Обрати́мые реа́кции, реакции, протекающие при заданных условиях одновременно как в прямом, так и в обратном направлении. Обратимые реакции приводят систему в состояние химического равновесия, в котором скорости в двух противоположных направлениях равны. Если скоростью обратного процесса можно пренебречь по сравнению со скоростью прямого процесса, реакцию называют необратимой.

Простейшая обратимая реакция – превращение типа $A⇄Z$. Кинетические характеристики этого процесса: константы скорости прямой $k_1$ и обратной $k_{–1}$ реакции, энергии активации $E_1$ и $E_{–1}$ и время релаксации $τ=(k_1+k_{-1})^{-1}$ – время, за которое система приближается к состоянию равновесия в $e$ раз (e ≈ 2,718 – основание натуральных логарифмов).

Кинетика обратимой реакции описывается уравнениями:$[A]=[A]_∞+ ([A]_0- [A]_∞ )e^{–t/τ}$и $[Z]=[Z]_∞ (1-e^{-t/τ }).$Если$t=0, [A]=[A]_0$, если же $t→∞$ , $[A]→ [A]_∞$ и $[Z]→ [Z]_∞$, т. е. система стремится к равновесию. Константа равновесия$K=k_1/k_{-1}= [Z]_∞ /[A]_∞$.

Состояние равновесия характеризуется следующими термодинамическими величинами: энтальпией равновесия $ΔH$, энтропией равновесия $ΔS$ и энергией Гиббса $ΔG=ΔH-TΔS$. Константа равновесия $K$ связана с энергией Гиббса соотношением: $ΔG=–RTlnK$. Например, реакция образования иодоводорода $H_2+I_2⇄2HI$ характеризуется следующими значениями: ΔH = −9,4 кДж/моль, ΔS = 260,7 Дж/(моль·К), ΔG(298 К) = −64,3 кДж/моль.

К обратимым реакциям типа $A⇄Z$ относятся: цис-транс-изомеризация олефинов, например цис-$CH_3CH=CHCH_3$ $⇄$ транс-$CH_3CH= CHCH_3$; енолизация кетонов, например $CH_3C(O)CH_2COOC_2H_5⇄CH_3C(OH)=CHCOOC_2H_5$; изомеризация свободных радикалов, например $CH_3C^•H(CH_2)_3CH(CH_3)_2⇄ CH_3CH_2(CH_2)_3C^•(CH_3)_2$; изомеризация ионов, например $CH_3CHNH_2COOH⇄ CH_3CHN^+H_3COO^-$.

Примерами обратимых реакций типа $A+B⇄Y+Z$ служат диссоциация карбоновых кислот $(C_2H_5COOH+ H_2O⇄ C_2H_5COO^–+H_3O^+)$ и катализируемая кислотами этерификация $(CH_3COOH+ C_2H_5OH⇄ CH_3COOC_2H_5+H_2O)$.