Хими́ческое уравне́ние (уравне́ние хими́ческой реа́кции) — символическое представление химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов, в левой части которого указывают исходные вещества (реагенты), а в правой — продукты реакции^[1][2].

Обе части уравнения могут быть соединены➤:

• знаком равенства ( «=») — в этом случае количество атомов химических элементов справа и слева должно быть уравнено с помощью стехиометрических коэффициентов➤, а уравнение носит название стехиометрического уравнения реакции;
• стрелкой «${\displaystyle \rightarrow }$» — в случае необратимых химических превращений, указания, что рассматривается только прямая реакция, или отдельных стадий при записи механизмов реакций^[3];
• прямой и обратной стрелками «${\displaystyle \rightleftarrows }$» — для обратимых реакций;
• символом «${\displaystyle \rightleftharpoons }$» — для обозначения химического равновесия^[1][4].

Иногда химические уравнения дополняют указанием энтальпии реакций➤, агрегатного состояния веществ➤ и другими характеристиками➤^[2].

Уравнение химической реакции даёт качественную и количественную информацию о химической реакции, реагентах и продуктах реакции, а также их соотношении; его составление основывается на законах стехиометрии, и, в первую очередь, на законе сохранения массы веществ в химических реакциях.

Кроме химических уравнений используются полные и краткие схемы химических реакций — условные записи, дающие представление о природе реагентов и продуктов, то есть скорее качественную информацию о химической реакции.

В начале не было представления о химических уравнениях, ещё не были известны основные химические законы, но уже в алхимический период развития химии начали обозначать химические элементы символами.

С дальнейшим развитием химии менялись представления о символике химических элементов, математической записи, используя химические формулы. Первым предложил использовать химические уравнения Жан Бегун (Jean Beguin) в 1615 году в одном из первых учебников по химии Tyrocinium Chymicum («Начала химии»)^[5].

Конец XVIII—начало XIX вв. — становление законов стехиометрии. У истоков этих исследований стоял немецкий учёный И. В. Рихтер. В студенческие годы на него большое впечатление произвели слова его учителя — философа И. Канта о том, что в отдельных направлениях естественных наук истинной науки столько, сколько в ней математики. Рихтер посвятил свою диссертацию использованию математики в химии. Не будучи в сущности химиком, Рихтер ввёл первые количественные уравнения химических реакций, предложил и стал использовать термин стехиометрия^[6].

В левой части уравнения записывают формулы (формулу) веществ, вступивших в реакцию (реагентов), соединяя их знаком «плюс». В правой части уравнения записывают формулы (формулу) образовавшихся веществ (продуктов реакции), также соединённые знаком «плюс». Для обозначения различных типов реакций между правой и левой частью уравнения используются следующие символы^[1][4]:

• «${\displaystyle =}$» используется в том случае, когда соблюдено стехиометрическое соотношение;
• «${\displaystyle \rightarrow }$» используется в случае^[3]

• необратимых химических превращений

BaCl₂ + Na₂SO₄ ${\displaystyle \rightarrow }$ BaSO₄ + 2NaCl

• указания, что рассматривается только прямая реакция

3H₂ + N₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ 2NH₃

• отдельных стадий при записи механизмов реакций

Hॱ + Br₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ HBr + Brॱ

• «${\displaystyle \rightleftarrows }$» используется для обозначения реакции, протекающей в обоих направлениях;
• «${\displaystyle \rightleftharpoons }$» используется для обозначения химического равновесия.

Затем находят коэффициенты — числа, стоящие перед формулами веществ и отражающие мольные соотношения веществ-участников химической реакции. Закон сохранения массы гласит, что количество вещества каждого элемента до реакции равно количеству вещества каждого элемента после реакции. Таким образом, левая и правая части химического уравнения должны иметь одинаковое количество атомов того или иного элемента.

Уравнение реакции с участием ионов должно быть электронейтрально, то есть сумма зарядов реагентов в левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции в его правой части➤

Cu²⁺ + Fe = Cu + Fe²⁺.

