Активированный комплекс возникает как в ходе прямой, так и в ходе обратной реакции. Есть некоторые вещества, которые увеличивают скорость как прямой, так и обратной реакций – это катализаторы – вещества, не расходующиеся в химической реакции, но влияющие на ее скорость. По современным представлениям катализатор снижает энергию активации химической реакции за счет образования промежуточных неустойчивых продуктов (активированных комплексов), энергия активации, образования которых ниже, чем для активированного комплекса исследуемой реакции. Поскольку энергия активации понижается, некоторые из молекул, энергия которых ранее была недостаточна для участия в реакции, оказываются активными.

Явление изменения скорости химической реакции под действием катализатора называется катализом. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В первом случае катализатор находится в одной фазу с реагирующими веществами. Во втором реакция протекает на поверхности катализатора. Для усиления каталитического действия катализатор должен быть мелко измельченным, чтобы возможно мелкую поверхность. В биологии катализаторы называются ферментами и позволяют осуществлять биохимические процессы при обычных условиях.

Гетерогенные реакции имеют большое значение в технике. Например, процессы горения и коррозии принадлежат к гетерогенным процессам. В ходе гетерогенной реакции выделяют три стадии: подвод веществ к поверхности, химическая реакция, отвод продуктов от поверхности. Для реакций с высокой энергией активации медленнее всего идет вторая стадия. Если же собственно химическая реакция протекает быстро, то скорость реакции зависит от скорости перемещения исходных веществ и продуктов реакции. Стадия, определяющая скорость протекания реакции называется лимитирующей стадией.

Все химические реакции делят на две группы: необратимые и обратимые. Необратимая реакция протекает только в одном направлении – до полного расходования одного из реагирующих веществ. Пример необратимой реакции: Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

В то же время, синтез аммиака является равновесным процессом: N₂ + 3H₂ = 2NH₃. Когда скорости прямой и обратной реакций уравниваются, наступает химическое равновесие. В единицу времени образуется столько молекул аммиака, сколько их распадается на азот и водород. Скорость прямой реакции равна V₁ = k₁[N₂][H₂]³, а обратной – V₂ = k₂[NH₃]². При равновесии V₁ = V₂ или k₁[N₂][H₂]³ = k₂[NH₃]². Отсюда: k₁/k₂ = [NH₃]²/[N₂][H₂]³ = К.

Количественной характеристикой химического равновесия является отношение констант скоростей прямой и обратной реакций – константа равновесия. Концентрации веществ, устанавливающиеся при равновесии, называются равновесными. Таким образом, константа равновесия равна отношению произведений равновесных концентраций продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций исходных веществ.

Для гетерогенных реакций в выражение для константы равновесия не входят концентрации твердых веществ. Величина К зависит от концентраций реагирующих веществ и от температуры и не зависит от наличия катализатора, поскольку последний одинаково изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакции.

При изменении внешних условий система выходит из равновесия – происходит смещение или сдвиг равновесия. При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, а при уменьшении его концентрации – в сторону его образования (пример). При изменении давления какого-либо вещества изменяется его концентрация с аналогичными последствиями.

При увеличении давления в системе равновесие смещается в сторону понижения давления в системе за счет уменьшения числа молекул газа, то есть в сторону понижения давления и наоборот (пример).

Это примеры частных закономерностей принципа Ле Шателье, который гласит: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать воздействие, то в результате равновесие в системе будет смещаться в направлении, уменьшающем это воздействие.

При этом, сдвиг равновесия будет происходить до тех пор, пока скорости прямой и обратной реакций вновь не уравняются, и не наступит новое химическое равновесие.

Равновесие подавляющего большинства химических реакций сдвигается при изменении температуры. Вообще, все химические реакции делятся на две большие группы по принципу выделения или поглощения тепла в результате протекания химического процесса. Реакции, протекающие с выделением энергии (тепла) называются экзотермическими, а протекающие с поглощением энергии – эндотермическими. Процесс горения – пример экзотермического процесса, в то же время, процессы плавления или кипения являются эндотермическими. Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций называется термохимией. О термохимии мы поговорим на следующей лекции.