du côté des produits. Afin d’équilibrer l’équation, il faut ajouter un coefficient devant la molécule d’eau :
$$2H_2 + O_2 → 2H_2O$$
L’équation est désormais équilibrée et représente avec précision la réaction qui se produit.
En utilisant des équations équilibrées, nous pouvons déterminer avec précision la stœchiométrie d’une réaction et calculer les quantités de réactifs et de produits nécessaires ou produits. Ceci est important pour diverses applications, telles que la production chimique industrielle et les expériences en laboratoire.
