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4.1 : Écrire et équilibrer des équations chimiques

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    Objectifs d'apprentissage
    • Dérivez des équations chimiques à partir de descriptions narratives de réactions chimiques
    • Écrivez et équilibrez des équations chimiques dans des formats moléculaires, ioniques totaux et ioniques nets.

    Le chapitre précédent a présenté l'utilisation de symboles d'éléments pour représenter des atomes individuels. Lorsque les atomes gagnent ou perdent des électrons pour produire des ions, ou lorsqu'ils se combinent avec d'autres atomes pour former des molécules, leurs symboles sont modifiés ou combinés pour générer des formules chimiques qui représentent correctement ces espèces. Pour étendre ce symbolisme à la fois à l'identité et aux quantités relatives des substances subissant un changement chimique (ou physique), il faut écrire et équilibrer une équation chimique. Prenons l'exemple de la réaction entre une molécule de méthane (CH 4) et deux molécules d'oxygène diatomique (O 2) pour produire une molécule de dioxyde de carbone (CO 2) et deux molécules d'eau (H 2 O). L'équation chimique représentant ce processus est présentée dans la moitié supérieure de la figure\(\PageIndex{1}\), tandis que les modèles moléculaires remplissant l'espace sont présentés dans la moitié inférieure de la figure.

    Figure\(\PageIndex{1}\) : La réaction entre le méthane et l'oxygène pour produire du dioxyde de carbone et de l'eau (illustrée en bas) peut être représentée par une équation chimique utilisant des formules (en haut).
    Cette figure montre une équation chimique équilibrée suivie ci-dessous d'une représentation de l'équation à l'aide de modèles de remplissage d'espace. L'équation se lit comme suit : indice C H 4 plus 2 indice O 2 flèche C O indice 2 plus 2 H indice 2 O. Sous l'indice C H 4, la molécule est représentée par une sphère noire centrale, représentant un atome de C, sur laquelle 4 sphères blanches plus petites, représentant les atomes H, sont réparties uniformément autour de la molécule. Les quatre atomes H sont liés à l'atome C noir central. Ceci est suivi d'un signe plus. Sous l'indice 2 O, deux molécules sont représentées. Les molécules sont chacune composées de deux sphères rouges liées entre elles. Les sphères rouges représentent les atomes O. À droite d'une flèche et sous l'indice C O 2, apparaît une molécule unique avec une sphère centrale noire avec deux sphères rouges liées à gauche et à droite. Après un signe plus et sous l'indice 2 H 2 O, se trouvent deux molécules, chacune dotée d'une sphère rouge centrale et de deux sphères blanches plus petites attachées aux côtés inférieur droit et inférieur gauche de la sphère rouge centrale. Notez que dans les modèles de molécules remplissant l'espace, les sphères apparaissent légèrement comprimées dans les régions où il existe une liaison entre deux atomes.

    Cet exemple illustre les aspects fondamentaux de toute équation chimique :

    1. Les substances en cours de réaction sont appelées réactifs, et leurs formules sont placées sur le côté gauche de l'équation.
    2. Les substances générées par la réaction sont appelées produits, et leurs formules sont placées à droite de l'équation.
    3. Les signes plus (+) séparent les formules individuelles des réactifs et des produits, et une flèche (⟶) sépare les côtés réactif et produit (gauche et droite) de l'équation.
    4. Le nombre relatif d'espèces de réactifs et de produits est représenté par des coefficients (nombres placés immédiatement à gauche de chaque formule). Un coefficient de 1 est généralement omis.

    Il est courant d'utiliser les plus petits coefficients de nombres entiers possibles dans une équation chimique, comme c'est le cas dans cet exemple. Sachez toutefois que ces coefficients représentent le nombre relatif de réactifs et de produits et qu'ils peuvent donc être correctement interprétés comme des ratios. Le méthane et l'oxygène réagissent pour produire du dioxyde de carbone et de l'eau dans un rapport de 1:2:1:2. Ce rapport est satisfait si le nombre de ces molécules est, respectivement, 1-2-1-2, ou 2-4-2-4, ou 3-6-3-6, et ainsi de suite (Figure\(\PageIndex{2}\)). De même, ces coefficients peuvent être interprétés par rapport à n'importe quelle unité de quantité (nombre), de sorte que cette équation peut être lue correctement de nombreuses manières, notamment :

