Galvenais raksts: Le Chatelier-Brown princips
Ķīmiskā līdzsvara stāvoklis ir atkarīgs no šādiem reakcijas parametriem: temperatūras, spiediena un koncentrācijas. Šo faktoru ietekme uz ķīmiskā reakcija, ievērojiet modeli, kas tika izteikts vispārējs skats 1885. gadā franču zinātnieks Le Šateljē.
Ietekmējošie faktori ķīmiskais līdzsvars:
1) temperatūra
Temperatūrai paaugstinoties, ķīmiskais līdzsvars pāriet uz endotermisko (absorbcijas) reakciju un, kad tas samazinās, uz eksotermisko (izdalīšanās) reakciju.
CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←
N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →
2) spiediens
Palielinoties spiedienam, ķīmiskais līdzsvars mainās uz mazāku vielu tilpumu un, samazinoties spiedienam, pret lielāku tilpumu. Šis princips attiecas tikai uz gāzēm, t.i. Ja reakcijā ir iesaistītas cietas vielas, tās netiek ņemtas vērā.
CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →
1 mol = 1 mols + 1 mols
3) koncentrēšanās izejmateriāli un reakcijas produkti
Palielinoties vienas izejvielu koncentrācijai, ķīmiskais līdzsvars pāriet uz reakcijas produktiem un, palielinoties reakcijas produktu koncentrācijai, uz izejvielām.
S 2 +2O 2 =2SO 2 [S], [O] →, ←
Katalizatori neietekmē ķīmiskā līdzsvara maiņu!
Ķīmiskā līdzsvara kvantitatīvās pamatpazīmes: ķīmiskā līdzsvara konstante, konversijas pakāpe, disociācijas pakāpe, līdzsvara raža. Izskaidrojiet šo lielumu nozīmi, izmantojot konkrētu ķīmisko reakciju piemēru.
Ķīmiskajā termodinamikā masas iedarbības likums saista izejvielu un reakcijas produktu līdzsvara aktivitātes saskaņā ar sakarību:
Vielu darbība. Aktivitātes vietā var izmantot koncentrāciju (reakcijai ideālā šķīdumā), parciālos spiedienus (reakcija ideālu gāzu maisījumā), fugacity (reakcija reālu gāzu maisījumā);
Stehiometriskais koeficients (negatīvs izejvielām, pozitīvs produktiem);
Ķīmiskā līdzsvara konstante. Apakšraksts "a" šeit nozīmē aktivitātes vērtības izmantošanu formulā.
Reakcijas efektivitāti parasti novērtē, aprēķinot reakcijas produkta iznākumu (5.11. sadaļa). Tajā pašā laikā reakcijas efektivitāti var novērtēt arī, nosakot, kāda daļa no vissvarīgākās (parasti visdārgākās) vielas tika pārvērsta mērķa reakcijas produktā, piemēram, kāda daļa no SO 2 tika pārvērsta par SO 3 sērskābes ražošanas laikā, tas ir, atrast konversijas pakāpe oriģinālā viela.
Ļaujiet īsai diagrammai par notiekošo reakciju
Tad vielas A pārvēršanās pakāpi vielā B (A) nosaka ar šādu vienādojumu
Kur n proreact (A) – reaģenta A vielas daudzums, kas reaģējis, veidojot produktu B, un n sākotnējais (A) – sākotnējais reaģenta A daudzums. 
Protams, transformācijas pakāpi var izteikt ne tikai ar vielas daudzumu, bet arī ar jebkādiem tai proporcionāliem daudzumiem: molekulu skaitu (formulas vienībām), masu, tilpumu.
Ja reaģenta A ņem deficītā un produkta B zudumu var neņemt vērā, tad reaģenta A konversijas pakāpe parasti ir vienāda ar produkta B iznākumu.
Izņēmums ir reakcijas, kurās izejviela acīmredzami tiek patērēta, veidojot vairākus produktus. Tā, piemēram, reakcijā
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
hlors (reaģents) vienādi pārvēršas par kālija hlorīdu un kālija hipohlorītu. Šajā reakcijā pat ar 100% KClO iznākumu hlora pārvēršanās pakāpe tajā ir 50%.
