Glavni članek: Le Chatelier-Brownovo načelo
Položaj kemijskega ravnovesja je odvisen od naslednjih reakcijskih parametrov: temperature, tlaka in koncentracije. Vpliv, ki ga imajo ti dejavniki na kemična reakcija, ubogati vzorec, ki je bil izražen v splošni pogled leta 1885 francoski znanstvenik Le Chatelier.
Dejavniki, ki vplivajo kemijsko ravnovesje:
1) temperatura
S povišanjem temperature se kemijsko ravnovesje premakne proti endotermni (absorpcijski) reakciji, ko pa se zniža, proti eksotermni (sproščanju) reakciji.
CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←
N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →
2) pritisk
Z naraščanjem tlaka se kemijsko ravnovesje premika proti manjši prostornini snovi, z zmanjševanjem tlaka pa proti večji prostornini. To načelo velja samo za pline, tj. Če so v reakcijo vključene trdne snovi, se ne upoštevajo.
CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →
1mol=1mol+1mol
3) koncentracija začetni materiali in produkti reakcije
S povečanjem koncentracije ene od izhodnih snovi se kemijsko ravnotežje premakne proti reakcijskim produktom, z večanjem koncentracije reakcijskih produktov pa proti izhodnim snovem.
S 2 +2O 2 =2SO 2 [S], [O] →, ←
Katalizatorji ne vplivajo na premik kemijskega ravnovesja!
Osnovne kvantitativne značilnosti kemijskega ravnotežja: konstanta kemijskega ravnotežja, stopnja pretvorbe, stopnja disociacije, ravnotežni izkoristek. Pojasnite pomen teh količin na primeru specifičnih kemijskih reakcij.
V kemijski termodinamiki zakon delovanja mase povezuje ravnotežne aktivnosti izhodnih snovi in reakcijskih produktov glede na razmerje:
Delovanje snovi. Namesto aktivnosti lahko uporabimo koncentracijo (za reakcijo v idealni raztopini), parcialne tlake (reakcija v mešanici idealnih plinov), fugacijo (reakcija v mešanici realnih plinov);
Stehiometrični koeficient (negativen za izhodne snovi, pozitiven za produkte);
Konstanta kemijskega ravnovesja. Indeks "a" tukaj pomeni uporabo vrednosti aktivnosti v formuli.
Učinkovitost reakcije običajno ocenimo z izračunom izkoristka reakcijskega produkta (oddelek 5.11). Hkrati lahko učinkovitost reakcije ocenimo tudi tako, da ugotovimo, kolikšen del najpomembnejše (običajno najdražje) snovi se je spremenil v ciljni produkt reakcije, na primer, kolikšen del SO 2 se je med reakcijo spremenil v SO 3 proizvodnjo žveplove kisline, torej najti stopnja pretvorbe izvirna snov.
Naj kratek diagram potekajoče reakcije
Potem je stopnja pretvorbe snovi A v snov B (A) določena z naslednjo enačbo
kje n proreact (A) – količina snovi reagenta A, ki je reagirala v produkt B, in n začetni (A) – začetna količina reagenta A. 
Seveda se lahko stopnja transformacije izrazi ne le s količino snovi, ampak tudi s poljubnimi količinami, ki so ji sorazmerne: število molekul (enote formule), masa, prostornina.
Če reagenta A primanjkuje in je izgubo produkta B mogoče zanemariti, je stopnja pretvorbe reagenta A običajno enaka izkoristku produkta B.
Izjema so reakcije, pri katerih se izhodna snov očitno porabi za nastanek več produktov. Tako, na primer, v reakciji
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
klor (reagent) se enakomerno pretvori v kalijev klorid in kalijev hipoklorit. Pri tej reakciji je tudi pri 100% izkoristku KClO stopnja pretvorbe klora vanj 50%.
Količina, ki jo poznate – stopnja protolize (oddelek 12.4) – je poseben primer stopnje pretvorbe:
V okviru TED se imenujejo podobne količine stopnja disociacije kislin ali baz (označeno tudi kot stopnja protolize). Stopnja disociacije je povezana z disociacijsko konstanto po Ostwaldovem zakonu redčenja.