    • Une molécule de méthane et deux molécules d'oxygène réagissent pour produire une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d'eau.
    • Une douzaine de molécules de méthane et une vingtaine de molécules d'oxygène réagissent pour produire une douzaine de molécules de dioxyde de carbone et deux douzaines de molécules d'eau.
    • Une mole de molécules de méthane et 2 moles de molécules d'oxygène réagissent pour produire 1 mole de molécules de dioxyde de carbone et 2 moles de molécules d'eau.
    « CNX_Chem_04_01_rxn3.jpg »
    Figure\(\PageIndex{2}\) : Quel que soit le nombre absolu de molécules impliquées, les rapports entre le nombre de molécules de chaque espèce qui réagissent (les réactifs) et les molécules de chaque espèce qui se forment (les produits) sont les mêmes et sont donnés dans l'équation chimique.

     

    Équilibrage d'

    Lorsqu'une équation chimique est équilibrée, cela signifie qu'un nombre égal d'atomes pour chaque élément impliqué dans la réaction sont représentés du côté du réactif et du côté du produit. C'est une exigence à laquelle l'équation doit satisfaire pour être conforme à la loi de conservation de la matière. Cela peut être confirmé en additionnant simplement le nombre d'atomes de chaque côté de la flèche et en comparant ces sommes pour s'assurer qu'elles sont égales. Notez que le nombre d'atomes pour un élément donné est calculé en multipliant le coefficient de toute formule contenant cet élément par l'indice de l'élément dans la formule. Si un élément apparaît dans plusieurs formules d'un côté donné de l'équation, le nombre d'atomes représentés dans chacune d'elles doit être calculé puis additionné. Par exemple, les deux espèces de produits de l'exemple de réaction\(\ce{H2O}\),\(\ce{CO2}\) et, contiennent l'élément oxygène, de sorte que le nombre d'atomes d'oxygène du côté produit de l'équation est

    \[\left(1\: \cancel{\ce{CO_2} \: \text{molecule}} \times \dfrac{2\: \ce{O} \: \text{atoms}}{ \cancel{\ce{CO_2} \: \text{molecule}}}\right) + \left( \cancel{ \ce{2H_2O} \: \text{molecule} }\times \dfrac{1\: \ce{O}\: \text{atom}}{\cancel{ \ce{H_2O} \: \text{molecule}}}\right)=4\: \ce{O} \: \text{atoms} \nonumber \]

    L'équation de la réaction entre le méthane et l'oxygène pour produire du dioxyde de carbone et de l'eau est confirmée comme étant équilibrée selon cette approche, comme indiqué ci-dessous :

    \[\ce{CH4 +2O2\rightarrow CO2 +2H2O} \nonumber \]

    Équation de la réaction\[\ce{CH4 +2O2\rightarrow CO2 +2H2O} \nonumber \]
    Elément Réactifs Produits Équilibré ?
    C 1 × 1 = 1 1 × 1 = 1 1 = 1, oui
    H 4 × 1 = 4 2 × 2 = 4 4 = 4, oui
    O 2 × 2 = 4 (1 × 2) + (2 × 1) = 4 4 = 4, oui

    Une équation chimique équilibrée peut souvent être dérivée d'une description qualitative d'une réaction chimique donnée par une approche assez simple connue sous le nom d'équilibrage par inspection. Prenons l'exemple de la décomposition de l'eau pour produire de l'hydrogène et de l'oxygène moléculaires. Ce processus est représenté qualitativement par une équation chimique déséquilibrée :

    \[\ce{H2O \rightarrow H2 + O2} \tag{unbalanced} \]

    La comparaison du nombre d'atomes H et O de part et d'autre de cette équation confirme son déséquilibre :

    Comparaisons entre les atomes H et O
    Elément Réactifs Produits Équilibré ?
    H 1 × 2 = 2 1 × 2 = 2 2 = 2, oui
    O 1 × 1 = 1 1 × 2 = 2 1, 2, non

    Le nombre d'atomes H du côté réactif et du côté produit de l'équation est égal, mais le nombre d'atomes O ne l'est pas. Pour atteindre l'équilibre, les coefficients de l'équation peuvent être modifiés selon les besoins. N'oubliez pas, bien entendu, que les indices de la formule définissent, en partie, l'identité de la substance et qu'ils ne peuvent donc pas être modifiés sans modifier la signification qualitative de l'équation. Par exemple, changer la formule du réactif de H 2 O à H 2 O 2 permettrait d'équilibrer le nombre d'atomes, mais cela modifierait également l'identité du réactif (il s'agit désormais de peroxyde d'hydrogène et non d'eau). L'équilibre des atomes d'O peut être obtenu en modifiant le coefficient pour H 2 O à 2.

