평형 상수

평형 상수(平衡常數, )는 일반적인 화학 평형에서 다음과 같이 정의된다. (단, 아래 값에는 '생성물', 즉 반응이 완료된 후 남은 양을 대입한다. 남은 양은 주로 M농도를 사용한다)
기본 정의.
가역적인 화학반응이 특정온도에서 평형을 이루고 있을 때, 반응물과 생성물의 농도관계를 나타낸 상수이며 반응물 및 생성물의 초기농도에 관계없이 항상 같은 값을 지닌다. 이 값이 크면 평형에서 생성물이 반응물보다 더 많이 존재함을 의미한다. 평형상수는 화학 평형의 법칙으로부터 유도된 것으로 생성물의 몰농도 곱과 반응물의 몰농도 곱의 비이다. 평형상수가 크면 정반응이 활발하여 생성물질이 많이 존재하는 것이고 화학 반응식의 계수가 변하면 평형 상수 값도 변한다. 평형상수는 온도만의 함수로서 압력이나 농도에는 영향을 받지 않는다. 반응물 A와 B가 반응하여 생성물 C와 D를 생성하는 가역적 반응에 대한 화학 반응식은 다음과 같다.
formula_1 (formula_2는 계수)
이러한 가역반응은 일정한 온도에서 시간이 충분히 흐르면 반응물이나 생성물의 초기농도에 관계없이 더 이상 겉보기 농도에 변화가 없는 상태에 이르게 되는데 이를 평형상태라 한다. 이러한 평형상태에서 반응물과 생성물의 농도비는 일정하며, 이 값 formula_3를 평형상수라 한다. 아래첨자 c는 농도(concentration)의 약자이다. 가역적 반응에 대한 화학 반응식은 다음과 같다.
formula_4
formula_5는 formula_6의 평형에서의 몰농도이다. 이를 질량작용의 법칙(law of mass action)이라 하며 1864년 노르웨이의 굴트베르크(C. M. Gouldberg)와 보게(P. Waage)에 의해 제안되었다. 평형상수는 실험적으로 결정하며 화학평형식에 따라 단위는 달라진다. 그러나 관례적으로 평형 상수의 단위를 생략한다. 값은 온도에 따라 변하며 화학식의 계수에 의존한다.
평형상수의 종류.
압력 평형상수.
formula_23이다. 따라서 농도평형상수와 압력평형상수 사이에는 다음과 같은 관계가 성립한다.      Kp = Kc(RT)Δn    Δn = (c+d)-(a+b) : 생성물의 계수 합에서 반응물의 계수 합을 뺀 값 그러므로 기체 평형의 경우 농도평형상수는 압력평형상수에 비례한다. 즉, 압력평형상수를 사용하여도 화학현상을 설명하는 데 문제가 없다. 기체의 경우 농도보다는 부분압을 써서 나타내는 것이 보다 편리하기 때문에 압력평형상수를 주로 사용한다.
교환 평형상수.
이온 교환 반응에서 반응에 관계되는 이온을 A"n"＋, B"m"＋라고 하면,
혼용된 평형상수.
해양학에서 자주 쓰는 혼용된 평형상수는 온도, 압력에 더해 염분의 함수로 규정되며 K가 아니라  K'로 표시한다[2]. 여기서는 각 인자의 영향을 자세하게 논의하지 않고 결과만을 요약해서 소개하려고 한다. 해양의 표면에서 깊은 곳으로 내려가면서 온도는 내려가고 압력은 올라가는데, 이때 일어나는 변화를 탄산의 해리를 예로 들면 다음과 같다. 온도가 내려가면 K'은 작아지고, 압력이 커져도 K'은 작아진다. 염분이 줄어들면 K'이 작아진다. 어떤 평형상수를 골라 쓰는가에 따라 화학종의 농도에 대한 계산 결과가 크게 달라질 수 있다. 따라서 해양의 경우에는 배경 매체가 단순하지 않아서 인공 해수로 구한 것들이 많이 쓰이고 있다. 앞으로는 천연 해수에 대한 값이 쓰여야 할 것이다. [1] 실제 열역학에서는 통상적으로 []로 표시한 총화학량 농도가 아니라 { }로 표시하는 활동도로 정의되어 있다. 그런데 해양학같이 활동도 개념을 엄밀하게 적용하기 어려운 경우에는 활동도와 총화학량 농도를 섞어 쓰는 체계를 주로 사용한다. 활동도의 적용은 극히 드물어서 pH(수소이온 활동도)에만 국한하여 쓰는 경우가 많다. [2] 평형상수식의 입력값을 총화학량 농도로 표기한 경우에는 농도 평형상수(stoichiometric equilibrium constant)라 구분지어 부르며 통상 K'으로 표기한다.
