Todas las reacciones químicas cumplen con la ley de la conservación de la masa. A nivel atómico, esto significa que tanto el tipo como el número de átomos que están formando parte de los reactivos antes de la reacción, tienen que aparecer después en forma de productos. Ninguno desaparece y ninguno aparece de la nada.
Hay varias formas de representar esta ley. Por ejemplo, en la reacción en estado sólido que ocurre entre el yoduro de potasio y el nitrato de plomo (II) para formar yoduro de plomo (II) y nitrato de potasio, un conjunto formado por iones potasio y por iones de yoduro, al unirse con otro conjunto formado por iones de plomo (II) y el doble de iones nitrato (estos últimos formados cada uno por un átomo de nitrógeno y tres de oxígeno) producen un conjunto formado por iones de plomo (II) y el doble de iones de yodo, más un conjunto formado por iones potasio y iones nitrato. Leído así es difícil de entender. Por eso se utilizan las ecuaciones químicas. Empleando los símbolos químicos de cada elemento la ecuación es:
KI(s) + Pb(NO3)2(s) —› PbI2(s) + KNO3(s)
En este caso puede reconocerse que el número de átomos del lado izquierdo de la flecha no es el mismo que del lado derecho de la misma. Por ejemplo, del lado izquierdo se tienen dos átomos de N y del derecho solamente uno. Cuando esto ocurre se balancea la reacción colocando números enteros antes de la fórmula química de la sustancia que se necesita balancear. Estos números se conocen como coeficientes estequiométricos. En el ejemplo se coloca un 2 delante de KI y otro delante de KNO3 y con eso se obtiene el mismo número de átomos del lado izquierdo que del derecho de la flecha. A este procedimiento, basado en la ley de la conservación de la masa, se le conoce como "el balanceo de las ecuaciones químicas". Es importante resaltar que durante el balanceo no puede cambiarse la fórmula de las sustancias que están reaccionando, ni la de las que se están produciendo. Por eso se coloca el número antes de la fórmula, lo cual indica la cantidad de veces que se repite esa misma fórmula durante la reacción. Así, cuando se coloca 2KNO3 se refiere a que participan dos conjuntos de KNO3. Como cada conjunto KNO3 tiene un átomo de potasio (K), un átomo de nitrógeno (N) y tres átomos de oxígeno (O), cuando se colocan dos conjuntos se tienen dos átomos de potasio, dos de nitrógeno y seis de oxígeno.
La ecuación química permite de manera sencilla representar la proporción en que los reactivos se combinan entre sí para formar una determinada proporción de productos. Así se observan, gracias a los símbolos, las fórmulas y las ecuaciones químicas, que en este caso, dos conjuntos de redes iónicas de yoduro de potasio reaccionan proporcionalmente con un conjunto de redes iónicas de nitrato de plomo para producir un conjunto de redes iónicas de yoduro de plomo y dos conjuntos de redes iónicas de nitrato de potasio. La reacción siempre ocurre en esa proporción, por eso se acomodan las fórmulas de estos reactivos y productos como se muestra en la ecuación química, con coeficientes estequiométricos 2:1:1:2.
En el caso de las disoluciones acuosas, como por ejemplo la del ácido acético con bicarbonato de sodio, la ecuación química que representa a la reacción es la siguiente:
CH3COOH(ac) + Na2CO3(ac) —› H2O(l) + CO2(g) + 2CH3COONa(ac)
Si se cuenta el número de símbolos (que representan átomos de cada tipo) a la izquierda de la flecha y a la derecha de la misma se encuentra que son iguales. Estos dos ejemplos muestran la utilidad de las ecuaciones químicas.
Los especialistas en química se ponen de acuerdo de manera periódica y permanente para decidir cuál es la mejor forma de representar lo que ocurre a nivel macroscópico y nanoscópico. Hoy por hoy, la representación en ecuaciones químicas que contienen los símbolos es la más acertada. Para simplificar la escritura de las ecuaciones químicas, la iupac (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, por sus siglas en inglés) acordó que los coeficientes estequiométricos que se escriben en las ecuaciones químicas sean números pequeños y enteros.
