9. Efnajafnvægi

Fram að þessu hefur verið áætlað að efnahvörf gerast einungis í aðra áttina, þ.e. \(\require{mhchem}\) \(\require{cancel}\)

\[\ce{A + B -> C +D} \quad \quad \text{hraði}=k[\ce{A}]^m[\ce{B}]^n\]

Það sem getur einnig gerst er að hvarfið fari í öfuga átt

\[\ce{C + D -> A + B}\]

Hraðalíkan fyrir þetta hvarf í hina áttina væri þá:

\[\text{hraði}=k'[\ce{C}]^k[\ce{D}]^l\]

Ef hvorugt hvarfanna eru núllta stigs þá eykst hraðinn á afturábak hvarfinu þegar líður á upprunalega hvarfið, enda eykst styrkur \([\ce{C}]\) og \([\ce{D}]\). Að sama leyti minnkar hraðinn á upprunalega hvarfinu þar sem \(\ce{[A]}\) og \(\ce{[B]}\) minnkar. Þegar þessir tveir hraðar jafnast út, nær hvarfið jafnvægi (e. equilibrium).

Þegar efnahvarf nær jafnvægi mætti segja að það sé hætt, en það er ekki alveg rétt. Bæði efnahvörfin eru enn í fullum gangi en þau fara jafnhratt. Það myndast því jafn mikið efni og hvarfast aftur.

Fyrir þetta efnahvarf væri myndun \(\ce{C}\) og \(\ce{D}\) kallað að „efnahvarfið gangi til hægri“ ef horft er á efstu efnajöfnuna og afturábak hvarfið væri að „ganga til vinstri“.

Fyrir hvörf af þessu tagi, þegar hvarf gengur bæði til hægri og til vinstri er táknið \(\ce{<=>}\) notað í stað \(\ce{->}\). Athugið að öll hvorf ná jafnvægi, en sum hvörf eru þannig að það má nálga að hvarf gangi alveg til hægri og nota þá venjulega ör.

9.1. Jafnvægisfasti

Hvert hvarf hefur einkennandi jafnvægisfasta (e. equilibrium constant) fyrir ákveðið hitastig. Jafnvægisfastinn er táknaður með \(K\) og er einingarlaus. Fyrir hvarf á borð við

\[ \begin{align}\begin{aligned} \ce{aA +bB+ \dots <=> nN + mM + \dots}\\væri jafnvægisfastinn:\end{aligned}\end{align} \]

\[K=\frac{[\ce{N}]^n[\ce M]^m \dots }{[\ce A]^a[\ce B]^b \dots }\]

Þessi jafna er einnig gjarnan kölluð jafnvægislíking og segir til um hlutfall styrks við jafnvægi. Jafnvægisfastinn er tölulega gildið á \(K\) og er hægt að fletta upp fyrir flest hvörf við algeng hitastig s.s. stofuhita.

Dæmi

Á Íslandi stofnaði CRI fyrstu verksmiðju heims sem umbreytir koldíoxíð í útblæstri í nothæft metanól. Þetta er gert samkvæmt efnaformúlunni:

\[\ce{CO_{2(g)} + 3H_{2(g)} <=> CH_3OH_{(g)} + H_2O_{(g)}}\]

Hver er jafnvægislíking hvarfsins?

Jafnvægislíking hvarfsins er:

\[K=\frac{ [\ce{CH_3OH}][\ce{H_2O}] }{ [\ce{CO_2}][\ce{H_2}]^3}\]

Jafnvægisfasti tekur gildi á breiðu bili, en t.d. er jafnvægisfasti bruna vetnis af stærðargráðunni \(~10^{80}\), en jafnvægisfasti fyrir bruna niturs í súrefni er með stærðargráðu \(10^{-31}\) við stofuhita. Þessi munur útskýrir hvers vegna það er ekkert vetni í andrúmsloftinu (af því það hvarfast auðveldlega í vatn) en nitur og súrefni getur lifað í samlyndi þar.

