O equilíbrio químico é inerente reversível reações e não é típico de irreversível reações químicas.

Freqüentemente, durante um processo químico, os reagentes iniciais são completamente convertidos em produtos de reação. Por exemplo:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

É impossível obter cobre metálico realizando a reação no sentido oposto, porque dado a reação é irreversível. Nesses processos, os reagentes são completamente convertidos em produtos, ou seja, a reação prossegue até a conclusão.

Mas a maior parte das reações químicas reversível, ou seja é provável que a reação ocorra em paralelo nas direções direta e reversa. Em outras palavras, os reagentes são apenas parcialmente convertidos em produtos e o sistema de reação consistirá tanto de reagentes quanto de produtos. O sistema neste caso está no estado equilíbrio químico.

Nos processos reversíveis, inicialmente a reação direta tem velocidade máxima, que diminui gradativamente devido à diminuição da quantidade de reagentes. A reação inversa, ao contrário, tem inicialmente uma velocidade mínima, que aumenta à medida que os produtos se acumulam. Eventualmente, chega um momento em que as taxas de ambas as reações se tornam iguais – o sistema atinge um estado de equilíbrio. Quando ocorre um estado de equilíbrio, as concentrações dos componentes permanecem inalteradas, mas a reação química não para. Que. – este é um estado dinâmico (em movimento). Para maior clareza, aqui está a seguinte figura:

Digamos que há um certo reação química reversível:

uma A + b B = c C + d D

então, com base na lei da ação das massas, escrevemos expressões para diretoυ 1 e reverterυ 2 reações:

v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b

v2 = k 2 ·[C] c ·[D] d

Capaz equilíbrio químico, as taxas de reações diretas e reversas são iguais, ou seja:

k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d

Nós temos

PARA= k 1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b

Onde K =k 1 / k 2 – constante de equilíbrio.

Para qualquer processo reversível, sob determinadas condições ké um valor constante. Não depende das concentrações das substâncias, pois Quando a quantidade de uma das substâncias muda, as quantidades dos outros componentes também mudam.

Quando as condições de um processo químico mudam, o equilíbrio pode mudar.

Fatores que influenciam a mudança no equilíbrio:

• mudanças nas concentrações de reagentes ou produtos,
• mudança de pressão,
• mudança de temperatura,
• adicionar um catalisador ao meio de reação.

Princípio de Le Chatelier

Todos os fatores acima influenciam a mudança no equilíbrio químico, que obedece Princípio de Le Chatelier: Se você alterar uma das condições sob as quais o sistema está em estado de equilíbrio - concentração, pressão ou temperatura - então o equilíbrio mudará na direção da reação que neutraliza essa mudança. Aqueles. o equilíbrio tende a mudar em uma direção que leva a uma diminuição na influência da influência que levou a uma violação do estado de equilíbrio.

Então, consideremos separadamente a influência de cada um dos seus fatores no estado de equilíbrio.

Influência mudanças nas concentrações de reagentes ou produtos vamos mostrar com um exemplo Processo Haber:

N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)

Se, por exemplo, nitrogênio for adicionado a um sistema de equilíbrio que consiste em N 2 (g), H 2 (g) e NH 3 (g), então o equilíbrio deve mudar em uma direção que contribuiria para uma diminuição na quantidade de hidrogênio em direção ao seu valor original, Essa. na direção da formação de amônia adicional (à direita). Ao mesmo tempo, a quantidade de hidrogênio diminuirá. Quando o hidrogênio é adicionado ao sistema, o equilíbrio também se deslocará no sentido da formação de uma nova quantidade de amônia (para a direita). Considerando que a introdução de amônia no sistema de equilíbrio, de acordo com Princípio de Le Chatelier , causará uma mudança no equilíbrio em direção ao processo favorável à formação de substâncias iniciais (para a esquerda), ou seja, A concentração de amônia deve diminuir através da decomposição de parte dela em nitrogênio e hidrogênio.

Uma diminuição na concentração de um dos componentes deslocará o estado de equilíbrio do sistema para a formação deste componente.

