【化学平衡】平衡定数やmol数の変化、グラフなど

はじめに

【プロ講師解説】このページでは『【化学平衡】平衡定数やmol数の変化、グラフなど』について解説しています。

化学平衡とは

• 化学平衡について、水素とヨウ素の反応を例に解説する。

\[ \mathrm{H_{2}+I_{2}\underset{逆反応}{\overset{正反応}{\rightleftarrows}}2HI} \]

• まずは、正反応の方に注目する。反応速度の式（V=K[A]）より、反応物の濃度（[A]）が大きいと反応速度（V）も大きくなる。正反応における反応物はH₂とI₂なので、反応速度は最初が最も大きく、徐々に（反応物であるH₂とI₂の濃度が減少していくので）小さくなっていく。

• 一方、逆反応はHIからH₂とI₂が生成する反応なので、反応物はHIである。

\[ \underbrace{ \mathrm{2HI} }
_{ \text{ 反応物 }}→\underbrace{ \mathrm{H_{2}+I_{2}} }
_{ \text{ 生成物 }} \]

• 始めはHIの濃度が極めて低いので、反応速度の式（V=K[A]）から分かるように反応速度は非常に小さい。徐々にHIの濃度が増加していくと、それに伴って反応速度も大きくなっていく。

• 以上のように、正反応の速度は次第に小さく、逆反応の速度は次第に大きくなっていくが、両方とも最終的には同じ速度に落ち着き一定となる。
• この正反応と逆反応の速度が等しくなった状態を平衡状態という。

• 平衡状態になると、一見反応が止まっているようにみえる。しかし実際は、「正反応と逆反応が起こっているが、2つの速度が等しいため反応が進んでないように見えるだけ」だということを把握しておこう。

化学平衡とmol数の変化

• 化学平衡とmol数の変化の関係について、先ほどの反応を例に解説する。

\[ \mathrm{H_{2}+I_{2}\underset{逆反応}{\overset{正反応}{\rightleftarrows}}2HI} \]

• 反応前のH₂とI₂のmol数が1.0、平衡時は0.20だとすると、次のように考えることができる。

• 反応で使われたH₂とI₂は0.80mol（1.0ー0.20）ずつなので、係数比より生成したHIは1.6molであることがわかる。
• このとき、縦軸にmol数、横軸に時間をとったグラフは次のようになる。

• H₂とI₂は、最初1.0molあったのが平衡時には0.20molに、HIはスタート時は0molだったのが平衡時には1.6molになっている。
• 上で紹介した反応速度のグラフは最終的に2つのグラフが重なっていたが、こちらは必ずしも重なるわけではないため注意しよう。（重なるのは、生成物と反応物の平衡時のmol数が一緒だった場合）

平衡定数K

\[ \mathrm{H_{2}+I_{2}⇄2HI} \]

• この反応が平衡状態のとき、H₂、I₂、HIのモル濃度をそれぞれ[H₂]、[I₂]、[HI]とすると次の関係式が成り立つ。

\[ K=\frac{ \mathrm{[HI]^{2}} }{ \mathrm{[H_{2}][I_{2}]} } \]

• このKを平衡定数という。［HI］に2乗が付いているが、これは反応式中のHIの係数からきている。平衡定数を求める式では、濃度を反応式中での係数乗する。
• また、平衡定数Kに関して1つ知っておくべきことがある。

• 平衡定数は「温度変化のみ」に影響されて変化する。反対に考えると、温度が一定であればスタート時のmol数などが違っても平衡定数Kは一定となる。