Константы равновесия определены для очень многих реакций. В большин­стве случаев известно и то, как изменяется величина К_равн в зависимости от температуры. Располагая значением константы равновесия при данной температуре и зная, сколько каких веществ имеется в начальный момент, можно рассчитать концентрации всех компонентов равновесной смеси. В качестве примера рассмотрим реакцию диссоциации в растворе уксусной кислоты: СН₃СООН «СН₃СОО^-+Н⁺. Пусть с₀ — исходная кон­центрация кислоты. Очевидно, что при равновесии (здесь оно достигается исключительно быстро) [СН₃СООН]_равн=с₀-[Н⁺]_равн и [СН₃СОО]_равн=[Н⁺]. Тогда для константы равновесия можно записать уравнение

К_равн = [СН₃СОО^-]_равн[Н⁺]_равн/(с₀ - [H⁺]_равн) = [Н⁺]²_равн/(с₀ - [H⁺]_равн).

Анри Луи Ле Шателье

 (1850—1936)

В 1884 г. французский физикохимик и металловед Анри Луи Ле Шателье  сформулировал общий принцип смещения химиче­ского равновесия:

Если на систему, находящую­ся в состоянии химического равновесия, оказывать внеш­нее воздействие (изменять температуру, давление, кон­центрации веществ), то поло­жение равновесия смещается в такую сторону, чтобы осла­бить внешнее воздействие.

Доказать протекание прямой и обратной реакций после достижения равновесия можно множеством способов. Так, если в равновесную смесь водорода, азота и аммиака ввести немного изотопа водорода — дейтерия, то чувствительный анализ сразу обнаружит присутствие дей­терия в молекулах аммиака. И наоборот, если ввести в систему немно­го дейтерированного аммиака NH₂D, дейтерий тут же появится в мо­лекулах исходного вещества в виде HD и D₂.

Если смешать растворы кислоты и щёлочи, образуются соль и вода, на­пример:

НСl+NaOH=NaCl+H₂O. Ес­ли же попытаться провести реакцию хлорида натрия с водой, то никаких изменений не обнаружится. В по­добных случаях говорят, что реакция кислоты со щёлочью необратима, т. е. обратный процесс не идёт, во вся­ком случае, при комнатной темпера­туре в водном растворе. (Последняя оговорка необходима, так как, дейст­вуя на хлорид натрия перегретым во­дяным паром при 500 °С и давлении 10 атм, можно провести обратную ре­акцию — гидролиз NaCl, при которой пар будет уносить летучий хлороводород, оставляя твёрдую щёлочь:

NaCl+Н₂О®^t°NaOH+HCl.) Прак­тически необратимы при комнатной температуре очень многие реакции:

Н₂+Сl₂=2НСl; 2Н₂+О₂=2Н₂О и др. Для обозначения обратимых процес­сов договорились использовать сим­вол ««» вместо знака равенства.

Большое число реакций обратимы уже в обычных условиях. Так, если по­пытаться нейтрализовать щёлочью раствор очень слабой синильной ки­слоты HCN, окажется, что реакция нейтрализации, как говорят химики, до конца не идёт, и раствор имеет сильнощелочную среду. Это означает, что реакция HCN + NaOH«NaCN+Н₂О обратима, т. е. её продукты, вза­имодействуя друг с другом, частично переходят в исходные соединения.