9.2. Jafnvægi fyrir gös

Fyrir efnahvörf sem eiga sér stað á gasfasa er oft ekki notaður styrkur, heldur hlutþrýstingur (e. partial pressure) efna. Þá er ekki notaður styrkur í hornklofa, \([\ce{A}]\), heldur \(P_A\) í jafnvægislíkingunni. Til aðgreiningar er notað \(K_c\) fyrir jafnvægi í lausn en \(K_p\) fyrir jafnvægi í gasfasa.

\[\ce{aA(g) +bB(g) + \dots <=> nN(g) + mM(g) + \dots}\]

Fyrir þetta efnahvarf væri jafnvægisfastinn í gasfasa:

\[K=\frac{P_N^n P_M^m \dots }{P_A^a P_B^b \dots }\]

\(K_p\) er ekki endilega sama talan og \(K_c\) en jafnan til að breyta á milli þeirra er

\[K_p=(RT)^{\Delta n} K_c\]

Þar sem \(R\) er gasfastinn \(R=0,083145 \,\frac{\text{bar L}}{\text{K mól}}\) og \(T\) er hitastigið í kelvin. Að lokum er \(\Delta n\) mismunur á mólum fyrir og eftir hvarfið, þ.e.

\[\Delta n = \ce{(n + m + \dots) - (a + b + \dots)}\]

Ef það eru jafnmörg mól af efnum fyrir og eftir hvarfið, þá gildir \((RT)^0=1\) og \(K_p=K_c\).

Dæmi

Gefið er efnahvarfið:

\[\ce{2SO_2(g) +O_2(g) <=> 2SO_3(g)} \quad \quad \quad \quad K_p=3,4 \text{ fyrir } 1000 \text{ K}\]

Hvað er \(K_c\) fyrir hvarfið við 1000 K?

Nú er jafnan:

\[K_p=(RT)^{\Delta n} K_c\]

Þar sem:

\[\Delta n =2 -(2+1) =-1\]

Nú er hægt að einangra \(K_c\) og stinga inn gildum:

\[ \begin{align}\begin{aligned}\begin{aligned}\\\begin{split}K_c &= \frac{ K_p}{(RT)^ {\Delta n} }\\ &= \frac{3,4} { \left(0,083145\,\frac{\text{bar L}}{\text{K mól}} \cdot 1000\text{ K}\right)^{-1}}\\ &=280\end{split}\\\end{aligned}\end{aligned}\end{align} \]

Athugasemd

Hvert fóru einingarnar í dæminu að ofan?

Jafnvægisfastinn, \(K\) er upphaflega skilgreindur út frá virkni (e. activity) og er því einingslaus. Ef \(\Delta n \neq 0\) eru jafnvægisfastarnir \(K_c\) og \(K_p\) tæknilega séð ekki einingarlausir. Þessum einingum er þó almennt sleppt að þessu sinni.

Það verður ekki farið nánar út í virkni hér.

9.2.1. Jafnvægi fyrir vökva og fast efni

Fyrir hvörf þar sem annað hvort myndefni eða hvarfefni eru ekki í lausn eða í gasi, þ.e. vökvi eða fast efni, koma þau efni ekki fram í jafnvægislíkingunni.

Dæmi

Til að útbúa sement fyrir steypu þarf að byrja á því að brjóta niður kalsíum karbónat skv. formúlunni:

\[\ce{CaCO_3(s) <=> CaO(s) +CO_2(g)}\]

en þetta efnahvarf er talið vera allt að 5% af koldíoxíð útblæstri mannkynsins. Hver er jafnvægisfasti, \(K_p\) , fyrir hvarfið sem og \(\Delta n\)?

Hér liggur beint við að koldíoxíð er eina efnið sem er ekki á föstu- né vökvaformi. Þá er:

\[\begin{aligned} K_p&=P_{\ce{CO_2}} & \Delta n=(1)-(0)=1 \end{aligned}\]

9.3. Leysnimargfeldi

Jafnvægisfastar fyrir leysni salta eru kallaðir leysnimargfeldi (e. solubility product) og er táknað með \(K_{sp}\). Þar sem eina hvarfefnið er á föstu formi þá kemur það ekki fyrir í leysnimargfeldi. Tökum nokkur dæmi.

