Il chimico francese Henri Louis Le Chatelier ha creato una delle leggi più conosciute della chimica che prevede la risposta del sistema chimico in equilibrio quando esposto a un'alterazione.
Con i risultati dei suoi studi, ha formulato una generalizzazione per l'equilibrio chimico che afferma quanto segue:
"Quando un fattore esterno agisce su un sistema in equilibrio, si muove, sempre nel senso di minimizzare l'azione del fattore applicato."
Quando l'equilibrio di un sistema chimico è disturbato, il sistema agisce per ridurre al minimo questo disturbo e ripristinare la stabilità.
Pertanto, il sistema presenta:
- uno stato di equilibrio iniziale.
- uno stato "sbilanciato" con il cambiamento di un fattore.
- un nuovo stato di equilibrio che si oppone al cambiamento.
Esempi di disturbi esterni che possono influenzare l'equilibrio chimico sono:
| Fattore | Disturbo | È fatto |
|---|---|---|
| Concentrazione | Aumentare | Consuma la sostanza |
| Diminuire | la sostanza è prodotta | |
| Pressione | Aumentare | Si sposta al volume più piccolo |
| Diminuire | Si sposta al volume più alto | |
| Temperatura | Aumentare | Assorbe il calore e modifica la costante di equilibrio |
| Diminuire | Rilascia calore e modifica la costante di equilibrio | |
| Catalizzatore | Presenza | La reazione accelera |
Questo principio è di grande importanza per l'industria chimica, poiché le reazioni possono essere manipolate e rendere i processi più efficienti ed economici.
Ne è un esempio il processo messo a punto da Fritz Haber, che, utilizzando il principio di Le Chatelier, ha creato economicamente un percorso per la produzione di ammoniaca dall'azoto atmosferico.
Successivamente, esamineremo l'equilibrio chimico secondo la legge di Chatelier e come le perturbazioni possono alterarlo.
saperne di più su:
- Equilibrio chimico
- Equilibrio ionico
- Indicatori acido-base
Effetto di concentrazione
Quando c'è un equilibrio chimico, il sistema è equilibrato.
Il sistema in equilibrio può subire un disturbo quando:
- Aumentiamo la concentrazione di un componente della reazione.
- Abbassiamo la concentrazione di un componente della reazione.
Quando aggiungiamo o togliamo una sostanza dalla reazione chimica, il sistema si oppone al cambiamento, consumando o producendo più di quel composto in modo da ristabilire l'equilibrio.
Le concentrazioni di reagenti e prodotti cambiano per adattarsi a un nuovo equilibrio, ma la costante di equilibrio rimane la stessa.
Esempio:
A saldo:
La reazione ha una maggiore concentrazione di prodotti, perché dal colore blu della soluzione si vede che il [complesso CoCl4]-2 predomina.
Anche l'acqua è un prodotto della reazione diretta e quando ne aumentiamo la concentrazione nella soluzione, il sistema si oppone al cambiamento, facendo reagire l'acqua e il complesso.
L'equilibrio viene spostato a sinistra, direzione di reazione inversa, e fa aumentare la concentrazione dei reagenti, cambiando il colore della soluzione.
Effetto della temperatura
Il sistema in equilibrio può subire un disturbo quando:
- C'è un aumento della temperatura del sistema.
- C'è una diminuzione della temperatura del sistema.
Quando si aggiunge o si rimuove energia da un sistema chimico, il sistema si oppone al cambiamento, assorbendo o rilasciando energia in modo da ristabilire l'equilibrio.
Quando il sistema varia la temperatura, l'equilibrio chimico si sposta come segue:
Aumentando la temperatura si favorisce la reazione endotermica e il sistema assorbe calore.
Quando invece si abbassa la temperatura, si favorisce la reazione esotermica e il sistema cede calore.
Esempio:
Nell'equilibrio chimico:
Quando poniamo la provetta contenente questo sistema in un bicchiere di acqua calda, la temperatura del sistema aumenta e l'equilibrio si sposta, formando più prodotti.
Questo perché la reazione diretta è endotermica e il sistema si ristabilirà assorbendo calore.
