Kemisk ligevægtsberegner

De fleste reaktioner kører begge veje på én gang. Fremadrettede molekyler forbindes til produkter, mens produktmolekyler splittes tilbage, og når de to hastigheder præcis ophæver hinanden, fryser koncentrationerne fast på deres ligevægts-værdier — ikke fordi noget er standset, men fordi hver ændring fjernes lige så hurtigt, som den opstår. Det frosne forhold fanges i ét tal, ligevægtskonstanten K: produkterne opløftet til deres koefficienter, divideret med reaktanterne opløftet til deres. For Haber-reaktionen N₂ + 3H₂ = 2NH₃ er K_c = [NH₃]²/([N₂][H₂]³). K er en tovtrækningsscore: langt større end 1, og produkterne vinder; meget mindre, og reaktanterne vinder.

Når alt er opløst, bruger K koncentrationer (K_c); for gasser fungerer partialtryk også (K_p). Det er den samme konstant i andet tøj, forbundet via K_p = K_c(RT)^Δn, hvor Δn er antallet af gasmolekyler på produktsiden minus reaktantsiden. For Haber-reaktionen er Δn = 2−4 = −2, så K_p er langt mindre end K_c: med K_c = 4,0 ved 500 K beregner eksemplet K_p = 2,4×10⁻³. Termodynamikken lukker sløjfen fra den anden side: ΔG° = −RT ln K, så ΔG° = −10 kJ/mol omregnes til K ≈ 57 (produkter favoriseret) i Gibbs-panelet — en lille fri-energifordel er allerede et stort forhold.

For at forudsige, hvor en reaktion ender, opstilles tre rækker: Initiale koncentrationer, Change som ±koefficient·x, Ekvilibrium som deres sum. Derefter løses for x. ICE-eksemplet starter N₂ + 3H₂ ved 1,0 og 3,0 M uden ammoniak og K_c = 4,0; løseren finder x ≈ 0,65, så ved ligevægt eksisterer cirka 0,35 M N₂, 1,06 M H₂ og 1,29 M NH₃ side om side — og indsættes de tilbage, reproduceres K_c = 4,0, hvilket netop er den verifikation, panelet udskriver. Lærebøger tillader genvejen “x er lille”, når mindre end 5 % reagerer; denne side afgrænser i stedet hele ligningen, så ingen sådan antagelse er nødvendig.

Reaktionskvotienten Q er K's formel anvendt på de koncentrationer, der findes lige nu, før ligevægt. Sammenligningen af dem giver retningen: Q < K, fremad; Q > K, baglæns; Q = K, allerede der. Q-eksemplet er et dramatisk tilfælde — med K_c = 4,0 men Q = 4×10⁴ drukner blandingen i produkter, og reaktionen løber hårdt baglæns. Q er, hvordan en kemiker forudsiger retningen af en foreslået blanding før den blandes, og hvordan kroppen f.eks. afgør, om hæmoglobin optager eller afgiver ilt.

Forstyrres en ligevægt, forskydes den for at udligne forstyrrelsen. Tilsæt reaktant → den forbruger noget; fjern produkt → mere dannes; komprimér en gasblanding → den forskydes mod siden med færre gasmolekyler; opvarm den → den forskydes i den endoterme retning. Bemærk det med småt i nøgleboksen ovenfor: temperatur er den eneste påvirkning, der ændrer selve K (den omvurderer hele tovtrækningen), mens tryk og koncentration kun flytter positionen. En katalysator ændrer ingen af dem — den fremskynder frem- og baglæns reaktion lige meget, så ligevægten nås hurtigere, men præcis samme sted. Haber-processen er det industrielle eksempel: 4 gasmolekyler bliver til 2, så højt tryk skubber mod NH₃, mens temperaturen bytter udbytte mod hastighed.

• Ligevægt betyder, at reaktionen er standset. Begge retninger kører videre i fuld fart; kun den nettoændring er nul.
• Tilsætning af reaktant hæver K. Det flytter positionen fremad og Q midlertidigt, derefter vender systemet tilbage til samme K. Kun temperaturen flytter K.
• En katalysator øger udbyttet. Den ændrer tiden til at nå ligevægt, aldrig dens placering. Industrielle udbytter ændres via temperatur, tryk og kontinuerlig fjernelse af produkt.
• Ved ligevægt er reaktant- og produktkoncentrationerne lige store. Lige store koncentrationer betyder K = 1, og intet mere. K = 4,0 i eksemplet: produkterne er allerede fire gange favoriserede, men tydeligvis ikke lige store.

Relaterede værktøjer: Syre-base & pH (Ka og Kb er ligevægtskonstanter), Termokemi (hvor ΔG og K kommer fra) og Kinetik (hastighederne, der bestemmer, hvor hurtigt ligevægt nås).