Główny artykuł: Zasada Le Chateliera-Browna
Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia. Wpływ tych czynników na reakcja chemiczna, przestrzegaj wzoru wyrażonego w widok ogólny w 1885 roku przez francuskiego naukowca Le Chateliera.
Czynniki wpływające równowaga chemiczna:
1) temperatura
Wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej (absorpcji), a gdy maleje, w stronę reakcji egzotermicznej (uwalniania).
CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←
N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →
2) ciśnienie
Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna przesuwa się w stronę mniejszej objętości substancji, a wraz ze spadkiem ciśnienia w stronę większej objętości. Zasada ta dotyczy tylko gazów, tj. Jeśli w reakcji biorą udział ciała stałe, nie są one brane pod uwagę.
CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →
1mol=1mol+1mol
3) koncentracja materiały wyjściowe i produkty reakcji
Wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych równowaga chemiczna przesuwa się w stronę produktów reakcji, a wraz ze wzrostem stężenia produktów reakcji w stronę substancji wyjściowych.
S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←
Katalizatory nie wpływają na zmianę równowagi chemicznej!
Podstawowe ilościowe charakterystyki równowagi chemicznej: stała równowagi chemicznej, stopień przemiany, stopień dysocjacji, wydajność równowagi. Wyjaśnij znaczenie tych wielkości na przykładzie konkretnych reakcji chemicznych.
W termodynamice chemicznej prawo działania mas wiąże aktywności równowagowe substancji wyjściowych i produktów reakcji zgodnie z zależnością:
Aktywność substancji. Zamiast aktywności można zastosować stężenie (w przypadku reakcji w roztworze idealnym), ciśnienia cząstkowe (reakcja w mieszaninie gazów doskonałych), lotność (reakcja w mieszaninie gazów rzeczywistych);
Współczynnik stechiometryczny (ujemny dla substancji wyjściowych, dodatni dla produktów);
Stała równowagi chemicznej. Indeks dolny „a” oznacza tutaj użycie wartości aktywności we wzorze.
Skuteczność reakcji zwykle ocenia się poprzez obliczenie wydajności produktu reakcji (sekcja 5.11). Jednocześnie efektywność reakcji można również ocenić określając, jaka część najważniejszej (zwykle najdroższej) substancji została przekształcona w docelowy produkt reakcji, np. jaka część SO 2 została przekształcona w SO 3 podczas produkcji kwasu siarkowego, czyli znaleźć stopień konwersji substancja oryginalna.
Niech krótki schemat zachodzącej reakcji
Następnie stopień przemiany substancji A w substancję B (A) określa się za pomocą następującego równania
Gdzie N proreact (A) – ilość substancji odczynnika A, która przereagowała tworząc produkt B, oraz N początkowa (A) – początkowa ilość odczynnika A. 
Oczywiście stopień przemiany można wyrazić nie tylko w kategoriach ilości substancji, ale także w kategoriach dowolnych proporcjonalnych do niej wielkości: liczby cząsteczek (jednostek wzoru), masy, objętości.
Jeżeli odczynnika A brakuje i można pominąć utratę produktu B, wówczas stopień przemiany odczynnika A jest zwykle równy wydajności produktu B
Wyjątkiem są reakcje, w których substancja wyjściowa jest oczywiście zużywana, tworząc kilka produktów. Na przykład w reakcji
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
chlor (odczynnik) przekształca się w równym stopniu w chlorek potasu i podchloryn potasu. W tej reakcji, nawet przy 100% wydajności KClO, stopień przekształcenia chloru w niego wynosi 50%.
Znana ilość – stopień protolizy (sekcja 12.4) – jest szczególnym przypadkiem stopnia konwersji:
W ramach TED podobne wielkości nazywane są stopień dysocjacji kwasy lub zasady (określane również jako stopień protolizy). Stopień dysocjacji jest powiązany ze stałą dysocjacji zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda.
W ramach tej samej teorii równowaga hydrolizy charakteryzuje się stopień hydrolizy (H), a w celu powiązania go z początkowym stężeniem substancji stosuje się następujące wyrażenia ( Z) oraz stałe dysocjacji słabych kwasów (K HA) i słabych zasad powstających podczas hydrolizy ( K MOH):
Pierwsze wyrażenie dotyczy hydrolizy soli słabego kwasu, drugie - soli słabej zasady, a trzecie - soli słabego kwasu i słabej zasady. Wszystkie te wyrażenia można stosować tylko w przypadku rozcieńczonych roztworów o stopniu hydrolizy nie większym niż 0,05 (5%).