Matarsalt leysist upp í vatni samkvæmt formúlunni

\[\ce{NaCl_{(s)} <=> Na^{+}_{(aq)} +Cl^{-}_{(aq)}}\]

Líkingin fyrir leysnimargfeldi matarsalts má þá rita sem

\[K_sp=[\ce{Na+}][\ce{Cl-}]\]

Kalsíumklóríð leysist upp samkvæmt formúlunni

\[\ce{CaCl_{2(s)} <=> Ca^{2+}_(aq) +2Cl^{-}_(aq)}\]

Líkingin fyrir leysnimargfeldi kalsíumklóríðs má þá rita sem

\[K_sp=[\ce{Ca^{2+}}][\ce{Cl-}]^2\]

Leysnimargfeldi allra helstu salta er hægt að fletta upp á netinu.

9.4. Jafnvægisfasti fyrir sameinuð hvörf

Þegar efnahvörf gerast í nokkrum skrefum er hægt að finna jafnvægisfasta heildarhvarfsins út frá jafnvægisföstum skrefanna.

Þegartvö efnahvörf eru lögð saman, eru jafnvægisfastarnir margfaldaðir.

\[\begin{split}\begin{array}{c|c} \text{Efnahvarf}& \text{Jafnvægisfasti}\\ \hline \ce{A -> B} & K \\ \ce{B -> C} & K' \\ \hline \ce{A -> C} & K \cdot K'\\ \end{array}\end{split}\]
Þegar hvarf með jafnvægisfasta \(K\) er snúið við, er nýji jafnvægisfastinn \(1/K\).

\[\begin{split}\begin{array}{c|c} \text{Efnahvarf}& \text{Jafnvægisfasti}\\ \hline \ce{A -> B} & K \\ \ce{B -> A} & 1/K \\ \end{array}\end{split}\]
Þegar efnahvarf er margfaldað með \(x\), fer jafnvægisfastinn í \(x\)-ta veldi.

\[\begin{split}\begin{array}{c|c} \text{Efnahvarf}& \text{Jafnvægisfasti}\\ \hline \ce{ A -> B} & K \\ \ce{2A -> 2B} & K^2 \\ \frac{1}{2}\ce{A} \rightarrow \frac 12 \ce{B} &\sqrt{K}\\ \end{array}\end{split}\]

Dæmi

Gefin eru eftirfarandi efnahvörf .. math:

\begin{array}{c|c}
\text{Efnahvarf}& \text{Jafnvægisfasti}\\
  \hline
\ce{ A + B <=> C} & K_1 \\
\ce{B <=> 2D} & K_2 \\
\ce{2C <=> E} & K_3\\
\end{array}

Hver væri jafnvægisfasti eftirfarandi efnahvarfs?

\[\ce{A + 2D <=> 1/2E}\]

Ef við köllum efnahvarfið sem við viljum \(H_4\) og hin efnahvörfin þrjú \(H_1\) , \(H_2\) og \(H_3\) þá gætum við búið til \(H_4\) með jöfnunni:

\[\ce{H_4} = \ce{H_1} - \ce{H_2} +\ce{1/2H_3}\]

Jafnvægisfasti hvarfsins er þá

\[\ce{K_4} = \ce{K_1} \cdot \frac{1}{\ce{K_2}} +\ce{K^{1/2}_3}\]

9.5. Hvarfkvóti

Hvarfkvóti (e. reaction quotient) fyrir hvarfið:

\[\ce{aA + bB -> cC + dD}\]

Hefur sömu jöfnu og jafnvægisfastinn:

\[Q_c=\frac{[\ce{C}]^c[\ce{D}]^d}{[\ce{A}]^a[\ce{B}]^b}\]

Munurinn á hvarfkvótanum og jafnvægisfastanum er sá að hvarfkvóti er fyrir ákveðinn tíma, ekki þegar hvarfið hefur náð jafnvægi. Hvarfkvótinn er því ekki fasti heldur breytist hann með tíma. Hann byrjar oft í 0 og endar í jafnvægisfastanum.

