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假设有如下反应 $$\ce{A + 2B <=> C + D} \quad ΔH = -250\rm{kJ\cdot mol}^{-1}$$

假设体系温度为300℃，现在升温至500℃，平衡应向哪边移动呢？

根据勒夏特列原理，现在温度升高，反应应向减弱升温带来的影响的方向移动，体系要降低自身的温度来减弱外界升温带来的影响，即平衡应向吸收能量的方向移动。

我们知道，化学反应的本质是化学键的断裂与形成，而断键吸热，成键放热，造成发生反应时会有能量的放出或吸收。若断键吸收的能量小于成键放出的能量，则为放热反应，放出能量，反之为吸热反应，吸收能量。

根据反应的焓变可以判断出这个反应是放热反应，则它的逆反应为吸热反应。现在体系要吸收能量，因此化学平衡应向逆反应方向移动，即向左移动。

我们也可以通过数学计算进行判断。

我们先引入两个概念。

熵：熵是描述物质混乱程度的物理量。熵的单位是$\rm{J/(mol\cdot K)}$。

吉布斯自由能变：吉布斯自由能变综合考虑了反应中焓变与熵变对反应造成的影响。

吉布斯自由能变的符号是$\text{$\Delta$}G$。而常见计算吉布斯自由能变的公式有两种。第一种是$\text{$\Delta$}G=-RT\text{ln}K$，第二种是$\text{$\Delta$}G=\text{$\Delta$}H-T\text{$\Delta$}S$。

如果将两个计算式联立，那么可以得到如下的结果。

$$\text{ln}K=-\frac{\text{$\Delta$}H}{R}·\frac{1}{T}+\frac{\text{$\Delta$}S}{R}$$

这就是著名的van't Hoff方程的雏形。我们不难看出，这是一个关于$\frac{1}{T}$，以$-\frac{\text{$\Delta$}H}{R}$为斜率的一次函数。

如果当$\text{$\Delta$}H$小于零时，这就是一个放热反应。通过函数的性质，我们可以判断出温度升高时，平衡向逆反应方向移动。