Una ecuación química balanceada funciona como una receta: indica en qué proporción reaccionan y se forman las sustancias. Con ella se puede calcular cuántos gramos de producto se obtienen a partir de una masa de reactivo, o cuánto reactivo hace falta para obtener cierta masa de producto.

La clave está en que los coeficientes estequiométricos expresan cantidades en moles, no en gramos. En la ecuación 2 H2 + O2 → 2 H2O, 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno y forman 2 moles de agua. No significa que 2 gramos de hidrógeno reaccionen con 1 gramo de oxígeno, porque cada sustancia tiene una masa molar distinta. Un mol de O2 pesa 32 g y un mol de H2 solo 2 g.

Para pasar de gramos a moles, y al revés, se usa la masa molar (M). Se calcula sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula; por ejemplo, M(H2O) = 18 g/mol y M(CO2) = 44 g/mol. La relación n = m/M es el puente entre la balanza del laboratorio y el lenguaje de la ecuación.

El método general sigue siempre la misma ruta. Primero se pasa de gramos de A a moles de A. Después, con la relación molar b/a de la ecuación, se pasa a moles de B. Por último, se convierten los moles de B en gramos de B. En una sola expresión: m_B = (m_A / M_A) · (b/a) · M_B. No se puede saltar directamente de gramos a gramos, porque la ecuación solo conoce proporciones entre partículas.

Por ejemplo, al quemar 32 g de metano (CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O) se obtienen 2 mol de CH4. Estos producen 2 mol de CO2 (88 g) y consumen 4 mol de O2 (128 g). La ley de conservación de la masa de Lavoisier permite comprobar el resultado: los 160 g de reactivos coinciden con los 160 g de productos.

Como la proporción de masas de una reacción es constante (en el agua, 1 : 8 : 9), una vez calculada puede aplicarse con una simple regla de tres. Los errores más comunes son usar ecuaciones sin balancear, aplicar los coeficientes directamente a los gramos, olvidar multiplicar por el coeficiente y confundir subíndices con coeficientes.