    \[\ce{2H2O \rightarrow H2 + O2} \tag{unbalanced} \]

    L'équilibre des atomes d'O peut être atteint en modifiant le coefficient pour H2O à 2
    Elément Réactifs Produits Équilibré ?
    H 2 × 2 = 4 1 × 2 = 2 4, 2, non
    O 2 × 1 = 2 1 × 2 = 2 2 = 2, oui

    L'équilibre des atomes d'H a été perturbé par ce changement, mais il est facile de le rétablir en modifiant le coefficient du produit H 2 à 2.

    \[\ce{2H_2O \rightarrow 2H2 + O2} \tag{balanced} \]

    L'équilibre des atomes de H est perturbé mais facilement rétabli en modifiant le coefficient du produit H2 à 2.
    Elément Réactifs Produits Équilibré ?
    H 2 × 2 = 4 2 × 2 = 2 4 = 4, oui
    O 2 × 1 = 2 1 × 2 = 2 2 = 2, oui

    Ces coefficients donnent des nombres égaux d'atomes H et d'atomes O du côté du réactif et du côté du produit, et l'équation équilibrée est donc la suivante :

    \[\ce{2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2} \nonumber \]

     

    Exemple\(\PageIndex{1}\): Balancing Chemical Equations

    Écrivez une équation équilibrée pour la réaction de l'azote moléculaire (N 2) et de l'oxygène (O 2) pour former du pentoxyde de diazote.

    Solution

    Écrivez d'abord l'équation déséquilibrée.

    \[\ce{N_2 + O_2 \rightarrow N_2O_5} \tag{unbalanced} \]

    Ensuite, comptez le nombre de chaque type d'atome présent dans l'équation déséquilibrée.

    Équation asymétrique
    Elément Réactifs Produits Équilibré ?
    N 1 × 2 = 2 1 × 2 = 2 2 = 2, oui
    O 1 × 2 = 2 1 × 5 = 5 2 ; 5 ; non

    Bien que l'azote soit équilibré, des changements de coefficients sont nécessaires pour équilibrer le nombre d'atomes d'oxygène. Pour équilibrer le nombre d'atomes d'oxygène, une première tentative raisonnable serait de modifier les coefficients pour O 2 et N 2 O 5 en nombres entiers donnant 10 atomes d'O (le multiple le moins courant pour les indices d'atomes d'O dans ces deux formules).

    \[\ce{N_2 + 5 O2 \rightarrow 2 N2O5} \tag{unbalanced} \]

    \[\ce{N_2 + 5 O2 \rightarrow 2 N2O5} \tag{unbalanced} \]
    Elément Réactifs Produits Équilibré ?
    N 1 × 2 = 2 2 × 2 = 4 2, 4, non
    O 5 × 2 = 10 2 × 5 = 10 10 = 10, oui

    L'équilibre des atomes d'azote a été perturbé par ce changement ; il est rétabli en modifiant le coefficient du réactif N 2 à 2.

    \[\ce{2N_2 + 5O_2\rightarrow 2N_2O_5} \nonumber \]

    L'équilibre des atomes d'azote est perturbé mais rétabli en changeant le coefficient du réactif N2 à 2.
    Elément Réactifs Produits Équilibré ?
    N 2 × 2 = 4 2 × 2 = 4 4 = 4, oui
    O 5 × 2 = 10 2 × 5 = 10 10 = 10, oui

    Les nombres d'atomes N et O de chaque côté de l'équation sont désormais égaux, et l'équation est donc équilibrée.

    Exercice\(\PageIndex{1}\)

    Écrivez une équation équilibrée pour la décomposition du nitrate d'ammonium pour former de l'azote moléculaire, de l'oxygène moléculaire et de l'eau. (Conseil : équilibrez l'oxygène en dernier, puisqu'il est présent dans plus d'une molécule sur le côté droit de l'équation.)