Zazwyczaj wydajność równowagi jest określona przez znaną stałą równowagi, z którą jest ona powiązana w każdym konkretnym przypadku pewnym stosunkiem.
Wydajność produktu można zmieniać poprzez przesuwanie równowagi reakcji w procesach odwracalnych, pod wpływem takich czynników jak temperatura, ciśnienie, stężenie.
Zgodnie z zasadą Le Chateliera, podczas prostych reakcji równowagowy stopień przemiany wzrasta wraz ze wzrostem ciśnienia, a w pozostałych przypadkach objętość mieszaniny reakcyjnej nie zmienia się, a wydajność produktu nie zależy od ciśnienia.
Wpływ temperatury na wydajność równowagi, a także na stałą równowagi, określa znak efektu termicznego reakcji.
Dla pełniejszej oceny procesów odwracalnych stosuje się tzw. uzysk z teoretycznego (wydajność z równowagi), równy stosunkowi faktycznie otrzymanego produktu do ilości, która zostałaby uzyskana w stanie równowagi.
Dysocjacja termiczna, substancja chemiczna
reakcja odwracalnego rozkładu substancji spowodowana wzrostem temperatury.
W przypadku Etc. z jednej substancji powstaje kilka (2H2H+ OCaO + CO) lub jedna prostsza substancja
Równowaga itp. ustalana jest zgodnie z prawem działania mas. To
można scharakteryzować albo stałą równowagi, albo stopniem dysocjacji
(stosunek liczby rozpadających się cząsteczek do całkowitej liczby cząsteczek). W
W większości przypadków itp. towarzyszy absorpcja ciepła (wzrost
entalpia
DN>0); zatem zgodnie z zasadą Le Chateliera-Browna
ogrzewanie go wzmacnia, określa się stopień przemieszczenia itp. wraz z temperaturą
wartość bezwzględna DN. Ciśnienie zakłóca itp., Im silniej, tym większe
zmiana (wzrost) liczby moli (Di) substancji gazowych
stopień dysocjacji nie zależy od ciśnienia. Jeśli ciała stałe nie są
tworzą roztwory stałe i nie są w stanie silnie rozproszonym,
wówczas ciśnienie itp. jest jednoznacznie określane przez temperaturę. Aby wdrożyć T.
d. ciała stałe (tlenki, krystaliczne hydraty itp.)
ważne, żeby wiedzieć
temperatura, w której ciśnienie dysocjacji staje się równe zewnętrznemu (w szczególności
ciśnienie atmosferyczne. Ponieważ uwolniony gaz może pokonać
ciśnieniem otoczenia, a następnie po osiągnięciu tej temperatury następuje proces rozkładu
natychmiast się nasila.
Zależność stopnia dysocjacji od temperatury: stopień dysocjacji rośnie wraz ze wzrostem temperatury (wzrost temperatury prowadzi do wzrostu energii kinetycznej rozpuszczonych cząstek, co sprzyja rozpadowi cząsteczek na jony) 
Stopień konwersji substancji wyjściowych i wydajność równowagowa produktu. Metody ich obliczania w zadanej temperaturze.
Jakie dane są do tego potrzebne? 
Podaj schemat obliczania dowolnej z tych ilościowych cech równowagi chemicznej na dowolnym przykładzie. 
Stopień konwersji to ilość przereagowanego odczynnika podzielona przez jego pierwotną ilość. Dla najprostszej reakcji, gdzie jest to stężenie na wlocie do reaktora lub na początku procesu okresowego, jest to stężenie na wylocie z reaktora lub bieżący moment procesu okresowego. W przypadku dobrowolnej odpowiedzi, np. 
, zgodnie z definicją, wzór obliczeniowy jest taki sam: . Jeżeli w reakcji bierze udział kilka odczynników, to stopień konwersji można obliczyć dla każdego z nich, np. dla reakcji 
Zależność stopnia przemiany od czasu reakcji określa się na podstawie zmiany stężenia odczynnika w czasie. W początkowej chwili, kiedy nic się nie zmieniło, stopień przemiany wynosi zero. Następnie, w miarę przekształcania odczynnika, stopień konwersji wzrasta. W przypadku reakcji nieodwracalnej, gdy nic nie stoi na przeszkodzie całkowitemu zużyciu odczynnika, jego wartość dąży (ryc. 1) do jedności (100%). 
