勒沙特列原理

勒沙特列原理（英語：Le Chatelier principle，或譯為呂·查德里原理、勒夏特列原理），又稱平衡移動原理，是法國化學家勒沙特列於1888年發現的定性預測化學平衡點的原理。其內容為：

化學平衡是動態平衡，如果改變影響平衡的一個因素，平衡就向能夠減弱（或消除）這種改變的方向移動，以抗衡該改變。

也就是說，對於一個在某一個特定條件下達到平衡的體系，假設這個條件改變，這個平衡就會朝減弱（或消除）該改變的方向移動。

這個原理只能用來定性判斷，不能進行定量計算，不能首先判斷平衡是否處於平衡態。

濃度改變

濃度改變對化學平衡的影響：以鉻酸根離子和重鉻酸根離子的平衡為例

改變平衡中任一物質的濃度會使得平衡向減弱這種改變的方向移動，該體系傾向於反抗外來因素對原始平衡的改變。反過來，反應速率及產率也會因為對外界因素系統的影響而改變。

這可以用氫氣和一氧化碳生成甲醇的平衡演示:

CO + 2 H₂ ⇌ CH₃OH

假設我們增加體系中一氧化碳的濃度。應用勒沙特列原理，可以預見體系會向減少一氧化碳濃度的反應方向進行，以抗衡這一改變，即甲醇的量會增加以使得一氧化碳的量減少。如果增加體系中的一種物質，平衡體系會傾向於減少這種物質的反應。相反地，減少一種物質會使得體系去加強生成這種物質的反應。此觀察結果可以用碰撞學說解釋。隨着一氧化碳濃度的提升，反應物之間的有效碰撞次數增加，使得正反應速率增加，生成更多產物。即便是從熱力學角度看難以產生的產物（反應平衡常數很小），如果該產物不斷從體系中移去的話最終產物仍能獲得。

溫度改變

溫度改變對化學平衡的影響：以二氧化氮和四氧化二氮的平衡為例

在判斷溫度對於平衡的影響時，應當把能量變化視為參加反應的物質之一。例如，如果反應是吸熱反應，即ΔH>0時，熱量被視為反應物，置於方程式左邊；反之，當反應為放熱反應，即：

ΔH + N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ ΔH = −92kJ

可以改寫成 N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ + 92KJ

該反應是放熱反應；如果溫度降低，平衡將會右移，產生更多熱量以減弱溫度降低帶來的影響，使氨氣的產量增加。在實際應用，如哈伯法製氨的過程，即使高溫會降低產率，溫度仍被設定為較高值以保證反應的速率快速。對於這類放熱並且反應速率隨溫度升高而升高的反應，一般都會取一個折中的反應溫度。

在放熱反應中，溫度的增加會導致平衡常數K的值減小；反之，吸熱反應的K值隨溫度增加而增加。

壓強改變

壓力改變對化學平衡的影響：以二氧化氮和四氧化二氮的平衡為例

壓力同樣仍是朝消除改變平衡因素的方向進行反應。以著名的哈伯法製氨反應為例：

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

反應的左邊和右邊的系數和不一樣，所以當平衡後增加壓強，反應會朝向氣體化學計量數之和較小的方向進行，減少氣體的量，以削弱壓力增加帶來的影響。在此例中也就是朝向增加NH₃的方向進行。反之如果平衡後降低壓強，反應會朝向氣體化學計量數之和較大的方向進行，以削弱壓力減少帶來的影響。故一部分NH₃將會分解成N₂和H₂。 但是當氣體反應物和氣體生成物的系數和和相同時系統平衡則不受外界的壓強改變而變。如一氧化碳與水在高溫下反應形成二氧化碳和氫氣的反應：

CO(g) + H₂O(g) ⇌ CO₂(g) + H₂(g)

不論外部壓強如何改變，將不會影響平衡的移動。【注意：反應中的係數和均為氣體的係數，固體（s）、液體（l）不應算入係數和中，因為壓強改變並不影響固液體濃度。】

溫度、壓力和濃度的共同影響

在實際的生產過程中，必須要考慮到這些因素的共同影響。例如上面提到的哈伯法制氨。降低溫度可以提高產率，但是該反應活化能較高，高溫下才能有較快的反應速率。如果給予高溫，反應會向反應物（同時也是體積大的）方向移動。而想要使平衡移向產物（體積小），則需要增大壓力。因此必須找到該反應的最佳溫度與壓力組合。一般會使反應在300巴和550℃下進行。另外，還會採取除去產物氨的方法來提高轉化率。

惰性氣體的影響：

• 影響壓強的因素若是因為加了惰氣（或是一些不會影響化學式的元素），將不會影響平衡狀態，平衡不移動。
• 若是增加作為反應物或生成物的氣體，會以濃度的變化來影響化學平衡。

如於 CO(g) + H₂O(g) ⇌ CO₂(g) + H₂(g)

在經濟的應用

在經濟學方面，美國經濟學家保羅·薩繆森於1947年提出了經濟學的勒沙特列原理，這裏勒沙特列原理把經濟平衡的條件放得更寬: 意指所有函數的未知數都是獨立變數或輔助的約束條件— 意指僅僅不改變最初的平衡狀態— 把反饋化約成參數改變。