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【基礎 化学】Module 5: 化学反応の量的関係と種類

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本モジュールの学習目標

これまでの4つのモジュールを通じて、私たちは化学の世界を探求するための基本的な装備を整えてきました。物質を構成する粒子（Module 1, 2）、原子同士を結びつけ分子を形作る絆（Module 3）、そして分子が集団として見せる振る舞い（Module 4）。これらは、いわば化学世界の「地理」や「住民の生態」を学んできたに等しいでしょう。しかし、化学の真の面白さは、静的な世界を眺めることだけにあるのではありません。その真髄は、物質が別の物質へと劇的に姿を変える「変化」のダイナミズムにあります。

このModule 5では、いよいよ化学の中心舞台である**「化学反応」そのものに真正面から向き合います。このモジュールは、大きく二つの柱から成り立っています。第一の柱は、化学反応を定量的に、すなわち「量」の観点から精密に扱う技術、「化学量論（ストイキオメトリー）」**です。化学反応式を、単なる記号の羅列ではなく、物質変換の厳密な「レシピ」として読み解き、自在に計算する能力を身につけます。

第二の柱は、無数に存在する化学反応を、その本質的なパターンによって分類し、体系的に理解する「地図」を手に入れることです。ここでは、有機化学・無機化学の様々な反応タイプを概観し、その中でも特に重要かつ普遍的な反応である**「酸化還元反応」**を深く探求します。電子のやり取りという根源的な視点から反応を捉え直すことで、一見無関係に見える多くの化学現象が、実は同じ原理で動いていることを見抜く「眼」を養います。

このモジュールを修了する頃には、あなたは化学反応という現象を、その「量」と「質」の両面から精密に分析する能力を手にしているはずです。それは、未知の化学反応に遭遇した際に、その結果を予測し、制御するための、強力な思考の武器となるでしょう。

目次

1. 化学のレシピを読み解く：化学反応の量的関係（ストイキオメトリー）

料理においてレシピが材料の正確な分量と手順を示すように、化学の世界では化学反応式が、反応物と生成物の厳密な量的関係を示します。この化学反応の量的関係を取り扱う分野を**化学量論（ストイキオメトリー, Stoichiometry）**といいます。これは、化学のあらゆる計算問題の基礎となる、極めて重要なスキルです。

1.1. 化学反応式の多面的な意味

化学反応式は、単にどの物質がどの物質に変わったかを示すだけでなく、それ以上の豊かな情報を含んでいます。

例として、メタン(CH4​)の完全燃焼反応を見てみましょう。

CH4​+2O2​→CO2​+2H2​O

この一見シンプルな式は、以下の複数のレベルの意味を同時に表現しています。

  • 定性的な意味（物質の種類）:
    • 「メタンと酸素が反応して、二酸化炭素と水が生成する」という、物質変換の事実を示します。
  • 微視的な意味（粒子の数）:
    • 「1個のメタン分子と 2個の酸素分子が反応して、1個の二酸化炭素分子と 2個の水分子が生成する」という、粒子レベルでの数の関係を示します。
  • 巨視的な意味（物質量）:
    • 上記の粒子数の比は、アボガドロ定数倍しても変わりません。したがって、この式は「1 mol のメタンと 2 mol の酸素が反応して、1 mol の二酸化炭素と 2 mol の水が生成する」という、私たちが実験室で扱える**物質量（モル）**の関係を示します。
    • 化学反応式の係数比 = 反応に関与する物質のモル比係数比CH4​:O2​:CO2​:H2​O=1:2:1:2モル比n(CH4​):n(O2​):n(CO2​):n(H2​O)=1:2:1:2これこそが、化学量論における最も根幹となる原理です。
  • 量的な関係（質量・体積）:
    • モルの関係がわかれば、モル質量 [g/mol] や標準状態での気体のモル体積 [22.4 L/mol] を用いて、質量や体積の関係に換算できます。（原子量: C=12, H=1.0, O=16）
      • 質量の関係:
        • 1 molのCH4​ (16g) と 2 molのO2​ (64g) が反応し、1 molのCO2​ (44g) と 2 molのH2​O (36g) が生成する。
        • 反応物の総質量 (16+64=80g) と生成物の総質量 (44+36=80g) は等しく、質量保存の法則が成り立っていることが確認できます。（注意：係数比は質量の比ではありません！）
      • 気体の体積の関係（同温・同圧の場合）:
        • アボガドロの法則により、同温・同圧では気体の体積比はモル比に等しくなります（気体反応の法則）。
        • 「1体積のメタン気体と2体積の酸素気体が反応して、1体積の二酸化炭素気体と2体積の水蒸気が生成する」

