Le-Chateliersches Prinzip, im deutschen Sprachraum auch Prinzip von Le Chatelier und Braun oder Prinzip des kleinsten Zwanges, beschreibt die Beeinflussung thermodynamischer Gleichgewichte durch Veränderung der äußeren Bedingungen. Bei chem. Reaktionen gilt: Ändert man bei einer im Gleichgewicht befindlichen Reaktion eine Zustandsvariable, z. B. Temperatur oder Druck, dann verschiebt sich das Gleichgewicht so, daß die Stärke dieser Änderung, d. h. der äußere "Zwang", verringert wird. Ursache ist die Temperatur- und Druckabhängigkeit der Gleichgewichtskonstanten K (Massenwirkungsgesetz):

(∂lnK/∂T)_p = Δ_RH/RT² (van't Hoffsche Reaktionsisobare) (∂lnK/∂p)_T = -Δ_RV/RT.

Hierbei bedeuten T Temperatur, p Druck, R Gaskonstante, Δ_RH molare Reaktionsenthalpie, Δ_RV molares Reaktionsvolumen, d. h. Änderung des Volumens der Reaktionsmischung bei 1 mol Formelumsätze.

Aus den Gleichungen folgt: Eine Temperaturerhöhung führt für exotherme Reaktionen (Δ_RH< 0) zu einer Abnahme von K, d. h. einer Gleichgewichtsverschiebung in Richtung der Ausgangsstoffe, für endotherme Reaktionen (Δ_RH > 0) zu einer Vergrößerung von K und damit einer Gleichgewichtsverschiebung in Richtung Endstoffe. Bei Temperaturerniedrigung kehren sich die Verhältnisse um. Analog führt eine Druckerhöhung zu einer Gleichgewichtsverschiebung in Richtung des geringeren Reaktionsvolumens.

Das L. P. wird sowohl im Laboratorium als auch in der chem. Technik zur Festlegung optimaler Reaktionsbedingungen für hohe Gleichgewichtskonzentrationen der Zielprodukte ausgenutzt, z. B. bei der Ammoniak-Synthese.