V okviru iste teorije je hidrolizno ravnovesje označeno z stopnjo hidrolize (h), za povezavo z začetno koncentracijo snovi pa se uporabljajo naslednji izrazi ( z) in disociacijske konstante šibkih kislin (K HA) in šibkih baz, ki nastanejo med hidrolizo ( K Ministrstvo za zdravje):
Prvi izraz velja za hidrolizo soli šibke kisline, drugi - soli šibke baze in tretji - soli šibke kisline in šibke baze. Vse te izraze je mogoče uporabiti samo za razredčene raztopine s stopnjo hidrolize največ 0,05 (5 %).
Običajno je ravnotežni donos določen z znano ravnotežno konstanto, s katero je v vsakem posameznem primeru povezan z določenim razmerjem.
Izkoristek produkta je mogoče spremeniti s premikanjem ravnovesja reakcije v reverzibilnih procesih, na katere vplivajo dejavniki, kot so temperatura, tlak, koncentracija.
V skladu z Le Chatelierjevim načelom se ravnotežna stopnja pretvorbe povečuje z naraščajočim tlakom med enostavnimi reakcijami, v drugih primerih pa se volumen reakcijske mešanice ne spremeni in izkoristek produkta ni odvisen od tlaka.
Vpliv temperature na ravnotežni izkoristek, pa tudi na ravnotežno konstanto, je določen s predznakom toplotnega učinka reakcije.
Za popolnejšo oceno reverzibilnih procesov se uporablja tako imenovani izkoristek iz teoretičnega (izkoristek iz ravnotežja), ki je enak razmerju med dejansko dobljenim produktom in količino, ki bi jo dobili v stanju ravnotežja.
TOPLOTNA DISOCACIJA kem
reakcija reverzibilne razgradnje snovi, ki jo povzroči zvišanje temperature.
Z itd., iz ene snovi nastane več (2H2H+ OCaO + CO) ali ena enostavnejša snov.
Ravnovesje itd. se vzpostavi po zakonu o delovanju mas. To
lahko označimo s konstanto ravnotežja ali s stopnjo disociacije
(razmerje med številom razpadlih molekul in skupnim številom molekul). IN
V večini primerov itd. spremlja absorpcija toplote (povečanje
entalpija
DN>0); torej v skladu z načelom Le Chatelier-Brown
segrevanje ga poveča, stopnja odmika itd. se določi s temperaturo
absolutna vrednost DN. Pritisk moti itd., čim močnejši, tem večji
sprememba (povečanje) števila molov (Di) plinastih snovi
stopnja disociacije ni odvisna od tlaka. Če trdne snovi niso
tvorijo trdne raztopine in niso v visoko dispergiranem stanju,
potem je tlak itd. enolično določen s temperaturo. Za izvedbo T.
d. trdne snovi (oksidi, kristalinični hidrati itd.)
pomembno vedeti
temperatura, pri kateri postane disociacijski tlak enak zunanjemu (zlasti
atmosferski) tlak. Ker lahko sproščeni plin premaga
tlak okolice, potem ko doseže to temperaturo proces razgradnje
se takoj okrepi.
Odvisnost stopnje disociacije od temperature: stopnja disociacije narašča z naraščajočo temperaturo (povečanje temperature vodi do povečanja kinetične energije raztopljenih delcev, kar spodbuja razpad molekul v ione) 
Stopnja pretvorbe izhodnih snovi in ravnotežni izkoristek produkta. Metode za njihov izračun pri določeni temperaturi.
Kateri podatki so potrebni za to? 
Navedite shemo za izračun katere koli od teh kvantitativnih značilnosti kemijskega ravnovesja s poljubnim primerom. 
Stopnja pretvorbe je količina reagiranega reagenta, deljena z njegovo prvotno količino. Za najenostavnejšo reakcijo, kjer je koncentracija na vstopu v reaktor ali na začetku periodičnega procesa, je koncentracija na izstopu iz reaktorja ali trenutni trenutek periodičnega procesa. Za prostovoljni odgovor je npr. 
