平衡状態では、各物質のモル濃度の間に一定の関係式が成立します。
これを化学平衡の法則といい、その比例定数を平衡定数 K と呼びます。
K の値は温度のみで決まり、濃度や圧力によらない——この事実が平衡計算の強力な武器になります。
一般に、可逆反応が次の式で表されるとします。
aA + bB ⇄ cC + dD （a, b, c, d は係数）
この反応がある温度で平衡状態にあるとき、各物質のモル濃度の間には次の関係が成り立ちます。
この関係を化学平衡の法則（質量作用の法則）といい、Kc を濃度平衡定数（または単に平衡定数 K）といいます。K の値は温度が一定であれば、濃度がどのような値をとっても一定に保たれます。
固体が関与する反応では、固体の濃度は一定（変化しない）とみなせるため、平衡定数の式に固体は含めません。
例：C（固）+ CO2（気）⇄ 2CO（気）の場合
K = [CO]2 / [CO2] （C は固体なので含めない）
気体が関与する可逆反応では、モル濃度の代わりに各気体の分圧を用いて平衡定数を表すこともできます。これを圧平衡定数 Kpといいます。
Kc と Kp の間には次の関係があります（R：気体定数、T：絶対温度、Δn：生成物の気体の係数の和 − 反応物の気体の係数の和）。
気体 A のモル濃度 [A] と分圧 pA の関係は、気体の状態方程式より pA = [A]RT で表されます。この関係を Kc の式に代入すると Kp = Kc·(RT)Δn が得られます。高校では Kp の定義と Kc との違いを理解すれば十分です。
K の大きさは、平衡状態でどちら側の物質が多いかを表します。
| K の値 | 平衡の偏り | 意味 |
|---|---|---|
| K ≫ 1（非常に大きい） | 生成物側に大きく偏る | 反応はほぼ完全に進む |
| K = 1 程度 | 反応物と生成物が共存 | どちら側も無視できない量が存在 |
| K ≪ 1（非常に小さい） | 反応物側に大きく偏る | ほとんど反応が進まない |
K が大きいほど生成物が有利な平衡です。例えばアンモニア合成 N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 の K は 800 K では約 6×10−2 とそれほど大きくありません（つまり 800 K では NH3 の生成率は低い）。温度を下げれば K は大きくなり NH3 が有利になりますが、反応速度が遅くなるというトレードオフがあります。これが工業的製法の条件選定の核心です（→ 14-3）。
また、K は温度のみで変化します。濃度や圧力を変えても K の値は変わりません（ただし平衡状態そのもの、つまり各物質の濃度は変わります）。
温度を変えると K 自体の値が変わります。一方、濃度・圧力の変化では K は変わらず、各物質の濃度が新しい平衡（同じ K を満たす）に向かって変化します。この違いは入試でよく問われます。
平衡計算では、ICE 表（Initial・Change・Equilibrium）を使うと系統的に解くことができます。
| 行 | 意味 |
|---|---|
| I Initial | 反応開始時（初期）の物質量またはモル濃度 |
| C Change | 平衡に達するまでの変化量（増減）。反応式の係数比に従う |
| E Equilibrium | 平衡時の物質量またはモル濃度（= I + C） |
体積 5.0 L の容器に H2 と I2 を各 1.00 mol 入れて密閉し、ある一定温度に保ったところ、平衡状態に達し HI が 1.60 mol 生成した。この温度における平衡定数 Kc を求めよ。
H2（気）+ I2（気）⇄ 2HI（気）
まず ICE 表を作ります。
| H2 | I2 | HI | |
|---|---|---|---|
| I（mol） | 1.00 | 1.00 | 0 |
| C（mol） | −0.80 | −0.80 | +1.60 |
| E（mol） | 0.20 | 0.20 | 1.60 |
各物質のモル濃度（÷ 5.0 L）：
体積 10 L の密閉容器に N2 を 1.00 mol、H2 を 3.00 mol 入れて一定温度に保ったところ、平衡状態に達し NH3 が 0.40 mol 生成した。この温度における平衡定数 Kc を求めよ。
N2（気）+ 3H2（気）⇄ 2NH3（気）
| N2 | H2 | NH3 | |
|---|---|---|---|
| I（mol） | 1.00 | 3.00 | 0 |
| C（mol） | −0.20 | −0.60 | +0.40 |
| E（mol） | 0.80 | 2.40 | 0.40 |
各物質のモル濃度（÷ 10 L）：
平衡定数の概念は、化学平衡のすべての定量的議論の基盤です。
Q1. 反応 N2O4（気）⇄ 2NO2（気）の平衡定数 Kc の式を書け。
Q2. 反応 C（固）+ H2O（気）⇄ CO（気）+ H2（気）の平衡定数 Kc の式を書け。
