Химическое равновесие

Таким образом, в действительности обратимые реакции являются таковыми во всём интервале температур, при  которых вообще могут существовать рассматриваемые вещества. Практически  же обратимость заметна лишь в  некотором более узком интервале, например для реакции образования  воды (под обычным давлением) между 2000 и 4000 °С.

При таком более широком  рассмотрении подавляющее большинство  химических реакций оказывается  принадлежащим к типу обратимых, но часто с настолько смещённым  в одну сторону равновесием, что  их обратимость практически незаметна  до тех пор, пока соответственно не изменяются внешние условия. Именно эта распространённость обратимых  реакций обусловливает особую важность для химии изучения равновесий и  условий их смещения.

Помимо температуры и  давления, на химическое равновесие могут  в большей или меньшей степени  влиять и различные другие факторы. Например, было показано, что равновесие газообразной системы 2 Н2 +О2 Û 2 Н2О несколько смещается вправо под действием электрического поля. Обусловлено это полярным характером молекул воды при неполярности молекул водорода и кислорода.

Чем значительнее мы изменим  какой-либо влияющий на равновесие фактор, тем сильнее сместится химическое равновесие. Вместе с тем при изменении  этого фактора на очень малую  величину сместится и равновесие. Таким образом, процесс его смещения представляется нам непрерывным. Однако эта непрерывность лишь кажущаяся: она обусловлена тем, что даже самое незначительное замечаемое нами химическое изменение связано с  превращением миллиардов молекул. Очевидно, что не может произойти смещения равновесия меньшего, чем даёт химическое изменение одной молекулы, а всякое иное должно соответствовать превращению  целого числа молекул. Следовательно, в действительности смещение равновесия идёт скачками, но настолько малыми, что для нас ряд таких скачков  сливается в один непрерывный  процесс.