Influência mudanças de pressão faz sentido se componentes gasosos participam do processo em estudo e há uma mudança no número total de moléculas. Se o número total de moléculas no sistema permanecer permanente, então a mudança na pressão não afeta em seu saldo, por exemplo:

I 2(g) + H 2(g) = 2HI (g)

Se a pressão total de um sistema em equilíbrio aumentar pela diminuição de seu volume, então o equilíbrio mudará para uma diminuição do volume. Aqueles. para diminuir o número gás no sistema. Em reação:

N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)

a partir de 4 moléculas de gás (1 N 2 (g) e 3 H 2 (g)) 2 moléculas de gás são formadas (2 NH 3 (g)), ou seja, a pressão no sistema diminui. Como resultado, um aumento na pressão contribuirá para a formação de uma quantidade adicional de amônia, ou seja, o equilíbrio se deslocará em direção à sua formação (para a direita).

Se a temperatura do sistema for constante, então uma mudança na pressão total do sistema não levará a uma mudança na constante de equilíbrio PARA.

Mudança de temperatura sistema afeta não apenas o deslocamento de seu equilíbrio, mas também a constante de equilíbrio PARA. Se calor adicional for transmitido a um sistema em equilíbrio a pressão constante, então o equilíbrio mudará no sentido da absorção de calor. Considerar:

N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) + 22 kcal

Então, como você pode ver, a reação direta prossegue com a liberação de calor, e a reação inversa com absorção. À medida que a temperatura aumenta, o equilíbrio desta reação muda em direção à reação de decomposição da amônia (para a esquerda), porque aparece e enfraquece a influência externa - um aumento na temperatura. Pelo contrário, o resfriamento leva a uma mudança no equilíbrio na direção da síntese de amônia (para a direita), porque a reação é exotérmica e resiste ao resfriamento.

Assim, um aumento na temperatura favorece uma mudança equilíbrio químico em direção à reação endotérmica, e a queda de temperatura em direção ao processo exotérmico . Constantes de equilíbrio todos os processos exotérmicos diminuem com o aumento da temperatura e os processos endotérmicos aumentam.

Se um sistema em equilíbrio químico é submetido a influências externas, surgem processos que tendem a enfraquecer essa influência.

Para compreender melhor o princípio de Le Chatelier, considere uma reação química simples. Duas substâncias (reagentes) interagem entre si, como resultado da interação forma-se uma terceira substância (produto), que tende a se dividir em suas substâncias originais. Isso pode ser representado pela seguinte equação:

Uma seta dupla indica uma reação reversível. Quando ocorre uma reação direta da esquerda para a direita, a substância C é formada a partir das substâncias A e B. No caso de uma reação reversa (da direita para a esquerda), a substância C é dividida nas substâncias A e B. Quando este sistema está em química equilíbrio, as taxas de reações diretas e reversas são as mesmas - em um ponto de um determinado sistema, uma molécula da substância C é formada e em outro lugar outra molécula da substância C se desintegra.

Se um excesso de substância A for adicionado ao sistema, o equilíbrio será temporariamente perturbado, uma vez que aumentará a taxa de formação da substância C. Mas quanto mais rápido a concentração da substância C aumentar, mais rápido ela se romperá - até que o equilíbrio seja novamente alcançado entre as reações direta e reversa. Então a taxa de formação da substância C a partir das substâncias A e B será igual à taxa de divisão da substância C nas substâncias A e B.

A ação do princípio de Le Chatelier pode ser traçada pelo exemplo da alteração da composição química da chuva ou da dissolução de um comprimido antiácido efervescente em água. Em ambos os casos, a reação química envolve dióxido de carbono (CO 2), água (H 2 O) e ácido carbônico (H 2 CO 3):

CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Quando uma gota de chuva atinge o ar, ela absorve dióxido de carbono e a concentração no lado esquerdo da reação aumenta. Para manter o equilíbrio, forma-se mais ácido carbônico. Como resultado, a chuva torna-se ácida ( cm. Chuva ácida). A adição de dióxido de carbono desloca o equilíbrio da reação para a direita. A reação oposta ocorre quando um comprimido de antiácido (substância que neutraliza o ácido) é colocado em água. O bicarbonato de sódio (antiácido) reage com a água para formar ácido carbônico, aumentando a concentração da substância no lado direito da reação. Para restaurar o equilíbrio, o ácido carbônico se decompõe em água e dióxido de carbono, que observamos na forma de bolhas.

