НЭС/Обратимые химические реакции
Обратимые химические реакции характеризуются тем основным признаком, что в зависимости от изменяющихся условий (температуры, действующих масс реагирующих веществ и пр.) направление реакции может изменяться на прямопротивоположное. Так, взяв водяной пар при 2500° и атмосф. давлении, мы найдем, что часть молекул H2O находится в состоянии диссоциации (см.) на кислород и водород. Если теперь  температуру, скажем, до 3000°, сохраняя прежнее давление, то новая часть молекул воды подвергнется разложению, произойдет реакция по уравнению: 2H2O = 2H2 + O2. Наоборот, если при том же давлении  температуру, скажем, до 2000°, то некоторая часть свободных молекул водорода (H2) и кислорода (O2) соединится с образованием воды: 2H2 + O2 = 2H2O. С другой стороны, если, не изменяя температуры (2500°), повысить давление (т.-е. сдавить данное количество перегретого водяного пара, заставив его занять меньший против прежнего объем), то процент распавшихся молекул H2O уменьшится; обратное явление наступит при понижении давления (когда мы разредим водяной пар, заставив его занять бо́льший объем). Другим признаком О. реакций является то, что они (при тех условиях, при которых их можно считать О. — см. ниже) не идут до конца, но ограничиваются некоторым , приводя к состоянию . Это состояние характеризуется тем, что из какого бы крайнего состояния данной системы мы ни исходили, по прошествии достаточно долгого времени, всегда устанавливается (при наличности одинаковых условий) одно и то же конечное состояние. Так, безразлично, будем ли мы исходить из чистой воды, или же из гремучего газа, при определенной температуре и давлении мы всегда придем к смеси с одним и тем же процентным содержанием водяного пара и гремучего газа. В следующей таблице для примера даны % диссоциации H2O при различных температурах и давлениях:

Мы видим, что каждой температуре и каждому давлению отвечает свой строго определенный процент распавшейся воды. Причина, по которой всякая система приходит к одному и тому же конечному состоянию равновесия, независимо от ее исходного состояния, легче всего понимается, исходя из кинетических соображений, как это объяснено в статье Диссоциация (см.). На письме обратимость реакций выражают, заменяя в уравнениях знак равенства знаком ⇌ (напр.: 2H2O ⇌ 2H2 + O2), наглядно указывающим на обоюдостороннее направление реакции. В настоящее время известно очень большое число О. реакций. Таковы, напр., все реакции солевого обмена, напр.: CuSO4 + 2NaCl ⇌ Na2SO4 + CuCl2; процессы образования сложных эфиров из спирта и кислоты, напр.:

CH3COOH + C2H5OH ⇌ CH3COOC2H5 + H2O;

разложение газообразного иодистого водорода

(2JH ⇌ H2 + J2),

двуокиси азота (N2O4 = 2NO2), твердой углекальциевой соли (CaCO3 ⇌ CaO + CO2); распад молекул иода на атомы (J2 ⇌ 2J) и т. д. — О. химические реакции, отвечающие процессу , от Девилля получили название процессов диссоциации (см. Диссоциация). О. реакциям противополагаются . Последние совершаются только в одном определенном направлении, протекают до конца, и от продуктов, к которым они приводят, изменяя условия, нельзя вернуться к исходным веществам. Таково, напр., разложение бертолетовой соли (2KClO3 = 2KCl + 3O2), взрыв пороха или нитроглицерина, брожение виноградного сахара (C6H12O6 = 2CO2 + 2C2H6O) и пр. Не следует, однако, думать, что между О. и необратимыми реакциями существует полная противоположность, ничем незаполненный пробел. Наоборот, известно немало реакций, которые, будучи практически необратимыми в одних условиях (напр., вода от обыкновенной температуры, по крайней мере, до 500°—600°), при других удовлетворяют условиям обратимости (вода выше 1000°). Озон при 200°—300° быстро и нацело разлагается на обыкновенный кислород (2O3 = 3O2), а при очень высоких температурах сам отчасти образуется из этого последнего и т. д. Поэтому есть основание думать, что все химические процессы, считаемые необратимыми, лишь кажутся таковыми; на самом же деле для них только не удалось до сих пор найти условий, при которых их обратимость становится очевидной. Абсолютно необратимыми процессами, повидимому, являются радиоактивные превращения, что по всей вероятности стоит в связи с сопровождающим их огромным выделением энергии. Понятие «О. реакция» отвечает частному случаю более общего понятия «О. процесс» (как химическое равновесие — частный случай равновесия вообще), под которым разумеют превращения, которые могут быть воспроизведены в обратном порядке через непрерывный ряд промежуточных состояний равновесия, когда изменившиеся условия также непрерывно возвращаются к первоначальному состоянию. Таковы, напр., физические процессы: изменение объема газа от изменения давления и температуры, таковы испарение и сжижение и пр. Учение об О. химических реакциях сыграло весьма важную роль в истории развития теоретической химии. Впервые оно было введено в науку Бертолле в самом начале XIX в., затем прочнее установлено работами, Сен-Клэр-Девилля, Бертло, Гульдерга и Воге, Вант Гоффа, Нернста и др. См. о законах, управляющих О. химическими процессами, в статьях: Равновесие химическое, Термохимия и Электрохимия.