平衡

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この項目では化学平衡について説明しています。その他の平衡については平衡 (曖昧さ回避)をご覧ください。

平衡（へいこう）あるいは化学平衡（かがくへいこう）とは可逆反応において、順方向の反応と逆方向との反応速度がつりあって反応物と生成物の組成比がマクロ的に変化しなくなる状態をいう。平衡状態における、反応物のモル濃度積を分母とし、生成物モル濃度積を分子とした平衡状態の構成比を平衡定数（へいこうていすう、へいこうじょうすう）と呼ぶ。

1 平衡定数
2 平衡定数と反応の向き
- 2.1 平衡の移動
- 2.2 平衡の移動の応用（ハーバー・ボッシュ法）
  - 2.2.1 平衡の移動の補足(温度)
  - 2.2.2 平衡の移動の補足その2
3 例
4 反応に固体を含む平衡
- 4.1 無機化合物への配位子の脱着
5 関連項目
6 参考文献

[編集] 平衡定数

一般式

$a_1\mathrm{A}^{1}+a_2\mathrm{A}^{2}+ ... +a_n\mathrm{A}^{n} \ \rightleftarrows\ b_1\mathrm{B}^{1}+b_2\mathrm{B}^{2}+ ... +b_n\mathrm{B}^{n}$

で表される可逆反応が平衡に達したとき、

正反応（ $\rightarrow\$ ）と逆反応（ $\leftarrow\$ ）の速度はそれぞれ質量作用の法則（化学平衡の法則）により、

v 1 = k 1 [A 1] a 1 [A 2] a 2 ...[A n] a n

（正反応）

v 2 = k 2 [B 1] b 1 [B 2] b 2 ...[B n] b n

（逆反応）

と表せる。平衡状態ではこれらが等しくなっている (v₁ = v₂) ため、次式が成立する。

k 1 [A 1] a 1 [A 2] a 2 ...[A n] a n = k 2 [B 1] b 1 [B 2] b 2 ...[B n] b n

これを、各物質のモル濃度を左辺に、反応速度定数を右辺にまとめて整理すると、

$\frac{ [\mathrm{B}^{1}]^{b1}[\mathrm{B}^{2}]^{b2}...[\mathrm{B}^{n}]^{bn} }{ [\mathrm{A}^{1}]^{a1}[\mathrm{A}^{2}]^{a2}...[\mathrm{A}^{n}]^{an} } = \frac{ k_1 }{ k_2 }=K$

定温、定圧下では k₁, k₂ は一定であるから、 $\frac{ k_1 }{ k_2 }$ も一定となる。この $\frac{ k_1 }{ k_2 }$ を K と表し、平衡定数と呼ぶ。

[編集] 例

例えば、

$2\mathrm{A}+\mathrm{B} \ \rightleftarrows\ 3\mathrm{C}$

とあらわせる化学反応の平衡定数は

$K = \frac{ [\mathrm{C}]^3 }{ [\mathrm{A}]^2[\mathrm{B}] }$

となる。

このとき、化学反応式の左辺から右辺への反応が正反応とみなされる。同じ反応を左右逆に

$3\mathrm{C} \ \rightleftarrows\ 2\mathrm{A}+\mathrm{B}$

とあらわした場合の平衡定数は

$K' = \frac{ [\mathrm{A}]^2[\mathrm{B}] }{ [\mathrm{C}]^3 }$

と、元の逆数となる。

[編集] 平衡定数の性質

同一の反応であれば、温度さえ一定であれば、最初の各物質の濃度をどのように変化させても、平衡定数 K の値は変化しない。その単位は反応の次数によって異なる（例：mol·L⁻¹, mol²·L⁻²）。

[編集] 圧平衡定数

上記の項における K_c は濃度平衡定数である。

しかし、気体反応の場合は、濃度よりも圧力のほうが測定しやすいことから、各成分気体の分圧を用いて平衡定数が表されることが多い。そのような平衡定数は圧平衡定数と呼ばれ、K_p で表す。