Jums zināmais daudzums - protolīzes pakāpe (12.4. sadaļa) - ir īpašs konversijas pakāpes gadījums:
TED ietvaros tiek saukti līdzīgi lielumi disociācijas pakāpe skābes vai bāzes (ko apzīmē arī kā protolīzes pakāpi). Disociācijas pakāpe ir saistīta ar disociācijas konstanti saskaņā ar Ostvalda atšķaidīšanas likumu.
Šīs pašas teorijas ietvaros hidrolīzes līdzsvaru raksturo hidrolīzes pakāpe (h), un tiek izmantoti šādi izteicieni, kas to saista ar vielas sākotnējo koncentrāciju ( Ar) un hidrolīzes laikā radušos vājo skābju (K HA) un vājo bāzu disociācijas konstantes ( K MOH):
Pirmā izteiksme attiecas uz vājas skābes sāls hidrolīzi, otrā - vājas bāzes sāļiem, bet trešā - vājas skābes un vājas bāzes sāļiem. Visas šīs izteiksmes var izmantot tikai atšķaidītiem šķīdumiem, kuru hidrolīzes pakāpe nepārsniedz 0,05 (5%).
Parasti līdzsvara ražu nosaka zināma līdzsvara konstante, ar kuru tas katrā konkrētajā gadījumā ir saistīts ar noteiktu attiecību.
Produkta iznākumu var mainīt, mainot reakcijas līdzsvaru atgriezeniskos procesos, tādu faktoru kā temperatūra, spiediens, koncentrācija ietekmē.
Saskaņā ar Le Šateljē principu, vienkāršās reakcijas laikā pieaugot spiedienam, pārvēršanās līdzsvara pakāpe palielinās, un citos gadījumos reakcijas maisījuma tilpums nemainās un produkta iznākums nav atkarīgs no spiediena.
Temperatūras ietekmi uz līdzsvara iznākumu, kā arī līdzsvara konstanti nosaka reakcijas termiskā efekta zīme.
Pilnīgākai atgriezenisko procesu novērtēšanai tiek izmantota tā sauktā raža no teorētiskā (raža no līdzsvara), kas ir vienāda ar faktiski iegūtā produkta attiecību pret daudzumu, kas tiktu iegūts līdzsvara stāvoklī.
TERMĀLĀ DISOCIĀCIJA ķīmiska viela
vielas atgriezeniskas sadalīšanās reakcija, ko izraisa temperatūras paaugstināšanās.
Ar Utt no vienas vielas veidojas vairākas (2H2H+ OCaO + CO) vai viena vienkāršāka viela
Līdzsvars utt. tiek izveidots saskaņā ar masu darbības likumu. Tas
var raksturot vai nu ar līdzsvara konstanti, vai ar disociācijas pakāpi
(sabrukušo molekulu skaita attiecība pret kopējo molekulu skaitu). IN
Vairumā gadījumu utt. pavada siltuma absorbcija (palielinājums
entalpija
DN>0); tāpēc saskaņā ar Le Chatelier-Brown principu
karsēšana to pastiprina, tiek noteikta pārvietošanās pakāpe utt. ar temperatūru
DN absolūtā vērtība. Spiediens traucē utt, jo spēcīgāk, jo lielāks
gāzveida vielu molu skaita (Di) izmaiņas (pieaugums).
disociācijas pakāpe nav atkarīga no spiediena. Ja cietvielas nav
veido cietus šķīdumus un nav ļoti izkliedētā stāvoklī,
tad spiedienu utt. unikāli nosaka temperatūra. Lai īstenotu T.
d. cietas vielas (oksīdi, kristāliskie hidrāti utt.)
svarīgi zināt
temperatūra, kurā disociācijas spiediens kļūst vienāds ar ārējo (jo īpaši,
atmosfēras) spiediens. Tā kā atbrīvotā gāze var pārvarēt
apkārtējā spiediena, tad, sasniedzot šo temperatūru, sadalīšanās process
uzreiz pastiprinās.
Disociācijas pakāpes atkarība no temperatūras: disociācijas pakāpe palielinās, palielinoties temperatūrai (paaugstinot temperatūru, palielinās izšķīdušo daļiņu kinētiskā enerģija, kas veicina molekulu sadalīšanos jonos) 
Izejvielu konversijas pakāpe un produkta līdzsvara iznākums. To aprēķināšanas metodes noteiktā temperatūrā.