물리화학에서의 평형상수.
반응물과 생성물의 표준 몰 gibbs 에너지의 차를 표준 반응 gibbs 에너지 라고 한다. 평형에서는 ΔrG = 0이다. 그리고 평형에서의 부분 압력들의 비는 K로 나타낸다.
formula_25 이 식은 다음과 같이 고쳐 쓸 수 있다.
산해리상수.
산의 이온화평형의 평형상수이며, 산의 세기를 나타내는 척도로 값이 클수록 이온화 경향이 크다. 이온화가 여러 단계인 경우에는 각 단계마다 산해리상수를 나타낼 수 있으며 온도에 의해서만 변한다. 산이온화상수라고도 한다. 산해리상수 값이 클수록 이온화가 잘 되는 것이므로 센산이다. 따라서 Ka 값만 비교하면 된다. 이온화가 여러 단계로 일어나는 경우에는 각 단계마다 산해리상수를 나타낼 수 있다. 예를 들면, 아세트산이 물 속에서 이온화하면 각 성분의 농도가 일정하게 유지되는데, 이 때 산해리상수는 평형상수와 같이 온도에 의해서만 변한다. 산을 HA로 나타내고, 그 이온화 평형을 HA ↔ H++A-로 나타낼 때, 산해리상수 Ka는 다음과 같이 나타낼 수 있다. 
가수분해상수.
중화반응으로 생긴 염이 다시 이온화하여 생기는 가수분해반응의 평형상수를 말한다. 약한 염기인 암모니아 NH3와 강한 산 염화수소 HCl의 중화로 생기는 NH4+은 NH4++H2O ­778 NH3+H3O+로 가수분해된다. 가수분해상수를 Kh라 하면 Kh=cNH3×cH3O+/cNH4+다. 한편, 수용액 속에서의 NH3의 이온화상수는 Kb=cNH4+×cOH-/cNH3, 물의 이온곱은 Kw이므로 KhKb=Kw이다. 이때 가수분해의 평형상수 Kh는 Kb가 작을수록 커진다. 이러한 관계는 약한 산과 강한 염기에서도 성립한다. 아세트산나트륨과 같이 약한 산과 강한 염기 사이에서 형성된 염을 물에 녹이면, 약한 산의 짝염기인 음 이온은 어느 정도 강한 염기이므로 수용액 속에서 수산화이온을 형성한다. CH3COO-+H2O → CH3COOH+OH- 일반적으로 약한 산의 짝염기 A-의 가수분해 반응의 평형상수 K는 A-+ H2O →HA + OH-로 표시하고, 따라서 평형상수는 Ka가 작을수록 큰 값을 갖게 된다. 즉, 음 이온은 그 짝산이 약한 산일수록 가수분해 반응을 잘하며, 염기성 용액을 만든다. 그러므로, 양 이온은 그 짝염기가 약한 염기일수록 가수분해 반응을 잘하여, 산성 용액을 만든다.
용해도곱상수.
포화용액에서 염을 구성하는 양이온과 음이온의 농도를 곱한 값을 말한다. 표기는 보통 Ksp로 표시한다. 예를 들어 &lt;chem&gt;Ag^+(aq) + Cl^-(aq) -&gt; AgCl(s) &lt;/chem&gt; 의 반응에서