Antag att jag har den reversibla reaktionen:

$$ \ ce {A + B⇌ C} $$

Reaktionen är vid jämvikt med jämviktskonstant $ K $

Jag får veta att om jag ökar koncentrationen på $ \ ce {B} $ kommer hastigheten för framåtreaktionen att överstiga den bakåtgående. Rimligt nog.

Jag får också veta att $ K $ nödvändigtvis kommer att öka. Men varför? Det är sant att Framåtreaktion> bakre reaktion tills vi når en ny jämvikt så att mer av $ \ ce {C} $ produceras men jag förstår inte varför detta på något sätt innebär att den slutliga kvoten $ \ frac {[\ ce {C}]} {\ ce {[A] [B]}} $ kommer nödvändigtvis att vara större.

Visst om vi har en enkel reaktion:

$$ \ ce {A⇌ C} $$

och vi lägger till mer av $ \ ce {A } $, så förblir jämviktskonstanten för det nya slutliga slutliga tillståndet som det var, ceteris paribus.

Vad får jag fel, för min lärobok föreslår att $ K $ alltid kommer att öka, oavsett vilken typ av reaktion jag har att göra med (naturligtvis så länge alla reaktanter är i upphängd form, t.ex. upplöst eller gasformigt och reaktionen är föremål för Le Châteliers princip).

Var snäll, om möjligt, håll svaret som en nivå begriplig för en gymnasieelever. Jag vet inte mycket om avancerad universitetskemi.