Pondérer une équation chimique

Une réaction ne fait que réorganiser des atomes : elle n'en crée ni n'en détruit aucun. Pour chaque élément, il y a donc autant d'atomes dans les réactifs que dans les produits (loi de Lavoisier). Les coefficients traduisent cette conservation ; on choisit toujours les plus petits entiers possibles.

Pour équilibrer, on ajuste uniquement les nombres placés devant les formules. On ne modifie jamais les indices à l'intérieur d'une formule : écrire $\ce{O3}$ au lieu de $\ce{O2}$ change la nature de l'espèce. On a seulement le droit d'écrire « $3\,\ce{O2}$ ».

1. Inventaire : lister les éléments et compter leurs atomes de chaque côté.
2. Commencer par l'élément présent dans une seule espèce de chaque côté (souvent un métal, ou le carbone), puis l'hydrogène, et terminer par l'oxygène.
3. Ajuster un coefficient, répercuter sur les autres espèces, puis recompter.
4. Si un coefficient devient fractionnaire, multiplier toute l'équation par le dénominateur commun pour revenir à des entiers.
5. Vérifier : chaque élément équilibré — et, pour une équation ionique, la charge totale identique des deux côtés.

On équilibre $\ce{Fe + O2 -> Fe2O3}$. Fer : la formule $\ce{Fe2O3}$ impose $2$ atomes de fer ; oxygène : $3$ atomes à droite, par paquets de $2$ à gauche $\Rightarrow$ ppcm $(2,3)=6$, donc $3\,\ce{O2}$ à gauche et $2\,\ce{Fe2O3}$ à droite ; on réajuste alors le fer à $4$ :

Vérification — Fe : $4=2\times2$ ; O : $3\times2=6=2\times3$ .

Pour une combustion $\ce{C_xH_y + O2 -> CO2 + H2O}$, on règle le carbone, puis l'hydrogène, et seulement en dernier l'oxygène — souvent fractionnaire : on double alors toute l'équation, par ex. $\ce{2 C2H6 + 7 O2 -> 4 CO2 + 6 H2O}$.

Dans une équation ionique, on équilibre à la fois les atomes et la charge totale (somme algébrique identique des deux côtés) ; en milieu acide, on complète avec $\ce{H+}$ et $\ce{H2O}$.