Kādi dati ir nepieciešami šim nolūkam? 
Sniedziet shēmu jebkura no šīm ķīmiskā līdzsvara kvantitatīvajām īpašībām aprēķināšanai, izmantojot patvaļīgu piemēru. 
Pārvēršanās pakāpe ir izreaģētā reaģenta daudzums, kas dalīts ar tā sākotnējo daudzumu. Vienkāršākajai reakcijai, kur ir koncentrācija pie ieejas reaktorā vai periodiskā procesa sākumā, ir koncentrācija pie izejas no reaktora vai periodiskā procesa pašreizējais moments. Par brīvprātīgu atbildi, piemēram, 
, saskaņā ar definīciju aprēķina formula ir tāda pati: . Ja reakcijā ir vairāki reaģenti, tad konversijas pakāpi var aprēķināt katram no tiem, piemēram, reakcijai 
Pārvēršanās pakāpes atkarību no reakcijas laika nosaka reaģenta koncentrācijas izmaiņas laika gaitā. Sākotnējā laika brīdī, kad nekas nav pārveidots, transformācijas pakāpe ir nulle. Pēc tam, kad reaģents tiek pārveidots, konversijas pakāpe palielinās. Neatgriezeniskai reakcijai, kad nekas neliedz reaģentu pilnībā iztērēt, tā vērtība (1. att.) ir vienāda (100%). 
, t.i. Vienkāršākajai reakcijai iznākums un konversijas pakāpe ir vienādi. Ja transformācija notiek, piemēram, mainoties vielu daudzumam, tad saskaņā ar definīciju aprēķinātajā izteiksmē jāiekļauj stehiometriskais koeficients. Saskaņā ar pirmo definīciju iedomātais produkta daudzums, kas iegūts no visa sākotnējā reaģenta daudzuma, šai reakcijai būs divas reizes mazāks nekā sākotnējais reaģenta daudzums, t.i. , un aprēķina formulu. Saskaņā ar otro definīciju reaģenta daudzums, kas faktiski pārvērsts mērķa produktā, būs divreiz lielāks par šo produktu, t.i. , tad aprēķina formula ir . Protams, abi izteicieni ir vienādi. Sarežģītākai reakcijai aprēķinu formulas tiek rakstītas tieši tādā pašā veidā saskaņā ar definīciju, taču šajā gadījumā iznākums vairs nav vienāds ar konversijas pakāpi. Piemēram, reakcijai, 
. Ja reakcijā ir vairāki reaģenti, iznākumu var aprēķināt katram no tiem, ja ir arī vairāki mērķa produkti, tad iznākumu var aprēķināt jebkuram mērķa produktam jebkuram reaģentam. Kā redzams no aprēķina formulas struktūras (saucējs satur nemainīgu vērtību), iznākuma atkarību no reakcijas laika nosaka mērķa produkta koncentrācijas laika atkarība. Tā, piemēram, par reakciju 
šī atkarība izskatās kā 3. att. 
3. att
Pārvēršanās pakāpe kā ķīmiskā līdzsvara kvantitatīvs raksturlielums. Kā kopējā spiediena un temperatūras paaugstināšanās ietekmēs reaģenta konversijas pakāpi ... gāzes fāzes reakcijā: ( vienādojums ir dots
)? Sniedziet savas atbildes pamatojumu un atbilstošas matemātiskās izteiksmes.Ķīmiskās sistēmas pāreju no viena līdzsvara stāvokļa citā sauc
līdzsvara nobīde (nobīde). . Ķīmiskā līdzsvara dinamiskā rakstura dēļ tas izrādās jutīgs pret ārējiem apstākļiem un spēj reaģēt uz to izmaiņām.:
Ķīmiskā līdzsvara stāvokļa maiņas virzienu ārējo apstākļu izmaiņu rezultātā nosaka noteikums, kuru pirmo reizi formulēja franču ķīmiķis un metalurgs Anrī Luī Le Šateljē 1884. gadā un nosauca viņa vārdā.