Hvarfkvóti nýtist til að spá fyrir um hvert hvarfið stefnir:

\(Q<K\): Hvarfið stefnir til hægri.
\(Q=K\): Hvarfið hefur náð jafnvægi.
\(Q>K\): Hvarfið stefnir til vinstri.

Dæmi

Ammóníak myndast með efnahvarfinu:

\[\begin{aligned} \ce{N_2(g) +3H_2(g) &<=> 2NH_3(g)} & K&=152 \text{ við } 500 \text{ K} \end{aligned}\]

Á ákveðnum tíma er styrkur efnanna: \([\ce{N_2}]=0,800\text{ M}\), \([\ce{H_2}]= 0,070 \text{ M}\) og \([\ce{NH_3}]=0,350 \text{ M}\). Hvert stefnir hvarfið?

\[\begin{split}\begin{aligned} Q_c&=\frac{[\ce{NH_3}]^2}{[\ce{N_2}][\ce{H_2}]^3}\\ &=\frac{0,350 ^2}{0.800\cdot 0,070^3}\\ &=446 \end{aligned}\end{split}\]

Sjáum að \(Q>K\) og hvarfið stefnir því til vinstri og myndar meira af hvarfefnunum.

9.6. Jafnvægisreikningar

Að reikna styrk við jafnvægi er algengt verkefni í efnafræði. Þá þarf að setja upp jöfnu þar sem styrknum er lýst með t.d. breytunni \(x\) og leyst er fyrir \(x\) með algebru.

\[\ce{A + 2B -> C}\]

Fyrir þetta efnahvarf væri styrkur \(\ce{A}\) við jafnvægi \([\ce{A}]_0-x\), \(\ce{B}\) væri \([\ce{B}]_0-2x\) og \(\ce{C}\) væri \([\ce{C}]_0+x\). Í þessu tilfelli er \(x\) mól hvörfuð/mynduð við jafnvægi. Þá getur verið gott að setja upp í töflu til að halda utan um styrkinn.

Dæmi

\[\ce{ A -> B} \quad \quad\quad K_c=3,4\]

Ef byrjað er með 3,00 mól af A, í 2,00 L af vatni, hver er styrkur B við jafnvægi?

Hér þarf að byrja á því að finna upphafsstyrk A:

\[[\ce{A}]_0=\frac{3,00 \text{ mól}}{2,00 \text{ L}} = 1,50 \text{ M}\]

Þá er hægt að setja upp í töflu:

\[\begin{split}\begin{array}{c|c|c} \text{Efni}&\ce{A}&\ce{B}\\ \hline \text{Upphafsstyrkur}&1,50\text{ M} & 0 \\ \text{Hvarf}&-x & +x\\ \hline \text{Jafnvægisstyrkur} &1,50-x& x\\ \end{array}\end{split}\]

Jafnvægisfastinn er þá:

\[K=\frac{[\ce{B}]}{[\ce{A}]} =\frac{x}{1,50-x}=3,4\]

Fyrir jafnvægisreikninga eru einingar oft geymdar í bili. Þá fæst með því að einangra \(x\):

\[\begin{split}\begin{aligned} & \quad \, \,\frac x{1,50-x}=3,4\\ &\Leftrightarrow x=3,4(1,50-x)\\ &\Leftrightarrow x+3,4x = 5,1\\ &\Leftrightarrow x= \frac{5,1}{4,4}\\ &\Leftrightarrow x= 1,16 \end{aligned}\end{split}\]

Þá er \([\ce{B}]=x=1,16 \text{ M}\).

Algebran flækist hratt þegar fleiri en tvö efni eru í hvarfinu. Þá er mikilvægt að geta rifjað upp gamla stærðfræðitakta og leyst fyrir annars stigs margliðu. Fyrir enn flóknari dæmi, þarf að nálga eða beita enn flóknari aðferðum sem ekki verður farið í hér.

