A mistura de reação não Sempre tenha 50% de reagente e 50% de produto em equilíbrio. Aqui está o porquê:

* Equilíbrio favorece o lado com menor energia livre: O equilíbrio é atingido quando as taxas de reação direta e reversa são iguais. Isso não significa que as concentrações sejam iguais. O equilíbrio favorece o lado da reação com a energia livre de Gibbs inferior (ΔG). Isso é influenciado por fatores como:
* mudança de entalpia (ΔH): As reações exotérmicas (liberação de calor) são favorecidas no equilíbrio.
* mudança de entropia (ΔS): As reações que aumentam o distúrbio (entropia superior) são favorecidas.
* Equilíbrio constante (k): A constante de equilíbrio (k) quantifica as quantidades relativas de reagentes e produtos em equilíbrio.
* k> 1: Os produtos são favorecidos em equilíbrio.
* k <1: Os reagentes são favorecidos em equilíbrio.
* k =1: Os reagentes e produtos estão presentes em quantidades aproximadamente iguais.
* estequiometria de reação: A equação química equilibrada determina as proporções molares de reagentes e produtos. Por exemplo, em uma reação como:

`` `
A + B <=> 2C
`` `

Mesmo que a constante de equilíbrio seja 1, você não terá 50% A + B e 50% C. Você terá uma distribuição diferente para satisfazer a proporção de 1:1:2.

Exemplo:

Imagine uma reação com uma constante de equilíbrio (k) de 10. Isso significa que os produtos são fortemente favorecidos em equilíbrio. No equilíbrio, você provavelmente encontrará uma porcentagem muito maior de produtos do que os reagentes.

em resumo:

A posição de equilíbrio é determinada pela energia livre relativa dos reagentes e produtos, que se reflete na constante de equilíbrio. Isso geralmente leva a concentrações desiguais de reagentes e produtos em equilíbrio. A divisão 50/50 é apenas um caso especial que ocorre apenas em cenários específicos com um valor K próximo a 1.