Ir trīs galvenie parametri, kurus mainot var mainīt ķīmisko līdzsvaru. Tie ir temperatūra, spiediens un koncentrācija. Apskatīsim to ietekmi, izmantojot līdzsvara reakcijas piemēru:
1) Temperatūras ietekme. Tā kā šai reakcijai DH°<0, следовательно, прямая реакция идет с выделением тепла (+Q), а обратная реакция – с поглощением тепла (-Q):
2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)
Kad temperatūra paaugstinās, t.i. Kad sistēmā tiek ievadīta papildu enerģija, līdzsvars pāriet uz reverso endotermisko reakciju, kas patērē šo lieko enerģiju. Kad temperatūra pazeminās, gluži pretēji, līdzsvars pāriet uz reakciju, kas notiek ar siltuma izdalīšanos, lai tā kompensētu atdzišanu, t.i. līdzsvars pāriet uz tiešo reakciju.
Temperatūrai paaugstinoties, līdzsvars pāriet uz endotermisku reakciju, kas ietver enerģijas absorbciju.
Temperatūrai pazeminoties, līdzsvars pāriet uz eksotermisku reakciju, kas atbrīvo enerģiju.
2) Skaļuma ietekme. Palielinoties spiedienam, reakcijas ātrums, kas notiek ar tilpuma samazināšanos, palielinās lielākā mērā (DV<0). При понижении давления ускоряется реакция, протекающая с увеличением объема (DV>0).
Kad notiek apskatāmā reakcija, no 3 moliem gāzveida vielu veidojas 2 moli gāzu:
2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)
3 moli gāzes 2 moli gāzes
V OUT > V PROD
DV = V PROD - V OUT<0
Tāpēc, palielinoties spiedienam, līdzsvars nobīdās uz mazāku sistēmas tilpumu, t.i. reakcijas produkti. Spiedienam samazinoties, līdzsvars pāriet uz izejvielām, kuras aizņem lielāku tilpumu
Palielinoties spiedienam, līdzsvars pāriet uz reakciju, kas rada mazāk molu gāzveida vielu.
Samazinoties spiedienam, līdzsvars mainās uz reakciju, kas rada vairāk molu gāzveida vielu.
3) Koncentrēšanās ietekme. Palielinoties koncentrācijai, palielinās reakcijas ātrums, ar kādu tiek patērēta ievadītā viela. Patiešām, kad sistēmā tiek ievadīts papildu skābeklis, sistēma to “patērē”, lai notiktu tieša reakcija. Samazinoties O 2 koncentrācijai, šo trūkumu kompensē reakcijas produkta (NO 2) sadalīšanās izejvielās.
Palielinoties izejvielu koncentrācijai vai samazinoties produktu koncentrācijai, līdzsvars pāriet uz tiešo reakciju.
Samazinoties izejvielu koncentrācijai vai palielinoties produktu koncentrācijai, līdzsvars pāriet uz reverso reakciju.
Katalizatora ievadīšana sistēmā neietekmē ķīmiskā līdzsvara stāvokļa maiņu, jo katalizators vienādi palielina gan tiešo, gan apgriezto reakciju ātrumu.
Ķīmiskais līdzsvars ir raksturīgs atgriezenisks reakcijas un nav raksturīgas neatgriezeniskiķīmiskās reakcijas.
Bieži vien, veicot ķīmisku procesu, sākotnējie reaģenti tiek pilnībā pārveidoti reakcijas produktos. Piemēram:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Metālisko varu nav iespējams iegūt, veicot reakciju pretējā virzienā, jo dota reakcija ir neatgriezeniska. Šādos procesos reaģenti tiek pilnībā pārvērsti produktos, t.i. reakcija turpinās līdz beigām.
Bet lielākā daļa ķīmisko reakciju atgriezenisks, t.i. reakcija, visticamāk, notiks paralēli virzienā uz priekšu un atpakaļ. Citiem vārdiem sakot, reaģenti tikai daļēji pārvēršas produktos, un reakcijas sistēma sastāvēs gan no reaģentiem, gan no produktiem. Sistēma šajā gadījumā ir stāvoklī ķīmiskais līdzsvars.
