1. Tak, teoretycznie każda reakcja chemiczna może być w równowadze. Każda reakcja jest odwracalna. Zobacz moją odpowiedź na chem.SE pytanie 43258, aby uzyskać więcej informacji.

2. Obejmuje to nawet reakcje strącania i reakcje, które uwalniają gazy. Równowaga nie dotyczy tylko płynów! Istnieją równowagi wielofazowe.

3. Jedyną rzeczą, która powstrzymuje reakcje chemiczne przed stanem „w równowadze”, jest brak odpowiedniej liczby cząsteczek. Aby reakcja była w równowadze, stężenia reagentów i produktów muszą być powiązane przez stałą równowagi.
   $$ \ ce {A < = > B} $$$$ K = \ frac {[B]} {[A]} $$

   Gdy stałe równowagi są bardzo duże lub małe, do spełnienia tego równania wymagana jest bardzo duża liczba cząsteczek. Jeśli $ K = 10 ^ {30} $, to w stanie równowagi będzie 10 $ ^ {30} $ cząsteczek B na każdą cząsteczkę A. Innym sposobem spojrzenia na to jest to, że aby równowaga się wydarzyła, musi być co najmniej 10 ^ {30} $ cząsteczek B, czyli więcej niż milion moli B w układzie, aby było „wystarczająco” B, aby zagwarantować równowagę, tj. aby zagwarantować, że będzie dobrze zdefiniowane „równowagowe” stężenie A.

   Gdy nie ma tak wielu cząsteczek, nie ma sensownej równowagi. W przypadku bardzo dużych (lub bardzo małych) stałych równowagi bardzo trudno będzie uzyskać równowagę. Oprócz systemu wielkości megamola (lub większego), system będzie musiał być dobrze wymieszany, izotermiczny i izobaryczny. Nie jest to łatwe do osiągnięcia na tak dużą skalę!

Aktualizacja Komentatorzy sugerują, że „nieodwracalne” reakcje nie mają równowagi. To prawda, ale tautologicznie. W prawdziwym świecie wszystkie reakcje są odwracalne, przynajmniej w (być może znikomo małym) stopniu. Stwierdzenie inaczej naruszyłoby mikroskopijną odwracalność. Reakcja, która byłaby w 100% nieodwracalna, miałaby stałą równowagi nieskończoności. Ale jeśli $ K = \ infty $, to $ \ Delta G ^ {\ circ} = -RT \ ln {K} $ zamieniłoby się w $ \ Delta G ^ {\ circ} = - \ infty $. Aby więc uzyskać nieskończoną energię, musielibyśmy po prostu użyć 100% nieodwracalnych reakcji! Miejmy nadzieję, że problemy z ideą „nieodwracalnych” reakcji stają się oczywiste.

Równowaga może dotyczyć tylko systemu zamkniętego.

Reakcje, w których powstają nierozpuszczalne osady lub ulatniające się gazy, nie zachowują się jak w układzie zamkniętym. Dlatego te reakcje mogą nie być w równowadze. Jednak twierdzenia te są raczej pragmatyczne niż rzeczywiste.

Jak się okazuje, w powyższej odpowiedzi siarczan baru ma $ \ ce {K_ {sp}} $ wynoszący $ \ ce {1,1 x 10 ^ {-10}} $, więc formalnie istnieje pewna mała równowaga związana z ilością siarczanu baru w roztworze $ \ ce {1.05 x 10 ^ {- 5}} $

Ponieważ gazy uciekają w roztworze , mogą zostać ponownie wchłonięte, a zatem istniałaby jakaś mała równowaga dla takich procesów.

Ale pragmatycznie reakcje te nie są w równowadze.

Tak, każda reakcja jest równowagą. Pełna reakcja jest równowagą o wysokiej stałej równowagi. Jeśli napiszesz wyrażenie na stałą równowagi, zauważysz, że wysoka stała równowagi implikuje, że conc. produktów jest bardzo duża, tj. reakcja dobiegła końca.

$$ \ ce {BaCl2 (aq) + H2SO4 (aq) -> BaSO4 (s) + 2 HCl (aq)} $$ Pomyślmy tylko, co oznacza (aq); oznacza to, że w środku pływają jony, które są w równowadze ze swoimi ciałami stałymi.