    Réponse

    \[\ce{2NH4NO3 \rightarrow 2N2 + O2 + 4H2O} \nonumber \]

    Réactions d'équilibrage contenant des polyatomiques : Réactions d'équilibrage contenant des polyatomiques (s'ouvre dans une nouvelle fenêtre) [youtu.be]

     

    Il est parfois pratique d'utiliser des fractions plutôt que des entiers comme coefficients intermédiaires dans le processus d'équilibrage d'une équation chimique. Lorsque l'équilibre est atteint, tous les coefficients de l'équation peuvent ensuite être multipliés par un nombre entier pour convertir les coefficients fractionnaires en nombres entiers sans perturber l'équilibre atomique. Par exemple, considérez la réaction de l'éthane (C 2 H 6) avec de l'oxygène pour produire du H 2 O et du CO 2, représentée par l'équation non équilibrée :

    \[\ce{C_2H_6 + O_2 \rightarrow H_2O + CO_2} \tag{unbalanced} \]

    En suivant l'approche d'inspection habituelle, on peut d'abord équilibrer les atomes C et H en modifiant les coefficients pour les deux espèces de produits, comme indiqué :

    \[\ce{C_2H_6 + O_2 \rightarrow 3H_2O + 2CO_2} \tag{unbalanced} \]

    Il en résulte sept atomes d'O du côté produit de l'équation, un nombre impair. Aucun coefficient entier ne peut être utilisé avec le réactif O 2 pour obtenir un nombre impair, donc un coefficient fractionnaire est utilisé à la place pour obtenir une équation équilibrée provisoire :\(\ce{7/2}\)

    \[\ce{C2H6 + 7/2 O2\rightarrow 3H2O + 2CO2} \nonumber \]

    Une équation équilibrée classique avec des coefficients entiers uniquement est dérivée en multipliant chaque coefficient par 2 :

    \[\ce{2C2H6 +7O2\rightarrow 6H2O + 4CO2} \nonumber \]

    Enfin, en ce qui concerne les équations équilibrées, rappelons que la convention dicte l'utilisation des plus petits coefficients entiers. Bien que l'équation de la réaction entre l'azote moléculaire et l'hydrogène moléculaire pour produire de l'ammoniac soit effectivement équilibrée,

    \[\ce{3N2 +9H2\rightarrow 6NH3} \nonumber \]

    les coefficients ne sont pas les plus petits nombres entiers possibles représentant le nombre relatif de molécules de réactif et de produit. En divisant chaque coefficient par le plus grand facteur commun, 3, on obtient l'équation préférée :

     

    \[\ce{N2 + 3H2\rightarrow 2NH3} \nonumber \]

    Simulation de phet

    Utilisez ce didacticiel interactif pour vous entraîner davantage à équilibrer les équations.

    Informations supplémentaires sur les équations chimiques

    Les états physiques des réactifs et des produits dans les équations chimiques sont très souvent indiqués par une abréviation entre parenthèses suivant les formules. Les abréviations courantes incluent s pour les solides, l pour les liquides, g pour les gaz et aq pour les substances dissoutes dans l'eau (solutions aqueuses, comme présenté dans le chapitre précédent). Ces notations sont illustrées dans l'exemple d'équation ci-dessous :

    \[\ce{2Na (s) + 2H2O (l) \rightarrow 2NaOH (aq) + H2(g)} \nonumber \]

    Cette équation représente la réaction qui se produit lorsque du sodium métallique est placé dans de l'eau. Le sodium solide réagit avec l'eau liquide pour produire de l'hydrogène moléculaire et le composé ionique hydroxyde de sodium (un solide sous forme pure, mais facilement dissous dans l'eau).

    Les conditions spéciales nécessaires à une réaction sont parfois désignées en écrivant un mot ou un symbole au-dessus ou en dessous de la flèche de l'équation. Par exemple, une réaction réalisée par chauffage peut être indiquée par la lettre grecque majuscule delta (Δ) au-dessus de la flèche.

    \[\ce{CaCO3}(s)\xrightarrow{\:\Delta\:} \ce{CaO}(s)+\ce{CO2}(g) \nonumber \]

    D'autres exemples de ces conditions spéciales seront abordés plus en détail dans les chapitres suivants.