1.2. 化学量論計算の基本フロー

化学反応に関する計算問題は、一見複雑に見えても、その多くは以下の思考フローに従って解くことができます。このフローを常に意識することが、計算ミスを防ぎ、応用問題に対応する力を養います。

  1. Step 1: 問題文の情報を整理し、化学反応式を正しく書く
    • 何と何が反応し、何が生成するのかを把握し、係数が正しく合った化学反応式を立てます。これがすべての土台です。
  2. Step 2: 与えられた量を「物質量 (mol)」に変換する
    • 問題文で与えられている物質の量（質量[g]、気体の体積[L]、溶液の濃度と体積など）を、すべてモルの単位に換算します。モルは、異なる物質や状態を比較するための「共通言語」です。
      • 質量[g]から： mol=モル質量g​
      • 気体の体積[L] (標準状態)から： mol=22.4L​
      • 溶液から： mol=モル濃度×体積[L]
  3. Step 3: 化学反応式の「係数比」を用いて、求めたい物質の物質量 (mol) を計算する
    • Step 2で求めた物質のモルと、化学反応式の係数比を使って、比例計算により、知りたい物質が何モル反応したのか、あるいは何モル生成したのかを求めます。ここが化学量論計算の心臓部です。
  4. Step 4: 算出した物質量 (mol) を、問題で要求されている単位（質量、体積など）に変換する
    • Step 3で求めたモルを、再び質量、体積、濃度などの単位に換算し直して、最終的な答えを出します。

1.3. 様々な計算パターンへの応用

この基本フローは、より複雑な設定の問題にも適用できます。ここでは、大学入試で頻出するいくつかの重要な計算パターンを見ていきましょう。

パターン1：過不足のある反応（律速試薬の特定）

反応物を2種類以上混ぜて反応させる場合、化学反応式の係数比通りにきっちり反応するとは限りません。どちらか一方が先に尽きてしまい、もう一方が余る、という状況がしばしば起こります。

  • 律速試薬 (Limiting Reactant): 反応において、最初にすべて消費され、反応を停止させる原因となる反応物のこと。生成物の最大量は、この律速試薬の量によって決定されます。
  • 思考プロセス:
    1. まず、各反応物の物質量（モル）を計算します。
    2. それぞれの反応物をすべて反応させたと「仮定」した場合に、必要なもう一方の反応物の量を計算し、実際に存在している量と比較します。あるいは、生成物の量を計算し、どちらがより少ない量の生成物しか作れないかを比較します。
    3. 最初に尽きてしまうと判断された方が律速試薬です。
    4. 以降のすべての計算（生成物の量や、余った反応物の量など）は、この律速試薬の量を基準に行います。
  • 思考例題: 3.0 g の水素 (H2​) と 32.0 g の酸素 (O2​) を混合して点火した。生成する水 (H2​O) は何gか？ (H=1.0, O=16)
    1. 反応式: 2H2​+O2​→2H2​O
    2. モル変換:
      • n(H2​)=2.0 g/mol3.0 g​=1.5 mol
      • n(O2​)=32.0 g/mol32.0 g​=1.0 mol
    3. 律速試薬の特定:
      • 【仮定1】H2​ 1.5 mol がすべて反応すると、必要なO2​は係数比 H2​:O2​=2:1 より、1.5×21​=0.75 mol。今、_O₂は1.0 molあるので、足りる。
      • 【仮定2】O2​ 1.0 mol がすべて反応すると、必要なH2​は係数比 H2​:O2​=2:1 より、1.0×2=2.0 mol。今、H₂は1.5 molしかないので、足りない。
      • したがって、水素 (H2​) が律速試薬である。
    4. 生成物の計算: 律速試薬である H2​ (1.5 mol) を基準に計算する。
      • 係数比 H2​:H2​O=2:2=1:1 より、生成するH2​Oのモルは 1.5 mol。
    5. 単位変換:
      • H2​Oの質量 = 1.5 mol×18.0 g/mol=27 g。

