1 Analitik rеaksiyalarning qaytarligi va ularga massalar ta'siri qonunining qo’llanilishi. Muvozanat konstantasi

1.1.Analitik rеaksiyalarning qaytarligi va ularga massalar ta'siri qonunining qo’llanilishi. Muvozanat konstantasi. Qaytar kimyoviy reakstiyalar ikki yo nalishda borishi mumkin bo lgan reakstiyalardir (maxsulotlar xamda dastlabki moddalar xosil bo lish yo nalishlaridir). Muvozanat konstantasi reakstiya unumini (chiqimini) ko rsatadigan kattalikdir. Izoterma (Vant Goffning) tenglamasi muvozanat konstantalari va Gibbs (Gelmgolst) energiyalari orasidagi o zaro bog liqligini ifodalaydi. Izoxora, izobara tenglamalari. Kimyoviy reakstiyalar muvozanat konstantalarini haroratga bog liqligini ifodalaydi. Biror tashqi kuch ta g iri ostida reakstion aralashma tarkibini o zgarishiga muvozanatni siljishi deyiladi. Har qanday jarayon sistemani shunday holatga olib keladiki, bunda sharoitlar o zgartirilmasa sistemada hech qanday ko zga ko rinarli o zgarishlar sodir bo lmaydi. Qaytar reaksiyalarda qrama qarshi ikki jarayonning tezligi baravarlashganda reaktsion aralashmaning tarkibi uzoq vaqt o zgarmay qoladigan barqaror holat kimyoviy muvozanat holati deyiladi. Qaytmas reaksiyaning sharoitini o zgartirib uni qaytar reaksiyaga aylantirish mumkin. Demak, qaytar va qaytmas reaksiyalar orasida printsipial farq yo q. Reaksiya boradigan muhitning bir jinsli yoki ko p jinsli bo lishiga qarab kimyoviy muvozanatlar gomogen yoki geterogen muvozanatlar deb ataladi. Gazlarda va chin eritmalarda bo ladigan muvozanatlar gomogen muvozanatlardir. Geterogen muvozanat bir necha fazadan iborat sistemadagi reaksiya natijasida qaror topadi. Shunday qilib, muvozanat statik holat emas, balki ko zga ko rinarli o zgarishlar kuzatilmaydigan dinamik holatdir. Matemik nuqtai nazardan muvozanat shartini V1=V2 ko rinishda yozish mumkin, bu yerda V1 va V2 qarama- qarshi yo nalgan jarayonlarning tezliklari. Bu esa bizga o rganilayotgan sistemalarda borayotgan jarayonlarning tezliklari haqidagi ma lumotlarga, ya ni kinetika qonunlariga asoslanib muvozanat qonunlarini o rnatish imkoniyatini beradi. Ammiakning sintezi misolida buni ko rib chiqamiz. Agar azot bilan vodorodni aralashtirib ma lum tashqi sharoitlarni yaratsak quyidagi jarayon ketadi: N 3H NH 2 2 2 3 mahsuloti hosil bo lishi bilan aralashmada teskari jarayon ham paydo bo ladi: 2NH N H 3 2 3 2 Reaksiya Ammiakning miqdori ortishi bilan ikkinchi reaksiyaning tezligi ortib boradi. Nihoyat, ammiakning ma lum (muvozanat) kontsentratsiyasida uning hosil bo lish va parchalanish reaksiyalari tenglashadi va kimyoviy muvozanat holatiga erishiladi. Agar tashqi sharoitlar o zgartirilmasa sistemada ko zga ko rinarli o zgarishlar kuzatilmaydi. Bunda reaksiya oxirigacha bormaydi va muvozanat holatidagi aralashma NH3, N2 va H2 larni tutadi. Bunday oxirigacha bormaydigan va sistemani kimyoviy muvozanat holatiga keltiradigan reaksiyalar qaytar deyiladi: N V1 2 3H 2 2 V 2 NH 3 Shuni yana bir bor ta kidlaymizki, nazariy nuqtai nazardan barcha reaksiyalar qaytardir, qaytmas kimyoviy reaksiyalarni esa, muvozanat chapdan o ngga kuchli siljigan jarayon deb qarash lozim. Kimyoviy reaksiyaning qaytarligi bilan jarayonning termodinamik qaytarligini chalkashtirish kerak emas: -kimyoviy reaksiyaning qaytarligi haqida so z yuritilganda reaksiya faqat to g ri va teskari yo nalishlarda borishi mumkinligi tushiniladi; -termodinamik muvozanat esa, jarayon borayotgan sistemaning cheksiz muvozanat holatlaridan o tishi kerakligini bildiradi. Shunday qilib, qaytar