収支の合った化学反応式とは？
化学反応式とは、原子で書かれたレシピです。質量保存の法則により、反応で原子は作られも壊されもしないので、左辺と右辺はまったく同じ原子を説明しなければならず、収支を合わせることはそれを強制する簿記です。各式の前の大きな数字（係数）は、すべての元素の数が一致するまで回すダイヤルです。鉄の錆は 4 Fe + 3 O2 = 2 Fe2O3 であって 1 + 1 = 1 ではありません。収支合わせは純粋な代数なので、このページはガウスの消去法でそれを行い、各元素を数え直して左辺＝右辺を示します。分数係数は熱化学（反応 1 mol あたり）では正当です。実験のレシピは全体を掛けて分母を払います。
覚えるべき規則は 1 つ：係数が数えるのはモルであって、個々の分子ではありません。2H2 + O2 = 2H2O は「水素 2 mol と酸素 1 mol から水 2 mol」と読みます — だから H2 10 g と O2 32 g は同じ量の反応ではないのです。
化学量論：モルという橋
モルは量れません。量るのはグラムです。すべての化学量論の問題は同じ 3 段階の渡りです。グラム → モル（モル質量で割る）、ある種のモル → 別の種のモル（係数比を掛ける）、モル → グラム（もう一方のモル質量を掛ける）。真ん中の段階で収支の合った反応式が仕事をします。上のサンプルでは H2 10 g は 4.960 mol。反応式 2H2 + O2 = 2H2O から、O2 2.480 mol（79.4 g）が並んで消費され、最大 4.960 mol（89.4 g）の H2O が生成します。モル質量は周期表からそのまま来ます — モル質量ページがその段階専用のツールです。
限定試薬：サンドイッチの論理
2 つの反応物があると、どちらかが先に尽きて反応はそこで止まります — 限定試薬がすべてを決め、もう一方は過剰です。比較するのは係数で割ったモル数です。商の小さい方が先に尽きます。サンプルは直観に反する点を示します。O2 32 g は H2 10 g の 3 倍重いのに、O2 が限定試薬です（1.000 mol ÷ 1 が 4.960 mol ÷ 2 に勝つ）。だから理論収量は H2O 36.03 g だけで、H2 2.96 mol が未反応で残ります。質量だけでは決して決まらず、比較には反応式の係数が入らなければなりません。
理論収量・実際の収量・百分率収率
理論収量は、すべての分子が協力すれば限定試薬が許す量、実際の収量は実際に単離した量で、百分率収率 ＝ 実際/理論 × 100% です。サンプルの 100 g 中 85 g は「良/可」の評価です — 実際の合成は副反応、不完全な分離、ガラス器具に残る生成物、完了を拒む平衡で収率を失います。100% 超の百分率収率は奇跡ではなく、濡れたか汚れた生成物の赤信号です。
反応の種類一目瞭然
分類パネルは収支の合った反応式の形を読みます。2 つが 1 つになるのは化合、1 つが分裂するのは分解、元素が化合物に入れ替わるのは単置換、2 つの化合物が相手を交換するのは複分解。何かを O2 で燃やして CO2 と H2O を作るのは燃焼で、種の間で電子を動かす反応はさらに酸化還元です — カテゴリは重なります（サンプルの 2H2 + O2 = 2H2O は化合・燃焼・酸化還元のすべて同時）。酸化還元の簿記には専用ページがあります：酸化還元 & 電気化学。
よくある誤解
- 添字を変えて収支を合わせる。H2O と H2O2 は別の物質です。調整していいのは前の係数だけです。
- 質量の小さい方が限定試薬。サンプルが反証です。O2 32 g は H2 10 g より重いのに限定します。比較するのは係数あたりのモルで、生のグラムではありません。
- 収支が合っていれば反応は起こる。収支合わせは速度（反応速度論）も進み方（平衡）も何も言いません — 化学平衡を参照。
- 収率 100% 超は可能以上の生成物。測った生成物が水分や不純物を含むということです。反応が法則を破ったわけではありません。
関連ツール：このページが依存するグラム‐モルの橋はモル質量、反応が実際どこまで進むかは化学平衡、電子移動の反応は酸化還元 & 電気化学。