パターン2：純度や収率が関わる反応

  • 純度 (Purity): 不純物を含む試料について、目的の物質が全体の質量に対してどれくらいの割合を占めるかを示すもの。計算では、まず試料の質量に純度(%)を掛けて、実際に反応する物質の質量を求めてから計算を始めます。
  • 収率 (Yield): ある化学反応で、理論的に得られるはずの生成物の最大量（理論収量）に対して、実際に得られた生成物の量（実験収量）がどれくらいの割合かを示すもの。
    • 収率 [%] = 理論収量実験収量​×100
    • 化学量論計算で算出されるのは、あくまで100%反応が進行した場合の「理論収量」です。

パターン3：混合物の反応

  • 複数の物質からなる混合物が、ある試薬と反応する場合。
  • 思考プロセス:
    1. 混合物中の各成分が、それぞれどのように反応するのか、化学反応式を立てます。
    2. 求めたい未知の量（各成分の質量や物質量など）を、文字（x, yなど）で置きます。
    3. 問題文で与えられている情報（混合物の総質量、発生した気体の総体積、消費された試薬の総量など）を用いて、連立方程式を立てて解きます。

パターン4：逐次反応（多段階反応）

  • ある反応の生成物が、さらに次の反応の反応物となるような、複数の段階を経て進む反応。
  • 思考プロセス:
    • 各段階の化学反応式をすべて書き出します。
    • 一段階目の反応の生成物の量を計算し、それを二段階目の反応の出発物質として、順々に計算を進めていきます。
    • あるいは、複数の反応式を一つにまとめて、出発物質と最終生成物の関係だけを示す一つの総合反応式を作ってから計算することも有効です。

2. 反応世界の地図作り：化学反応の分類

世の中に存在する化学反応は無数にありますが、それらはいくつかのパターンに分類することができます。反応を分類することは、未知の反応の挙動を予測したり、反応のメカニズムを理解したりするための、強力な「地図」を手に入れることに相当します。ここでは、代表的な反応の分類法を見ていきましょう。

2.1. 無機化学における基本的な反応分類

無機化合物の反応は、その現象に着目して、主に以下のように分類されます。

  1. 沈殿反応 (Precipitation Reaction):
    • 定義: 2種類以上の溶液を混合したときに、溶媒に溶けにくい化合物（沈殿）が生成する反応。
    • 駆動力: 生成するイオン結晶の格子エネルギーが非常に大きく、イオンが水和した状態よりも安定になる場合に起こります。
    • 例: 硝酸銀(AgNO3​)水溶液と塩化ナトリウム(NaCl)水溶液を混ぜると、白色の塩化銀(AgCl)が沈殿する。Ag+(aq)+Cl−(aq)→AgCl(s)
    • 沈殿の生成を予測するには、どのイオンの組み合わせが沈殿を作りやすいか（溶解度ルール）を知っておくことが重要です（例：銀イオンはハロゲン化物イオンと、バリウムイオンやカルシウムイオンは硫酸イオンや炭酸イオンと沈殿を作りやすい）。
  2. 中和反応 (Neutralization Reaction):
    • 定義: 酸と塩基が反応して、互いの性質を打ち消し合い、塩（えん）と水が生成する反応。
    • 本質: 酸から生じる水素イオン(H+)と、塩基から生じる水酸化物イオン(OH−)が反応して、水分子(H2​O)を生成する反応です。H++OH−→H2​O
    • 例: 塩酸(HCl)と水酸化ナトリウム(NaOH)の反応HCl+NaOH→NaCl+H2​Oここで生成したNaClが「塩」です。
    • 中和反応は、Module 8でさらに詳しく学びます。
  3. 酸化還元反応 (Oxidation-Reduction Reaction):
    • 定義: 反応の前後で、原子の酸化数が変化する反応。本質的には、原子間で電子の授受が起こる反応です。
    • この反応は極めて広範かつ重要であるため、次の章で詳述します。