, tj. W przypadku najprostszej reakcji wydajność i stopień konwersji mają tę samą wartość. Jeżeli przemiana następuje ze zmianą np. ilości substancji, to zgodnie z definicją w obliczonym wyrażeniu należy uwzględnić współczynnik stechiometryczny. Zgodnie z pierwszą definicją, urojona ilość produktu otrzymana z całej początkowej ilości odczynnika będzie dla tej reakcji dwukrotnie mniejsza od początkowej ilości odczynnika, tj. oraz wzór obliczeniowy. Zgodnie z drugą definicją, ilość odczynnika faktycznie przekształcona w produkt docelowy będzie dwukrotnie większa niż ten produkt powstał, czyli tj. , to wzór obliczeniowy to . Oczywiście oba wyrażenia są takie same. Dla bardziej złożonej reakcji wzory obliczeniowe zapisuje się dokładnie w ten sam sposób, zgodnie z definicją, z tym że w tym przypadku wydajność nie jest już równa stopniowi konwersji. Na przykład dla reakcji 
. Jeśli w reakcji bierze udział kilka reagentów, wydajność można obliczyć dla każdego z nich; jeśli jest także kilka produktów docelowych, wówczas wydajność można obliczyć dla dowolnego produktu docelowego dla dowolnego odczynnika. Jak widać ze struktury wzoru obliczeniowego (mianownik zawiera wartość stałą), zależność wydajności od czasu reakcji wyznaczana jest przez zależność stężenia docelowego produktu od czasu. Na przykład dla reakcji 
zależność ta wygląda jak na rys. 3. 
Ryc.3
Stopień konwersji jako ilościowa cecha równowagi chemicznej. Jak wzrost całkowitego ciśnienia i temperatury wpłynie na stopień konwersji odczynnika ... w reakcji w fazie gazowej: ( podane jest równanie
)? Podaj uzasadnienie swojej odpowiedzi i odpowiednie wyrażenia matematyczne. Przejście układu chemicznego z jednego stanu równowagi do drugiego nazywa się
przesunięcie (przesunięcie) równowagi . Ze względu na dynamiczny charakter równowagi chemicznej jest ona wrażliwa na warunki zewnętrzne i potrafi reagować na ich zmiany.:
Kierunek przesunięcia położenia równowagi chemicznej w wyniku zmian warunków zewnętrznych wyznacza reguła sformułowana po raz pierwszy przez francuskiego chemika i metalurga Henri Louisa Le Chateliera w 1884 r. i nazwana jego imieniem
Istnieją trzy główne parametry, których zmiana powoduje przesunięcie równowagi chemicznej. Są to temperatura, ciśnienie i stężenie. Rozważmy ich wpływ na przykładzie reakcji równowagowej:
1) Wpływ temperatury. Ponieważ dla tej reakcji 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)
Kiedy temperatura wzrasta, tj. Kiedy do układu zostanie wprowadzona dodatkowa energia, równowaga przesuwa się w kierunku odwrotnej reakcji endotermicznej, która pochłania nadmiar energii. Przeciwnie, gdy temperatura spada, równowaga przesuwa się w kierunku reakcji zachodzącej z wydzielaniem ciepła, tak że kompensuje to chłodzenie, tj. równowaga przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej.
Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, która obejmuje absorpcję energii.
Wraz ze spadkiem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej, w wyniku której uwalniana jest energia.
2) Wpływ objętości. Wraz ze wzrostem ciśnienia szybkość reakcji zachodzącej wraz ze zmniejszaniem się objętości wzrasta w większym stopniu (DV<0). При понижении давления ускоряется реакция, протекающая с увеличением объема (DV>0).
Kiedy zachodzi rozważana reakcja, z 3 moli substancji gazowych powstają 2 mole gazów:
2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)
3 mole gazu 2 mole gazu
V WYJ > V PROD
DV = V PROD - V WYJ<0
Dlatego wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę mniejszej objętości układu, tj. produkty reakcji. Wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę substancji wyjściowych, które zajmują większą objętość
Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę reakcji, w wyniku której powstaje mniej moli substancji gazowych.
Wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę reakcji, w wyniku której powstaje więcej moli substancji gazowych.
3) Efekt koncentracji. Wraz ze wzrostem stężenia wzrasta szybkość reakcji, w wyniku której wstrzyknięta substancja jest zużywana. Rzeczywiście, kiedy do układu wprowadza się dodatkowy tlen, system „zużywa” go, aby nastąpiła bezpośrednia reakcja. Kiedy stężenie O 2 maleje, niedobór ten jest kompensowany przez rozkład produktu reakcji (NO 2) na substancje wyjściowe.
Gdy wzrasta stężenie substancji wyjściowych lub maleje stężenie produktów, równowaga przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej.
Kiedy stężenie substancji wyjściowych maleje lub wzrasta stężenie produktów, równowaga przesuwa się w stronę reakcji odwrotnej.
Wprowadzenie katalizatora do układu nie wpływa na zmianę położenia równowagi chemicznej, gdyż katalizator w równym stopniu zwiększa szybkość reakcji zarówno do przodu, jak i do tyłu.
Równowaga chemiczna jest nieodłączna odwracalny reakcje i nie jest to typowe nieodwracalny reakcje chemiczne.
Często podczas procesu chemicznego początkowe reagenty całkowicie przekształcają się w produkty reakcji. Na przykład:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Nie da się otrzymać metalicznej miedzi, prowadząc reakcję w przeciwnym kierunku, ponieważ dany reakcja jest nieodwracalna. W takich procesach reagenty całkowicie przekształcają się w produkty, tj. reakcja przebiega do końca.
Ale większość reakcji chemicznych odwracalny, tj. reakcja prawdopodobnie będzie zachodzić równolegle w kierunku do przodu i do tyłu. Innymi słowy, reagenty są tylko częściowo przekształcane w produkty, a układ reakcyjny będzie składał się zarówno z reagentów, jak i produktów. System w tym przypadku jest w stanie równowaga chemiczna.
W procesach odwracalnych początkowo reakcja bezpośrednia ma maksymalną prędkość, która stopniowo maleje w wyniku zmniejszania się ilości odczynników. Przeciwnie, reakcja odwrotna ma początkowo minimalną prędkość, która wzrasta w miarę gromadzenia się produktów. W końcu przychodzi moment, w którym szybkości obu reakcji zrównują się – układ osiąga stan równowagi. Kiedy następuje stan równowagi, stężenia składników pozostają niezmienione, ale reakcja chemiczna nie zatrzymuje się. To. – jest to stan dynamiczny (ruchomy). Dla jasności oto następujący rysunek:
Powiedzmy, że jest pewne odwracalna reakcja chemiczna:
za ZA + b B = do do + re re
następnie, w oparciu o prawo akcji masowych, zapisujemy wyrażenia dla bezpośredniυ 1 i odwracaćυ 2 reakcje:
v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b
v2 = k 2 ·[C] do ·[D] re
Potrafię równowaga chemiczna, szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, tj .:
k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] do ·[D] re
dostajemy
DO= k 1 / k 2 = [C] do [D] re ̸ [A] a [B] b
Gdzie K. =k 1 / k 2 – stała równowagi.
Dla dowolnego procesu odwracalnego, w danych warunkach k jest wartością stałą. Nie zależy to od stężeń substancji, ponieważ Kiedy zmienia się ilość jednej z substancji, zmieniają się także ilości pozostałych składników.
Kiedy zmieniają się warunki procesu chemicznego, równowaga może się przesunąć.
Czynniki wpływające na zmianę równowagi:
- zmiany stężeń odczynników lub produktów,
- zmiana ciśnienia,
- zmiana temperatury,
- dodanie katalizatora do środowiska reakcji.
Zasada Le Chateliera
Wszystkie powyższe czynniki wpływają na zmianę równowagi chemicznej, której podlega Zasada Le Chateliera: Jeśli zmienimy jeden z warunków, w jakich układ znajduje się w stanie równowagi – stężenie, ciśnienie lub temperaturę – wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, która przeciwdziała tej zmianie. Te. równowaga ma tendencję do przesuwania się w kierunku prowadzącym do zmniejszenia wpływu wpływu, który doprowadził do naruszenia stanu równowagi.
Rozważmy więc osobno wpływ każdego z ich czynników na stan równowagi.