Atgriezeniskajos procesos sākotnēji tiešai reakcijai ir maksimālais ātrums, kas pakāpeniski samazinās, samazinoties reaģentu daudzumam. Pretējai reakcijai, gluži pretēji, sākotnēji ir minimālais ātrums, kas palielinās, uzkrājoties produktiem. Galu galā pienāk brīdis, kad abu reakciju ātrumi kļūst vienādi – sistēma sasniedz līdzsvara stāvokli. Iestājoties līdzsvara stāvoklim, komponentu koncentrācijas paliek nemainīgas, bet ķīmiskā reakcija neapstājas. Tas. – tas ir dinamisks (kustīgs) stāvoklis. Skaidrības labad šeit ir šāds attēls:
Pieņemsim, ka ir noteikts atgriezeniska ķīmiska reakcija:
a A + b B = c C + d D
tad, pamatojoties uz masu darbības likumu, mēs pierakstām izteiksmes par tiešā veidāυ 1 un otrādiυ 2 reakcijas:
v1 = k 1 · [A] a · [B] b
υ2 = k 2 · [C] c · [D] d
Spēj ķīmiskais līdzsvars, tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums ir vienāds, t.i.:
k 1 · [A] a · [B] b = k 2 · [C] c · [D] d
mēs saņemam
UZ= k 1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b
Kur K =k 1 / k 2 – līdzsvara konstante.
Jebkuram atgriezeniskam procesam noteiktos apstākļos k ir nemainīga vērtība. Tas nav atkarīgs no vielu koncentrācijām, jo Mainoties vienas vielas daudzumam, mainās arī citu sastāvdaļu daudzums.
Mainoties ķīmiskā procesa apstākļiem, līdzsvars var mainīties.
Faktori, kas ietekmē līdzsvara maiņu:
- izmaiņas reaģentu vai produktu koncentrācijās,
- spiediena maiņa,
- temperatūras izmaiņas,
- katalizatora pievienošana reakcijas videi.
Le Šateljē princips
Visi iepriekš minētie faktori ietekmē ķīmiskā līdzsvara maiņu, kas ir pakļauta Le Šateljē princips: Ja maināt kādu no apstākļiem, kādos sistēma atrodas līdzsvara stāvoklī – koncentrāciju, spiedienu vai temperatūru –, tad līdzsvars mainīsies reakcijas virzienā, kas neitralizē šīs izmaiņas. Tie. līdzsvaram ir tendence mainīties virzienā, kas noved pie ietekmes samazināšanās, kas izraisīja līdzsvara stāvokļa pārkāpumu.
Tātad, aplūkosim atsevišķi katra to faktora ietekmi uz līdzsvara stāvokli.
Ietekme reaģentu vai produktu koncentrācijas izmaiņas parādīsim ar piemēru Hābera process:
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
Ja, piemēram, slāpekli pievieno līdzsvara sistēmai, kas sastāv no N 2 (g), H 2 (g) un NH 3 (g), tad līdzsvaram ir jānobīdās tādā virzienā, kas veicinātu tā daudzuma samazināšanos. ūdeņradis pie tās sākotnējās vērtības, tie. papildu amonjaka veidošanās virzienā (pa labi). Tajā pašā laikā samazināsies ūdeņraža daudzums. Kad sistēmai pievieno ūdeņradi, līdzsvars arī nobīdīsies uz jauna amonjaka daudzuma veidošanos (pa labi). Tā kā amonjaka ievadīšana līdzsvara sistēmā, saskaņā ar Le Šateljē princips , izraisīs līdzsvara nobīdi uz izejvielu veidošanai labvēlīgu procesu (pa kreisi), t.i. Amonjaka koncentrācijai vajadzētu samazināties, daļai no tā sadaloties slāpeklī un ūdeņradi.
Viena komponenta koncentrācijas samazināšanās novirzīs sistēmas līdzsvara stāvokli uz šī komponenta veidošanos.