Henri Louis Le Châtelier, 1850-1936

Químico francês. Nasceu em Miribel-les-Echelles em uma família de cientistas. Ele foi educado na prestigiada Escola Politécnica de Paris. Foi professor na Escola Superior de Minas e na Sorbonne, sendo posteriormente nomeado Inspetor Geral de Minas e Minas da França (anteriormente seu pai ocupava este cargo). Le Chatelier estudou reações químicas associadas a acidentes em minas e produção metalúrgica e participou do estudo da detonação de grisu. Desenvolveu um pirômetro termoelétrico (dispositivo óptico para determinar a temperatura de corpos quentes por cor) e freios hidráulicos para trens; inventou a soldagem oxi-acetileno.

O estado de equilíbrio para uma reação reversível pode durar indefinidamente (sem intervenção externa). Mas se uma influência externa for exercida sobre tal sistema (mudança na temperatura, pressão ou concentração de substâncias finais ou iniciais), então o estado de equilíbrio será perturbado. A velocidade de uma das reações será maior que a velocidade da outra. Com o tempo, o sistema voltará a ocupar um estado de equilíbrio, mas as novas concentrações de equilíbrio das substâncias inicial e final serão diferentes das originais. Nesse caso, fala-se de uma mudança no equilíbrio químico em uma direção ou outra.

Se, como resultado de uma influência externa, a taxa da reação direta se tornar maior que a taxa da reação inversa, isso significa que o equilíbrio químico se deslocou para a direita. Se, pelo contrário, a taxa da reação inversa aumentar, isso significa que o equilíbrio químico se deslocou para a esquerda.

Quando o equilíbrio se desloca para a direita, as concentrações de equilíbrio das substâncias iniciais diminuem e as concentrações de equilíbrio das substâncias finais aumentam em comparação com as concentrações de equilíbrio iniciais. Consequentemente, o rendimento dos produtos de reação também aumenta.

Uma mudança no equilíbrio químico para a esquerda provoca um aumento nas concentrações de equilíbrio das substâncias iniciais e uma diminuição nas concentrações de equilíbrio dos produtos finais, cujo rendimento diminuirá.

A direção da mudança no equilíbrio químico é determinada usando o princípio de Le Chatelier: “Se uma influência externa é exercida sobre um sistema em estado de equilíbrio químico (mudança de temperatura, pressão, concentração de uma ou mais substâncias participantes da reação), esta levará a um aumento na taxa dessa reação, cuja ocorrência compensará (reduzirá) o impacto."

Por exemplo, à medida que a concentração das substâncias iniciais aumenta, a taxa da reação direta aumenta e o equilíbrio se desloca para a direita. Quando a concentração das substâncias iniciais diminui, ao contrário, a taxa da reação reversa aumenta e o equilíbrio químico se desloca para a esquerda.

Quando a temperatura aumenta (ou seja, quando o sistema é aquecido), o equilíbrio muda para uma reação endotérmica, e quando diminui (ou seja, quando o sistema esfria) - para uma reação exotérmica. (Se a reação direta for exotérmica, então a reação inversa será necessariamente endotérmica e vice-versa).

Deve-se enfatizar que um aumento na temperatura, via de regra, aumenta a taxa das reações direta e reversa, mas a taxa de uma reação endotérmica aumenta em maior extensão do que a taxa de uma reação exotérmica. Conseqüentemente, quando o sistema é resfriado, as taxas de reações diretas e reversas diminuem, mas também não na mesma extensão: para uma reação exotérmica é significativamente menor do que para uma endotérmica.

Uma mudança na pressão afeta a mudança no equilíbrio químico somente se duas condições forem atendidas:

é necessário que pelo menos uma das substâncias participantes da reação esteja no estado gasoso, por exemplo:

CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - uma mudança na pressão afeta o deslocamento do equilíbrio.

CH 3 COOH (líquido) + C 2 H 5 OH (líquido) CH 3 COOC 2 H 5 (líquido) + H 2 O (líquido) – uma mudança na pressão não afeta a mudança no equilíbrio químico, porque nenhuma das substâncias iniciais ou finais está no estado gasoso;

se várias substâncias estão no estado gasoso, é necessário que o número de moléculas de gás no lado esquerdo da equação para tal reação não seja igual ao número de moléculas de gás no lado direito da equação, por exemplo:

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – mudanças de pressão afetam a mudança de equilíbrio

I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – a mudança de pressão não afeta a mudança de equilíbrio

Quando estas duas condições são satisfeitas, um aumento na pressão leva a uma mudança no equilíbrio em direção a uma reação, cuja ocorrência reduz o número de moléculas de gás no sistema. No nosso exemplo (combustão catalítica de SO 2) esta será uma reação direta.