kimyoviy reaksiya termodinamik jixatdan qaytmas bo lishi mumkin (amalda ko pincha shunday bo ladi ham). Muvozanat holatning belgilari quyidagilar: -vaqt o tishi bilan sistemaning o zgarmasligi; -muvozanat holatga qanday yo l bilan erishganlikka bog liq bo lmaslik (termodinamikadan bevosita kelib chiqadigan asosiy belgi)-muvozanatning tashqi sharoitga bog liqligi (har qanday cheksiz kichik o zgarishga muvozanatning ham cheksiz kichik o zgarishi mos keladi). Kimyoviy muvozanatning asosiy miqdoriy qonuni 1865 yil N.N.Beketov tomonidan o rnatilgan va uni 1867 yil gomogen sistemalar uchun Gulьdberg va Vaagelar rivojlantirgan: hosil bo lgan moddalar kontsentratsiyalari ko paytmasining boshlang ich moddalar kontsentratsiyalarining ko paytmasiga bo linmasi o zgarmas temperaturada muvozanatdagi sistemada o zgarmas kattalik bo lib, muvozanat konstantasi deyiladi (ushbu qonun massalar ta siri qonuni nomi bilan mashhurdir). Haqiqiy muvozanat holatning asosiy qonunlari avvalambor tajribada o rnatilgan va undan keyingina termodinamik nuqtai nazardan asoslangan. Muvozanat holatining tashqi sharoitlarga bog liq ravishda o zgarish qonuniyatini 1884 yil Le-Shatele birinchi bor sifat jixatdan ko rsatib bergan va uni Braun umumlashtirgan: -agar muvozanatdagi sistemaning tashqi sharoitlari o zgartirilsa, muvozanat tashqi ta sirning effekti kamayadigan tomonga siljiydi (Le-Shatele-Braun prinsipi). Muvozanat konstantalari Reaksiyaning tezligi reaksiyaga kirishayotgan moddalar kontsentratsiyallarining ko paytmasiga to g ri proportsionaldir. Quyidagi аа вв mc nd reaksiyada to g ri reaksiyaning tezligi V k C a C в 1 1 A B bu yerda k -to g ri reaksiyaning tezlik konstantasi; CA=CB=1 bo lganda 1 V1 k 1. Tezlik ` konstantasining qiymati reaksiyaga kirishuvchi moddalarning tabiatiga, temperaturaga va katalizator ishtirok etishiga bog liq, lekin moddalarning kontsentratsiyasiga bog liq emas. Undan tashqari, tashqi shart-sharoitlar o zgarsa muvozanat siljiydi, shart-sharoitlar dastlabi holatiga qaytsa muvozanat xam oldingi xolatiga qaytadi. Tashqi sharoitning cheksiz o zgarishi muvozanat xolatida cheksiz o zgarishni vujudga keltiradi. Shunday qilib, qaytar kimyoviy reakstiyalar termodinamik muvozanat jarayonlar kabi borishi mumkin, ya ni ularga ham termodinamik muvozanatning umumiy shartlarini qo llash mumkin. Kimyoviy termodinamika muvozanat reakstion aralashmadagi moddalarni konstentrastiyalarini oldindan aytib berish, ularning o zgarishiga tashqi sharoitni ta sirini va kerakli bo lgan maxsulotning maksimal chiqishini oldindan bashorat qilish imkonini beradi. Bular kimyoviy texnalogiyada katta amaliy ahamiyat kasb etadi.Yuqorida aytilgandek, muvozanat konstantasi qiymati teperaturaga bog lik, temperatura o zgarsa u ham o zgaradi. Bu bog liqliklarni izxora-izobara tenglamalarida qurish mumkin. Muvozanat siljishi. Yuqorida keltirilgan izoxora, izobara tenglamalari muvozanat konstantasini temperaturaga qarab o zgarishini baxolashga imkon beradi. Agar bo lsa dlnkr d Demak, temperatura ortishi bilan endotermik reakstiyaning muvozanat konstantasi ortadi va muvozanat o ngga siljiydi. Agarda bo lsa dlnkr d bo ladi va muvozanat chapga, dastlabki moddalar hosil bo lishi tomonga siljiydi. Agarda = bo lsa muvozanat konstantasi qiymati temperaturaga bog lik bo lmaydi. Bu xulosalarni Le Shatale pristipidan ham keltirib chiqarish mumkin edi: Muvozanatda turgan sistemaga biror ta sir bo lsa, sistemadagi muvozanat shu ta sirni kamaytirish tomonga siljiydi. Bunga har xil misollar keltirish mumkin.