例えば、反応

$\mathrm{N}_2+3\mathrm{H}_2 \ \rightleftarrows\ 2\mathrm{NH}_3$

の場合、平衡時の N₂, H₂, NH₃ の分圧 P_i を用いて

$K_p = \frac{ P_{\mathrm{NH}_3}^2 }{ P_{\mathrm{N}_2}P_{\mathrm{H}_2}^3 }$

と表される。

ただし、単に平衡定数 K といわれる時は、K_c を指す。

[編集] 平衡定数と反応の向き

ある可逆反応

$a\mathrm{A}+b\mathrm{B} \ \rightleftarrows\ c\mathrm{C}$

について、そのときの A, B, C の濃度をその平衡定数の式

$K= \frac{[\mathrm{A}]^a[\mathrm{B}]^b }{[\mathrm{C}]^c }$

に代入して、その計算値 K が与えられたとき、K' が K よりも小さかったとする。これは平衡状態ではないので、この K' を大きくする向きに反応が進む。つまり、正反応がさらに進み、やがて平衡状態に達する。

このように、各物質のある時点での濃度から、反応がどちらへ進むかは、計算値 K' と K との大小関係から判断すればよい。

K' > K のとき、逆反応（ $\leftarrow\$ ）が進みやがて平衡へ
K' = K のとき、平衡で、どちらへも変化しない
K' < K のとき、正反応（ $\rightarrow\$ ）が進みやがて平衡へ

[編集] 平衡の移動

$\mathrm{N}_2+3\mathrm{H}_2 \ \rightleftarrows\ 2\mathrm{NH}_3$

で表される反応が、平衡に達しているとき、温度を上げるとNH₃が分解する方向へ、圧力を上げるとNH₃が生成する方向へ反応がいくらか進んで新たな平衡へ達する。

このように、可逆反応が平衡にあるときに平衡を支配する条件は、温度、圧力、濃度であり、これらを変化させると、正反応か逆反応が進んで新たな平衡状態に達する。このような、新たな平衡状態に変化することを平衡移動または、化学平衡の移動という。アンリ・ルシャトリエは、実験を繰り返し次の結果を得た。

「可逆反応が平衡にあるとき、外部から平衡を支配する条件(温度、圧力、濃度)を変化させると、その影響を緩和する方向へ平衡が移動し、新しい平衡状態となる。」これが、ルシャトリエの原理と呼ばれるものである。この原理は、化学平衡だけでなく、気液平衡や溶解平衡など、化学変化を伴わない物理的な平衡にも、当てはまる普遍的な大原則である。

化学反応を利用してある物質を効率よく製造したい場合、反応速度を上げるだけでなく平衡を求める反応に対して有利な方向に移動させることも重要な条件となる。

[編集] 平衡の移動の例

濃度を変化させる(溶液の場合)

濃度を変化させた物質の、濃度変化を打ち消す向きに平衡が移動する。このことを利用すれば、特定の自分が必要となる物質を反応から除外すれば(気体や沈殿として、発生させるなど)、自分の求める反応を連続して起こすことが出来る。つまり、可逆反応を不可逆反応として、反応させられる。

圧力を変化させる(気体の反応)

圧力の変化による、平衡の移動の向きを簡単に確認するためには、反応式の左辺の合計のmol数と、右辺の合計のmol数を比べると良い。圧力を上げると合計のmol数が少ないほうに平衡が移動する。つまり、左右のmol数が等しい場合、圧力の変化は平衡の移動にかかわりを持たない。

例:上記のアンモニアの反応においては、左辺が4mol、右辺が2molであるから、圧力を高めると平衡は右へ、圧力を低下させると平衡は左へ移動する。

温度を変化させる

反応が、吸熱か発熱の場合、温度を変化させた場合その変化を打ち消す向きに平衡が移動する。尚、右辺に発熱(例:+700ｋJ)とある場合でも、右辺から左辺に反応が進んだ場合、吸熱反応となる。

