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| 勒沙特列原理 |
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中文名: 勒夏特列原理 外文名: Le Châtelier’s Principle 別 名: 平衡移動原理 提出者: 勒夏特列 提出時間: 1888年 適用領域: 化學反應平衡／化學原理（可逆反應） 應用學科: 化學 |
勒夏特列原理（Le Chatelier's principle），又名化學平衡移動原理，由法國化學家勒夏特列於1888年發現。是一個定性預測化學平衡點的原理，其具體內容為：如果改變可逆反應的條件（如濃度、壓強、溫度等），化學平衡就被破壞，並向減弱這種改變的方向移動。
概述
勒夏特列原理（又稱平衡移動原理）是一個定性預測化學平衡點的原理，主要內容為： 在一個已經達到平衡的反應中，如果改變影響平衡的條件之一（如溫度、壓強以及參加反應的化學物質的濃度），平衡將向着能夠減弱這種改變的方向移動。
比如一個可逆反應中，當增加反應物的濃度時，平衡要向正反應方向移動，平衡的移動使得增加的反應物濃度又會逐步減少；但這種減弱不可能消除增加反應物濃度對這種反應物本身的影響，與舊的平衡體系中這種反應物的濃度相比而言，還是增加了。
在有氣體參加或生成的可逆反應中，當增加壓強時，平衡總是向壓強減小的方向移動，比如在N2+3H2 ⇌2NH3這個可逆反應中，達到一個平衡後，對這個體系進行加壓，比如壓強增加為原來的兩倍，這時舊的平衡要被打破，平衡向壓強減小的方向移動，即在本反應中向正反應方向移動，建立新的平衡時，增加的壓強即被減弱，不再是原平衡的兩倍，但這種增加的壓強不可能完全被消除，也不是與原平衡相同，而是處於這兩者之間。
勒夏特列原理的應用可以使某些工業生產過程的轉化率達到或接近理論值，同時也可以避免一些並無實效的方案（如高爐加碳的方案），其應用非常廣泛。
人物簡介
勒夏特列（1850-1936），1850年10月8日出生於法國巴黎的一個化學世家。他的祖父和父親都從事跟化學有關的事業和企業，當時法國許多知名化學家是他家的座上客。因此，他從小就受化學家們的薰陶，中學時代他特別愛好化學實驗，一有空便到祖父開設的水泥廠實驗室做化學實驗。1875年，他以優異的成績畢業於巴黎工業大學，1887年獲博士學位，隨即升為化學教授，1907年還兼任法國礦業部長，在第一次世界大戰期間出任法國武裝部長，1919年退休。
勒夏特列是一位精力旺盛的法國科學家，他研究過水泥的煅燒和凝固、陶器和玻璃器皿的退火、磨蝕劑的製造以及燃燒、玻璃和炸藥的發展等問題。
勒夏特列一生髮現、發明眾多，最主要的成就是發現了平衡原理，即勒夏特列原理。這一原理不僅適用於化學平衡，而且適用於一切平衡體系，如物理、生理甚至社會上各種平衡系統。此外，勒夏特列還發明了熱電偶和光學高溫計，高溫計可順利地測定3000℃以上的高溫。他還發明了乙炔氧焰發生器，迄今還用於金屬的切割和焊接。
勒夏特列特別感興趣的是科學和工業之間的關係，以及怎樣從化學反應中得到最高的產率。他因於1888年發現了「勒夏特列原理」而聞名於世界。
勒夏特列不僅是一位傑出的化學家，還是一位傑出的愛國者。當第一次世界大戰發生時，法蘭西處於危急中，他擔任了武裝部長的職務，為保衛祖國而戰鬥。
原理表述
英文表述：Every system in stable chemical equilibrium submitted to the influence of an exterior force which tends to cause variation either in it s temperature or condensation (pressure, concentration, number of molecules in the unit of volume), in its totality or only in some of it s parts, can undergo only those interior modifications change of temperature, or of condensation, of a sign contrary to that resulting from the exterior force.
翻譯如下：
任何穩定化學平衡系統承受外力的影響，無論整體地還是僅僅部分地導致其溫度或壓縮度（壓強、濃度、單位體積的分子數） 發生改變，若它們單獨發生的話，系統可以做內在的調節，使溫度或壓縮度發生變化，該變化與外力引起的改變是相反的。
應用
勒夏特列原理是涉及平衡問題中最重要的一個原理。幾乎所有的平衡移動的問題都可以用勒夏特列原理來解釋和判斷。
濃度改變
增加某一反應物的濃度，則反應向着減少此反應物濃度的方向進行，即反應平衡向正反應方向移動進行。減少某一生成物的濃度，則反應向着增加此生成物濃度的方向進行，即反應平衡向正反應方向移動進行。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 + 2H2⇌ CH3OH 假設我們增加體系中一氧化碳的濃度。應用勒夏特列原理，可以預見到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，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
升高反應溫度，則反應向着減少熱量的方向進行，即放熱反應逆向進行，吸熱反應正向進行；降低溫度，則反應向着生成熱量的方向的進行，即放熱反應正向進行，吸熱反應逆向進行。
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<0時，熱量被視為反應物，置於方程式右邊。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。
壓力改變
壓力同樣仍是朝消除改變平衡因素的方向進行反應。增加某一氣態反應物的壓強，則反應向着減少此反應物壓強的方向進行，即反應向正方向進行。減少某一氣態生成物的壓強，則反應向着增加此生成物壓強的方向進行，即反應向正方向進行。反之亦然。
以著名的哈伯法制氨反應為例：
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 反應的左邊和右邊的係數不一樣，所以當平衡後壓力突然增加，反應會朝向氣體系數和氣體體積較小的方向進行。在此例中也就是朝向增加NH3的方向進行。反之如果平衡後壓力突然減小，反應會朝向氣體系數和氣體體積較大的方向進行，故每兩分子NH3將會分解成一分子N2和三分子H2。
但是當氣體反應物和氣體生成物的係數和相同時系統平衡則不受外界的壓力改變而變。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) 不論外部壓力如何改變，將不會影響平衡的移動。
惰性氣體（稀有氣體）的影響：
1、若反應前後不允許容器體積變化，則反應物與生成物濃度不變，壓強同時增加，反應平衡不變。
2、若反應前後允許容器體積變化，加入惰性氣體後容器體積增大，此時相當於減少了反應物與生成物的濃度，反應繼續向氣體摩爾量多的一側進行。
若是加了在化學式中的氣體，會以濃度來影響化學平衡的左右。
催化影響
僅改變反應進行的速率，並不影響平衡的改變，即對正逆反應的影響程度是一樣的。
勒夏特列原理討論
勒夏特列原理不必討論正確性，因為反例很多。勒夏特列為了「簡潔和普適」，放棄了「嚴謹和正確」，將一個熱力學中總結出來的規律變成「經驗規則」，這種情況下再來討論「正確性」沒有意義。先說一下勒夏特列原理的由來，一些書上會說勒夏特列原理是完全經驗性的、定性的，其實勒夏特列學過熱力學，得出這個結論也不是全靠實驗現象歸納。可以想一下，如果沒有「化學平衡」這個概念根本不會有勒夏特列原理。講到「化學平衡」自然要提到吉布斯。1873年，美國化學家吉本斯提出了吉布斯自由能等熱力學概念，但因為用到了高深的數學概念，加上又是美國人，很長一段時間沒有受到化學家的重視。[1]