可逆反応
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可逆反応
出典: フリー百科事典『ウィキペディア（Wikipedia）』 (2021/05/23 02:25 UTC 版)
ナビゲーションに移動 検索に移動可逆反応（かぎゃくはんのう、独：reversible Reaktion、英：reversible reaction）とは、化学反応のうち、始原系（原料）から生成系（生成物）への反応（正反応）と、反対に生成系から始原系に戻る反応（逆反応またはレトロ反応）がともに起こる反応のことである。ある系においてそれらの正、逆反応しか起こらなければ、その系は最終的に一定量の基質と生成物を含む平衡状態に落ち着く。その場合、正反応と逆反応の速度定数の比が平衡定数となる。
可逆反応とは反対に、正反応のみが起こり逆反応が起こらない反応を、不可逆反応と呼ぶ。
可逆反応は始原系と生成系のエネルギー差が小さく、活性化エネルギーが低い場合に起こる。可逆反応を化学反応式で表すときは、始原系と生成系の間に右向きの片矢印と左向きの片矢印を上下に重ねて書く。例として、アンモニアとアンモニウムイオンとの間の酸塩基反応を示す。
- アンモニアの酸塩基反応
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可逆反応
出典: フリー百科事典『ウィキペディア（Wikipedia）』 (2018/02/21 07:19 UTC 版)
前節で示した反応速度式はすべて生成物から反応物に戻る反応 (逆反応) を無視している。しかし多くの反応はある程度可逆的であり、逆反応も考慮しなくてはならない。特に反応が平衡に近づいた時は系の中に反応物が大量に存在しているので、逆反応が無視できなくなる。 AからBが生成する反応で、正反応と逆反応の両方が1次のとき、次のような反応様式となる。 A→B 反応速度 = k1[A] B→A 反応速度 = k-1[B] 正反応によってAの濃度[A]がk1[A]の速度で減少し、逆反応によってk-1[B]の速度で増加する。したがって[A]の正味の変化速度は d [ A ] d t = − k 1 [ A ] + k − 1 [ B ] {\displaystyle {\frac {\mathrm {d} [\mathrm {A} ]}{\mathrm {d} t}}=-k_{1}[\mathrm {A} ]+k_{-1}[\mathrm {B} ]} である。t →∞で反応が平衡状態になるとAの正味の濃度変化は無くなるので、 d [ A ] e q d t = 0 {\displaystyle {\frac {\mathrm {d} [\mathrm {A} ]_{eq}}{\mathrm {d} t}}=0} であり k 1 [ A ] e q = k − 1 [ B ] e q {\displaystyle k_{1}[\mathrm {A} ]_{eq}=k_{-1}[\mathrm {B} ]_{eq}} となる。[A]eqは平衡状態でのAの濃度、[B]eqは平衡状態でのBの濃度である。この式から [ B ] e q [ A ] e q = k 1 k − 1 = K {\displaystyle {\frac {[\mathrm {B} ]_{eq}}{[\mathrm {A} ]_{eq}}}={\frac {k_{1}}{k_{-1}}}=K} を導くことができ、このK を平衡定数と呼ぶ。この式は熱力学的な量である平衡定数と反応速度に関わる量である速度定数の関係を表す重要な式である。平衡定数と片方の速度定数が明らかであれば、計算によりもう片方の速度定数を求めることができる。
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