[編集] ルシャトリエの原理についての注意 ~適用できる変数~

ルシャトリエの原理に当てはめられる、外部条件は示強変数といわれる。示強変数とは、濃度、圧力、温度など一般に、系に存在する粒子の数(物質量、mol)には関係せず、系の強度を表す数値なのでそう呼ばれる。一方、質量、体積などの変数は、系に存在する粒子の数(物質量、mol)に比例する変数なので示量変数という。一般に、反応速度は示強変数にのみ依存するという事実があるために、3つの示強変数(濃度、圧力、温度)のいずれかを変化させた場合には、ルシャトリエの原理が成立するものの、示量変数である体積を変化させた場合には、ルシャトリエの原理は成立しないことに注意しなければならない。よって、ルシャトリエの原理を適用させる際に、体積を減少させる⇒圧力を増加させる、体積を増加させる⇒圧力を減少させると置き換えて、適用させるべきである。

[編集] ルシャトリエの原理についての注意その2

ルシャトリエの原理において、圧力を加えると、圧力が減少する向きへ平衡が移動する。しかし、圧力を加える際に周囲との熱の出入りがないほど急激に圧縮すると、断熱圧縮により、反応系の温度が上昇してしまう。　しかし、上記でいうところの「圧力を加える」は圧力以外の条件が変化しないぐらい緩やかに圧力を加えるということである。「温度を上げる」というときも、圧力が上昇しないようにしながら温度を緩やかに上げるということである。

また、ルシャトリエの原理において、熱を加えると、温度が減少する向きへ平衡が移動する。しかし、そのことは、温度がはじめの状態よりも下がった状態で平衡に達するということではなく、加えた熱の中の一部が、反応熱として吸収されるということである。つまり、最終的にその熱を加えられた反応系では温度が上昇しているのである。

[編集] ルシャトリエの原理についての注意　その2

試験管の中に二酸化窒素(NO₂)と四酸化二窒素N₂O₄をつめて、熱湯につけたら、平衡はどうなるのであろうか？

$2\mathrm{NO}_2 \ \rightleftarrows\ \mathrm{N}_2\mathrm{O}_4+(57.5\mathrm{kJ})$

NO₂とN₂O₄の反応は上記の反応式で表される。体積一定で加熱するのだから、温度も上昇するが圧力も上昇する。このとき、結論から言えば、褐色が濃くなる。つまり、左方向へ平衡が移動する。

ルシャトリエの原理によると、温度が上がると平衡は吸熱方向(←)へ移動するはずだが、一方で圧力が上がると、平衡は気体の分子数が減る方向(→)へ移動するはず、という一見矛盾した結果が示される。実験結果では、左方向へ平衡が移動したので、加熱した場合には、温度変化の影響がそれに伴う圧力増加の影響を上回っていたことが分かる。

一般に、加熱という外部条件の変化に対してルシャトリエの原理を適用するのは良いのだが、加熱によって生じる圧力増加という内部条件の変化に対してルシャトリエの原理を適用すると、右方向へ平衡が移動するという誤った結論が導かれる。外部条件の変化に伴う内部条件の変化の影響を、外部条件の変化の影響が必ず上回るので、外部条件の変化に対してのみルシャトリエの原理を適用しなければならない。

[編集] 平衡の移動の応用（ハーバー・ボッシュ法）

ハーバー・ボッシュ法は平衡の移動を化学工業に応用して成功した例として知られている。

$\mathrm{N}_2+3\mathrm{H}_2 \ \rightleftarrows\ 2\mathrm{NH}_3+(92\mathrm{kJ})$

この反応は可逆反応であり、アンモニアを得るためには、この反応の平衡を右へ移動させなければならない。このとき、ルシャトリエの原理を利用してアンモニアを合成することを考えたい。

ルシャトリエの原理によれば、平衡を移動させられる変更可能な条件は、温度、圧力、濃度である。

温度を変化させる

温度を変化させて、平衡を右に移動させるためには、低温で反応させるべきである。

圧力を変化させる

圧力を変化させて、平衡を右に移動させるためには、高圧で反応させるべきである。

上記を踏まえると、低温・高圧で反応させるべきである。しかし、平衡を右に移動させることは、そのまま効率的にアンモニアを合成させることにはつながらない。なぜなら、低温では反応速度が低下するために、平衡に達するために多量の時間が必要となるからである。また、高圧にさせるためには、反応を起こす容器がその圧力に耐えなければならないが、物理的にもその圧力には限界がある。よって、工業的には、 $3 \sim 5 \times {10}^7$ Pa程度で運用されている。