1.2.Ionlanish konstantasi va darajasi orasidagi bog’lanishni ifodalovchi tеnglamani kеltirib chiqarish. Tuzlarning gidrolizi hodisasidan kimyoviy analiz keng miqyosda har xil maqsadlarda foydalaniladi, jumladan suvli eritmalarning kislotaliligi yoki ishqoriyligini kuchaytirish uchun foydalaniladi. Masalan, suvli eritmalarning ishqoriyligini oshirsh (yoki kislotaliligini kamaytirish) uchun ularga natriy asetat yoki karbonat qo’shiladi. Bu tuzlar erkin gidroksid ionlarini xosil qilib gidrolizlanadi, binobarin, tekshirilayotgan eritmaning pH qiymati ortadi. Suvli eritmaning kislotaliligini oshirish (yoki ishqoriyligini kamaytirish) uchun ularga kuchli kislotalarning ammoniyli tuzlari (odatda NH₄Cl) qo’shiladi, chunki bu tuzlar gidrolizlanganda erkin vodorod ionlarini xosil qilib, bu H⁺ ionlari analiz qilinayotgan eritmalari pH qiymatini kamaytiradi.Yuqoridagilardan kelib chiqib, biz gidrolizlanuvchi har xil eritmalarning pH va pOH qiymatlarini hisoblab chiqarish tenglamalarini keltirib chiqarishimiz kerak.1.Kuchsiz asoslarning kationlari va kuchli kislota anionlarida hosil bo’lgan gidrolizlanuvchi tuzlar eriteritmalarining pH va pOH qiymatlarini keltirib chiqarish.Bunday turdagi tuzlarning gidrolizi katoin bo’yicha boradi va umumiy ko’rinishda quyidagi shema bilan ifodalash munkin: K⁺+OH^- KOH +H⁺ Ionli tenglamadan shu narsa ma’lumki, [KOH]=[H⁺] va ko’paytma [KOH]*[H⁺]⁺ deb hisoblash munkin. Shunday tarkibli tuzlar gidrolizi nisbatan kam (h=0,01) bo’lganligi uchun, gidrolizlanmagan kationlar konsentratsiyasini tuzning umumiy molyar konsentratsiyasiga teng deb olish munkin,yani [K⁺] =C_tuz. Qabul qilingan ifodalarni gidroliz konstantasi tenglamasiga qo’yilsa, quyidagi tenglama kelib chiqadi: bo’lganligi uchun, Vodorod ionlari konsentratsiyasi [H⁺] dan pH qiymatiga o’tish uchun hosil qilingan tenglamani logarifmlab, ishorasini teskariga almashtirilsa, quyidagi tenglama kelib chiqadi. - lg[H⁺]= - _ (lgKH2O +lgCtuz-lgK_KtOH pH = _ (14+ lgK_KtOH - lgCtuz). Yoki pH=7+_lgK_asos - _lgC_tuz