    Équations pour réactions ioniques

    Compte tenu de l'abondance d'eau sur Terre, il va de soi qu'un grand nombre de réactions chimiques se produisent en milieu aqueux. Lorsque des ions sont impliqués dans ces réactions, les équations chimiques peuvent être écrites avec différents niveaux de détail adaptés à l'utilisation prévue. Pour illustrer cela, considérez une réaction entre des composés ioniques qui se produit dans une solution aqueuse. Lorsque des solutions aqueuses de\(\ce{CaCl2}\) et\(\ce{AgNO3}\) sont mélangées, une réaction se produit produisant de l'eau\(\ce{Ca(NO3)2}\) et du solide\(\ce{AgCl}\) :

    \[\ce{CaCl2}(aq)+\ce{2AgNO3}(aq)\rightarrow \ce{Ca(NO3)2}(aq)+\ce{2AgCl}(s) \nonumber \]

    Cette équation équilibrée, dérivée de la manière habituelle, est appelée équation moléculaire parce qu'elle ne représente pas explicitement les espèces ioniques présentes en solution. Lorsque les composés ioniques se dissolvent dans l'eau, ils peuvent se dissocier en ions constituants, qui sont ensuite dispersés de manière homogène dans la solution résultante (une discussion approfondie de cet important processus est fournie dans le chapitre sur les solutions). Les composés ioniques dissous dans l'eau sont donc représentés de manière plus réaliste sous forme d'ions dissociés, dans ce cas :

    \[\ce{CaCl2}(aq)\rightarrow \ce{Ca^2+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq) \nonumber \]

    \[\ce{2AgNO3}(aq)\rightarrow \ce{2Ag+}(aq)+\ce{2NO3-}(aq) \nonumber \]

    \[\ce{Ca(NO3)2}(aq)\rightarrow \ce{Ca^2+}(aq)+\ce{2NO3-}(aq) \nonumber \]

    Contrairement à ces trois composés ioniques, l'AgCl ne se dissout pas dans l'eau de manière significative, comme l'indique sa notation de l'état physique, (s).

    La représentation explicite de tous les ions dissous permet d'obtenir une équation ionique complète. Dans ce cas particulier, les formules des composés ioniques dissous sont remplacées par des formules pour leurs ions dissociés :

    \[\ce{Ca^2+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq)+\ce{2Ag+}(aq)+\ce{2NO3-}(aq)\rightarrow \ce{Ca^2+}(aq)+\ce{2NO3-}(aq)+\ce{2Ag​Cl}(s) \nonumber \]

    L'examen de cette équation montre que deux espèces chimiques sont présentes sous une forme identique des deux côtés de la flèche,\(\ce{Ca^{2+}(aq)}\) et\(\ce{NO3-}(aq)\). Ces ions spectateurs, c'est-à-dire des ions dont la présence est requise pour maintenir la neutralité de charge, ne sont ni chimiquement ni physiquement modifiés par le processus. Ils peuvent donc être éliminés de l'équation pour obtenir une représentation plus succincte appelée équation ionique nette :

    \[\cancel{\ce{Ca^2+}(aq)}+\ce{2Cl-}(aq)+\ce{2Ag+}(aq)+\cancel{\ce{2NO3-}(aq)}\rightarrow \cancel{\ce{Ca^2+}(aq)}+\cancel{\ce{2NO3-}(aq)}+\ce{2AgCl}(s) \nonumber \]

    \[\ce{2Cl-}(aq)+\ce{2Ag+}(aq)\rightarrow \ce{2AgCl}(s) \nonumber \]

    En suivant la convention qui consiste à utiliser les plus petits nombres entiers possibles comme coefficients, cette équation est alors écrite :

    \[\ce{Cl-}(aq)+\ce{Ag+}(aq)\rightarrow \ce{AgCl}(s) \nonumber \]

    Cette équation ionique nette indique que du chlorure d'argent solide peut être produit à partir de chlorure dissous et d'ions argent (I), quelle que soit la source de ces ions. Ces équations moléculaires et ioniques complètes fournissent des informations supplémentaires, à savoir, les composés ioniques utilisés comme sources de\(\ce{Cl^{−}}\) et\(\ce{Ag+}\).

     

    Exemple\(\PageIndex{2}\): Molecular and Ionic Equations

    Lorsque le dioxyde de carbone est dissous dans une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium, le mélange réagit pour produire du carbonate de sodium aqueux et de l'eau liquide. Écrivez des équations moléculaires équilibrées, ioniques complètes et ioniques nettes pour ce processus.