Wpływ zmiany stężeń reagentów lub produktów pokażmy na przykładzie Proces Habera:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)
Jeśli np. do układu równowagowego składającego się z N 2 (g), H 2 (g) i NH 3 (g) dodamy azot, wówczas równowaga powinna przesunąć się w kierunku, który przyczyni się do zmniejszenia ilości wodór do swojej pierwotnej wartości, tj. w kierunku tworzenia dodatkowego amoniaku (po prawej). Jednocześnie zmniejszy się ilość wodoru. Po dodaniu wodoru do układu równowaga również przesunie się w stronę powstania nowej ilości amoniaku (po prawej). Natomiast wprowadzenie amoniaku do układu równowagowego wg Zasada Le Chateliera , spowoduje przesunięcie równowagi w kierunku procesu sprzyjającego powstaniu substancji wyjściowych (w lewo), tj. Stężenie amoniaku powinno się zmniejszać poprzez rozkład jego części na azot i wodór.
Zmniejszenie stężenia jednego ze składników spowoduje przesunięcie stanu równowagi układu w stronę powstania tego składnika.
Wpływ zmiany ciśnienia ma sens, jeśli w badanym procesie biorą udział składniki gazowe i następuje zmiana całkowitej liczby cząsteczek. Jeśli całkowita liczba cząsteczek w układzie pozostaje stały, a następnie zmianę ciśnienia bez efektu na swoim bilansie, na przykład:
I 2(g) + H 2(g) = 2HI (g)
Jeżeli całkowite ciśnienie układu równowagi zostanie zwiększone poprzez zmniejszenie jego objętości, wówczas równowaga przesunie się w stronę zmniejszającej się objętości. Te. w kierunku zmniejszenia tej liczby gaz w systemie. W reakcji:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)
z 4 cząsteczek gazu (1 N 2 (g) i 3 H 2 (g)) powstają 2 cząsteczki gazu (2 NH 3 (g)), tj. ciśnienie w układzie spada. W rezultacie wzrost ciśnienia przyczyni się do powstania dodatkowej ilości amoniaku, tj. równowaga przesunie się w stronę jej powstania (w prawo).
Jeżeli temperatura układu jest stała, to zmiana całkowitego ciśnienia układu nie spowoduje zmiany stałej równowagi DO.
Zmiana temperatury układ wpływa nie tylko na przesunięcie jego równowagi, ale także na stałą równowagi DO. Jeśli do układu równowagi pod stałym ciśnieniem zostanie przekazane dodatkowe ciepło, wówczas równowaga przesunie się w kierunku absorpcji ciepła. Rozważać:
N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) + 22 kcal
Jak więc widać, reakcja bezpośrednia przebiega z uwolnieniem ciepła, a reakcja odwrotna z absorpcją. Wraz ze wzrostem temperatury równowaga tej reakcji przesuwa się w stronę reakcji rozkładu amoniaku (w lewo), ponieważ pojawia się i osłabia wpływ zewnętrzny - wzrost temperatury. Wręcz przeciwnie, chłodzenie prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku syntezy amoniaku (w prawo), ponieważ reakcja jest egzotermiczna i odporna na chłodzenie.
Zatem wzrost temperatury sprzyja przesunięciu równowaga chemiczna w kierunku reakcji endotermicznej, a spadek temperatury w stronę procesu egzotermicznego . Stałe równowagi wszystkie procesy egzotermiczne maleją wraz ze wzrostem temperatury, a procesy endotermiczne rosną.
Stan równowagi reakcji odwracalnej może trwać w nieskończoność (bez interwencji z zewnątrz). Jeśli jednak na taki układ zostanie wywarty wpływ zewnętrzny (zmiana temperatury, ciśnienia lub stężenia substancji końcowych lub początkowych), wówczas stan równowagi zostanie zakłócony. Szybkość jednej z reakcji będzie większa niż prędkość drugiej. Z biegiem czasu układ ponownie znajdzie się w stanie równowagi, ale nowe stężenia równowagowe substancji początkowej i końcowej będą się różnić od pierwotnych. W tym przypadku mówią o przesunięciu równowagi chemicznej w tym czy innym kierunku.