, v skladu z definicijo je formula za izračun enaka: . Če je v reakciji več reagentov, se lahko stopnja pretvorbe izračuna za vsakega od njih, na primer za reakcijo 
Odvisnost stopnje pretvorbe od reakcijskega časa je določena s spremembo koncentracije reagenta skozi čas. V začetnem trenutku, ko se ni nič transformiralo, je stopnja transformacije enaka nič. Potem, ko se reagent pretvori, se stopnja pretvorbe poveča. Pri ireverzibilni reakciji, ko nič ne preprečuje popolne porabe reagenta, se njegova vrednost nagiba (slika 1) k enoti (100%). 
, tj. Pri najenostavnejši reakciji sta izkoristek in stopnja pretvorbe enaki vrednosti. Če pretvorba poteka na primer s spremembo količine snovi, potem je treba v skladu z definicijo v izračunani izraz vključiti stehiometrični koeficient. V skladu s prvo definicijo bo namišljena količina produkta, dobljena iz celotne začetne količine reagenta, za to reakcijo dvakrat manjša od prvotne količine reagenta, tj. , in formula za izračun. V skladu z drugo definicijo bo količina reagenta, ki se dejansko prenese v ciljni produkt, dvakrat večja, kot je ta produkt nastal, tj. , potem je formula za izračun . Seveda sta oba izraza enaka. Za kompleksnejšo reakcijo so formule za izračun zapisane popolnoma enako v skladu z definicijo, vendar v tem primeru izkoristek ni več enak stopnji pretvorbe. Za reakcijo npr. 
. Če je v reakciji več reagentov, lahko izkoristek izračunamo za vsakega od njih; če je tudi več ciljnih produktov, potem lahko izkoristek izračunamo za kateri koli ciljni produkt za kateri koli reagent. Kot je razvidno iz strukture računske formule (imenovalec vsebuje konstantno vrednost), je odvisnost izkoristka od reakcijskega časa določena s časovno odvisnostjo koncentracije ciljnega produkta. Tako na primer za reakcijo 
ta odvisnost izgleda kot na sliki 3. 
Slika 3
Stopnja pretvorbe kot kvantitativna značilnost kemijskega ravnovesja. Kako bo povečanje skupnega tlaka in temperature vplivalo na stopnjo pretvorbe reagenta ... v reakciji plinske faze: ( enačba je podana
)? Navedite utemeljitev svojega odgovora in ustrezne matematične izraze. Prehod kemijskega sistema iz enega ravnotežnega stanja v drugega imenujemo
premik (premik) ravnovesja . Zaradi dinamične narave kemijskega ravnovesja se izkaže, da je občutljivo na zunanje pogoje in se lahko odziva na njihove spremembe.:
Smer premika položaja kemijskega ravnovesja zaradi sprememb zunanjih pogojev določa pravilo, ki ga je prvi oblikoval francoski kemik in metalurg Henri Louis Le Chatelier leta 1884 in ga poimenoval po njem.
Obstajajo trije glavni parametri, s spreminjanjem katerih lahko premaknete kemijsko ravnovesje. To so temperatura, tlak in koncentracija. Oglejmo si njihov vpliv na primeru ravnotežne reakcije:
1) Vpliv temperature. Ker je za to reakcijo 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)
Ko se temperatura dvigne, tj. Ko v sistem vnesemo dodatno energijo, se ravnotežje premakne proti obratni endotermni reakciji, ki ta presežek energije porabi. Nasprotno, ko se temperatura zniža, se ravnotežje premakne v smeri reakcije, ki se pojavi s sproščanjem toplote, tako da kompenzira hlajenje, tj. ravnovesje se premakne proti neposredni reakciji.
Ko se temperatura dvigne, se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, ki vključuje absorpcijo energije.
Ko se temperatura zniža, se ravnotežje premakne proti eksotermni reakciji, ki sprošča energijo.
2) Učinek glasnosti. Z naraščanjem tlaka se hitrost reakcije, ki se zgodi z zmanjšanjem volumna, v večji meri poveča (DV<0). При понижении давления ускоряется реакция, протекающая с увеличением объема (DV>0).
Ko pride do obravnavane reakcije, nastaneta 2 mola plinov iz 3 molov plinastih snovi:
2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)
3 mol plina 2 mol plina
V OUT > V PROD
DV = V PROD - V OUT<0
Zato se z naraščanjem tlaka ravnotežje premakne proti manjši prostornini sistema, tj. produkti reakcije. Z zmanjševanjem tlaka se ravnovesje premakne proti izhodnim snovem, ki zasedajo večjo prostornino
Z naraščanjem tlaka se ravnotežje premakne proti reakciji, pri kateri nastane manj molov plinastih snovi.
