Cato Maximilian Guldberg und Peter Waage — norwegische Chemiker in Christiania (heute Oslo) — veröffentlichten 1864 das, was sie das Massenwirkungsgesetz nannten: im Gleichgewicht ist das Verhältnis der Produktkonzentrationen zu den Reaktantkonzentrationen (jede in ihrem stöchiometrischen Exponenten) eine bei konstanter Temperatur konstante Größe. Der Aufsatz erschien auf Norwegisch und wurde übersehen, 1867 dann auf Französisch und blieb wieder unbeachtet, und erst 1879 nahm ihn jemand zur Kenntnis. Die Gleichgewichtskonstante — K_eq — entpuppte sich als die nützlichste Einzelzahl der physikalischen Chemie: eine temperaturabhängige Eigenschaft einer Reaktion, die unabhängig von den Ausgangsbedingungen vorhersagt, wo die Reaktion landet. Das Le-Chatelier-Prinzip (1884) ist qualitativ; Gleichgewichtskonstanten sind die quantitative Fassung.
Für eine allgemeine reversible Reaktion aA + bB ⇌ cC + dD lautet die Gleichgewichtskonstante K = ([C]^c · [D]^d) / ([A]^a · [B]^b), mit den Konzentrationen in eckigen Klammern jeweils im Gleichgewicht genommen. K hängt nur von der Temperatur ab. K > 1 heißt: Produkte sind begünstigt; K < 1: Reaktanten. Die Konstante kommt in mehreren Geschmacksrichtungen, je nachdem was man misst: Kc (Konzentrationen), Kp (Partialdrücke), Ksp (Löslichkeit), Ka und Kb (Säure- bzw. Basenionisation), Kw (die Autoionisation des Wassers, ≈ 10⁻¹⁴ bei 25 °C). Der Reaktionsquotient Q hat dieselbe Form, verwendet aber die momentanen Konzentrationen; aus dem Vergleich mit K liest man ab, in welche Richtung die Reaktion läuft. Verbindung zur freien Gibbs-Energie: ΔG° = −RT·ln(K). Die Gleichgewichtskonstante ist die Exponentialfunktion der negativen Standard-freien-Energieänderung über RT — die fundamentalste thermodynamische Beziehung der Chemie überhaupt. Wegen der Exponentialfunktion können Katalysatoren, die ΔG° unverändert lassen, K nicht verschieben. Die Temperaturabhängigkeit folgt der van-'t-Hoff-Gleichung — d(ln K)/dT = ΔH°/RT²: bei endothermen Reaktionen steigt K mit T, bei exothermen fällt es. Das Le-Chatelier-Prinzip, neu formuliert: ein Gleichgewichtssystem antwortet auf eine Störung, indem es sich in die Richtung verschiebt, die sie teilweise zurücknimmt — K selbst bleibt aber konstant, solange die Temperatur sich nicht ändert. Gleichgewichte stehen im Zentrum der Säure-Base-Chemie (Ka, pKa, Puffer), der Löslichkeit (Ksp), der Elektrochemie (Nernst-Gleichung), der Biochemie (jede Enzymreaktion, jeder Stoffwechselweg, jede Wirkstoff-Rezeptor-Wechselwirkung) und der Atmosphärenchemie (Ozon, CO₂-Verteilung).
Die industrielle Chemie legt ihre Betriebsbedingungen über Gleichgewichtsrechnungen fest: die Haber-Bosch-Ammoniaksynthese läuft bei hohem Druck und mäßiger Temperatur — über Le-Chatelier-Argumente an K_eq abgelesen —, um die NH₃-Ausbeute zu maximieren. Die Geochemie sagt mit Gleichgewichtskonstanten den Ozean-pH, die Mineral-Löslichkeit im Grundwasser und Isotopenfraktionierungen vorher. Die Biochemie ist im Grunde die Lehre der miteinander verknüpften Gleichgewichte: die Sauerstoffaffinität des Hämoglobins ist eines, die ATP-Hydrolyse hat ihr eigenes ΔG und K, jedes Enzym sein Michaelis-Konstante. Die Wirkstoff-Rezeptor-Bindung ist ein Gleichgewicht, beschrieben durch eine Dissoziationskonstante Kd — typische Kd-Werte liegen im nanomolaren Bereich. Klimamodelle rechnen Carbonat-Gleichgewichte aus, um die Ozeanversauerung vorherzusagen. Das norwegische Massenwirkungsgesetz läuft heute leise in jedem chemischen Modell mit, dem irgendjemand traut.