Как правило, химические уравнения записываются с наименьшими целочисленными коэффициентами. В случае, если перед химической формулой нет коэффициента, подразумевается что он равен единице. Проверка материального баланса, то есть количества атомов в левой и правой части, может быть следующей: перед самой сложной химической формулой ставится коэффициент 1. Далее расставляются коэффициенты перед формулами таким образом, что бы количество атомов каждого из элементов в левой и правой части уравнения было равно. Если один из коэффициентов — дробный, то следует умножить все коэффициенты на число стоящее в знаменателе дробного коэффициента. Если перед формулой коэффициент 1, то его опускают.

Одним из способов уравнивания количества атомов в химическом уравнении является подбор коэффициентов.

Расстановка коэффициентов в химической реакции горения метана:

1CH₄ + O₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ CO₂ + H₂O

Количество атомов углерода с левой и правой сторон одинаково. Следующий элемент, который следует уравнять — водород. Слева 4 атома водорода, справа 2, чтобы уравнять количество атомов водорода следует поставить коэффициент 2 перед водой, в результате:

1CH₄ + O₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ CO₂ + 2H₂O

Проверка правильности расстановки коэффициентов в любом химическом уравнении производится подсчётом количества атомов кислорода, если в левой и правой части количество атомов кислорода одинаково, значит коэффициенты расставлены правильно.

1CH₄ + 2O₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ CO₂ + 2H₂O

Перед молекулами CH₄ и CO₂ коэффициент 1 опускают.

CH₄ + 2O₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ CO₂ + 2H₂O

Для более сложных случаев применяются математический метод уравнивания реакций с помощью составления системы линейных алгебраических уравнений и метод Гарсиа (аналог математического метода Гаусса).

Для обозначения условий протекания реакций на знаком равенства или стрелкой, разделяющей правую и левую части уравнения могут быть использованы следующие обозначения:

• ${\displaystyle {\stackrel {\textrm {t}}{\rightarrow }}}$ реакция протекает при нагревании (может быть указана конкретная температура)

${\displaystyle {\textrm {Cu}}+2{\textrm {O}}_{2}\xrightarrow {t} 2{\textrm {CuO}}}$

${\displaystyle {\textrm {Cu}}+2{\textrm {O}}_{2}\xrightarrow {{300~^{\circ }}C} 2{\textrm {CuO}}}$

• ${\displaystyle {\stackrel {\textrm {p}}{\rightarrow }}}$ реакция протекает под давлением (может быть указано конкретное давление)

${\displaystyle {\textrm {H}}_{2}+{\textrm {B}}r_{2}\xrightarrow {p} 2{\textrm {HBr}}}$

${\displaystyle {\textrm {H}}_{2}+{\textrm {B}}r_{2}\xrightarrow {5~atm} 2{\textrm {HBr}}}$

• ${\displaystyle \xrightarrow {\text{эл.ток}} }$ реакция протекает под действием электрического тока, при этом реагенты могут быть в любых агрегатных состояниях

${\displaystyle 3{\textrm {O}}_{2}}$${\displaystyle \xrightarrow {\text{эл.ток}} }$:${\displaystyle 2{\textrm {O}}_{3}}$

• ${\displaystyle \xrightarrow {\text{электролиз}} }$ реакция протекает при пропускании электрического тока через раствор или расплав исходных веществ (т.е. происходит процесс электролиза)

${\displaystyle 2{\textrm {NaCl}}_{liq}}$${\displaystyle \xrightarrow {\text{эл.ток}} }$:${\displaystyle 2{\textrm {Na}}+{\textrm {Cl}}_{2}}$

• ${\displaystyle \xrightarrow {\text{кат.}} }$ реакция протекает с участием катализатора, при этом, может быть указана формула или название конкретного катализатора

${\displaystyle {\textrm {N}}_{2}+3{\textrm {H}}_{2}}$ ${\displaystyle \xrightarrow {\text{кат.}} :}$ ${\displaystyle 2{\textrm {NH}}_{3}}$

${\displaystyle {\textrm {N}}_{2}+3{\textrm {H}}_{2}\xrightarrow {Fe} 2{\textrm {NH}}_{3}}$

• ${\displaystyle \xrightarrow {hv} }$ реакция протекает на свету или под действием излучения