Inoltre, le variazioni di temperatura alterano anche le costanti di equilibrio.
effetto pressione pressure
Il sistema in equilibrio può subire un disturbo quando:
- Si verifica un aumento della pressione totale del sistema.
- C'è una diminuzione della pressione totale del sistema.
Quando aumentiamo o diminuiamo la pressione di un sistema chimico, il sistema si oppone al cambiamento, spostando il equilibrio rispettivamente nel senso di volume minore o maggiore, ma non cambia la costante di equilibrio.
Quando il sistema varia il volume, minimizza l'azione della pressione applicata, come segue:
Maggiore è la pressione applicata al sistema, si avrà una contrazione del volume e l'equilibrio si sposterà verso il minor numero di moli.
Tuttavia, se la pressione diminuisce, il sistema si espande, aumentando il volume e la direzione della reazione si sposta su quella con il maggior numero di moli.
Esempio:
Le cellule del nostro corpo ricevono ossigeno attraverso l'equilibrio chimico:
Questo sistema si instaura quando l'ossigeno dell'aria che respiriamo entra in contatto con l'emoglobina presente nel sangue, dando origine all'ossiemoglobina, che trasporta l'ossigeno.
Quando una persona scala una montagna, maggiore è l'altitudine raggiunta, minore è la quantità e la pressione parziale di O2 in aria.
L'equilibrio che trasporta l'ossigeno nel corpo si sposta a sinistra e riduce la quantità di ossi-emoglobina, compromettendo la quantità di ossigeno ricevuta dalle cellule.
Il risultato di ciò è la comparsa di vertigini e stanchezza, che possono persino portare alla morte.
Il corpo cerca di reagire producendo più emoglobina. Tuttavia, questo è un processo lento, che richiede l'impostazione in quota.
Pertanto, le persone che possono scalare l'Everest sono quelle più adatte all'altitudine estrema.
catalizzatori
L'uso di un catalizzatore interferisce con la velocità di reazione, sia nella reazione diretta che in quella inversa.
Perché si verifichi una reazione, è necessario raggiungere un'energia minima affinché le molecole si scontrino e reagiscano efficacemente.
Il catalizzatore, quando inserito nel sistema chimico, agisce diminuendo questa energia di attivazione formando un complesso attivato e creando un percorso più breve per raggiungere l'equilibrio chimico.
Aumentando equamente le velocità di reazione, si riduce il tempo necessario per raggiungere l'equilibrio, come si può vedere nei grafici seguenti:
Tuttavia, l'uso di catalizzatori non modifica la resa di reazione o la costante di equilibrio perché non interferisce con la composizione della miscela.
sintesi dell'ammoniaca
I composti a base di azoto sono ampiamente utilizzati in fertilizzanti agricoli, esplosivi, medicinali, tra gli altri. Per questo motivo vengono prodotte milioni di tonnellate di composti azotati, come l'ammoniaca NH3, NH nitrato di ammonio4AL3 e urea H2NCONH2.
A causa della domanda mondiale di composti azotati, principalmente per le attività agricole, il salnitro NaNO del Cile3, la principale fonte di composti azotati, era la più utilizzata fino all'inizio del XX secolo, ma il salnitro naturale non sarebbe in grado di soddisfare la domanda attuale.
È interessante notare che l'aria atmosferica è una miscela di gas, composta per oltre il 70% di azoto N2. Tuttavia, a causa della stabilità del triplo legame diventa un processo molto difficile rompere questo legame per formare nuovi composti.
La soluzione a questo problema è stata proposta dal chimico tedesco Fritz Haber. La sintesi dell'ammoniaca proposta da Haber porta il seguente equilibrio chimico:
Per essere implementato industrialmente, questo processo è stato perfezionato da Carl Bosch ed è il più utilizzato fino ad oggi per catturare l'azoto dall'aria con particolare attenzione all'ottenimento di composti azotati.
Utilizzando il principio di Le Chatelier, l'equilibrio chimico può essere aumentato quando:
Aggiungi H2 e fa sì che il sistema si opponga al cambiamento e reagisca per abbassare la concentrazione di quel reagente.
Quindi, H2 e no2 vengono consumati simultaneamente per produrre più prodotto e creare un nuovo stato di equilibrio.
Allo stesso modo, aggiungendo più azoto, l'equilibrio si sposta a destra.