今、低温（400℃以下）では、反応速度が小さくなり、NH₃が出来るまで時間がかかりすぎる。そこで、もう少し高温(500℃程度)で反応させると、収率は少し減るものの、短時間で出来るので、これを何回も繰り返すほうが、より、経済的である。しかし、温度が500℃程では十分な速度が出ないのでフリッツ・ハーバーとカール・ボッシュは数多ある触媒のなかから、この反応に適する触媒として四酸化三鉄Fe₃O₄を主成分とする触媒を見つけ出した。

さらに、まだ変化させていない条件(濃度)を変化させる為に反応の途中で適宜アンモニアを取り出すことで、逆反応を起こりにくくしアンモニアを効率的に合成している。

[編集] 平衡の移動の補足(温度)

温度は、反応速度にかかわる大きな要素である。例えば、10K上昇するごとに反応速度が3倍になる反応があり、今500℃で10分で平衡に達するとすれば 300℃で　 $3^{20}\fallingdotseq 3.5\times {10}^9$ 倍もの時間がかかるので、200℃の違いで10分の反応が66339年もの時間が必要となり実用的ではなくなってしまう。

[編集] 平衡の移動の補足その2

H₂は高温・高圧下で、通常の鋼の中にある炭素と反応しメタン(CH₄)として、取り除かれてしまうために、鋼の強度が低下し、(水素脆性)爆発してしまうことがある。カール・ボッシュは、内側には炭素をほとんど含まない軟鉄でH₂との反応を抑えて、外側には炭素を多く含んだ鋼鉄で強い圧力を支えるという、特殊なNH₃合成用の特殊な二重鋼管を開発しこの問題を解決した。

[編集] 例

例として水中での酢酸の解離を挙げると、（可逆反応）反応式は

$\mathrm{CH}_3\mathrm{COOH} \ \rightleftarrows \ \mathrm{CH}_3\mathrm{COO}^- + \mathrm{H}^+$

であり、各成分のモル濃度を [ ] で示すと平衡定数 K_c は

$K_c = \frac{ [\mathrm{CH}_3\mathrm{COO}^-][\mathrm{H}^+] }{ [\mathrm{CH}_3\mathrm{COOH}] }$

で表される。

このプロセスを個々の分子レベルで見ると次のようになる。

酢酸分子は水分子と衝突するとルイス塩基である水にプロトンを渡し、酢酸イオンとオキソニウムイオンとを生成する（順方向反応）。

$\mathrm{CH}_3\mathrm{COOH} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{CH}_3\mathrm{COO}^- + \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$

一方、酢酸イオンとオキソニウムイオンとが衝突するとオキソニウムイオンはルイス塩基である酢酸イオンにプロトンを渡し、酢酸と水になる（逆方向反応）。

$\mathrm{CH}_3\mathrm{COO}^- + \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+ \rightarrow \mathrm{CH}_3\mathrm{COOH} + \mathrm{H}_2\mathrm{O}$

水に酢酸を投入すると酢酸は初期濃度から、酢酸イオン濃度とオキソニウムイオン濃度は0からスタートする（正確を期すと、オキソニウムイオン濃度は 10⁻⁷ mol/L ≒ 0 からスタートする）。水は溶媒でふんだんに存在するので、順方向反応は（未解離の）酢酸濃度に比例した速度で進行する。言い換えると当初は酢酸が多量で速度が早いが、酢酸濃度が減るとともにその速度を減じる。

一方、酢酸イオン濃度とオキソニウムイオン濃度は順反応が進展すると共に増加し、これらの濃度が低いために起こりにくかった逆反応も発生するようになる。言い換えると、酢酸イオン濃度とオキソニウムイオン濃度の積に比例して逆反応の速度は増加する。