Eritmaning pOH i suvning ion ko’patmasidndan topiladi pH+pOH=pK_Suv; pK_Suv=14Bu yerdan, pOH=14~ pH 1-misol. Ammoniy bromidning 0,09 eritmasining pH va pOH qiymatini hisoblang. Echish: 1).Ammoniy bromidning gidroliz reaksiyasi tenglamasi yoziladi:NH₄Br+HOH NH4OH+HBrqisqartirilgan ionli shaklda:

NH₄⁺+HOH NH₄OH+H⁺

Bu tuz eritmasining pH qiymati quyidagi tenglamadan topiladi:

pH=7+_lgK_NH4OH - _lgC_NH4Br

Jadvaldan K_NH4OH=1,76*10^-5 ekanligini topamiz. Tuzning ekvivalent massasi mol massasiga teng, 0,09N=0,09M

pH=7+_lg(1,76*10^-5) - _lg0,09=7-2,377+0,0438=5,66

2) Endi ammoniy bromid eritmasining pOH qiymati hisoblanadi:

pOH =14- pH; pOH =14-5,66

Kuchli asosning kationi va kuchsiz kislotaning anionidan xosil bo’lgan tuzlarning pOH va pH qiymatlarini xisoblash tenglamalarini keltirib chiqaradi.

An^-+HOH HAn+OH^-

Ionli tenglamaga asoslanib, kislotaning konsentratsiyasi [Han]=[OH^-], gidroliz mahsulotlari konsentratsiyalari ko’paytmasi [HAn]* [OH^-]=[OH^-]² deb hisoblash munkin.

Shuningdek [An^- ]=C_tuz bo’ladi va bu ifodalarni gidroliz konstantasi tenglamasiga kiritilsa

kelib chiqadi.

bundan [OH^-]=

Gidroliz konstantasining o’zi K_gid= ekanligini hisobga olsak, unda quyidagiga ega bo’linadi:Bu tenglamani logarifmlansa va ishorasini teskarisiga almashtirilsa:

-lg[OH^-]= - _(lgK_suv+lgC_tuz-lgK_kisl

pOH=7 +_pK_kisl -_lgC_tuz

kelib chiqadi.

Eritmaning pH qiymatini quyidagicha toppish munkin

pH=14-pOH

1.3. Birinchi guruh kationlar (K,⁺ Na⁺, NH₄⁺, Mg²⁺). Kaliy, natriy, ammoniy kationi uchun xususiy reaksiyalar I. Калий катионининг хусусий реакциялари1. Натрий гидротартрат билан ўтказиладиган реакция.

NaHC₄H₄O₆ калий ионлари билан калий гидротартрат-ок кристалл чўкмасини хосил килади:

KCl + NaHC₄H₄O₆ = KHC₄H₄O₆↓ + NaCl

K⁺ + HC₄H₄O₆^- = KHC₄H₄O₆↓

Кислота ва ишкорларда эриши:

KHC₄H₄O₆ + HCl = H₂C₄H₄O₆ + KCl

KHC₄H₄O₆ + KOH = K₂C₄H₄O₆ + H₂O

KHC₄H₄O₆ + NaOH = КNaC₄H₄O₆ + H₂O

Реакциянинг бажарилиши: калий тузининг 2-3 томчи эритмасига шунча реактив кўшилади.Пробиркани совук сув окимида совутиб туриб шиша таёкча билан пробирка деворининг ички юзаси ишкаланиб турилади.Текширилаётган эритма нейтрал бўлиши лозим, чунки кислотали мухитда калий гидротартрат чўкмаси тартрат кислота хосил килиб эрийди, ишкорий мухитда эса сувда осон эрийдиган ўрта ёки иккиламчи туз хосил килади.2. Натрий кобальтонитрит билан ўтказиладиган реакция.Na₃[Co(NO₂)₆] нейтрал ёки кучсиз кислотали эритамдан калий натрий кобальтонитритни сарик чўкма тарзида чўктиради.