Lausn annars stigs margliðu

Margliðan

\[ax^2 + bx + c =0\]

hefur rætur (lausnir):

\[x= \frac{-b +\sqrt{b^2-4ac}}{2a} \quad \text{eða} \quad x= \frac{-b -\sqrt{b^2-4ac}}{2a}\]

Margliðan hefur því oftast tvær lausnir en oft er hægt að útiloka aðra þeirra, út frá rökhugsun. T.d. getur styrkur efnis ekki orðið neikvæður.

Dæmi

Díniturtetraoxíð brotnar niður í niturdíoxíð skv. efnaformúlunni:

\[\ce{N_2O_4(g) <=> 2 NO_2(g)} \quad \quad \quad K_c=4,6 \times 10^{-3} \, \text{ við } 25°C\]

Ef gefið er að \([\ce{N_2O_4}]_0=0.450 \text {M}\), hver er styrkur \(\ce{NO_2}\) við jafnvægi?

Gott er að byrja á að setja upp töflu:

\[\begin{split}\begin{array}{c|c|c} \text{Efni}&\ce{N_2O_4} & \ce{NO_2}\\ \hline \text{Upphafsstyrkur}&0,450\text{ M} & 0 \\ \text{Hvarf}&-x & +2x\\ \hline \text{Jafnvægisstyrkur} &0,450-x& 2x\\ \end{array}\end{split}\]

Jafnvægisfastinn er þá:

\[K=\frac{[\ce{NO_2}]^2}{[\ce{N_2O_4}]}=\frac{(2x)^2}{0,450-x}= 4,6\times 10^{-3}\]

Þá er hægt að setja upp og einfalda annars stigs jöfnuna:

\[\begin{split}\begin{aligned} \frac{4x^2}{0,450-x}&= 4,6\times 10^{-3}\\ 4x^2 &=4,6\times 10^{-3}(0,450 -x)\\ 4x^2 +4,6\times 10^{-3}x -2,07 \times 10^{-3}&=0\\ \end{aligned}\end{split}\]

Þessi jafna hefur lausnir:

\[\begin{split}\begin{aligned} x&= \frac{-b +\sqrt{b^2-4ac}}{2a}\\ &= \frac{-4,6\times 10^{-3} +\sqrt{(4,6\times 10^{-3})^2-4\cdot 4\cdot(- 2,07\times10^{-3})}}{2\cdot 4}\\ &= 0,02333 \end{aligned}\end{split}\]

Sambærilega fæst hin lausnin:

\[\begin{split}\begin{aligned} x&= \frac{-b -\sqrt{b^2-4ac}}{2a}\\ &= -0,02218 \end{aligned}\end{split}\]

Sjá má að seinni lausnin er ekki gild, þar sem styrkur \(\ce{NO_2}\) getur ekki verið neikvæður. Fyrri lausnin er því svarið, en þá fæst að lokum, með þremur markverðum tölustöfum:

\[[\ce{NO_2}]=2x= 0,0467 \text{ M}\]

9.6.1. Nálgun

Til þess að spara tíma í þessum útreikningum, eða einfaldlega gera jöfnur leysanlegar, getur þurft að nálga lausnirnar. Þá eru tekin út atriði sem skipta litlu sem engu máli til að einfalda jöfnuna. Sem dæmi um þetta má nefna af ef jafnvægisfastinn er lítill er \(x\) lítið. Ef upphafstyrkurinn er ekki mjög lítill er oft hægt að nálga t.d. \([\ce{A}]_0-x\approx [\ce{A}]_0\).

Nálgunin \([\ce{A}]_0-x\approx [\ce{A}]_0\) getur haft tvenns konar áhrif. Ef \(x\) breytir einungis ómarkverðum tölustöfum hefur það engin áhrif og er næstum alltaf góð hugmynd. Ef \(x\) breytir markverðum tölustafi í upphafsgildi þá getur ennþá verið góð hugmynd að nálga og fer það eftir nákvæmni sem þarf að hverju sinni.