Uma diminuição da pressão, ao contrário, desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com a formação de um maior número de moléculas de gás. No nosso exemplo, esta será a reação oposta.

Um aumento na pressão provoca uma diminuição no volume do sistema e, portanto, um aumento nas concentrações molares de substâncias gasosas. Como resultado, a taxa de reações diretas e reversas aumenta, mas não na mesma extensão. Uma diminuição na pressão de acordo com um esquema semelhante leva a uma diminuição nas taxas de reações diretas e reversas. Mas, ao mesmo tempo, a taxa de reação, para a qual o equilíbrio se desloca, diminui em menor grau.

O catalisador não afeta a mudança de equilíbrio, porque acelera (ou desacelera) as reações direta e reversa na mesma medida. Na sua presença, o equilíbrio químico só se estabelece mais rapidamente (ou mais lentamente).

Se um sistema é afetado por vários fatores simultaneamente, cada um deles atua independentemente dos outros. Por exemplo, na síntese de amônia

N 2(gás) + 3H 2(gás) 2NH 3(gás)

a reação é realizada por aquecimento e na presença de um catalisador para aumentar sua velocidade, mas a influência da temperatura faz com que o equilíbrio da reação se desloque para a esquerda, em direção à reação endotérmica reversa. Isso causa uma diminuição na produção de NH 3. Para compensar este efeito indesejável da temperatura e aumentar o rendimento de amônia, a pressão no sistema é simultaneamente aumentada, o que desloca o equilíbrio da reação para a direita, ou seja, para a formação de menos moléculas de gás.

Neste caso, as condições mais ótimas para a reação (temperatura, pressão) são selecionadas experimentalmente, sob as quais ela prosseguiria a uma velocidade suficientemente alta e daria um rendimento economicamente viável do produto final.

O princípio de Le Chatelier é utilizado de forma semelhante na indústria química na produção de um grande número de diferentes substâncias de grande importância para a economia nacional.

O princípio de Le Chatelier é aplicável não apenas a reações químicas reversíveis, mas também a vários outros processos de equilíbrio: físicos, físico-químicos, biológicos.

O corpo humano adulto é caracterizado pela relativa constância de muitos parâmetros, incluindo vários indicadores bioquímicos, incluindo concentrações de substâncias biologicamente ativas. No entanto, tal estado não pode ser chamado de equilíbrio, porque não é aplicável a sistemas abertos.

O corpo humano, como qualquer sistema vivo, troca constantemente diversas substâncias com o meio ambiente: consome alimentos e libera produtos de sua oxidação e decomposição. Portanto, é típico de um organismo curso estável, definido como a constância de seus parâmetros a uma taxa constante de troca de matéria e energia com o meio ambiente. Numa primeira aproximação, um estado estacionário pode ser considerado como uma série de estados de equilíbrio interligados por processos de relaxação. Em estado de equilíbrio, as concentrações das substâncias participantes da reação são mantidas devido à reposição dos produtos iniciais do exterior e à retirada dos produtos finais para o exterior. Uma mudança no seu conteúdo no corpo não leva, ao contrário dos sistemas fechados, a um novo equilíbrio termodinâmico. O sistema retorna ao seu estado original. Assim, mantém-se a relativa constância dinâmica da composição e propriedades do ambiente interno do corpo, o que determina a estabilidade de suas funções fisiológicas. Esta propriedade de um sistema vivo é chamada de forma diferente homeostase.

Durante a vida de um organismo em estado estacionário, em contraste com um sistema de equilíbrio fechado, ocorre um aumento na entropia. Porém, junto com isso, o processo inverso também ocorre simultaneamente - diminuição da entropia devido ao consumo de nutrientes com baixo valor de entropia do meio ambiente (por exemplo, compostos de alto peso molecular - proteínas, polissacarídeos, carboidratos, etc.) e a liberação de produtos de decomposição no meio ambiente. De acordo com a posição de I.R. Prigogine, a produção total de entropia para um organismo em estado estacionário tende ao mínimo.

Uma grande contribuição para o desenvolvimento da termodinâmica de não-equilíbrio foi feita por I. R. Prigozhy, ganhador do Prêmio Nobel em 1977, que argumentou que “em qualquer sistema de não-equilíbrio existem áreas locais que estão em estado de equilíbrio. Na termodinâmica clássica, o equilíbrio refere-se a todo o sistema, mas no caso de não-equilíbrio, apenas às suas partes individuais.”