    Solution

    Commencez par identifier les formules pour les réactifs et les produits et les disposer correctement sous forme d'équations chimiques :

    \[\ce{CO2(aq) + NaOH(aq) \rightarrow Na2CO3(aq) + H2O(l)} \tag{unbalanced} \]

    Dans ce cas, l'équilibre est facilement atteint en modifiant le coefficient du NaOH à 2, ce qui donne l'équation moléculaire de cette réaction :

    \[\ce{CO2(aq)+2NaOH(aq)\rightarrow Na2CO3(aq) + H2O}(l) \nonumber \]

    Les deux composés ioniques dissous, NaOH et Na 2 CO 3, peuvent être représentés sous forme d'ions dissociés pour donner l'équation ionique complète :

    \[\ce{CO2 (aq) + 2Na+ (aq) + 2OH- (aq) \rightarrow 2Na+ (aq) + CO3^{2-} (aq) + H2O (l)} \nonumber \]

    Enfin, identifiez le ou les ions spectateurs, dans ce cas Na + (aq), et retirez-les de chaque côté de l'équation pour générer l'équation ionique nette :

    \ [\ begin {align*}
     \ ce {CO2} (aq) + \ annuler {\ ce {2Na+} (aq)} + \ ce {2OH-} (aq) & \ flèche droite \ annuler {\ ce {2Na+} (aq)} + \ ce {CO3^2-} (aq) + \ ce {H2O} (l) \
     \ \ ce {CO2} (aq) \ ce {2OH-} (aq) & \ flèche droite \ ce {CO3^2-} (aq) + \ ce {H2O} (l)
     \ end {align*} \ nonnumber \]

    Exercice\(\PageIndex{2}\)

    Le chlore diatomique et l'hydroxyde de sodium (lessive) sont des produits chimiques de base produits en grande quantité, avec l'hydrogène diatomique, par électrolyse de la saumure, selon l'équation déséquilibrée suivante :

    \[\ce{NaCl(aq) + H2O(l) ->[ electricity] NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)} \nonumber \]

    Écrivez des équations moléculaires équilibrées, ioniques complètes et ioniques nettes pour ce processus.

    Réponse

    Équation moléculaire équilibrée :\[\ce{2NaCl(aq) + 2H2O(l) -> 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)} \nonumber \]

    Équation ionique équilibrée :\[\ce{2Na^{+}(aq) + 2Cl^{-}(aq) + 2H2O (l) -> 2Na^{+}(aq) + 2OH^{-}(aq) + H2(g) + Cl2(g)} \nonumber \]

    Équation ionique nette équilibrée :\[\ce{2Cl^{-}(aq) + 2H2O(l) -> 2OH^{-}(aq) + H2(g) + Cl2(g) } \nonumber \]

     

    Concepts clés et résumé

    Les équations chimiques sont des représentations symboliques des changements chimiques et physiques. Les formules des substances soumises au changement (réactifs) et des substances générées par le changement (produits) sont séparées par une flèche et précédées de coefficients entiers indiquant leur nombre relatif. Les équations équilibrées sont celles dont les coefficients donnent un nombre égal d'atomes pour chaque élément des réactifs et des produits. Les réactions chimiques en solution aqueuse impliquant des réactifs ou des produits ioniques peuvent être représentées de manière plus réaliste par des équations ioniques complètes et, plus succinctement, par des équations ioniques nettes.

    Lexique

    équation équilibrée
    équation chimique avec un nombre égal d'atomes pour chaque élément du réactif et du produit
    équation chimique
    représentation symbolique d'une réaction chimique
    coefficient
    nombre placé devant les symboles ou les formules d'une équation chimique pour indiquer leur quantité relative
    équation ionique complète
    équation chimique dans laquelle tous les réactifs et produits ioniques dissous, y compris les ions spectateurs, sont explicitement représentés par des formules pour leurs ions dissociés
    équation moléculaire
    équation chimique dans laquelle tous les réactifs et produits sont représentés sous forme de substances neutres
    équation ionique nette
    équation chimique dans laquelle seuls les réactifs ioniques dissous et les produits qui subissent une modification chimique ou physique sont représentés (à l'exclusion des ions spectateurs)
    produit
    substance formée par un changement chimique ou physique ; représentée sur le côté droit de la flèche dans une équation chimique
    réactif
    substance subissant une modification chimique ou physique ; indiquée sur le côté gauche de la flèche dans une équation chimique
    icône du spectateur
    ion qui ne subit aucun changement chimique ou physique au cours d'une réaction, mais dont la présence est requise pour maintenir la neutralité de charge