Oft er notað 5% sem hámark leyfilegrar skekkju, en það er ekki fastákveðið.

Ef \(x\) er lítið er hægt að nálga í samlagninu, en aldrei í margföldun.

Dæmi

Hvað fengist úr dæminu fyrir ofan með nálgun og hversu mikil væri skekkjan?

Jafnvægisfastinn úr dæminu að ofan var:

\[K=\frac{[\ce{NO_2}]^2}{[\ce{N_2O_4}]}=\frac{(2x)^2}{0,450-x}= 4,6\times 10^{-3}\]

Með nálgun að \(0,450-x\approx 0,450\) einfaldast jafnan og verður:

\[\begin{split}\begin{aligned} 4x^2&=4,6\times 10^{-3} \cdot 0,450\\ \Rightarrow x &=\sqrt{\frac{2,07\times 10^{-3}}{4}}\\ &=0,0227 \end{aligned}\end{split}\]

Þá fæst:

\[[\ce{NO_2}]=2x= 0,0455 \text{ M}\]

Með því að bera saman svörin fæst að \(\frac{0,0455}{0,0467}=0,974\). Það þýðir að nálgunin gefur \(2,6 \%\) skekkju.

9.7. Regla Le Châtelier

Regla Le Châtelier gefur til kynna að ef aðstæðum efnahvarfs er breytt við jafnvægi, leitast efnahvarfið að vinna gegn breytingunni.

Nú er hægt að líta aftur á efnahvarfið:

\[\ce{N2O4(g) <=> 2NO2(g)} \quad \quad \quad K_c=4,6 \times 10^{-3} \text{ við } 25\ °\text{C}\]

Hér er hægt að gera nokkra hluti til að stýra hvarfinu:

9.7.1. Breyting á styrk

Ef styrkur efni er aukinn reynir hvarfið að draga úr þeirri breytingu með því að stefna í átt frá viðbættum styrk. Ef styrkur \(\ce{NO2}\) væri aukinn myndi hvarfið fara til vinstri. Sambærilega myndi hvarfið fara til hægri ef styrkur \(\ce{N2O4}\) væri aukinn.

Við jafnvægi gildir:

\[Q_c=\frac{\ce{[NO2(g)]}^2}{\ce{[N2O4(g)]}} =K_c\]

Ef litið er á hvarfkvótann þegar styrkur \(\ce{N2O}\) er aukinn um \(x\):

\[Q_c=\frac{(\ce{[NO2(g)]}+x)^2}{\ce{[N2O4(g)]}} >K_c\]

Þetta gefur til kynna að hvarfið fer til vinstri. Hvarfið mun þó aldrei ná að losa sig við eða bæta upp fyrir alla breytinguna, enda þarf teljarinn og nefnarinn í jafnvægislíkingunni að ná nýju jafnvægi.

9.7.2. Breyting á rúmmáli og þrýsting

Ef efnahvarf hefur mismunandi fjölda móla sitt hvoru megin við örina er hægt að stjórna hvarfinu með þessum hætti. Þrýstingur er háður rúmmáli, sem og mólum. Þegar rúmmál er minnkað, leitast hvarfið við að draga úr þrýstingsaukningunni. Hvarfið stefnir þá í átt að færri mólum. Sambærilega ef rúmmál er aukið, leitast hvarfið við að viðhalda þrýstingnum og stefnir í átt að fleiri mólum.

Efnahvarfið fyrir ofan hefur mismunandi fjölda móla fyrir og eftir hvarf. Þá er hægt að leiða út:

\[\begin{split}\begin{aligned} K_c &= \frac{\ce{[NO2(g)]}^2}{\ce{[N2O4(g)]}}\\ &= \frac{n_{\ce{NO2(g)}} ^2/V^\bcancel{2}}{n_{\ce{N2O4(g)}}/\bcancel{V}}\\ &= \frac{n_{\ce{NO2(g)}} ^2}{n_{\ce{N2O4(g)}}} \cdot \frac{1}V \end{aligned}\end{split}\]

Ef \(V\) er t.d. tvöfaldað þarf \(\frac{n_{\ce{NO2(g)}} ^2}{n_{\ce{N2O4(g)}}}\) einnig að tvöfaldast sem næst þegar hvarfið fer til hægri.