Q3. 平衡定数 K が大きいとき、平衡はどちら側（反応物側か生成物側か）に偏っているか。
Q4. 一定温度で、平衡状態にある系の体積を半分にした（圧縮した）とき、K の値はどうなるか。
基礎（A）から発展（C）まで段階的に取り組んでみてください。
体積 10 L の密閉容器に四酸化二窒素 N2O4 を 1.20 mol 入れ、温度を一定に保ったところ、N2O4 が 0.20 mol 反応して二酸化窒素 NO2 が 0.40 mol 生じた平衡状態になった。
N2O4（気）⇄ 2NO2（気）
(1) 平衡時の N2O4 の物質量を求めよ。
(2) この温度における平衡定数 Kc を求めよ。
(1) 1.20 − 0.20 = 1.00 mol
(2) Kc = (0.40/10)2 / (1.00/10) = (0.040)2 / 0.100 = 0.0016 / 0.100 = 1.6×10−2 mol/L
ICE 表で整理すると：N2O4（I: 1.20、C: −0.20、E: 1.00）、NO2（I: 0、C: +0.40、E: 0.40）。モル濃度に換算してから Kc の式に代入します。単位は mol/L（NO2 の係数が 2 で N2O4 が 1 なので Δn = 1）。
酢酸 CH3COOH とエタノール C2H5OH を反応させると、酢酸エチル CH3COOC2H5 と水が生成する可逆反応が起こる。
CH3COOH + C2H5OH ⇄ CH3COOC2H5 + H2O
(1) 酢酸 5.0 mol とエタノール 8.0 mol を混合して反応させたところ、平衡状態で酢酸エチルが 4.0 mol 生成した。この反応の平衡定数 Kc を求めよ。
(2) (1)の平衡定数の値を用いて、酢酸 8.0 mol とエタノール 8.0 mol を混合した場合、平衡状態で生成する酢酸エチルの物質量を求めよ。
(1) ICE 表（単位：mol）：
CH3COOH（I: 5.0、C: −4.0、E: 1.0）、C2H5OH（I: 8.0、C: −4.0、E: 4.0）、酢酸エチル（I: 0、C: +4.0、E: 4.0）、H2O（I: 0、C: +4.0、E: 4.0）
全体積を V (L) とすると、Kc = (4.0/V)(4.0/V) / ((1.0/V)(4.0/V)) = 4.0×4.0 / (1.0×4.0) = 4.0（単位なし）
(2) 生成する酢酸エチルを x mol とすると：
Kc = (x/V)(x/V) / ((8.0−x)/V)(8.0−x)/V) = x2 / (8.0−x)2 = 4.0
x / (8.0−x) = 2.0 → x = 2(8.0−x) = 16 − 2x → 3x = 16 → x = 16/3 ≈ 5.3 mol
(1) この反応は溶液中の反応なので、全体積 V が分子・分母で相殺して Kc は単位なしになります。平衡定数の式に全体積 V が含まれないことを確認しましょう。
(2) x / (8.0−x) = √4.0 = 2.0 を解きます。反応物が等量なので対称性から簡単に解けます。
ある温度 T において、次の平衡が成立している。
N2（気）+ 3H2（気）⇄ 2NH3（気） Kc = 1.0×10−2 (mol/L)−2
(1) 体積 5.0 L の容器に N2 1.0 mol と H2 3.0 mol を入れて温度 T に保ったとき、平衡時に生成する NH3 の物質量を x mol として Kc の式を立てよ（解かなくてよい）。
(2) Kc の値が小さい（1.0×10−2）ことは、この温度 T でのアンモニア合成反応にとって何を意味するか、40字以内で説明せよ。
(3) Kp と Kc の関係式 Kp = Kc·(RT)Δn を用いて、この反応における Δn を求めよ。
(1) ICE 表（物質量 mol）：N2（E: 1.0−x/2）、H2（E: 3.0−3x/2）、NH3（E: x）
モル濃度（÷ 5.0）：[N2] = (1.0−x/2)/5.0、[H2] = (3.0−3x/2)/5.0、[NH3] = x/5.0
Kc = (x/5.0)2 / { (1.0−x/2)/5.0 · ((3.0−3x/2)/5.0)3 } = 1.0×10−2
(2) 平衡状態では NH3 の生成量が少なく、反応物の N2・H2 が大半を占めることを意味する。（38字）
(3) Δn = 2 − (1+3) = −2
(1) NH3 が x mol 生成するとき、反応式の係数から N2 は x/2 mol、H2 は 3x/2 mol 消費されます。
(2) Kc ≪ 1 は「平衡が反応物側に大きく偏っている」ことを意味します。工業的なアンモニア合成では、低温にすることで K が大きくなり NH3 の生成率を高めることができます（ただし低温は反応速度が遅くなるトレードオフ）。
(3) Δn は（生成物の気体の係数の和）−（反応物の気体の係数の和）= 2 − 4 = −2。Δn が負なので Kp = Kc·(RT)−2 となり、Kp < Kc です。