Ko se tlak zmanjša, se ravnovesje premakne proti reakciji, ki proizvede več molov plinastih snovi.
3) Učinek koncentracije. Z večanjem koncentracije se poveča hitrost reakcije, s katero se vbrizgana snov porabi. Dejansko, ko se v sistem vnese dodaten kisik, ga ta "porabi", da pride do neposredne reakcije. Ko se koncentracija O 2 zmanjša, se to pomanjkanje kompenzira z razpadom reakcijskega produkta (NO 2) v izhodne snovi.
Ko se koncentracija izhodnih snovi poveča ali koncentracija produktov zmanjša, se ravnotežje premakne v smeri neposredne reakcije.
Ko se koncentracija izhodnih snovi zmanjša ali koncentracija produktov poveča, se ravnotežje premakne proti obratni reakciji.
Vnos katalizatorja v sistem ne vpliva na premik položaja kemijskega ravnotežja, saj katalizator enako poveča hitrost tako neposredne kot povratne reakcije.
Kemijsko ravnovesje je inherentno reverzibilen reakcije in ni tipično za nepovraten kemične reakcije.
Pogosto se pri izvajanju kemijskega procesa začetni reaktanti popolnoma pretvorijo v reakcijske produkte. Na primer:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Nemogoče je pridobiti kovinski baker z izvedbo reakcije v nasprotni smeri, ker dano reakcija je ireverzibilna. V takšnih procesih se reaktanti popolnoma pretvorijo v produkte, tj. reakcija poteka do konca.
Toda glavnina kemičnih reakcij reverzibilen, tj. reakcija bo verjetno potekala vzporedno v smeri naprej in nazaj. Z drugimi besedami, reaktanti se le delno pretvorijo v produkte in reakcijski sistem bo sestavljen iz reaktantov in produktov. Sistem je v tem primeru v državi kemijsko ravnovesje.
Pri reverzibilnih procesih ima direktna reakcija na začetku največjo hitrost, ki se postopoma zmanjšuje zaradi zmanjšanja količine reagentov. Povratna reakcija ima, nasprotno, sprva minimalno hitrost, ki se poveča, ko se produkti kopičijo. Sčasoma pride trenutek, ko se hitrosti obeh reakcij izenačita – sistem doseže stanje ravnovesja. Ko nastopi stanje ravnovesja, ostanejo koncentracije komponent nespremenjene, vendar se kemična reakcija ne ustavi. to. – to je dinamično (gibljivo) stanje. Za jasnost je tukaj naslednja slika:
Recimo, da obstaja določeno reverzibilna kemična reakcija:
a A + b B = c C + d D
potem na podlagi zakona o množičnem delovanju zapišemo izraze za neposrednoυ 1 in vzvratnoυ 2 reakciji:
v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b
v2 = k 2 ·[C] c ·[D] d
Sposoben kemijsko ravnovesje, sta hitrosti neposredne in povratne reakcije enaki, tj.
k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d
dobimo
TO= k 1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b
kje K =k 1 / k 2 – konstanta ravnovesja.
Za vsak reverzibilen proces pod danimi pogoji k je konstantna vrednost. Ni odvisna od koncentracij snovi, saj Ko se spremeni količina ene od snovi, se spremenijo tudi količine drugih sestavin.
Ko se pogoji kemijskega procesa spremenijo, se lahko ravnovesje premakne.
Dejavniki, ki vplivajo na premik ravnovesja:
- spremembe v koncentracijah reagentov ali produktov,
- sprememba tlaka,
- sprememba temperature,
- dodajanje katalizatorja v reakcijski medij.
Le Chatelierjevo načelo
Vsi zgoraj navedeni dejavniki vplivajo na premik kemijskega ravnovesja, ki se uboga Le Chatelierjevo načelo: Če spremenite enega od pogojev, pod katerimi je sistem v stanju ravnotežja - koncentracijo, tlak ali temperaturo -, se bo ravnotežje premaknilo v smeri reakcije, ki nasprotuje tej spremembi. Tisti. ravnovesje se nagiba k premiku v smeri, ki vodi do zmanjšanja vpliva vpliva, ki je privedel do kršitve stanja ravnovesja.
