* L'équilibre favorise le côté avec une énergie libre plus faible: L'équilibre est atteint lorsque les taux de réaction avant et inverse sont égaux. Cela ne signifie pas que les concentrations sont égales. L'équilibre favorise le côté de la réaction avec l'énergie libre inférieure de Gibbs (ΔG). Ceci est influencé par des facteurs comme:
* Changement d'enthalpie (ΔH): Les réactions exothermiques (libération de la chaleur) sont privilégiées à l'équilibre.
* Changement d'entropie (ΔS): Les réactions qui augmentent le trouble (entropie plus élevée) sont privilégiées.
* constante d'équilibre (k): La constante d'équilibre (k) quantifie les quantités relatives de réactifs et de produits à l'équilibre.
* k> 1: Les produits sont favorisés à l'équilibre.
* k <1: Les réactifs sont favorisés à l'équilibre.
* k =1: Les réactifs et les produits sont présents en quantités à peu près égales.
* Stoechiométrie de réaction: L'équation chimique équilibrée dicte les rapports moles de réactifs et de produits. Par exemple, dans une réaction comme:
`` '
A + B <=> 2C
`` '
Même si la constante d'équilibre est de 1, vous n'aurez pas 50% A + B et 50% C. Vous aurez une distribution différente pour satisfaire le rapport mole 1:1:2.
Exemple:
Imaginez une réaction avec une constante d'équilibre (k) de 10. Cela signifie que les produits sont fortement favorisés à l'équilibre. À l'équilibre, vous trouverez probablement un pourcentage beaucoup plus élevé de produits que les réactifs.
en résumé:
La position d'équilibre est déterminée par l'énergie libre relative des réactifs et des produits, qui se reflète dans la constante d'équilibre. Cela conduit souvent à des concentrations inégales de réactifs et de produits à l'équilibre. La division 50/50 n'est qu'un cas spécial qui ne se produit que dans des scénarios spécifiques avec une valeur K près de 1.