3Na⁺ + [Co(NO₂)₆]^3- + 2KCl = K₂Na[Co(NO₂)₆]↓ + 2NaCl

2K⁺ + Na⁺ + [Co(NO₂)₆]^3- = K₂Na[Co(NO₂)₆]↓

Реакциянинг бажарилиши калий тузининг 2-3 томчи эритмасига шунча реактив кўшилади.

Реакция сезилувчандир.

II. Натрий катионининг хусусий реакциялари.

1. Калий дигидроантимонат билан килинадиган реакция.

KH₂SbO₄ натрий ионлари билан натрий дигидроантимонатнинг ок кристалл чўкмасини хосил килади.

NaCl + KH₂SbO₄ = NaH₂SbO₄↓ + KCl

Na⁺ + H₂SbO₄^- = NaH₂SbO₄↓

Агарда чўкма бирданига тушмаса пробирка деворларини шиша таёкча билан ишкаланг, шундан кейин ок рангли чўкма тушади.Бу реакцияни тубандаги шароитларда бажариш керак;а) Na⁺ - катионини очадиган эритма концентрланган бўлиши керак;б) эритма нейтрал ёки кучсиз ишкорий бўлиши керак кислотали шароит Na⁺ катионини очишга тўскинлик килади, чунки реактивнинг ўзи кислотали шароитда ок рангли аморф чўкма хосил килади.

KH₂SbO₄ + HCl = HSbO₃↓ + KCl + H₂O

III. Аммоний катионининг хусусий реакциялари.

1. Ишкорлар билан ўтказиладиган реакциялар.

Аммоний тузлари ўювчи ишкорлар NaOH ва KOH билан кўшиб киздирилганда аммиак ажралиб чикади.

NH₄Cl + KOH = KCl + H₂O + NH₃↑ NH₄⁺ + OH^- = H₂O + NH₃↑

Бу газнинг ажралишини куйидагича билиш мумкин:а) хидидан – ўткир хидлиб) пробирка огзига тегизмасдан хўлланган лакмусли когозни туширинг у кўкаради.NH₃ + H₂O = NH₄OHв) пробирка огзига тегизмасдан хлорид кислотага хўлланган шиша таёкчани туширинг, ок тутун хосил бўлади:NH₃ + HCl = NH₄Cl2. Несслер реактиви билан ўтказиладиган реакция.Несслер реактиви (K₂[HgI₄] билан КОН аралашмаси) аммоний ионлари билан аксодимеркураммоний йодиднинг кизил-кўнгир чўкмасини хосил килади.

Hg

NH₄Cl + 2K₂[HgI₄] + 4KOH = [O NH₂] I + 3H₂O + 7KI +KCl

Hg

Реакция жуда селувчан бўлиб, одатда калий ва натрий ионларини топишга халакит берадиган аммоний ионлари йўклигига ишонч хосил килиш зарур бўлганда кўлланилади. Калий ва натрий ионлари аммоний ионларини топишга халакит бермайди.Реакциянинг бажарилиши. Аммоний тузининг 1 томчи эритмасига 5-6 томчи сув ва 1-2 томчи Несслер реактиви кўшилади. Кизил – кўнгир рангли чўкма хосил бўлиши кузатилади(NH₄⁺ нинг концентрацияси паст бўлса, эритма тўк сарик рангга киради) 3. Аммоний ионларини йўкотиш.Аммоний тузлари киздирилганда парчаланади; бунда аммоний тузлари учиб чикиб кетади.Бундан аммоний ионларини эритмадан йўкатишда фойдаланилади:NH₄Cl = NH₃ + HClРеакциянинг бажарилиши: тигелга ёки чинни касочага таркибида биринчи аналитик группанинг хамма катионлари бўлган эритмадан 5-6 томчи солиниб, куригунча эхтиёткорлик билан

буглатилади ва курук колдик ок «тутун» ажралиб чикиши тугагунча киздирилади. Тигель совугач, курук модданинг бир неча заррачалари 3 – 4 томчи сувда эритилади ва ишкор ёки Несслер реактиви билан тажриба килиб кўрилади.

