evenwichtsverhouding

Evenwichtsverhouding is een term uit de chemie die verwijst naar de verhouding van de concentraties (of activiteiten) van de bij een reactiereactie betrokken stoffen bij chemisch evenwicht. Bij een omkeerbare reactie blijft bij een gegeven temperatuur de verhouding tussen de producten en de reactanten constant terwijl de hoeveelheid van elke stof kan blijven veranderen. De evenwichtsverhouding geeft daarmee aan in welke mate de reactie is gepositioneerd ten opzichte van volledig links of rechts.

Voor de algemene reactie aA + bB ⇌ cC + dD geldt de evenwichtsconstante K. In veel contexten wordt K uitgedrukt als K = (a_C)^c (a_D)^d / ((a_A)^a (a_B)^b), waarbij a_i de activiteit (of, bij diluten, de concentratie) van stof i vertegenwoordigt. De waarde van K is temperatuurafhankelijk en bepaalt of aan het evenwicht meer producten of meer reagentia voorkomen. Veranderingen in temperatuur, druk of solvent leiden tot verschuivingen volgens Le Châtelier’s principe, waardoor de evenwichtsverhouding verandert.

Een veelgebruikt voorbeeld is de oplossing van een zwak zuur HA in water: HA ⇌ H+ + A−, met Ka = [H+][A−]/[HA]. Een ander toepassingsgebied betreft verdelingsverschillen tussen twee fasen, zoals een solute die zich bij evenwicht verdeelt tussen twee oplosmiddelen; hier wordt vaak gesproken van de verdelingsverhouding of distributiecoëfficiënt.

Let op dat theoretisch de activiteit nauwkeuriger is dan de concentratie, vooral bij hogere concentraties of sterke elektrolyten. Zie ook evenwichtsconstante, Le Châtelier, distributiecoëfficiënt en chemische kinetiek.