Hvorugar af þessum breytingum breyta þó jafnvægisfastanum, \(K\), en hann breytist einungis með hitastigi.

9.7.3. Breyting á hitastigi

Jafnvægisfastinn breytist með hitastigi, en fyrir útvermin efnahvörf eykst hann en minnkar fyrir innvermin efnahvörf. Þetta er annað dæmi um að hvarfið sporni við breytingum.

Við heitari aðstæður leitar hvarfið að því að framleiða minni hita, til að takmarka hitastigsaukninguna.
Við kaldari aðstæður leitar það að því að framleiða meiri hita, til að takmarka hitastigslækkunina.

Ef efnahvarf er útvermið gefur það frá sér hita er hægt að skrifa hitann sem myndefni:

\[\ce{A -> B } + \Delta H\]

Ef efnahvarf er innvermið tekur það til sín hita og þá er hægt að hugsa sér hitann sem hvarfefni:

\[\ce{A} + \Delta H \ce{ -> B}\]

Þá er hægt að hugsa sér þetta alveg eins og þegar bætt er við myndefnum og hvarfefnum. Ef hitinn er aukinn, þ.e. \(\Delta H \uparrow\) þá leitar hvarfið að því að losa sig við hluta af honum. Ef hitinn er lækkaður, þ.e. \(\Delta H \downarrow\), þá leitar hvarfið að því að mynda hita.

Regla Le Châtelier er góð til að spá fyrir hvernig jafnvægið breytist, en þegar á að nota hana er nóg að spurja sig eftirfarandi spurningar: Hvað breytist og hvernig er hægt að sporna við því?

Dæmi

Gefið er útvermið efnahvarf við jafnvægi:

\[\ce{A <=> B + C } \quad \quad \quad \Delta H <0\]

Hvernig breytist styrkurinn þegar gerðar eru breytingar á styrk efna, rúmmáli og hitastigi? Fylltu inn í töfluna.

\[\begin{split} \begin{array}{c||c|c|c} &[\ce{A}]&[\ce{B}]&[\ce{C}]\\ \hline [\ce{A}] \uparrow& & & \\ [\ce{B}] \downarrow &&& \\ V \downarrow \! \!&&& \\ T \uparrow \! \!&&& \\ T \downarrow \! \!&&& \\ \end{array}\end{split}\]

Nú fæst með Le Châtelier:

\[\begin{split} \begin{array}{c||c|c|c|c} &[\ce{A}]&[\ce{B}]&[\ce{C}]&\\ \hline [\ce{A}] \uparrow& \uparrow& \uparrow & \uparrow & (1)\\ \hline [\ce{B}] \downarrow &\downarrow&\downarrow&\uparrow& (2) \\ \hline V \downarrow \! \!&\uparrow&\downarrow& \downarrow& (3) \\ \hline T \uparrow \! \!&\uparrow&\downarrow&\downarrow & (4) \\ \hline T \downarrow \! \!&\downarrow&\uparrow&\uparrow & (5)\\ \end{array}\end{split}\]

Styrkur hvarfefnis er aukinn, og efnahvarfið fer því til hægri. Viðbættur styrk A hvarfast ekki allur og því eykst allir styrkir.
Styrkur myndefnis er minnkaður, svo efnahvarfið fer til hægri. Styrkur B nær þó ekki sömu hæðum.
Rúmmál er minnkað og þrýstingur eykst. Efnahvarfið vill því losna við mól og fer til vinstri.
Hitastig er hækkað og útvermið efnahvarf fer þá til vinstri, til að minnka hitann.
Hitastig er lækkað og útvermið efnahvarf fer þá til hægri, til að auka hitann.