Torej, razmislimo ločeno o vplivu vsakega od njihovih dejavnikov na stanje ravnovesja.
Vpliv spremembe v koncentracijah reaktantov ali produktov pokažimo s primerom Haberjev postopek:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)
Če na primer dodamo dušik v ravnotežni sistem, ki ga sestavljajo N 2 (g), H 2 (g) in NH 3 (g), potem bi se moralo ravnotežje premakniti v smer, ki bi prispevala k zmanjšanju količine vodika proti prvotni vrednosti, tiste. v smeri tvorbe dodatnega amoniaka (desno). Hkrati se bo zmanjšala količina vodika. Ko sistemu dodamo vodik, se ravnotežje premakne tudi v smeri nastanka nove količine amoniaka (na desno). Medtem ko je vnos amoniaka v ravnotežni sistem po Le Chatelierjevo načelo , bo povzročil premik ravnovesja proti procesu, ki je ugoden za nastanek izhodnih snovi (v levo), tj. Koncentracija amoniaka bi se morala zmanjšati z razgradnjo njegovega dela na dušik in vodik.
Zmanjšanje koncentracije ene od komponent bo premaknilo ravnotežno stanje sistema v smeri nastanka te komponente.
Vpliv spremembe tlaka smiselna, če v proučevanem procesu sodelujejo plinaste komponente in pride do spremembe skupnega števila molekul. Če skupno število molekul v sistemu ostane trajno, nato sprememba tlaka nobenega učinka na njegovo bilanco, na primer:
I 2(g) + H 2(g) = 2HI (g)
Če skupni tlak ravnotežnega sistema povečamo z zmanjšanjem njegove prostornine, se bo ravnotežje premaknilo proti zmanjšanju prostornine. Tisti. v smeri zmanjševanja števila plin v sistemu. V reakciji:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)
iz 4 molekul plina (1 N 2 (g) in 3 H 2 (g)) nastaneta 2 molekuli plina (2 NH 3 (g)), t.j. tlak v sistemu se zmanjša. Posledično bo povečanje tlaka prispevalo k nastanku dodatne količine amoniaka, tj. ravnotežje se bo premaknilo proti njenemu nastanku (v desno).
Če je temperatura sistema konstantna, potem sprememba celotnega tlaka sistema ne bo povzročila spremembe konstante ravnotežja TO.
Sprememba temperature sistem ne vpliva samo na premik njegovega ravnotežja, temveč tudi na ravnotežno konstanto TO.Če ravnotežnemu sistemu pri konstantnem tlaku dodamo dodatno toploto, se bo ravnotežje premaknilo proti absorpciji toplote. Razmislite:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g) + 22 kcal
Torej, kot vidite, direktna reakcija poteka s sproščanjem toplote, obratna reakcija pa z absorpcijo. Z naraščanjem temperature se ravnotežje te reakcije premakne proti reakciji razgradnje amoniaka (v levo), ker pojavi se in oslabi zunanji vpliv - zvišanje temperature. Nasprotno, ohlajanje vodi do premika ravnovesja v smeri sinteze amoniaka (desno), ker reakcija je eksotermna in se upira ohlajanju.
Tako povišanje temperature spodbuja premik kemijsko ravnovesje proti endotermni reakciji, padec temperature pa proti eksotermnemu procesu . Ravnotežne konstante vsi eksotermni procesi se z naraščanjem temperature zmanjšujejo, endotermni pa povečujejo.
Ravnotežno stanje za reverzibilno reakcijo lahko traja neomejeno dolgo (brez zunanjega posega). Če pa se na tak sistem izvaja zunanji vpliv (sprememba temperature, tlaka ali koncentracije končnih ali začetnih snovi), se stanje ravnovesja poruši. Hitrost ene od reakcij bo postala večja od hitrosti druge. Sčasoma bo sistem ponovno zavzel ravnotežno stanje, vendar se bodo nove ravnotežne koncentracije začetne in končne snovi razlikovale od prvotnih. V tem primeru govorijo o premiku kemijskega ravnovesja v eno ali drugo smer.
