Принцип Ле Шателье — Брауна

Для описания тепловых процессов в химических системах часто используют термохимические уравнения. В термохимии составляются термохимические уравнения, в которых указываются количества теплоты, выделяющиеся или поглощающиеся в данной реакции в пересчёте на моли веществ, участвующих в реакции, и записанные в виде коэффициентов при этих веществах. Например, из термохимического уравнения сгорания двух молей водорода и одного моля кислорода выделяется 484 килоджоуля тепловой энергии:

2H_2(г) + O_2(г) = 2H₂O_(г) + 484 кДж.

В общем виде в термохимических уравнениях используют символы +Q или −Q, записанные в конце термохимического уравнения. Они характеризуют тепловой эффект прямой реакции. Он равен по величине тепловому эффекту обратной реакции, но противоположен ему по знаку.

Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры.

Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

${\displaystyle \left({\frac {d\ln K_{P}}{dT}}\right)_{p}={\frac {\Delta H^{0}}{RT^{2}}},}$

в системах с газовой фазой — уравнением изохоры Вант-Гоффа:

${\displaystyle \left({\frac {d\ln K_{C}}{dT}}\right)_{v}={\frac {\Delta U^{0}}{RT^{2}}}.}$

В небольшом диапазоне температур в конденсированных системах связь константы равновесия с температурой выражается следующим уравнением:

${\displaystyle \ln K_{P}=-{\frac {\Delta H^{0}}{RT}}+{\frac {\Delta S^{0}}{R}}.}$

Например, в реакции синтеза аммиака

${\displaystyle {\mathsf {N_{2}+3H_{2}\rightleftarrows 2NH_{3}+Q}}}$

тепловой эффект в стандартных условиях составляет +92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта.

Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество моль газов, и наоборот.

В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃.

Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH₃, о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:

Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

• При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции (вправо);
• При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ (влево).