Ietekme spiediena izmaiņas ir jēga, ja pētāmajā procesā piedalās gāzveida komponenti un notiek izmaiņas kopējā molekulu skaitā. Ja kopējais molekulu skaits sistēmā paliek pastāvīgs, tad spiediena izmaiņas nav efekta uz tā bilanci, piemēram:
I 2 (g) + H 2 (g) = 2HI (g)
Ja līdzsvara sistēmas kopējais spiediens tiek palielināts, samazinot tās tilpumu, tad līdzsvars virzīsies uz tilpuma samazināšanos. Tie. skaita samazināšanas virzienā gāze sistēmā. Reakcijā:
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
no 4 gāzes molekulām (1 N 2 (g) un 3 H 2 (g)) veidojas 2 gāzes molekulas (2 NH 3 (g)), t.i. spiediens sistēmā samazinās. Rezultātā spiediena palielināšanās veicinās papildu amonjaka daudzuma veidošanos, t.i. līdzsvars virzīsies uz tā veidošanos (pa labi).
Ja sistēmas temperatūra ir nemainīga, tad sistēmas kopējā spiediena izmaiņas neizraisīs līdzsvara konstantes izmaiņas UZ.
Temperatūras maiņa sistēma ietekmē ne tikai tās līdzsvara nobīdi, bet arī līdzsvara konstanti UZ. Ja līdzsvara sistēmai pie nemainīga spiediena tiek nodots papildu siltums, tad līdzsvars pārvietosies uz siltuma absorbciju. Apsveriet:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g) + 22 kcal
Tātad, kā redzat, tiešā reakcija notiek ar siltuma izdalīšanos un apgrieztā reakcija ar absorbciju. Paaugstinoties temperatūrai, šīs reakcijas līdzsvars pāriet uz amonjaka sadalīšanās reakciju (pa kreisi), jo tas parādās un vājina ārējo ietekmi - temperatūras paaugstināšanos. Gluži pretēji, dzesēšana noved pie līdzsvara nobīdes amonjaka sintēzes virzienā (pa labi), jo reakcija ir eksotermiska un iztur atdzišanu.
Tādējādi temperatūras paaugstināšanās veicina nobīdi ķīmiskais līdzsvars virzienā uz endotermisko reakciju un temperatūras pazemināšanos uz eksotermisko procesu . Līdzsvara konstantes visi eksotermiskie procesi samazinās, palielinoties temperatūrai, un palielinās endotermiskie procesi.
Atgriezeniskas reakcijas līdzsvara stāvoklis var ilgt bezgalīgi (bez ārējas iejaukšanās). Bet, ja uz šādu sistēmu iedarbojas ārēja ietekme (maina temperatūru, spiedienu vai gala vai sākotnējo vielu koncentrāciju), tad līdzsvara stāvoklis tiks izjaukts. Vienas reakcijas ātrums kļūs lielāks nekā otras reakcijas ātrums. Laika gaitā sistēma atkal ieņems līdzsvara stāvokli, bet sākotnējās un beigu vielu jaunās līdzsvara koncentrācijas atšķirsies no sākotnējām. Šajā gadījumā viņi runā par ķīmiskā līdzsvara maiņu vienā vai otrā virzienā.
Ja ārējas ietekmes rezultātā tiešās reakcijas ātrums kļūst lielāks par apgrieztās reakcijas ātrumu, tas nozīmē, ka ķīmiskais līdzsvars ir nobīdījies pa labi. Ja, gluži pretēji, apgrieztās reakcijas ātrums kļūst lielāks, tas nozīmē, ka ķīmiskais līdzsvars ir nobīdījies pa kreisi.
Līdzsvaram nobīdoties pa labi, sākumvielu līdzsvara koncentrācijas samazinās un gala vielu līdzsvara koncentrācijas palielinās, salīdzinot ar sākotnējām līdzsvara koncentrācijām. Attiecīgi palielinās arī reakcijas produktu iznākums.
Ķīmiskā līdzsvara nobīde pa kreisi izraisa izejvielu līdzsvara koncentrāciju pieaugumu un galaproduktu līdzsvara koncentrāciju samazināšanos, kuru iznākums samazināsies.
Ķīmiskā līdzsvara maiņas virzienu nosaka, izmantojot Le Šateljē principu: “Ja uz sistēmu ķīmiskā līdzsvara stāvoklī tiek iedarbināta ārēja ietekme (mainās temperatūra, spiediens, vienas vai vairāku reakcijā iesaistīto vielu koncentrācija), šī izraisīs šīs reakcijas ātruma palielināšanos, kuras rašanās kompensēs (samazinās) ietekmi."