${\displaystyle 6{\textrm {CO}}_{2}+6{\textrm {H}}_{2}{\textrm {O}}}$ ${\displaystyle \xrightarrow {hv} }$ ${\displaystyle {\textrm {C}}_{6}{\textrm {H}}_{12}{\textrm {O}}_{6}+6{\textrm {O}}_{2}}$

• ${\displaystyle \xrightarrow {\text{сплавление}} }$ для реакции, протекающей в расплаве или твердофазно

${\displaystyle {\ce {Li2O{}+Al2O3->[{\text{сплавление}}]2LiAlO2{}}}}$

Обозначения различных условий реакции могут перечисляться через запятую

${\displaystyle {\ce {6CO2{}+6H2O->[hv,~{\text{хлорофилл}}]C6H12O6{}+6O2}}}$.

Для указания, что реакция не протекает (вообще или при каких-то условиях) или не ведёт к указанным продуктам используется знак «≠»:

${\displaystyle {\textrm {FeO}}+{\textrm {H}}_{2}{\textrm {O}}\neq }$

${\displaystyle {\textrm {NaCl+KOH}}\neq {\textrm {NaOH+KCl}}}$

Ионные уравнения — это химические уравнения, в которых электролиты записаны в виде диссоциированных ионов. Ионные уравнения используются для записи реакций в водных или неводных растворах, а также расплавах. Например, реакция обмена при взаимодействии хлорида кальция и нитрата серебра с образованием хлорида серебра, выпадающего в осадок:

CaCl_2(р-р) + 2AgNO_3(р-р) ${\displaystyle \rightarrow }$ Ca(NO₃)_2(р-р) + 2AgCl_(тв)

полное ионное уравнение:

Ca²⁺ + 2Cl⁻ + 2Ag⁺ + 2NO₃⁻ ${\displaystyle \rightarrow }$ Ca²⁺ + 2NO₃⁻ + 2AgCl_(тв)

сокоращенное ионное уравнение:

Cl⁻ + Ag⁺ ${\displaystyle \rightarrow }$ 2AgCl_(тв)

Если в уравнения химической реакции отражён её тепловой эффект или энтальпия, то такие уравнения называют термохимическими.

Например, в уравнении

${\displaystyle {\textrm {N}}_{2}+3{\textrm {H}}_{2}{\stackrel {{\textrm {Fe,}}~{\textrm {t,}}~{\textrm {p}}}{\rightleftarrows }}2{\textrm {NH}}_{3}+Q}$

«+Q» означает выделение теплоты, т.е. реакция является экзотермической,

а в уравнении

${\displaystyle {\textrm {N}}_{2}+{\textrm {O}}_{2}{\stackrel {\textrm {t}}{\rightleftarrows }}2{\textrm {NO}}-Q}$

«−Q» означает поглощение теплот, т.е. реакция является эндотермической.

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующиеся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. Любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов. Как правило, коэффициенты подбирают, используя либо метод электронного баланса, либо метод электронно-ионного баланса (иногда последний называют методом полуреакций).

Современные цифровые технологии позволяют применять для верхних и нижних индексов специальные символы^[7] в кодировке Юникод. Такие формулы правильно отображаются в заголовках веб-страниц, где отсутствует возможность форматирования, и в других случаях, когда форматирование недоступно.

• Химические реакции
• Стехиометрия
• Термохимические уравнения

• Химическая энциклопедия : [рус.] : в 5 т. / под ред. Н. С. Зефирова. — М. : Большая российская энциклопедия, 1999. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
• Левицкий М. Язык химиков // Химия и жизнь. — 2000. -№ 1. — С.50-52.
• Кудрявцев А. А. Составление химических уравнений — 4-е издание, перераб. и доп., 1968—359 с.
• Берг Л. Г. Громаков С. Д. Зороацкая И. В. Аверко-Антонович И. Н. Способы подбора коэффициентов в химических уравнениях — Казань: изд-во Казанского ун-та, 1959.- 148 с.
• Леенсон И. А. Чет или нечет — М.: Химия, 1987. — 176 с.

• Метод полуреакций онлайн
• Балансирование химических уравнений
• Представление индексов в Юникоде