Kjemisk likevektskalkulator

De fleste reaksjoner går begge veier samtidig. Forover-molekyler kombineres til produkter mens produktmolekyler splittes tilbake, og når de to hastighetene nøyaktig oppveier hverandre, fryser konsentrasjonene på sine likevektsverdier — ikke fordi noe stoppet, men fordi hver endring blir reversert like fort som den skjer. Det frosne forholdet fanges i ett tall, likevektskonstanten K: produktene hevet til sine koeffisienter, delt på reaktantene hevet til sine. For Haber-reaksjonen N₂ + 3H₂ = 2NH₃ er K_c = [NH₃]²/([N₂][H₂]³). K er en poengsum i et tautrekkingsspill: mye større enn 1 og produktene vinner, mye mindre og reaktantene gjør det.

Når alt er oppløst, bruker K konsentrasjoner (K_c); for gasser fungerer også partialtrykk (K_p). De er samme konstant i ulike klær, knyttet sammen av K_p = K_c(RT)^Δn, der Δn teller gassmolekyler på produktsiden minus reaktantsiden. For Haber-reaksjonen er Δn = 2−4 = −2, så K_p er langt mindre enn K_c: med K_c = 4,0 ved 500 K regner eksemplet ut K_p = 2,4×10⁻³. Termodynamikken lukker sløyfen fra den andre siden: ΔG° = −RT ln K, så ΔG° = −10 kJ/mol gir K ≈ 57 (produktene favorisert) i Gibbs-panelet — en liten fordel i fri energi er allerede et stort forhold.

For å forutsi hvor en reaksjon ender opp, legg opp tre rader: Initiale konsentrasjoner, Cendring som ±koeffisienter·x, og Elikevekt som summen av dem. Løs deretter for x. ICE-eksemplet starter N₂ + 3H₂ med 1,0 og 3,0 M og ingen ammoniakk, med K_c = 4,0; løseren finner x ≈ 0,65, så ved likevekt sameksisterer omtrent 0,35 M N₂, 1,06 M H₂ og 1,29 M NH₃ — og setter man dem inn igjen, reproduseres K_c = 4,0, som er nettopp verifiseringen panelet skriver ut. Lærebøker tillater snarveien «x er liten» når mindre enn 5 % reagerer; denne siden halverer i stedet hele likningen, så ingen slik antagelse trengs.

Reaksjonskvotienten Q er K-formelen brukt på hvilke konsentrasjoner som finnes akkurat nå, før likevekt. Sammenligningen gir retningen: Q < K, forover; Q > K, bakover; Q = K, allerede der. Q-eksemplet er et dramatisk tilfelle — med K_c = 4,0 men Q = 4×10⁴ drukner blandingen i produkter, og reaksjonen går kraftig bakover. Q er hvordan en kjemiker forutsier retningen for en foreslått blanding før den blandes, og hvordan kroppen for eksempel avgjør om hemoglobin skal ta opp eller avgi oksygen.

Forstyrr en likevekt, og den flytter seg for å dempe forstyrrelsen. Tilsett reaktant → den spiser litt; fjern produkt → mer dannes; komprimer en gassblanding → den flytter seg mot siden med færre gassmolekyler; varm den opp → den flytter seg i den endoterme retningen. Legg merke til det som står med liten skrift i nøkkelboksen over: temperatur er den eneste påkjenningen som endrer selve K (den reviderer hele tautrekkingen), mens trykk og konsentrasjon bare posisjonerer den på nytt. En katalysator endrer ingen av delene — den øker forover- og bakoverhastigheten like mye, så likevekten nås raskere, men på nøyaktig samme sted. Haber-prosessen er industrieksemplet: 4 gassmolekyler blir til 2, så høyt trykk trekker mot NH₃, mens temperatur bytter utbytte mot hastighet.

• Likevekt betyr at reaksjonen stoppet. Begge retninger fortsetter i full fart; bare den netto endringen er null.
• Å tilsette reaktant øker K. Det flytter posisjonen framover og Q midlertidig, så vender systemet tilbake til samme K. Bare temperaturen flytter K.
• En katalysator øker utbyttet. Den endrer tiden det tar å nå likevekt, aldri hvor den ligger. Industrielle utbytter endres via temperatur, trykk og kontinuerlig fjerning av produkt.
• I likevekt er konsentrasjonene av reaktanter og produkter like. Like konsentrasjoner betyr K = 1, ikke noe mer. K = 4,0 i eksempelet: produktene er allerede fire ganger favorisert, men tydelig ikke like.

Relaterte verktøy: Syre-base og pH (Ka og Kb er likevektskonstanter), Termokjemi (der ΔG og K kommer fra) og Kinetikk (hastighetene som bestemmer hvor raskt likevekt nås).