9.03 – Principio di Le Châtelier

9.03 – Principio di Le Châtelier

Il principio di Le Chatelier è anche chiamato principio dell’equilibrio mobile. Si tratta di uno dei principi fondamentali della termodinamica, così chiamato per via dello studioso che lo teorizzò Henri Le Chatelier.

Secondo la più diffusa definizione del principio di Le Chatelier:

Data una reazione in equilibrio, se intervengono dei fattori esterni che ne alterano l’equilibrio chimico, il sistema reagisce cercando di minimizzare o annullare gli effetti di queste azioni esterne e ristabilire l’equilibrio. Significa dunque che se un sistema è all’equilibrio e su questo agisce una partubazione avverà un trasformazione tale da ridurne o contrastare l’effetto della partubazione stessa.

Il principio di Le Chatelier si applica a reazioni in equilibrio su cui intervengono delle variazioni di concentrazione di reagenti o prodotti, pressione, volume o temperatura.

La variazione di concentrazione si riferisce al caso in cui si verifichi una modifica nella concentrazione di un prodotto o di un reagente, ossia un aumento o una diminuzione.Se si registra un aumento dei prodotti, l’equilibrio cambia per ridurne l’incremento e quindi si sposta verso i reagenti. Se ad aumentare sono i reagenti, si sposta verso i prodotti.In linea generale, se aggiungiamo un reagente, l’equilibrio si sposta a destra. Se aggiungiamo un prodotto, l’equilibrio si sposta a sinistra.

La variazione di pressione e volume si può verificare solo se una reazione si trova allo stato gassoso, perché se prodotti e reagenti fossero allo stato liquido o solido non si potrebbero comprimere. Se la pressione esterna aumenta, per minimizzare gli effetti di questa variazione, il sistema riduce il numero delle moli per unità di volume delle molecole. In questo modo, riducendo il volume, aumenta la pressione. L’equilibrio si sposta verso il lato in cui il numero di molecole è più basso. Se la pressione esterna diminuisce, il sistema aumenta il numero delle moli per unità di volume delle molecole. In questo modo, aumentando il volume, diminuisce la pressione. L’equilibrio dunque si sposta verso il lato in cui il numero di molecole è più alto.

Il caso della variazione di temperatura è l’unico in cui si verifica anche una modifica della costante di equilibrio. Se la reazione è endotermica, il calore si comporta come un prodotto. Quindi, all’aumentare della temperatura, l’equilibrio si sposta verso destra perché i reagenti usano il calore per formare i prodotti. Invece, se la reazione è esotermica il calore funziona da reagente. Per cui, se la temperatura aumenta, l’equilibrio si sposta verso sinistra e la costante di equilibrio diminuisce. Se la temperatura diminuisce, l’equilibrio si sposta verso destra e K_eq aumenta.

Dunque consideriamo la reazione

αA + βB <-> δC + γD

• Variazione di concentrazione dei reagenti
  • ↑ [A] = l’equilibrio si sposta a sx
  • ↓ [A]= l’equilibrio si sposta a dx
• Variazione della concentrazione dei prodotti
  • ↑ [C] = l’equilibrio si sposta a sx
  • ↓ [C]= l’equilibrio si sposta a dx
• Variazione della concentrazione dei prodotti
  • Se la reazione è esotermica: αA + βB <-> δC + γD + Q
    • ↑ T = l’equilibrio si sposta a sx
    • ↓ T = l’equilibrio si sposta a dx
  • Se la reazione è endotermica: Q + αA + βB <-> δC + γD
    • ↑ T = l’equilibrio si sposta a dx
    • ↓ T = l’equilibrio si sposta a sx
• Effetto della pressione sull’equilibrio
  • In reazioni eterogenee in cui i reagenti e prodotti sono allo stato liquido e/o solido, la pressione non influenza l’equilibrio perchè incomprimibili.
    • Consideriamo: N₂O₄ <-> 2NO₂
      • L’aumento della pressione sposta l’equilibrio dove sono presenti meno moli quindi avremo che maggiore sarà la pressione minore sarà il volume
      • La diminuzione di pressione sposta l’equilibrio dove ci sono più moli quindi a minore pressione avremo un aumento di volume

Dunque andando a sommare i coefficienti stechiometrici di N₂O₄ <-> 2NO₂ ( +1<->+2) avremo che aumentando la pressione l’equilibrio si sposterà a sinistra , una diminuzine di pressione sposterà l’equilibrio a dx.

Nota bene: i catalizzatore non perturbano l’equilibrio ma semplicemnte accelerano la reazione.