Industrialmente, l'equilibrio è spostato dalla continua rimozione di NH3 del sistema mediante liquefazione selettiva, aumentando la resa della reazione, in quanto l'equilibrio da ristabilire tende a formare più prodotto.
La sintesi di Haber-Bosch è una delle applicazioni più importanti degli studi sull'equilibrio chimico.
Per l'importanza di questa sintesi, Haber ricevette il Premio Nobel per la Chimica nel 1918 e Bosch il Premio nel 1931.
Esercizi di cambio di equilibrio
Ora che sai come interpretare i cambiamenti che possono verificarsi nell'equilibrio chimico, usa queste domande vestibolari per testare le tue conoscenze.
1. (UFPE) Gli antiacidi più indicati dovrebbero essere quelli che non riducono troppo l'acidità nello stomaco. Quando la riduzione dell'acidità è eccessiva, lo stomaco secerne acido in eccesso. Questo effetto è noto come "rivincita acida". Quale dei seguenti elementi potrebbe essere associato a questo effetto?
a) La legge di conservazione dell'energia.
b) Il principio di esclusione di Pauli.
c) Il principio di Le Chatelier.
d) Il primo principio della Termodinamica.
e) Principio di indeterminazione di Heisenberg.
Alternativa corretta: c) Principio di Le Chatelier.
Gli antiacidi sono basi deboli che agiscono aumentando il pH dello stomaco e, di conseguenza, diminuendo l'acidità.
La diminuzione dell'acidità avviene neutralizzando l'acido cloridrico presente nello stomaco. Tuttavia, riducendo troppo l'acidità, può creare uno squilibrio nel corpo, poiché lo stomaco lavora in un ambiente acido.
Come affermato dal principio di Le Chatelier, quando un sistema di equilibrio è esposto a un disturbo, ci sarà opposizione a questo cambiamento in modo che l'equilibrio venga ristabilito.
In questo modo, il corpo produrrà più acido cloridrico producendo l'effetto "rivincita acida".
Gli altri principi presentati nelle alternative riguardano:
a) Legge di conservazione dell'energia: in una serie di trasformazioni si conserva l'energia totale del sistema.
b) Il principio di esclusione di Pauli: in un atomo, due elettroni non possono avere lo stesso insieme di numeri quantici.
d) Il primo principio della Termodinamica: la variazione dell'energia interna del sistema è la differenza tra il calore scambiato e il lavoro svolto.
e) Principio di indeterminazione di Heisenberg: non è possibile determinare la velocità e la posizione di un elettrone in un dato istante.
Per quanto riguarda il sistema in equilibrio si può giustamente affermare che:
a) la presenza di un catalizzatore influisce sulla composizione della miscela.
b) la presenza di un catalizzatore influenza la costante di equilibrio.
c) l'aumento della pressione diminuisce la quantità di CH4(g).
d) l'aumento della temperatura influenza la costante di equilibrio.
e) l'aumento della temperatura diminuisce la quantità di CO(g) .
Alternativa corretta: d) l'aumento della temperatura influisce sulla costante di equilibrio.
Alzando la temperatura, la reazione diretta, che è endotermica, ne risentirà, perché per ristabilire l'equilibrio il sistema assorbirà energia e sposterà l'equilibrio verso destra.
Spostando l'equilibrio nella direzione diretta, la quantità di prodotti formati viene aumentata.
La costante di equilibrio è direttamente proporzionale alla concentrazione dei prodotti: maggiore è la quantità di prodotti, maggiore è il valore della costante.
Possiamo quindi osservare che l'aumento della temperatura aumenta la quantità di CO e H2.
L'aumento della pressione sposta l'equilibrio verso la reazione inversa, poiché l'equilibrio si sposta verso il minor numero di moli. Con ciò, la quantità di CH4 e H2Il è aumentato.
L'uso del catalizzatore non interferisce con la costante di equilibrio e la composizione della miscela. Agirà solo rendendo l'equilibrio più rapidamente raggiunto.