Jeżeli w wyniku wpływu zewnętrznego szybkość reakcji naprzód staje się większa niż szybkość reakcji odwrotnej, oznacza to, że równowaga chemiczna przesunęła się w prawo. Jeżeli natomiast szybkość reakcji odwrotnej staje się większa, oznacza to, że równowaga chemiczna przesunęła się w lewo.
Kiedy równowaga przesunie się w prawo, stężenia równowagowe substancji wyjściowych maleją, a stężenia równowagowe substancji końcowych rosną w porównaniu z początkowymi stężeniami równowagowymi. W związku z tym wzrasta także wydajność produktów reakcji.
Przesunięcie równowagi chemicznej w lewo powoduje wzrost stężeń równowagowych substancji wyjściowych i zmniejszenie stężeń równowagowych produktów końcowych, których wydajność będzie się zmniejszać.
Kierunek przesunięcia równowagi chemicznej wyznacza się, korzystając z zasady Le Chateliera: „Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi chemicznej wywierany jest wpływ zewnętrzny (zmiana temperatury, ciśnienia, stężenia jednej lub większej liczby substancji biorących udział w reakcji), to doprowadzi do wzrostu szybkości tej reakcji, której wystąpienie zrekompensuje (zmniejszy) wpływ.”
Na przykład, wraz ze wzrostem stężenia substancji wyjściowych, szybkość reakcji do przodu wzrasta, a równowaga przesuwa się w prawo. Przeciwnie, gdy stężenie substancji wyjściowych maleje, szybkość reakcji odwrotnej wzrasta, a równowaga chemiczna przesuwa się w lewo.
Gdy temperatura wzrasta (tj. gdy układ się nagrzewa), równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, a gdy maleje (tj. gdy układ się ochładza) – w stronę reakcji egzotermicznej. (Jeśli reakcja naprzód jest egzotermiczna, wówczas reakcja odwrotna będzie koniecznie endotermiczna i odwrotnie).
Należy podkreślić, że wzrost temperatury z reguły zwiększa szybkość reakcji zarówno do przodu, jak i do tyłu, ale szybkość reakcji endotermicznej wzrasta w większym stopniu niż szybkość reakcji egzotermicznej. Odpowiednio, gdy układ jest chłodzony, szybkość reakcji do przodu i do tyłu zmniejsza się, ale również nie w tym samym stopniu: w przypadku reakcji egzotermicznej jest ona znacznie mniejsza niż w przypadku reakcji endotermicznej.
Zmiana ciśnienia wpływa na zmianę równowagi chemicznej tylko wtedy, gdy spełnione są dwa warunki:
konieczne jest, aby co najmniej jedna z substancji biorących udział w reakcji była w stanie gazowym, na przykład:
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - zmiana ciśnienia wpływa na przesunięcie równowagi.
CH 3 COOH (ciecz) + C 2 H 5 OH (ciecz) CH 3 COOC 2 H 5 (ciecz) + H 2 O (ciecz) – zmiana ciśnienia nie wpływa na przesunięcie równowagi chemicznej, ponieważ żadna z substancji wyjściowych ani końcowych nie jest w stanie gazowym;
jeśli kilka substancji jest w stanie gazowym, konieczne jest, aby liczba cząsteczek gazu po lewej stronie równania dla takiej reakcji nie była równa liczbie cząsteczek gazu po prawej stronie równania, na przykład:
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – zmiany ciśnienia wpływają na przesunięcie równowagi
I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – zmiana ciśnienia nie wpływa na przesunięcie równowagi
Gdy te dwa warunki są spełnione, wzrost ciśnienia prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji, której zajście powoduje zmniejszenie liczby cząsteczek gazu w układzie. W naszym przykładzie (katalityczne spalanie SO 2) będzie to reakcja bezpośrednia.
Natomiast spadek ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku reakcji, która zachodzi wraz z utworzeniem większej liczby cząsteczek gazu. W naszym przykładzie będzie to reakcja odwrotna.
Wzrost ciśnienia powoduje zmniejszenie objętości układu, a co za tym idzie wzrost stężeń molowych substancji gazowych. W rezultacie zwiększa się szybkość reakcji w przód i w tył, ale nie w takim samym stopniu. Spadek ciśnienia według podobnego schematu prowadzi do zmniejszenia szybkości reakcji do przodu i do tyłu. Ale jednocześnie szybkość reakcji, w kierunku której przesuwa się równowaga, maleje w mniejszym stopniu.