Jeśli zaczniesz od myślenia, że ​​nie ma osadu, tylko rozpuszczone jony, mamy $ \ ce {Ba ^ {2+} } $, $ \ ce {H +} $, $ \ ce {Cl -} $ i $ \ ce {SO4 ^ {2 -}} $. Następnie rozważ $ K _ {\ mathrm {s}} $ różnych soli, którymi są $ \ ce {BaCl2} $, $ \ ce {HCl} $, $ \ ce {BaSO4} $ i $ \ ce { H2SO4} $. Wszystkie trafią do $ K _ {\ mathrm {s}} $, więc wszystkie sole będą się formować i rozpuszczać, chyba że zostaną zablokowane, np. rzeczy mogą stać się przesycone. $ \ ce {BaSO4} $ ma ekstremalnie niskie Ks, więc większość wytrąca się w tym samym czasie. $ \ ce {BaCl2} $ przejdzie do $ K _ {\ mathrm {s}} $ z jonami $ \ ce {Ba ^ {2 +}} $ i $ \ ce {Cl -} $, które nadal są w rozwiązaniu, a $ \ ce {H2SO4} $ również pójdzie do $ K _ {\ mathrm {s}} $, co oznacza, że ​​tworzy się $ \ ce {BaCl2} $, a zatem następuje odwrotna reakcja.

Uwaga, gdybym miał $ \ ce {BaSO4} $ w wodzie, która byłaby w równowadze (tak mały rozpuszczony / malutki kawałek jonów $ \ ce {Ba ^ {2 +}} $ i $ \ ce {SO4 ^ {2 -}} $ jony) i dodałem jony $ \ ce {Cl -} $, znikoma ilość więcej $ \ ce {BaSO4} $ się rozpuści, ponieważ $ \ ce {BaCl2} $ osiągnie równowagę, zmniejszając $ \ ce {Ba ^ {2 +}} jony $, co prowadzi do znikomych ilości $ \ ce {BaSO4} $ rozpuszczających się i pozostających na poziomie $ K _ {\ mathrm {s}} $. To również pokazuje zasadę Le Chateliera.

Nie, każda reakcja nie jest w równowadze ze swoimi produktami. Rozważ następującą nieodwracalną reakcję: $$ \ ce {BaCl2 (aq) + H2SO4 (aq) -> BaSO4 (ppt) + 2HCl (aq)} $$.

Z definicji, jeśli reakcja jest nieodwracalna, to nie ma równowagi dla tej reakcji.

• Gdyby była „równowaga” dla reakcji wtedy równanie wyglądałoby mniej więcej tak: $$ \ ce {K_ {eq}} = \ dfrac {\ ce {[BaSO4] [HCl] ^ 2}} {\ ce {[BaCl2] [H2SO4]}} $$ i takie równowaga po prostu nie istnieje, ponieważ gdy wytrąca się siarczan baru, produkt może zawierać mikrogram lub kilogram.
• Pomyśl o tym w inny sposób - dodając $ \ ce {HCl} $ (w rozcieńczonym roztworze) lub $ \ ce {BaSO4} $ nie przesunie reakcji w lewo. (Dodanie większej ilości HCl spowodowałoby przesunięcie $ \ ce {HSO4 ^ {-} <-> H + + SO4 ^ {2 -}} $ w stężonych roztworach, co nie jest tym, o co mi chodzi.)
• Istnieje produkt rozpuszczalności siarczanu baru, ale produkt rozpuszczalności nie zależy od ilości osadu siarczanu baru ani stężenia HCl. Zatem iloczyn rozpuszczalności nie dotyczy całej reakcji, ale raczej części układu:

$$ \ ce {[Ba] [SO4 ^ {2-}] = K_ {sp }} $$

(Pełne ujawnienie - Teoretycznie produkt rozpuszczalności siarczanu baru nie zależy od stężenia HCl, ale tak naprawdę nie jest to do końca prawdą. Produkt rozpuszczalności siarczanu baru naprawdę zależy od aktywność jonów baru i siarczanu, więc siła jonowa roztworu ma znaczenie.)