* Equilibrium heeft de zijkant met lagere vrije energie: Evenwicht wordt bereikt wanneer de voorwaartse en omgekeerde reactiesnelheden gelijk zijn. Dit betekent niet dat de concentraties gelijk zijn. Equilibrium bevordert de zijde van de reactie met de lagere Gibbs vrije energie (ΔG). Dit wordt beïnvloed door factoren zoals:

* Enthalpy Change (ΔH): Exotherme reacties (hitte vrijgeven) worden begunstigd in evenwicht.

* Entropie -verandering (AS): Reacties die de stoornis verhogen (hogere entropie) worden begunstigd.

* evenwichtsconstante (k): De evenwichtsconstante (k) kwantificeert de relatieve hoeveelheden reactanten en producten in evenwicht.

* k> 1: De producten hebben de voorkeur aan evenwicht.

* K <1: De reactanten hebben de voorkeur in evenwicht.

* k =1: De reactanten en producten zijn aanwezig in ongeveer gelijke hoeveelheden.

* reactie stoichiometrie: De evenwichtige chemische vergelijking bepaalt de molverhoudingen van reactanten en producten. Bijvoorbeeld in een reactie zoals:

`` `

A + B <=> 2C

`` `

Zelfs als de evenwichtsconstante 1 is, hebt u niet 50% A + B en 50% C. U hebt een andere verdeling om te voldoen aan de 1:1:2 molverhouding.

Voorbeeld:

Stel je een reactie voor met een evenwichtsconstante (k) van 10. Dit betekent dat de producten sterk de voorkeur hebben in evenwicht. Bij het evenwicht vindt u waarschijnlijk een veel hoger percentage producten dan reactanten.

Samenvattend:

De positie van het evenwicht wordt bepaald door de relatieve vrije energie van de reactanten en producten, die wordt weerspiegeld in de evenwichtsconstante. Dit leidt vaak tot ongelijke concentraties van reactanten en producten in evenwicht. De 50/50 splitsing is slechts een speciaal geval dat alleen voorkomt in specifieke scenario's met een K -waarde bijna 1.