化学平衡
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。
N 2 + 3 H 2 ↽ − − ⇀ 2 NH 3 {\displaystyle {\ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}} , Δ r H = + 93 k J / m o l {\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }H=+93~\mathrm {kJ/mol} }
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
本反応は発熱反応であるため、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
反応により分子数が減少するため、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。
しかし、この化学平衡から導かれる帰結に従い、低温であればあるほど、高圧であればあるほど、効率的にアンモニアを合成できるということにはならない。
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。
濃度平衡定数 K c {\displaystyle K_{c}} の他に分圧比を用いて圧平衡定数 (英: pressure equilibrium constant) K p {\displaystyle K_{p}} が定義できる。
気体反応の場合、濃度よりも圧力のほうが測定しやすいため、各成分気体の分圧を用いて平衡定数を定義することが多い。
例えば、反応
N 2 + 3 H 2 ↽ − − ⇀ 2 NH 3 {\displaystyle {\ce {N2 + 3H2<=> 2NH3}}}
の場合、平衡時の N 2 {\displaystyle {\ce {N2}}} , H 2 {\displaystyle {\ce {H2}}} , NH 3 {\displaystyle {\ce {NH3}}} の分圧 P i {\displaystyle P_{i}} を用いて
K p = P N H 3 2 P N 2 P H 2 3 {\displaystyle K_{\mathrm {p} }={\frac {P_{\mathrm {NH} _{3}}^{2}}{P_{\mathrm {N} _{2}}P_{\mathrm {H} _{2}}^{3}}}}
と表される。