2.2. 有機化学における基本的な反応分類

有機化合物の反応は、主に分子の構造（炭素骨格や官能基）がどのように変化したかに着目して分類されます。

  1. 付加反応 (Addition Reaction):
    • 定義: 二重結合や三重結合のような不飽和結合（π結合）が開いて、そこに新しい原子や原子団が「付け加わる」反応。
    • 特徴: π結合が切れ、より安定なσ結合が2本形成される、発熱を伴う反応が多いです。
    • 例: エチレン(CH2​=CH2​)に臭素(Br2​)を付加させると、1,2-ジブロモエタン(CH2​Br−CH2​Br)が生成する。CH2​=CH2​+Br2​→CH2​Br−CH2​Br
  2. 置換反応 (Substitution Reaction):
    • 定義: 分子中の一つの原子または原子団が、別の原子または原子団と「置き換わる」反応。
    • 特徴: 主に、アルカンのような飽和化合物や、芳香族化合物（ベンゼンなど）で見られます。
    • 例: メタン(CH4​)に光を当てながら塩素(Cl2​)を反応させると、H原子がCl原子に置き換わったクロロメタン(CH3​Cl)が生成する。CH4​+Cl2​光​CH3​Cl+HCl
  3. 脱離反応 (Elimination Reaction):
    • 定義: 分子から小さな分子（水、ハロゲン化水素など）が「取れて」、その結果、不飽和結合（π結合）が新たに生成する反応。付加反応の逆の反応と見なせます。
    • 例: エタノール(CH3​CH2​OH)を濃硫酸とともに加熱すると、水分子が脱離してエチレン(CH2​=CH2​)が生成する。CH3​CH2​OH濃H2​SO4​,加熱​CH2​=CH2​+H2​O

2.3. 多面的な分類視点

一つの化学反応も、見る角度を変えれば複数のカテゴリーに分類できることがあります。例えば、

CH2​=CH2​+H2​→CH3​−CH3​

このエチレンの水素化反応は、

  • 有機化学の分類では、二重結合に水素が付け加わる付加反応です。
  • 後述する酸化還元の観点からは、エチレンが水素を受け取っているので還元反応でもあります。

このように、反応を多面的に捉えることで、その本質をより深く理解することができるのです。

3. 電子のキャッチボールを追う：酸化還元反応の探求

化学反応の中でも、燃焼、呼吸、電池、金属のさびなど、私たちの身の回りの極めて多くの現象に関わっているのが、酸化還元反応です。この反応の本質は「電子の移動」にあり、それを捉えるための強力な道具が「酸化数」という概念です。

3.1. 酸化と還元の定義の進化

「酸化」という言葉の定義は、化学の発展と共に拡張されてきました。

  1. 古典的な定義（狭義）:
    • 酸化: 物質が酸素と化合すること。
    • 還元: 酸化物が酸素を失うこと。（例：CuO+H2​→Cu+H2​O で、CuOはOを失いCuに還元された）
  2. 水素の授受による定義:
    • 酸化: 物質が水素を失うこと。
    • 還元: 物質が水素を受け取ること。（有機化学でよく用いられる定義）
  3. 電子の授受による定義（広義・本質）:
    • 酸化: 原子・分子・イオンが電子を失う (lose electron) こと。
    • 還元: 原子・分子・イオンが電子を受け取る (gain electron) こと。（覚え方: LEO the lion says GER – Lose Electron Oxidation, Gain Electron Reduction）
    • 例: 2Na+Cl2​→2NaCl (イオン結合の形成)
      • Naは電子を1個失って Na+ になった → 酸化された
      • Clは電子を1個受け取って Cl− になった → 還元された
    • 酸化と還元の同時性: ある物質が電子を失う（酸化される）とき、必ず別の物質がその電子を受け取って（還元されて）います。酸化と還元は、常に同時に起こる、いわば電子のキャッチボールなのです。

3.2. 酸化数：電子の偏りを形式的に表す指標

イオン結合のように電子の移動が明らかな場合は良いですが、共有結合でできた分子（例：H2​O,CO2​）では、電子は共有されており、完全な授受は起こっていません。しかし、電気陰性度の違いから電子の「偏り」は生じています。この電子の偏りを、あたかもイオンであるかのように、各原子に形式的に割り当てた電荷が酸化数 (Oxidation Number) です。