Piemēram, palielinoties izejvielu koncentrācijai, palielinās uz priekšu vērstās reakcijas ātrums un līdzsvars pāriet pa labi. Kad izejvielu koncentrācija samazinās, gluži pretēji, palielinās reversās reakcijas ātrums, un ķīmiskais līdzsvars pāriet pa kreisi.
Temperatūrai paaugstinoties (t.i., kad sistēma tiek uzkarsēta), līdzsvars pāriet endotermiskās reakcijas virzienā, bet, pazeminoties (t.i., sistēmai atdziestot), - uz eksotermisko reakciju. (Ja tiešā reakcija ir eksotermiska, tad apgrieztā reakcija noteikti būs endotermiska un otrādi).
Jāuzsver, ka temperatūras paaugstināšanās, kā likums, palielina gan tiešās, gan apgrieztās reakcijas ātrumu, bet endotermiskās reakcijas ātrums palielinās vairāk nekā eksotermiskas reakcijas ātrums. Attiecīgi, kad sistēma tiek atdzesēta, tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums samazinās, bet arī ne tādā pašā mērā: eksotermiskai reakcijai tas ir ievērojami mazāks nekā endotermiskai.
Spiediena izmaiņas ietekmē ķīmiskā līdzsvara maiņu tikai tad, ja ir izpildīti divi nosacījumi:
ir nepieciešams, lai vismaz viena no vielām, kas piedalās reakcijā, būtu gāzveida stāvoklī, piemēram:
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - spiediena izmaiņas ietekmē līdzsvara nobīdi.
CH 3 COOH (šķidrums) + C 2 H 5 OH (šķidrums) CH 3 COOC 2 H 5 (šķidrums) + H 2 O (šķidrums) – spiediena izmaiņas neietekmē ķīmiskā līdzsvara nobīdi, jo neviena no sākuma vai gala vielām nav gāzveida stāvoklī;
ja vairākas vielas ir gāzveida stāvoklī, ir nepieciešams, lai gāzes molekulu skaits vienādojuma kreisajā pusē šādai reakcijai nebūtu vienāds ar gāzes molekulu skaitu vienādojuma labajā pusē, piemēram:
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – spiediena izmaiņas ietekmē līdzsvara nobīdi
I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – spiediena izmaiņas neietekmē līdzsvara nobīdi
Ja šie divi nosacījumi ir izpildīti, spiediena palielināšanās izraisa līdzsvara maiņu pret reakciju, kuras rašanās samazina gāzes molekulu skaitu sistēmā. Mūsu piemērā (SO 2 katalītiskā sadedzināšana) tā būs tieša reakcija.
Spiediena samazināšanās, gluži pretēji, novirza līdzsvaru uz reakciju, kas notiek, veidojoties lielākam skaitam gāzes molekulu. Mūsu piemērā tā būs pretēja reakcija.
Spiediena palielināšanās izraisa sistēmas tilpuma samazināšanos un līdz ar to gāzveida vielu molārās koncentrācijas palielināšanos. Tā rezultātā palielinās tiešo un apgriezto reakciju ātrums, bet ne tādā pašā mērā. Spiediena samazināšanās saskaņā ar līdzīgu shēmu noved pie tiešo un apgriezto reakciju ātruma samazināšanās. Bet tajā pašā laikā reakcijas ātrums, uz kuru virzās līdzsvars, samazinās mazākā mērā.
Katalizators neietekmē līdzsvara nobīdi, jo tas vienādā mērā paātrina (vai palēnina) gan uz priekšu, gan pretējo reakciju. Tā klātbūtnē ķīmiskais līdzsvars tiek izveidots tikai ātrāk (vai lēnāk).