Foi estabelecido que a entropia em tais sistemas aumenta durante a embriogênese, durante os processos de regeneração e o crescimento de neoplasias malignas.

Permanece inalterado enquanto os parâmetros nos quais foi estabelecido forem constantes. Quando as condições mudam, o equilíbrio é perturbado. Depois de algum tempo, o equilíbrio ocorre novamente no sistema, caracterizado por uma nova igualdade de velocidades e novas concentrações de equilíbrio de todas as substâncias.

O processo de transição de um sistema de um estado de equilíbrio para outro é chamado de deslocamento ou mudança no equilíbrio químico.

O equilíbrio muda em uma direção ou outra porque as mudanças nas condições têm efeitos diferentes nas taxas de reações diretas e reversas. O equilíbrio muda em direção à reação cuja velocidade se torna maior quando o equilíbrio é perturbado. Por exemplo, se, quando as condições externas mudam, o equilíbrio é perturbado de modo que a taxa da reação direta se torna maior que a taxa da reação inversa (V ® > V ¬), então o equilíbrio se desloca para a direita.

Em geral, a direção da mudança de equilíbrio é determinada pelo princípio de Le Chatelier: Se uma influência externa for exercida sobre um sistema em estado de equilíbrio, então o equilíbrio se desloca na direção que enfraquece o efeito da influência externa.

Uma mudança no equilíbrio pode ser causada por:

Mudanças de temperatura;

Alterar a concentração de um dos reagentes;

Mudança na pressão.

Detenhamo-nos mais detalhadamente na influência de cada um desses fatores no estado de equilíbrio químico.

Mudança de temperatura. Um aumento na temperatura provoca um aumento na constante de velocidade do processo endotérmico (DH 0 T > 0 e DU 0 T > 0) e uma diminuição na constante de velocidade do processo exotérmico (DH 0 T< 0 и DU 0 Т < 0), следовательно, Quando a temperatura aumenta, o equilíbrio se desloca para a reação endotérmica, e quando a temperatura diminui, para a reação exotérmica.

Por exemplo:

N 2(g) + 3H 2(g) Û 2NH 3(g) DH 0 T = -92,4 kJ/mol, ou seja, o processo direto é exotérmico; portanto, à medida que a temperatura aumenta, o equilíbrio se deslocará para a esquerda (em direção à reação inversa).

Mudança na concentração. Quando a concentração de qualquer substância aumenta, o equilíbrio se desloca para o consumo dessa substância, e quando a concentração de uma substância diminui, o equilíbrio se desloca para a sua formação.

Por exemplo, para a reação 2HCl (g) Û H 2 (g) + Cl 2 (g), um aumento na concentração de cloreto de hidrogênio leva a um deslocamento do equilíbrio para a direita (em direção à reação direta). O mesmo resultado pode ser obtido reduzindo a concentração de hidrogênio ou cloro.

Mudança na pressão. Se várias substâncias gasosas estiverem envolvidas na reação, então, com o aumento da pressão, o equilíbrio muda para a formação de menos moles de substâncias gasosas na mistura gasosa e, consequentemente, para uma diminuição da pressão no sistema. Pelo contrário, à medida que a pressão diminui, o equilíbrio muda no sentido da formação de mais moles de gás, o que provoca um aumento da pressão no sistema.

Exemplo:

N 2(g) + 3H 2(g) Û 2NH 3(g) .

1 mol + 3 mol Û 2 mol

À medida que a pressão no sistema aumenta, o equilíbrio desta reação se desloca para a direita (em direção à reação direta).

Se o mesmo número de moles de substâncias gasosas participar nas reações direta e reversa, então uma mudança na pressão não causa uma mudança no equilíbrio químico.

O catalisador não afeta a mudança no equilíbrio; apenas acelera o início do equilíbrio químico.

O equilíbrio químico, correspondendo à igualdade das taxas de reações diretas e reversas e ao valor mínimo da energia de Gibbs (G 0 t =O), é o estado mais estável do sistema sob determinadas condições e permanece inalterado enquanto os parâmetros em que o equilíbrio é estabelecido permanecem constantes. Quando as condições mudam, o equilíbrio é perturbado e deslocado para a esquerda ou para a direita. Depois de algum tempo, o sistema volta a estar em equilíbrio, ou seja, passa de um estado para outro. O novo equilíbrio é caracterizado por uma nova igualdade nas taxas de reações diretas e reversas e novas concentrações de equilíbrio de todas as substâncias no sistema.