順反応と逆反応の速度はそれぞれ違うので、固有の構成濃度比の処で順反応と逆反応がマクロ的に相殺することになり、これが平衡状態である。

次に温度の寄与であるが、順反応も逆反応もアレニウスの式にしたがって温度依存的に変化する、しかしその変化は同様ではないため K は温度に依存して変化する。

一般に解離定数（平衡定数）は pK_a = −log₁₀ K_a の関係式で表される対数表記で表されることが多い。

[編集] 反応に固体を含む平衡

固体には流動性がないことから、固相と気相で起こる固-気複相反応、あるいは固相と液相で起こる固-液複相反応では固相の表面積や形状が反応速度に大きな影響を与える。あるひとつの可逆反応のみが起こる系では十分長い時間が経過すれば固-気反応であってもいつかは平衡状態に達するのだが、その反応が固相の形状変化をともなう場合には順反応と逆反応の速度が釣り合うまでの過程の速度論や、平衡状態そのものを実験により評価することは難しくなる。

無機化合物への配位子の脱着反応のうちで格子構造の変化が小さい場合や、あるいはガスクロマトグラフィーなどで利用されるような固相表面への吸着作用について定量的な評価が行われている。

[編集] 無機化合物への配位子の脱着

塩化コバルト(II) (CoCl₂) は、水を脱着してその色を変わることでよく知られる化合物である。この塩はアンモニアを配位子として可逆的に脱着することもできる（下式）。

$\mathrm{CoCl}_2 2\mathrm{NH}_3(\mathrm{solid}) + 4\mathrm{NH}_3(\mathrm{gas})\rightleftarrows\mathrm{CoCl}_2 6\mathrm{NH}_3(\mathrm{solid})$

ここで温度とアンモニアの圧力を制御しながらコバルト塩の重量を測定することで、上式の変換率およびその時間変化を評価できる。Ternan らの詳細な検討によると^[1]、一定（例: 104 kPa）の圧力の雰囲気下にコバルト塩を置き系の温度をゆっくり昇降させると、高温側では軽い CoCl₂·2NH₃ が、低温側では重い CoCl₂·6NH₃ が優位となる。このとき塩の重量と温度変化をプロットすると、昇温時と降温時でプロット曲線が重ならないヒステリシス現象があらわれた。もしも平衡状態までに達する時間が十分に短ければ昇/降温時の 2本のプロット曲線は重なった形で観測されるだろうから、今回の系でヒステリシス現象が観測されたということは、アンモニアの脱着に遅い反応が付随すること、すなわち、結晶格子の拡大や収縮がともなっていることを示している。ヒステリシス現象は昇降のサイクルに数十時間かけるような条件でも起こったことなどから、上の式が平衡に達するために必要な時間は 100 ないし 1000 時間程度ではないかと見積もられた。この実験では、固-気平衡反応が平衡状態へ到達するまでの過程において、反応式の見かけによらず多くの要因が重なりときには非常に長い時間となることが示されている。

[編集] 関連項目

熱平衡複数の物体の間で熱エネルギーの授受が均衡した状態
反応速度論

[編集] 参考文献

^ Trudela, J.; Hosattea, S.; Ternan, M. "Solid–gas equilibrium in chemical heat pumps: the NH3–CoCl2 system" Applied Thermal Engineering 1999, 19, 495-511. DOI: 10.1016/S1359-4311(98)00066-0

"http://ja.wikipedia.org../../../%E5%B9%B3/%E8%A1%A1/_/%E5%B9%B3%E8%A1%A1.html" より作成

カテゴリ: 化学反応

平衡

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目次

[編集] 平衡定数

[編集] 例

[編集] 平衡定数の性質

[編集] 圧平衡定数

[編集] 平衡定数と反応の向き

[編集] 平衡の移動

[編集] 平衡の移動の例

[編集] ルシャトリエの原理についての注意 ~適用できる変数~

[編集] ルシャトリエの原理についての注意その2

[編集] ルシャトリエの原理についての注意　その2

[編集] 平衡の移動の応用（ハーバー・ボッシュ法）

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[編集] ルシャトリエの原理についての注意 ~適用できる変数~

[編集] ルシャトリエの原理についての注意 その2

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