IV. Магний катионининг хусусий реакциялари.1. Ўювчи ишкорлар билан реакцияси.Ўювчи ишкорлар Mg²⁺ ионлари билан гидроксиднинг билан аморф чўкмасини хосил килади:Mg²⁺ + 2OH^- → Mg(OH)₂↓Чўкма кислоталарда ва аммонийли тузларда эрийди. Мg(OH)₂ нинг аммонийли тузларда эриши массалар таъсири конуни билан тушунтирилади.Реакциянинг бажарилиши: Магний тузининг 2 – 3 томчи эритмасига шунча микдорда ишкор эритмаси куйилади.

2. 
   Петрошень реакцияси.
   

Иодли сув ишкор иштирокида магний ионлари билан кизил кўнгир чўкма беради.Реакциянинг бажарилиши: 2 томчи иодли сувга 1 томчи ўювчи ишкор кўшилади ва суюклик рангсизлангунча аралаштирилади:I₂ + 2NaOH → NaI + NaIO + H₂O Cўнгра магний тузи эритмасидан 1 томчи кўшилади ва кизил – кўнгир чўкма хосил бўлиши кузатилади. Магний ионлари ишкорнинг гидроксид ионлари ни боглайди ва мувозанат чапга сурилади. Ажралиб чиккан эркин иод магний гидроксидга адсорбиланади ва чўкмага кизил – кўнгир ранг беради.MgCl₂ + 2NaOH → Mg(OH)₂↓ + NaCl
1.4. Gеtеrоgеn sistеmаdаgi muvоzаnаt Bir-biridan sirt chegaralari bilan ajralgan moddalar sistemasi geterogen sistema deb ataladi. Geterogen sistemalarda bo’ladigan reaksiyalarning muvozanat konstantalarini ko’rib chiqamiz. Geterogen sistemalardagi kimyoviy muvozanat uchun massalar ta’siri qonunini tatbiq etishda qo’shimcha kiritishga to’g’ri keladi: suyuq va qattiq fazalardagi moddalarning gaz fazadagi parsial bosimlari o’zgarmas qiymatlar muvozanat konstantasi ifodasiga kiritilmaydi. Geterogen sistemada faqat gazsimon qisimning parsial bosimgina (yoki eritma konsentratsiyasigina muvozanat konstanta ifodasiga yoziladi.). Misol tariqasida ohaktosh (kalsiy karbonat) ning parchalanishni ko’rib chiqamiz. Ohaktosh SaSO3 berk idishda qizdirilsa:SaSO3 = SaO + SO2Reaksiya sodir bo’lib, muvozanat haror topadi. Agar bu reaksiya gaz fazada gomogen reaksiya sifatida sodir bo’lsa edi, uning muvozanat konstantasi quyidagi tenglama bilan ifodalanar edi.Lekin geterogen sistemali kalsiy oksid va kalsiy karbonat bug’larining bosimi (Ra SO) ayni haroratda o’zgarmas kattaliklar bo’lgani uchun, ularning nisbatini o’zgarmas qiymat bilan almashtirishimiz mumkin.U vaqtida; Km = K * RSO2, Bundan RSO2 = Sonst kelib chiqadi.Bu tenglamadan ko’rinib turibdiki, SaSO3 parchalanganda hosil bo’lgan SO2 ning bosimi istalgan temperturada aynan shu haroratga mos bo’lgan o’zgarmas kattalikdir. Bu bosim SaSO3 ning dissotsiyalanish bosimi yoki bug’ bosimi deb ataladi. Uning qiymati faqat haroratga bog’liq, lekin sistemadagi SaSO3 va SaO miqdoriga bog’liq emas. Misol tariqasida SO2 bilan cho’g’ holatdagi ko’mir orasidagi reaksiya