Du kanske inte har haft kinetik (reaktionshastigheter) än, men jag tycker att det är väldigt användbart för att förstå jämvikt.

Kinets reaktion

Molekyler i lösning (gas eller vätska) rör sig slumpmässigt. Eftersom de behöver stöta på varandra för att reagera ökar sannolikheten för reaktion när koncentrationerna av reaktanter ökar. Reaktionshastigheten är sedan proportionell mot koncentrationerna av reaktanter:

$$ \ ce {A + B \ rightarrow C} $$$$ \ mathrm {rate} = k_ \ mathrm {forward} \ ce {[A] [B]}. $$

På samma sätt har den omvända reaktionen en hastighet som beror på produktens koncentration:

$$ \ mathrm {rate} = k_ \ mathrm {omvänd} \ ce {[C]}. $$

Från kinetik till jämvikt

Vid jämvikt är framåtfrekvensen lika med omvänd och koncentrationerna av både reaktanter och produkter förblir oförändrade. $$ k_ \ mathrm {forward} \ ce {[A] [B]} = k_ \ mathrm {reverse} \ ce {[C]} $$ Vi kan ordna om för att få: $$ \ frac {k_ \ mathrm {forward }} {k_ \ mathrm {reverse}} = \ ce {\ frac {[C]} {[A] [B]}}. $$ Vi kan ersätta den högra sidan av ekvationen för att vara jämviktskonstanten, och vi få $$ \ frac {k_ \ mathrm {forward}} {k_ \ mathrm {reverse}} = K_c $$ Så när vi säger att $ K_c>1 $ säger vi också att $ k_ \ mathrm {forward} > k_ \ mathrm {omvänd} $ och omvänt om $ K_c<1 $ då $ k_ \ mathrm {omvänd} > k_ \ mathrm {framåt}. $ Att gynna antingen reaktanterna eller produkterna i jämvikt är att säga formation av antingen reaktanterna eller produkterna är föredragna, vilket anges av hastighetskonstanterna.

Grundläggande, även om det kan verka intuitivt, är det inte ett mått på gynnsamhet att lägga till koncentrationer på vardera sidan av reaktionen och jämföra dem för att se vilken som är större, eftersom $ K_c $ definieras av multipliceringen av koncentrationerna. Det är som att ta två rektanglar och försöka mäta vilken som har ett större område genom att jämföra deras omkretsar; det fungerar inte i allmänhet om du inte anger några ytterligare begränsningar.

Under din definition av gynnsamhet genom tillsats väger du reagens och produkter orättvist, på något sätt, för i uttrycket av $ K_c $ det finns två reagenser och en produkt. Detta påminner lite (om indirekt) om att försöka jämföra saltlösligheter genom att jämföra deras $ K_ \ mathrm {sp} $ direkt istället för att faktiskt beräkna deras lösligheter; det fungerar inte alltid, för $ K_ \ mathrm {sp} $ av salter viktas med hur många joner som frigörs när de löses upp.

Det är inte helt sant att produkterna skulle gynnas av din åtgärd för alla $ K_c > 1 $ även om antalet reagenser och produkter var lika - lägg bara till ett reagens i stort överskott. Tänk till exempel på den hypotetiska reaktionen:

$$ \ ce {A + B -> C + D} \ qquad \ qquad K_c = \ frac {[\ ce {C}] [\ ce {D }]} {[\ ce {A}] [\ ce {B}]} = 1000 $$

En möjlig lösning för jämviktskoncentrationer är $ [\ ce {A}] = 1 \ \ mathrm {M} $, $ [\ ce {B}] = 10 ^ {- 5} \ \ mathrm {M} $ och $ [\ ce {C}] = [\ ce {D}] = 10 ^ {- 1 } \ \ mathrm {M} $, och här $ [\ ce {A}] + [\ ce {B}] > [\ ce {C}] + [\ ce {D}] $.