Če zaradi zunanjega vpliva hitrost neposredne reakcije postane večja od hitrosti povratne reakcije, to pomeni, da se je kemijsko ravnovesje premaknilo v desno. Če se nasprotno hitrost povratne reakcije poveča, to pomeni, da se je kemično ravnovesje premaknilo v levo.
Ko se ravnotežje premakne v desno, se ravnotežne koncentracije izhodnih snovi zmanjšajo, ravnotežne koncentracije končnih snovi pa povečajo v primerjavi z začetnimi ravnotežnimi koncentracijami. Skladno s tem se poveča tudi izkoristek reakcijskih produktov.
Premik kemijskega ravnovesja v levo povzroči povečanje ravnotežnih koncentracij izhodnih snovi in zmanjšanje ravnotežnih koncentracij končnih produktov, katerih izkoristek se zmanjša.
Smer premika kemijskega ravnovesja se določi z uporabo Le Chatelierjevega načela: »Če se na sistem v stanju kemijskega ravnovesja izvaja zunanji vpliv (sprememba temperature, tlaka, koncentracije ene ali več snovi, ki sodelujejo v reakciji), se to zgodi. bo povzročilo povečanje hitrosti te reakcije, katere pojav bo nadomestil (zmanjšal) vpliv."
Na primer, ko se koncentracija izhodnih snovi poveča, se hitrost reakcije naprej poveča in ravnotežje se premakne v desno. Ko se koncentracija izhodnih snovi zmanjša, se nasprotno poveča hitrost povratne reakcije in kemijsko ravnovesje se premakne v levo.
Ko se temperatura poveča (t.j. ko se sistem segreje), se ravnotežje premakne v smeri endotermne reakcije, ko pa se zniža (tj. ko se sistem ohladi) - v smeri eksotermne reakcije. (Če je prednja reakcija eksotermna, bo povratna reakcija nujno endotermna in obratno).
Poudariti je treba, da povečanje temperature praviloma poveča hitrost tako neposredne kot povratne reakcije, vendar se hitrost endotermne reakcije poveča v večji meri kot hitrost eksotermne reakcije. Skladno s tem, ko se sistem ohladi, se hitrosti prednjih in povratnih reakcij zmanjšata, vendar tudi ne v enaki meri: pri eksotermni reakciji je bistveno manjša kot pri endotermni.
Sprememba tlaka vpliva na premik kemijskega ravnovesja le, če sta izpolnjena dva pogoja:
potrebno je, da je vsaj ena od snovi, ki sodelujejo v reakciji, v plinastem stanju, npr.
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - sprememba tlaka vpliva na premik ravnovesja.
CH 3 COOH (tekočina) + C 2 H 5 OH (tekočina) CH 3 COOC 2 H 5 (tekočina) + H 2 O (tekočina) – sprememba tlaka ne vpliva na premik kemijskega ravnovesja, ker nobena od začetnih ali končnih snovi ni v plinastem stanju;
če je več snovi v plinastem stanju, je nujno, da število molekul plina na levi strani enačbe za tako reakcijo ni enako številu molekul plina na desni strani enačbe, npr.
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – spremembe tlaka vplivajo na premik ravnotežja
I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – sprememba tlaka ne vpliva na premik ravnotežja
Ko sta ta dva pogoja izpolnjena, povečanje tlaka povzroči premik ravnotežja v smeri reakcije, katere pojav zmanjša število molekul plina v sistemu. V našem primeru (katalitsko zgorevanje SO 2) bo to neposredna reakcija.
Zmanjšanje tlaka, nasprotno, premakne ravnotežje v smeri reakcije, ki se pojavi s tvorbo večjega števila molekul plina. V našem primeru bo to nasprotna reakcija.
Povečanje tlaka povzroči zmanjšanje prostornine sistema in s tem povečanje molskih koncentracij plinastih snovi. Posledično se stopnja naprej in povratnih reakcij poveča, vendar ne v enaki meri. Zmanjšanje tlaka po podobni shemi vodi do zmanjšanja hitrosti naprej in povratnih reakcij. Toda hkrati se hitrost reakcije, proti kateri se premakne ravnotežje, zmanjša v manjši meri.