3. (UFC) Nello studio dell'azione del gas velenoso COCl2, utilizzato come arma chimica, si osserva il processo di decomposizione secondo la reazione:
Partendo da una situazione di equilibrio, sono state aggiunte 0,10 mol di CO e il sistema, dopo qualche tempo, ha raggiunto una nuova situazione di equilibrio. Scegliere l'opzione che indica in che modo le nuove concentrazioni di equilibrio sono correlate a quelle precedenti.
| [COCl2] | [CO] | [Cl2] | |
| Il) | nuovo > vecchio | nuovo > vecchio | nuovo |
| B) | nuovo > vecchio | nuovo > vecchio | nuovo > vecchio |
| ç) | nuovo | nuovo > vecchio | nuovo |
| d) | nuovo > vecchio | nuovo | nuovo |
| e) | stesso | stesso | stesso |
Alternativa corretta:
| [COCl2] | [CO] | [Cl2] | |
| Il) |
Quando viene aggiunta una nuova sostanza, il sistema consuma quella sostanza per ripristinare l'equilibrio, poiché la sua concentrazione è aumentata.
Questo consumo avviene facendo reagire la sostanza con l'altro composto, creando così più prodotto.
Quindi, quando aumentiamo la concentrazione di CO, ci sarà consumo, ma non fino al punto di diventare inferiore alla concentrazione nello stato iniziale, poiché il suo consumo avverrà insieme ad un altro componente.
Già la concentrazione di Cl2 diventa più piccolo di quello iniziale, dovendo reagire con la quantità di CO aggiunta.
Dalla giunzione delle due sostanze è stata aumentata la concentrazione di COCl2, in quanto è il prodotto formato.
Questi cambiamenti nell'equilibrio chimico possono essere visti nel seguente grafico:
4. (UFV) Lo studio sperimentale di una reazione chimica in equilibrio ha dimostrato che l'aumento di la temperatura ha favorito la formazione di prodotti, mentre l'aumento della pressione ha favorito la formazione di reagenti. Sulla base di queste informazioni e sapendo che A, B, C e D sono gas, segna l'alternativa che rappresenta l'equazione studiata:
| Il) | ||
| B) | ||
| ç) | ||
| d) | ||
| e) |
Alternativa corretta:
| Il) |
All'aumentare della temperatura il sistema assorbe calore per ristabilire l'equilibrio e, con questo, favorisce la reazione endotermica, il cui ∆H è positivo.
Le alternative che corrispondono a favorire la formazione dei prodotti aumentando la temperatura sono: a, b e d.
Tuttavia, all'aumentare della pressione, l'equilibrio si sposta verso il volume più piccolo, cioè quello con il minor numero di moli.
Affinché la reazione si sposti verso i reagenti, è necessario che questa direzione della reazione abbia un minor numero di moli rispetto ai prodotti.
Questo si osserva solo nella prima alternativa.
5. (UEMG) Le seguenti equazioni rappresentano sistemi in equilibrio. Qual è l'unico sistema che non si sposta al cambiamento di pressione?
a) OS2(g) + 1/2 O2(g) COS3(g)
b) CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2oh(g)
c) No2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
d) 2 CO2(g) 2 CO(g) + O2(g)
Alternativa corretta: b) CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2oh(g)
Quando un sistema cambia la pressione totale, l'equilibrio viene ristabilito con la variazione di volume.
Se la pressione aumenta, il volume diminuisce, spostando l'equilibrio al minor numero di moli.
Quando la pressione diminuisce, il volume aumenta, spostando l'equilibrio nel senso di un maggior numero di moli.
Ma quando si forma lo stesso numero di moli di sostanze reagenti e prodotti, non c'è modo di spostare l'equilibrio, poiché il volume non cambia.
Conosciamo il numero di moli dai coefficienti stechiometrici accanto a ciascuna sostanza.
Possiamo vederlo nell'equazione alternativa
b) CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2oh(g)
dove 1 mole di CO2 reagisce con 1 mole di H2 per formare 1 mole di CO e 1 mole di H2O.
In entrambe le direzioni della reazione ci sono 2 moli, quindi i cambiamenti di pressione non cambierebbero il volume.
Scopri altre domande sullo spostamento dell'equilibrio chimico, con risoluzione commentata, in questo elenco che abbiamo preparato: esercizi di equilibrio chimico.
Chi era Le Chatelier?