酸化数を決定するためのルール

以下のルールを、番号の若い順に優先して適用していきます。

  1. 単体中の原子の酸化数は 0。（例: Na,O2​,P4​ 中の原子の酸化数はすべて0）
  2. 単原子イオンの酸化数は、そのイオンの電荷に等しい。（例: $Na^+$は+1, $S^{2-}$は-2, $Al^{3+}$は+3）
  3. 化合物中のフッ素(F)原子の酸化数は、常に -1。（Fは全元素中、電気陰性度が最大であるため）
  4. 化合物中の**アルカリ金属（Li, Na, Kなど）**の酸化数は +1。**アルカリ土類金属（Mg, Ca, Baなど）**の酸化数は +2。
  5. 化合物中の水素(H)原子の酸化数は、原則として +1。
    • 例外: NaH,CaH2​ のような金属水素化物中では -1。
  6. 化合物中の酸素(O)原子の酸化数は、原則として -2。
    • 例外: H2​O2​ のような過酸化物中では -1。F2​O のようなフッ素との化合物中では +2。
  7. 多原子イオンを構成する原子の酸化数の総和は、そのイオンの電荷に等しい。
  8. **化合物（中性の分子）**を構成する原子の酸化数の総和は 0。

酸化数の変化と酸化・還元の関係

この酸化数を用いることで、酸化・還元の定義はさらに一般化されます。

  • 酸化: 酸化数が増加する変化。
  • 還元: 酸化数が減少する変化。

3.3. 酸化剤と還元剤

  • 酸化剤 (Oxidizing Agent):
    • 定義: 他の物質を酸化し、自身は還元される物質。
    • 特徴: 他の物質から電子を奪いやすい物質。一般に、酸化数が高い状態の原子を含む分子やイオンが多い。
    • 代表例: 過マンガン酸カリウム(KMnO4​), 二クロム酸カリウム(K2​Cr2​O7​), 濃硫酸(H2​SO4​), 濃硝酸(HNO3​), ハロゲン単体(Cl2​,Br2​), オゾン(O3​), 過酸化水素(H2​O2​)
  • 還元剤 (Reducing Agent):
    • 定義: 他の物質を還元し、自身は酸化される物質。
    • 特徴: 他の物質に電子を与えやすい物質。一般に、金属単体や、酸化数が低い状態の原子を含む分子やイオンが多い。
    • 代表例: 金属単体(Na,Mg,Zn), 水素(H2​), 硫化水素(H2​S), 二酸化硫黄(SO2​), シュウ酸(H2​C2​O4​), 塩化スズ(II)(SnCl2​), ヨウ化カリウム(KI)
  • 酸化剤・還元剤としての両義性: 過酸化水素(H2​O2​)や二酸化硫黄(SO2​)のように、反応する相手によって酸化剤にも還元剤にもなる物質もあります。これは、中心原子が中間の酸化数をとるためです。

3.4. 半反応式の作り方

複雑な酸化還元反応を理解し、正しい化学反応式を立てるためには、反応全体を「酸化剤が還元される半反応」と「還元剤が酸化される半反応」に分けて考えることが極めて有効です。半反応式の作り方には、確立された手順があります。

例として、酸性水溶液中で過マンガン酸イオン(MnO4−​)が酸化剤として働き、マンガン(II)イオン(Mn2+)になる半反応式を作ってみましょう。

  1. Step 1: 反応の主役（酸化数が変化する原子）の、反応前後の化学式を書く。MnO4−​→Mn2+
  2. Step 2: 主役の原子の数を合わせる。
    • この場合、Mn原子は両辺で1個ずつなので、すでに合っている。
  3. Step 3: 酸素(O)原子の数を、水の分子(H2​O)を加えて合わせる。
    • 左辺にOが4個あるので、右辺にH2​Oを4個加える。MnO4−​→Mn2++4H2​O
  4. Step 4: 水素(H)原子の数を、水素イオン(H+)を加えて合わせる。（※酸性条件の場合）
    • 右辺にHが8個 (4×2) あるので、左辺に$H^+$を8個加える。MnO4−​+8H+→Mn2++4H2​O
  5. Step 5: 電荷の総和が両辺で等しくなるように、電子(e−)を加える。
    • 左辺の電荷の総和：(−1)+(+1×8)=+7
    • 右辺の電荷の総和：(+2)+(0×4)=+2
    • 両辺の電荷を等しくするには、電荷が大きい方の左辺に電子(e−)を5個加えればよい。MnO4−​+8H++5e−→Mn2++4H2​O
    • これが完成した半反応式です。酸化剤である$MnO_4^-$が電子を受け取る（還元される）式になっていることが確認できます。

（参考）中性・塩基性条件の場合:

  • Step 4でH原子の数を合わせる際、$H^+$ではなく、$H_2O$と$OH^-の組み合わせを使います。まず酸性条件と同じようにH^+で合わせた後、そのH^+を打ち消すように両辺に同数のOH^-$を加え、$H^+ + OH^-$を$H_2O$にまとめる、という手順が分かりやすいです。