Ja sistēmu vienlaikus ietekmē vairāki faktori, tad katrs no tiem darbojas neatkarīgi no pārējiem. Piemēram, amonjaka sintēzē
N 2 (gāze) + 3H 2 (gāze) 2NH 3 (gāze)
reakcija tiek veikta karsējot un katalizatora klātbūtnē, lai palielinātu tās ātrumu. Bet temperatūras ietekme noved pie tā, ka reakcijas līdzsvars nobīdās pa kreisi, uz reverso endotermisko reakciju. Tas izraisa NH3 izlaides samazināšanos. Lai kompensētu šo nevēlamo temperatūras efektu un palielinātu amonjaka iznākumu, vienlaikus tiek paaugstināts spiediens sistēmā, kas novirza reakcijas līdzsvaru uz labo pusi, t.i. mazāku gāzes molekulu veidošanās virzienā.
Šajā gadījumā eksperimentāli tiek izvēlēti optimālākie reakcijas apstākļi (temperatūra, spiediens), pie kuriem tā noritētu pietiekami lielā ātrumā un dotu ekonomiski izdevīgu galaprodukta iznākumu.
Le Chatelier principu līdzīgi izmanto ķīmiskajā rūpniecībā, ražojot lielu skaitu dažādu tautsaimniecībai ļoti svarīgu vielu.
Le Šateljē princips ir piemērojams ne tikai atgriezeniskām ķīmiskām reakcijām, bet arī dažādiem citiem līdzsvara procesiem: fizikālajiem, fizikāli ķīmiskajiem, bioloģiskajiem.
Pieauguša cilvēka organismu raksturo daudzu parametru, tostarp dažādu bioķīmisko rādītāju, tai skaitā bioloģiski aktīvo vielu koncentrācijas, relatīvā noturība. Tomēr šādu stāvokli nevar saukt par līdzsvaru, jo tas nav piemērojams atvērtām sistēmām.
Cilvēka ķermenis, tāpat kā jebkura dzīva sistēma, pastāvīgi apmainās ar dažādām vielām ar vidi: patērē pārtiku un izdala to oksidēšanās un sabrukšanas produktus. Tāpēc organismam tas ir raksturīgi līdzsvara stāvoklis, kas definēts kā tā parametru noturība nemainīgā vielas un enerģijas apmaiņas ātrumā ar vidi. Pirmajā tuvinājumā stacionāru stāvokli var uzskatīt par līdzsvara stāvokļu virkni, kas savstarpēji saistīti ar relaksācijas procesiem. Līdzsvara stāvoklī to vielu koncentrācijas, kas piedalās reakcijā, tiek uzturētas, pateicoties sākotnējo produktu papildināšanai no ārpuses un galaproduktu izvadīšanai uz āru. To satura izmaiņas organismā, atšķirībā no slēgtām sistēmām, neizraisa jaunu termodinamisko līdzsvaru. Sistēma atgriežas sākotnējā stāvoklī. Tādējādi tiek saglabāta ķermeņa iekšējās vides sastāva un īpašību relatīvā dinamiskā noturība, kas nosaka tā fizioloģisko funkciju stabilitāti. Šo dzīvās sistēmas īpašību sauc dažādi homeostāze.
Organisma dzīves laikā stacionārā stāvoklī, atšķirībā no slēgtas līdzsvara sistēmas, notiek entropijas pieaugums. Taču līdz ar to vienlaikus notiek arī apgrieztais process – entropijas samazināšanās, ko izraisa barības vielu ar zemu entropijas vērtību patēriņš no vides (piemēram, lielmolekulārie savienojumi – olbaltumvielas, polisaharīdi, ogļhidrāti u.c.) un sadalīšanās produktu izplūde vidē. Saskaņā ar I. R. Prigožina nostāju, organismam stacionārā stāvoklī kopējā entropijas veidošanās ir tendence līdz minimumam.
Lielu ieguldījumu nelīdzsvarotās termodinamikas attīstībā sniedza I. R. Prigožijs 1977. gada Nobela prēmijas laureāts, kurš apgalvoja, ka “jebkurā nelīdzsvarotā sistēmā ir lokāli apgabali, kas atrodas līdzsvara stāvoklī. Klasiskajā termodinamikā līdzsvars attiecas uz visu sistēmu, bet nelīdzsvarotībā tikai uz atsevišķām tās daļām.
Ir konstatēts, ka entropija šādās sistēmās palielinās embrioģenēzes, reģenerācijas procesu un ļaundabīgo audzēju augšanas laikā.