Katalizator nie wpływa na przesunięcie równowagi, ponieważ przyspiesza (lub spowalnia) reakcje do przodu i do tyłu w tym samym stopniu. W jego obecności równowaga chemiczna ustala się tylko szybciej (lub wolniej).
Jeśli na system wpływa jednocześnie kilka czynników, to każdy z nich działa niezależnie od pozostałych. Na przykład w syntezie amoniaku
N 2 (gaz) + 3H 2 (gaz) 2NH 3 (gaz)
reakcję prowadzi się przez ogrzewanie i w obecności katalizatora w celu zwiększenia jej szybkości. Jednak wpływ temperatury prowadzi do tego, że równowaga reakcji przesuwa się w lewo, w stronę odwrotnej reakcji endotermicznej. Powoduje to zmniejszenie produkcji NH3. Aby skompensować ten niepożądany wpływ temperatury i zwiększyć wydajność amoniaku, jednocześnie zwiększa się ciśnienie w układzie, co przesuwa równowagę reakcji w prawo, tj. w kierunku tworzenia mniejszej liczby cząsteczek gazu.
W tym przypadku eksperymentalnie dobiera się najbardziej optymalne warunki reakcji (temperaturę, ciśnienie), przy których przebiega ona z odpowiednio dużą szybkością i daje ekonomicznie opłacalną wydajność produktu końcowego.
Zasada Le Chateliera jest podobnie stosowana w przemyśle chemicznym przy produkcji dużej liczby różnych substancji o wielkim znaczeniu dla gospodarki narodowej.
Zasada Le Chateliera ma zastosowanie nie tylko do odwracalnych reakcji chemicznych, ale także do różnych innych procesów równowagowych: fizycznych, fizykochemicznych, biologicznych.
Organizm dorosłego człowieka charakteryzuje się względną stałością wielu parametrów, w tym różnych wskaźników biochemicznych, w tym stężeń substancji biologicznie czynnych. Jednak takiego stanu nie można nazwać równowagą, ponieważ nie ma zastosowania do systemów otwartych.
Organizm ludzki, jak każdy organizm żywy, stale wymienia różne substancje z otoczeniem: konsumuje żywność i uwalnia produkty ich utleniania i rozkładu. Jest zatem charakterystyczny dla organizmu stan ustalony, definiowany jako stałość jego parametrów przy stałym tempie wymiany materii i energii z otoczeniem. W pierwszym przybliżeniu stan stacjonarny można uznać za szereg stanów równowagi połączonych procesami relaksacji. W stanie równowagi stężenia substancji biorących udział w reakcji utrzymują się dzięki uzupełnianiu produktów początkowych z zewnątrz i usuwaniu produktów końcowych na zewnątrz. Zmiana ich zawartości w organizmie nie prowadzi, w odróżnieniu od układów zamkniętych, do nowej równowagi termodynamicznej. System powraca do stanu pierwotnego. W ten sposób zachowana jest względna stała dynamiczna składu i właściwości środowiska wewnętrznego organizmu, co determinuje stabilność jego funkcji fizjologicznych. Ta właściwość żywego systemu nazywa się inaczej homeostaza.
Podczas życia organizmu w stanie stacjonarnym, w przeciwieństwie do zamkniętego układu równowagi, następuje wzrost entropii. Jednak wraz z tym jednocześnie zachodzi również proces odwrotny - spadek entropii w wyniku spożycia składników odżywczych o niskiej wartości entropii ze środowiska (na przykład związki wielkocząsteczkowe - białka, polisacharydy, węglowodany itp.) i uwalnianie produktów rozkładu do środowiska. Zgodnie ze stanowiskiem I.R. Prigogine'a całkowita produkcja entropii organizmu w stanie stacjonarnym dąży do minimum.
Duży wkład w rozwój termodynamiki nierównowagowej wnieśli: I. R. Prigozhy, laureat Nagrody Nobla w 1977 r., który argumentował, że „w każdym układzie nierównowagowym istnieją obszary lokalne, które znajdują się w stanie równowagi. W termodynamice klasycznej równowaga odnosi się do całego układu, natomiast w stanie nierównowagi tylko do jego poszczególnych części.
Ustalono, że entropia w takich układach wzrasta podczas embriogenezy, procesów regeneracyjnych i wzrostu nowotworów złośliwych.