3.5. 酸化還元反応式の完成

半反応式が2つできれば、あとはそれらを組み合わせて、反応全体を示すイオン反応式、そして完全な化学反応式を作ることができます。

例：過マンガン酸カリウム(KMnO4​)とシュウ酸(H2​C2​O4​)の酸性水溶液中での反応

  1. 半反応式を立てる:
    • 酸化剤： MnO4−​+8H++5e−→Mn2++4H2​O ・・・(i)
    • 還元剤： H2​C2​O4​→2CO2​+2H++2e− ・・・(ii)
  2. 電子(e−)の数を合わせる:
    • 酸化剤が受け取る電子の数と、還元剤が放出する電子の数が等しくなるように、各半反応式を整数倍します。
    • (i)式では5e−, (ii)式では$2e^-$なので、電子の数を最小公倍数の10に合わせます。
    • (i)式 ×2: 2MnO4−​+16H++10e−→2Mn2++8H2​O
    • (ii)式 ×5: 5H2​C2​O4​→10CO2​+10H++10e−
  3. 2つの半反応式を足し合わせ、電子(e−)を消去する:
    • (2MnO4−​+16H++10e−)+(5H2​C2​O4​)→(2Mn2++8H2​O)+(10CO2​+10H++10e−)
  4. 両辺に共通する化学種を整理する:
    • 両辺の H+ と e− を整理すると、イオン反応式が完成します。2MnO4−​+6H++5H2​C2​O4​→2Mn2++10CO2​+8H2​O
  5. 反応に関与しなかったイオンを補う（必要な場合）:
    • 元の試薬がKMnO4​（$K^+$を伴う）、酸として$H_2SO_4$（$SO_4^{2-}$を伴う）を使った場合、これらのイオンを両辺に加えて、完全な化学反応式とします。2KMnO4​+3H2​SO4​+5H2​C2​O4​→2MnSO4​+K2​SO4​+10CO2​+8H2​O

この一連のプロセスは、複雑に見える酸化還元反応を、論理的かつ機械的に、誤りなく記述するための非常に強力な手法です。

Module 5：結論と次への展望

このModule 5では、化学反応という、物質が織りなす変化のドラマを読み解くための、二つの強力な視点を手に入れました。

  1. 定量的な視点（化学量論）: 私たちは、化学反応式が単なる物質名のリストではなく、反応物と生成物の厳密な量的関係を示す「レシピ」であることを学びました。モルという共通言語を使いこなし、係数比を手がかりに、反応に関わる物質の質量や体積を自在に計算する技術を習得しました。過不足のある反応や多段階の反応といった応用的な状況にも、論理的な思考フローで立ち向かうことができるようになりました。
  2. 定性的な視点（反応の分類と酸化還元）: 私たちは、無数に存在する化学反応を、沈殿、中和、付加、置換、脱離といったパターンに分類することで、反応世界を整理するための「地図」を得ました。特に、その中でも最も普遍的な酸化還元反応について、電子の移動という本質に迫りました。酸化数という道具を用いることで、どんなに複雑な反応でも電子のキャッチボールを追跡し、半反応式という手法で反応を論理的に組み立てる力を養いました。

これら二つの視点は、いわば化学反応を分析するための両輪です。しかし、私たちの探求には、まだ答えられていない大きな問いが残されています。

  • 「この反応は、そもそも自発的に起こるのだろうか？ もし起こるとすれば、どちらの方向に進むのだろうか？ そのとき、どれくらいの熱が出入りするのだろうか？」（→ エネルギーと方向性の問題）
  • 「この反応は、どのくらいの速さで進むのだろうか？ 反応が途中で止まって見えるのはなぜだろうか？」（→ 速度と平衡の問題）

これらの問いに答えるためには、化学反応を、より物理化学的な、エネルギーと時間の観点から深く考察する必要があります。

次の Module 6: 化学熱力学 では、反応に伴う熱の出入り（反応熱）を扱い、反応が自発的に進む方向を予測するためのエントロピーやギブズエネルギーといった概念を学びます。そして続く Module 7: 化学反応の速さと平衡 では、反応が進行する速さ（反応速度）と、反応が見かけ上停止した状態（化学平衡）の謎に迫ります。化学反応の、さらなる深淵への旅が、ここから始まります。

基幹化学
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