Ketika tekanan sistem dalam kesetimbangan di mana gas berpartisipasi diubah, tekanan parsial diubah dan, oleh karena itu, juga konsentrasinya. Pengurangan volume wadah asli, peningkatan konsentrasi (n / V), tekanan parsial (P = [n / V] RT) dan, oleh karena itu, dari tekanan total. Efek dari peningkatan tekanan (atau yang sama, pengurangan volume) pada kondisi tunak:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Hal ini dapat dianalisis dengan menerapkan prinsip Le Chatelier : kesetimbangan harus bergerak ke arah yang melawan kenaikan tekanan. Karena tekanan total sebanding dengan jumlah molekul yang ada dalam fase gas, untuk mengurangi tekanan juga perlu mengurangi jumlah molekul, yang hanya dapat dicapai jika kesetimbangan bergeser ke arah pembentukan gas amonia, karena, menurut stoikiometri reaksi, untuk membentuk dua molekul NH3 (g) diperlukan 4 molekul reagen (1 N2 dan 3 H2).
Secara umum, dalam reaksi apa pun, peningkatan tekanan (atau penurunan volume) menyebabkan perubahan kesetimbangan dalam arti bahwa jumlah mol gas lebih sedikit. Sebaliknya, penurunan tekanan (atau peningkatan volume) mengubah kesetimbangan dalam arti di mana jumlah mol gas yang lebih tinggi diperoleh. Namun, variasi tekanan tidak mempengaruhi kesetimbangan jika n = 0 karena, pada saat itu, jumlah mol dalam keadaan gas di kedua sisi reaksi adalah sama.
Namun, dalam reaksi kimia di mana padatan dan cairan berpartisipasi secara eksklusif, variasi tekanan praktis tidak mengubah keadaan kesetimbangan, karena padatan dan cairan pada umumnya tidak dapat dipahami.
Kesetimbangan sistem jenis kimia juga dapat diubah karena perubahan suhu. Hal ini karena nilai konstanta kesetimbangan tergantung pada suhu. Jika suhu diubah dalam sistem jenis kimia yang berada dalam kesetimbangan, nilai konstanta K akan berubah dan dengan demikian, sistem akan meninggalkan kesetimbangan, menyebabkan reaksi bersih dengan tujuan mencapai keadaan kesetimbangan baru..
Untuk mengetahui ke arah mana kesetimbangan bergerak, hanya perlu diketahui apakah reaksi yang dipelajari adalah reaksi eksoterm (ΔH <0) atau endoterm (ΔH> 0). Secara eksperimental diverifikasi bahwa reaksi yang melepaskan energi, yaitu eksotermik, konstanta kesetimbangan menjadi lebih rendah ketika suhu naik, di sisi lain, dalam reaksi yang menyerap energi (endotermik) konstanta kesetimbangan meningkat dengan meningkatnya suhu.
Dalam sistem kimia dalam kesetimbangan pada suhu T1, dipenuhi bahwa Q = K1 (di mana K1 adalah nilai konstanta kesetimbangan pada suhu T1). Jika suhu dinaikkan menjadi T2 (suhu di mana konstanta kesetimbangan adalah K2), sistem meninggalkan kondisi kesetimbangan, karena Q K2 dan, oleh karena itu, reaksi bersih akan terjadi dengan tujuan bahwa sistem mencapai keadaan kesetimbangan baru. di mana harus dipenuhi bahwa Q = K2.
Jika reaksi endotermik, peningkatan suhu menghasilkan pergeseran dari kesetimbangan menuju pembentukan produk karena K meningkat dengan suhu. Sebaliknya, jika reaksi eksotermik, peningkatan suhu menghasilkan perpindahan kesetimbangan ke arah yang berlawanan, karena K berkurang dengan suhu.
Jika informasi mengenai nilai numerik dari konstanta kesetimbangan tidak tersedia, dimungkinkan juga untuk memprediksinya secara kualitatif dengan menerapkan prinsip Le Chatelier . Misalnya, reaksi penguraian PCl5 (g) menjadi Cl2 (g) dan PCl3 (g) merupakan reaksi endoterm (ΔH = 92,37 kJ/mol):
92,37 kJ + PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)
Peningkatan suhu akan menyebabkan penguraian PCl5 (g), karena ke arah itu reaksi menggunakan panas yang disuplai dan, oleh karena itu, efek kenaikan suhu cenderung tetap. Sebaliknya penurunan suhu akan menyebabkan terbentuknya PCl5 (g) karena pada arah tersebut reaksi menghasilkan panas yang bertumbukan dengan pengaruh suhu. Prosedur untuk reaksi eksotermik praktis identik.