Applicazione del Principio di Le Chatelier: esempi

Si propone un’applicazione del Principio di Le Chatelier relativa a un sistema gassoso che avviene con variazione di numero di moli e assorbimento di calore
Secondo il Principio di Le Chatelier dovuto al chimico francese Henri Louis Le Châtelier un sistema all’equilibrio reagisce a sollecitazioni esterne mediante uno spostamento dell’equilibrio che si oppone alla sollecitazione.

Si può quindi prevedere come si sposta un sistema all’equilibrio a seguito di variazioni di pressione, temperatura , volume, aggiunta di reagenti o sottrazione di prodotti di reazione.
È presentata una reazione di equilibrio per la quale è richiesta la previsione dello spostamento dell’equilibrio in base al Principio di Le Chatelier

Applicazione del Principio di Le Chatelier: esempio

1)      Si consideri l’equilibrio N₂O_4(g) ⇌ 2 NO_2(g)   ΔH = 58.0 kJ

Prevedere in quale direzione si sposta l’equilibrio quando:

a)      è aggiunto N₂O₄

b)      è allontanato NO₂

c)      è aggiunto N₂

d)      il volume è aumentato

e)      la temperatura è diminuita

f)      è aggiunto N₂ mantenendo costante la pressione totale

g)      è aggiunto un catalizzatore

Applicazione del Principio di Le Chatelier ai casi richiesti

Caso a)

L’aggiunta di un reagente provoca uno spostamento verso destra, ovvero verso il prodotto. Infatti il sistema reagisce all’incremento di concentrazione di un reagente diminuendone la concentrazione.

Tale fenomeno può essere ben visualizzato se si considera l’espressione della costante di equilibrio: detta K la costante si ha

K = [NO₂]² /[ N₂O₄]

Si noti che la costante di equilibrio è sempre costante a meno che non si vari la temperatura. L’aggiunta di N₂O₄ porta a un aumento del denominatore e, conseguentemente affinché la costante rimanga tale deve aumentare il numeratore ovvero NO₂ che è il prodotto di reazione e quindi l’equilibrio si sposta a destra ovvero verso i prodotti.

Caso b)

L’allontanamento di NO₂ provoca una diminuzione della sua concentrazione quindi il sistema reagisce producendo una maggiore quantità di NO₂ e quindi l’equilibrio si sposta verso destra ovvero verso il prodotto.

Caso c)

N₂ è un gas inerte che non partecipa alla reazione; l’aggiunta di N₂ ha quindi, come unica conseguenza l’aumento della pressione totale del sistema. Le pressioni parziali di N₂O₄ e di  NO₂ non cambiano e quindi non si ha alcun effetto nella posizione dell’equilibrio.

Caso d)

Se è aumentato il volume il sistema si sposta nella direzione in cui sono presenti un maggior numero di molecole ovvero verso destra

Caso e)

Il valore di ΔH è maggiore di zero e ciò implica che la reazione è endotermica ovvero avviene con assorbimento di calore. Se abbiamo un dubbio la reazione può essere scritta come:

N₂O_4(g) + calore ⇌ 2 NO_2(g)

Costituendo quindi il calore una entità che si trova tra i reagenti; poiché la diminuzione di temperatura porta alla diminuzione di una entità che si trova tra i reagenti e quindi l’equilibrio si sposta a sinistra ovvero verso il reagente.

Si noti che quest’ultimo caso è l’unico in cui, variando T, varia anche K

Caso f)

L’aggiunta di N₂ mantenendo costante la pressione totale ha come effetto una diminuzione delle pressioni parziali sia del reagente che del prodotto. Una diminuzione di pressione fa spostare l’equilibrio verso destra ovvero nella direzione in cui sono presenti un maggior numero di molecole

Caso g)

La presenza di un catalizzatore porta a una variazione della velocità di una reazione e quindi riguarda l’aspetto cinetico e non termodinamico. L’abbassamento dell’energia di attivazione, dovuta alla presenza del catalizzatore, non favorisce una reazione (diretta o inversa) rispetto all’altra (inversa o diretta). L’equilibrio si verifica quindi in un tempo minore ma le concentrazioni del reagente e del prodotto rimangono quindi invariate. La presenza di un catalizzatore non ha effetto sull’equilibrio