Зависимость равновесия от концентрации

Зависимость положения равновесия химической реакции от концентрации легко выявить из общего уравнения для константы равновесия (4.4). Правая часть этого уравнения есть комбинация из равновесных концентраций, которые сами по себе – переменные величины, зависящие от положения равновесия для данной реакции при фиксированной температуре. Тем не менее комбинация из них, равная константе равновесия K_c, всё время остаётся неизменной при сохранении равновесия. Это значит, что если увеличить, например, концентрацию одного или всех продуктов (числитель (4.4)), то, чтобы дробь осталась неизменной, должен увеличиться её знаменатель – то есть концентрация реагентов. Если же, наоборот, увеличить концентрацию одного или всех реагентов – увеличится концентрация продуктов. Как видно, равновесие подвижно и стремится к сохранению себя как такового. При этом его положение смещается в сторону препятствия внешнему воздействию. В данном случае – изменению концентраций. Более подробный термодинамический анализ зависимости положения химического равновесия от внешних воздействий позволил сформулировать общий принцип, высказанный вначале французским физико-химиком Ле-Шателье, а затем подтвержденный и обоснованный голландским физико-химиком Вант-Гоффом и немецким физиком Брауном. Он называется принципом Ле-Шателье и гласит: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменение концентраций, температуры, давления и т.д.), то равновесие смещается в сторону той из двух взаимно противоположных реакций, результатом которой будет ослабление (компенсация) произведенного внешнего воздействия».

В частности, если повышать концентрации реагентов, равновесие смещается вправо – в сторону продуктов реакции. Напротив, при повышении концентрации продуктов равновесие смещается влево – в сторону реагентов, как это и следует из выражения для константы равновесия (4.4).