SO2 + S = 2SONing muvozanatini qarab chiqamiz.Bu reaksiyaning muvozanat konstantasi ifodasiga S ning konsentratsiyasi yozilmaydi, chunkiuning konsentratsiyasi doimiy sondir, demak:Reaksiyaning boshlanish davridagi tezligi, reaksiya uchun olingan dastlabki moddalar konsentrasiyalari kupaytmasi bilan aniklanadi, bunda tugri reaksiyaning tezligi maksimal kiymatga ega buladi. Teskari reaksiya tezligi esa 0 ga teng buladi. Tugri reaksiya tezligi vakt utishi bilan kamayadi, chunki H2 va J2 konsentrasiyalari kamayib boradi va HJ maxsulotning konsentrasiyasi ortib boradi, shuning uchun teskari reaksiya tezligi hxam ortadi. Nixoyat, shunday bir payt keladiki, bunda V1=V2 buladi va sistemada kimyoviy muvozanat karor topadi. Demak, vakt birligida xosil bulayotgan va parchalanayotgan HJ molekulalarining soni bir biriga teng bo’ladi: V1=V2 yoki K1[H2][J2]=K2[HJ]2 yoki K1 va K2 o’zgarmas qiymatlar bo’lgani uchun ularning nisbatlari ham o’zgarmas qiymatdir, ya'ni:bu yerda, K- kimyoviy muvozanat konstantasi deyiladi. Umumiy holda qaytar reaksiya aA+bB=cC+dD uchun muvozanat konstantasi quyidagichaAgar kimyoviy muvozanatda turgan sistemaga, reaksiyada ishtirok etayotgan moddalardan birortasini qo’shsak, tugri va teskari reaksiya tezliklari o’zgaradi, vaqt o’tishi bilan asta-sekin yana muvozanat qaror topadi. Yangi muvozanat xolatda reaksiyada ishtirok etayotgan hamma moddalarning konsentrasiyalari dastlabki konsentrasiyalardan farq qiladi, lekin muvozanat konstanta o’zgarmay qoladi.Reaksiya muhiti o’zgartirilmasa, muvozanat holat o’zgarmaydi. Kimyoviy muvozanatga quyidagi parametrlar ta'sir etadi.1) Reaksiyaga kirishuvchi moddalar konsentrasiyasi.2) temperatura.3) bosim (gazsimon moddalar bulsa).(Katalizator esa fakat reaksiya tezligini uzgartiradi).Ushbu parametrlarning birortasini o’zgarishi kimyoviy muvozanatni siljishiga olib keladi. Tashqi faktorlar (bosim, temperatura, moddalar konsentrasiyasi) dan birortasini o’zgarishi natijasida muvozanatni qaysi tomonga siljishini Le-Shatelye prinsipi (1884 y) quyidagicha ifodalaydi;kimyoviy muvozanat holatida turgan sistemada biror tashqi parametrdan biri (temperatura, bosim yoki kinsentrtratsiya) o’zgartirilsa, kimyoviy muvozanat shu o’zgargan ta’sirni kamaytiruvchi reaksiya tomonga siljiydi. Reaksiyaga ta'sir etuvchi faktorlarni ko’rib chiqaylik.Tashqi muhitni (bosim, temperatura va moddalar konsentratsiyasini) o’zgartirish orqali muvozanatda turgan sistemaning tarkibini o’zgartirish, ya’ni muvozanatni siljitish mumkin. Muvozanatning siljishi 1884-yilda ta’riflangan umumiy qoidaga – Le Shatelye prinsipiga bo’ysunadi.