O equilíbrio químico é móvel (dinâmico). Ele muda em uma direção ou outra porque as mudanças nas condições têm efeitos diferentes nas taxas de reações diretas e reversas, violando assim a igualdade das taxas. Se, quando as condições externas mudam, o equilíbrio químico é perturbado de modo que a taxa da reação direta se torna maior que a taxa da reação inversa, então o equilíbrio se desloca para a direita. Se o equilíbrio for perturbado de modo que a taxa da reação direta se torne menor que a taxa da reação inversa, então o equilíbrio se desloca para a esquerda. A direção da mudança de equilíbrio no caso geral é determinada pelo princípio de Le Chatelier:

Se uma influência externa for exercida sobre um sistema que está em equilíbrio, então o equilíbrio se desloca na direção que enfraquece o efeito da influência externa.

Uma mudança no equilíbrio pode ser causada por uma mudança na temperatura, concentração de um dos reagentes ou pressão. A temperatura é o parâmetro do qual depende o valor da constante de equilíbrio de uma reação química. À medida que a temperatura aumenta, a constante de equilíbrio do processo exotérmico H 0 t diminui<О или U 0 т <0), при понижении температуры увеличивается. Это значит, что при повышении температуры равновесие экзотермической реакции смещается влево, поскольку прямая реакция идет с выделением теплоты.

A taxa das reações exotérmicas e endotérmicas aumenta com o aumento da temperatura e diminui com a diminuição da temperatura. Porém, a mudança nas velocidades não é a mesma quando a temperatura aumenta (ou diminui), portanto, variando a temperatura, é possível deslocar o equilíbrio em uma determinada direção. constante química homogênea

Uma mudança no equilíbrio pode ser causada por uma mudança na concentração de um dos componentes: pela adição de uma substância a um sistema em equilíbrio ou pela sua remoção do sistema. De acordo com o princípio de Le Chatelier, quando a concentração de um dos participantes da reação muda, o equilíbrio se desloca para o lado que compensa a mudança, ou seja, com o aumento da concentração de uma das substâncias iniciais - para a direita, e com o aumento da concentração de um dos produtos da reação - para a esquerda.

Na verdade, com o aumento da concentração da substância inicial A (ou B) no sistema de equilíbrio A + B<=>Igualdade de velocidades C+D = violada, uma vez que a taxa da reação direta aumenta

K 1 C A C B ; o equilíbrio se desloca para a direita. Se você aumentar a concentração do produto da reação C (ou D), então a taxa da reação reversa aumentará = para 1 C C C D, o equilíbrio se desloca para a esquerda.

Se pelo menos uma substância gasosa estiver envolvida numa reação reversível, uma mudança no equilíbrio pode ser causada por uma mudança na pressão. Um aumento na pressão em T=const é equivalente à compressão de gás, ou seja, aumentando sua concentração. À medida que a concentração do componente gasoso aumenta, a taxa de reação aumenta de acordo com a lei da ação das massas, o que leva a uma mudança no equilíbrio no sentido de diminuir a concentração do componente gasoso. À medida que a pressão diminui em T = const, o gás se expande e sua concentração no sistema diminui. Isto provoca uma diminuição na taxa de reação; o equilíbrio muda na direção do aumento da pressão do gás.

Se várias substâncias gasosas estiverem envolvidas em uma reação, então, quando a pressão muda, todas as suas concentrações mudam simultânea e igualmente. No entanto, uma mudança no equilíbrio pode não ocorrer.

Assim, de acordo com o princípio de Le Chatelier, com o aumento da pressão, o equilíbrio muda no sentido da formação de menos moles de substâncias gasosas na mistura gasosa e, consequentemente, no sentido de uma diminuição da pressão no sistema. Pelo contrário, com uma influência externa provocando uma diminuição da pressão, o equilíbrio desloca-se no sentido da formação de mais moles de gás, o que contraria a influência externa e provoca um aumento da pressão no sistema.

Com base no princípio de Le Chatelier, é possível selecionar condições de equilíbrio químico que proporcionem o maior rendimento de produtos de reação. O princípio de Le Chatelier é válido não apenas para equilíbrios químicos; também pode ser aplicado a processos de transformação de fase: evaporação, condensação, etc.