Katalizator ne vpliva na premik ravnotežja, ker v enaki meri pospeši (ali upočasni) tako reakcijo naprej kot nazaj. V njegovi prisotnosti se le hitreje (ali počasneje) vzpostavi kemično ravnovesje.
Če na sistem deluje več dejavnikov hkrati, potem vsak od njih deluje neodvisno od drugih. Na primer pri sintezi amoniaka
N 2 (plin) + 3H 2 (plin) 2NH 3 (plin)
reakcija se izvaja s segrevanjem in v prisotnosti katalizatorja, da se poveča njena hitrost, vendar učinek temperature vodi do dejstva, da se ravnotežje reakcije premakne v levo, proti obratni endotermni reakciji. To povzroči zmanjšanje proizvodnje NH 3. Da bi kompenzirali ta neželeni učinek temperature in povečali izkoristek amoniaka, se hkrati poveča tlak v sistemu, kar premakne ravnotežje reakcije v desno, tj. proti nastanku manjšega števila molekul plina.
V tem primeru se eksperimentalno izberejo najbolj optimalni pogoji za reakcijo (temperatura, tlak), pri katerih bi le-ta potekala z dovolj visoko hitrostjo in dala ekonomsko sprejemljiv izkoristek končnega produkta.
Le Chatelierjevo načelo se podobno uporablja v kemični industriji pri proizvodnji velikega števila različnih snovi, ki so velikega pomena za nacionalno gospodarstvo.
Le Chatelierjevo načelo ni uporabno samo za reverzibilne kemične reakcije, ampak tudi za različne druge ravnotežne procese: fizikalne, fizikalno-kemijske, biološke.
Za telo odraslega človeka je značilna relativna konstantnost številnih parametrov, vključno z različnimi biokemičnimi kazalci, vključno s koncentracijo biološko aktivnih snovi. Vendar takega stanja ne moremo imenovati ravnotežje, ker ne velja za odprte sisteme.
Človeško telo, kot vsak živ sistem, nenehno izmenjuje različne snovi z okoljem: uživa hrano in sprošča produkte njihove oksidacije in razpada. Zato je značilno za organizem stabilno stanje, definiran kot konstantnost njegovih parametrov pri stalni hitrosti izmenjave snovi in energije z okoljem. V prvem približku lahko stacionarno stanje obravnavamo kot vrsto ravnotežnih stanj, ki so medsebojno povezana z relaksacijskimi procesi. V stanju ravnovesja se koncentracije snovi, ki sodelujejo v reakciji, vzdržujejo zaradi obnavljanja začetnih produktov od zunaj in odstranjevanja končnih produktov navzven. Sprememba njihove vsebnosti v telesu ne vodi, za razliko od zaprtih sistemov, do novega termodinamičnega ravnovesja. Sistem se vrne v prvotno stanje. Tako se ohranja relativna dinamična konstantnost sestave in lastnosti notranjega okolja telesa, kar določa stabilnost njegovih fizioloških funkcij. To lastnost živega sistema imenujemo drugače homeostazo.
Med življenjem organizma v mirujočem stanju, v nasprotju z zaprtim ravnotežnim sistemom, pride do povečanja entropije. Hkrati pa poteka tudi obraten proces - zmanjšanje entropije zaradi porabe hranil z nizko entropijsko vrednostjo iz okolja (na primer visokomolekularne spojine - beljakovine, polisaharidi, ogljikovi hidrati itd.) in sproščanje produktov razgradnje v okolje. Glede na stališče I.R. Prigogine se skupna proizvodnja entropije za organizem v stacionarnem stanju nagiba k minimumu.
Velik prispevek k razvoju neravnovesne termodinamike je prispeval dr I. R. Prigozhy, Nobelov nagrajenec leta 1977, ki je trdil, da »v vsakem neravnovesnem sistemu obstajajo lokalna območja, ki so v ravnotežnem stanju. V klasični termodinamiki se ravnotežje nanaša na celoten sistem, v neravnovesju pa le na njegove posamezne dele.”
Ugotovljeno je bilo, da se entropija v takih sistemih povečuje med embriogenezo, med procesi regeneracije in rastjo malignih novotvorb.