В зависимости от вероятности протекания реакций они подразделяются на: обратимые и необратимые. Например, реакция горения этанола практически необратимы, т.е. нельзя подобрать внешние условия, чтобы провести обратную реакцию: 2СО₂ + 3Н₂О = С₂Н₅ОН + 3О₂.

Однако существует много реакций, вероятность протекания которых имеет небольшое значение. Тогда, изменяя условия процесса, можно провести процесс как в прямом, так и в обратном направлениях. Например, реакция

Н_2(г) + I_2(г) \(\leftrightarrow\) 2HI_(г); обратима.

В процессе реакции концентрации исходных веществ уменьшаются, а концентрации продуктов увеличиваются. Когда концентрация продуктов станет значительной, начинается обратный процесс. В результате устанавливается химическое равновесие, когда концентрации продуктов и исходных веществ остаются практически постоянными. Они называются равновесными и обозначаются в квадратных скобках, например [HI]. Химическое равновесие – равновесие динамическое.

Закон действующих масс для химического равновесия

При постоянстве давления и температуры отношение концентраций продуктов реакции и исходных веществ – число постоянное, и не зависит от конкретных значений концентраций.

Для реакции аА + вВ = сС + dD математическим выражением закона действующих масс для химического равновесия является равенство.

\({K_C} = \frac{{{{[C]}^c} \cdot {{[D]}^d}}}{{{{[A]}^a} \cdot {{[B]}^в}}}\)

Константа равновесия определяет глубину протекания процесса в момент достижения равновесия. Чем больше К_с, тем полнее произошло взаимодействие между реагентами. Большинство химических реакций является гетерогенными, опыт показывает, что конденсированные фазы (жидкие и твердые) не оказывают влияние на константу равновесия. Изменение их массы, связанное с расходом или образованием веществ в исследуемой реакции не влечет за собой изменение состава и не нарушает равновесия, поэтому эти вещества не входят в константу равновесия.