1. L'enunciato del principio

Formulato nel 1884 dal chimico francese Henri Le Chatelier, il principio di Le Chatelier (noto anche come principio dell'equilibrio mobile) descrive il comportamento dei sistemi chimici in equilibrio quando subiscono una variazione delle condizioni esterne.

In parole semplici, il sistema si comporta come una molla elastica: se viene compresso o stirato, si oppone alla forza applicata per cercare di ritornare alla condizione iniziale, trovando tuttavia un nuovo stato di equilibrio.

2. Effetto della variazione di concentrazione

Modificare la concentrazione di uno dei reagenti o dei prodotti altera immediatamente il quoziente di reazione ($Q_c$) rispetto alla costante ($K_c$), costringendo il sistema a spostarsi:

• Aggiunta di un reagente (o rimozione di un prodotto): il sistema reagisce consumando il reagente in eccesso, spostando l'equilibrio verso destra ($\rightarrow$).
• Aggiunta di un prodotto (o rimozione di un reagente): il sistema reagisce consumando il prodotto in eccesso, spostando l'equilibrio verso sinistra ($\leftarrow$).

Nota utile: Aggiungere o sottrarre specie chimiche non modifica il valore numerico della costante di equilibrio $K_c$, ma cambia soltanto le concentrazioni delle singole sostanze fino a ripristinare il rapporto costante.

3. Effetto della variazione di pressione (e volume)

Le variazioni di pressione e volume influenzano in modo significativo soltanto i sistemi chimici che coinvolgono sostanze allo stato gassoso (i solidi e i liquidi sono considerati incomprimibili).

• Aumento della pressione (o diminuzione del volume): il sistema subisce una compressione e reagisce spostandosi nella direzione che produce un minor numero di moli gassose totali, riducendo così l'urto contro le pareti del recipiente.
• Diminuzione della pressione (o aumento del volume): il sistema reagisce spostandosi nella direzione che produce un maggior numero di moli gassose.

4. Effetto della variazione di temperatura

La temperatura è l'unico fattore in grado non solo di spostare l'equilibrio, ma di modificare il valore numerico della costante di equilibrio ($K_c$). Per applicare il principio di Le Chatelier, dobbiamo considerare il calore come se fosse un vero e proprio reagente o prodotto:

• Nelle reazioni esotermiche ($\Delta H < 0$), il calore viene liberato tra i prodotti: $$\text{Reagenti} \rightleftharpoons \text{Prodotti} + \text{Calore}$$
  • Un aumento di temperatura fornisce calore indesiderato, spingendo l'equilibrio a sinistra ($\leftarrow$) e facendo diminuire $K_c$.
  • Una diminuzione di temperatura sottrae calore, spingendo l'equilibrio a destra ($\rightarrow$) e facendo aumentare $K_c$.
• Nelle reazioni endotermiche ($\Delta H > 0$), il calore viene assorbito tra i reagenti: $$\text{Reagenti} + \text{Calore} \rightleftharpoons \text{Prodotti}$$
  • Un aumento di temperatura fornisce calore, spingendo l'equilibrio a destra ($\rightarrow$) e facendo aumentare $K_c$.
  • Una diminuzione di temperatura sottrae calore, spingendo l'equilibrio a sinistra ($\leftarrow$) e facendo diminuire $K_c$.