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Perturbazioni imposte ad un sistema in equilibrio


Il principio di Le Chatelier, o principio dell’equilibrio mobile, afferma che “se a un sistema in equilibrio è imposta una perturbazione esterna, l’equilibrio si sposta in modo da opporsi alla perturbazione”. Le perturbazioni possibili sono di tre tipologie:
- Concentrazione;
- Pressione o volume;
- Temperatura.
Effetto delle variazioni di concentrazione sull’equilibrio
L'aggiunta di un reagente o di un prodotto spinge l'equilibrio nella direzione in cui si ha il consumo della sostanza aggiunta. Se viene aggiunto un reagente si andrà verso i prodotti, mentre se viene aggiunto un prodotto la reazione procederà verso i reagenti.
La rimozione di un reagente o di un prodotto spinge l’equilibrio nella direzione in cui si ha la formazione della sostanza rimossa. Se viene rimosso un reagente la reazione procede verso i reagenti, mentre se viene rimosso un prodotto la reazione procede verso i prodotti.
Se viene aggiunta una sostanza che non compare nell’equazione chimica non vi è modificazione dell’equilibrio.
Esempio:
①Si consideri la reazione di formazione dell’ammoniaca N2 (g) + 3H2 (g) ↔2NH3 (g)
Possiamo dire che Kp=(〖Pc〗^γ 〖Pd〗^δ)/(〖Pa〗^α 〖Pb〗^β )Kp=〖P(NH_3)〗^2/(〖P(N〗_2)〖P(H_2)〗^3 )
Da quanto scritto si possono trarre le seguenti conclusioni:
Se si aumenta N2 o H2 la reazione si sposta verso i prodotti (infatti, per mantenere Kp costante aumenta anche il numeratore);
Se si aumenta NH3 la reazione torna indietro verso i reagenti;
Se diminuisco N2 o H2 diminuisco anche i prodotti;
Se diminuisco NH3 allora la reazione prosegue verso i prodotti (NH3).
Se aggiungo He non vi è nessuna variazione.
Effetto delle variazioni di pressione o volume sull’equilibrio
Si consideri la costante universale dei gas PV=nRT.
Un aumento di pressione (con conseguente diminuzione di volume) spinge l’equilibrio nella direzione in cui si ha il minor numero di moli, ovvero un volume minore (quindi, considerando l’esempio precedente, aumentando la pressione si spinge l’equilibrio verso i prodotti, verso NH3);
Una diminuzione di pressione (con conseguente aumento di volume) porta la reazione verso la direzione in cui c’è un maggior numero di moli, ovvero il maggior volume (sempre nell’esempio precedente, si procede verso i reagenti);
Se non c’è variazione del numero di moli, la pressione non influenza l’equilibrio.
Esempio:
Si consideri la reazione di formazione dell’ammoniaca N2 (g) + 3H2 (g) ↔2NH3 (g)
Possiamo dire che Kp=(〖Pc〗^γ 〖Pd〗^δ)/(〖Pa〗^α 〖Pb〗^β )Kp=〖P(NH_3)〗^2/(〖P(N〗_2)〖P(H_2)〗^3 )
Applicando la legge di Dalton
Kp=((x_(NH_3 ) 〖P)〗^2)/(x_(N_2 ) 〖P×〖(x〗_(H_2 ) P)〗^3 )=((x_(NH_3 ) )^2)/(x_(N_2 ) 〖×〖(x〗_(H_2 ))〗^3 )×1/P^2
Essendo Kp costante a temperatura costante, se aumenta P deve aumentare il numeratore, mentre se P diminuisce deve aumentare il denominatore.
Effetto della temperatura sull’equilibrio
Quando si considerano gli effetti della temperatura sull’equilibrio è necessario distinguere le reazioni esotermiche da quelle endotermiche.
Reazioni esotermiche:
Una diminuzione della temperatura porta l’equilibrio verso i prodotti, perché se si abbassa la temperatura una reazione esotermica è favorita (l’ambiente riceve meglio il calore da essa prodotto);
Un aumento della temperatura sposta l’equilibrio verso i reagenti.
Reazioni endotermiche:
Una diminuzione di temperatura sposta l’equilibrio verso i reagenti;
Un aumento di temperatura sposta l’equilibrio verso i prodotti, infatti se si fornisce calore ad una reazione che assorbe calore la si favorisce.
Esempio:
Si consideri la reazione di formazione dell’ammoniaca N2 (g) + 3H2 (g) ↔2NH3 (g)
Il ΔH°=-92,2 KJ (è il calore di formazione dell’ammoniaca in condizioni standard). Essendo ΔH° minore di zero la reazione è esotermica. Se si abbassa la temperatura allora si favorisce la reazione, quindi questa reazione avviene meglio a basse temperature.

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