# Chimica generale/Principio di Le Châtelier

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Secondo il principio di Le Châtelier, da lui enunciato nel 1884, ogni sistema tende a reagire ad una modifica impostagli dall'esterno minimizzandone gli effetti. Il principio è conosciuto anche come legge dell'equilibrio mobile.
Si tratta di un principio empirico qualitativo la cui codifica in termini rigorosi in termodinamica si vedrà nella trattazione della costante di equilibrio delle reazioni chimiche

## Applicazioni
### Variazione di concentrazione

Aumentando la concentrazione dei reagenti (anche solamente di uno) l'equilibrio della reazione si sposta a destra, diminuendo la concentrazione dei reagenti l'equilibrio della reazione si sposta a sinistra. Ad esempio nella reazione 2CrO$_4$$^{2-}$ + 2H$^+$ ↔ Cr$_2$O$_7$$^{2-}$ + H$_2$O aggiungendo ioni H$^+$ secondo il principio di Le Chatelier l’equilibrio si sposta a destra sul dicromato quindi la sua concentrazione aumenta e il colore della soluzione passa dal giallo del cromato all'arancione del dicromato.

### Variazione di temperatura

Si hanno due situazioni:

#### ΔH < 0

    la reazione è esotermica, dunque un aumento della temperatura sposta l'equilibrio a sinistra, una diminuzione della temperatura sposta l'equilibrio a destra.

#### ΔH > 0

    la reazione è endotermica, dunque un aumento della temperatura sposta l'equilibrio a destra, una diminuzione della temperatura sposta l'equilibrio a sinistra.

### Variazione di pressione

Aumentando la pressione l'equilibrio della reazione si sposterà dove ci sarà una diminuzione del numero di moli. Diminuendo la pressione, invece, avviene il contrario e la reazione si sposta dove ci sarà un aumento del numero di moli. Questo avviene per riequilibrare la pressione totale del sistema rendendola costante (tenendo conto che un aumento di particelle, ovviamente gassose, in un volume definito, aumentano la pressione del sistema).
Per esempio nella reazione:
N$_2$ + 3H$_2$ ↔ 2NH$_3$
che avviene con diminuzione del numero di moli (1 + 3 = 4 nei reagenti; 2 nei prodotti) un aumento della pressione farà spostare la reazione verso la formazione dell'ammoniaca (NH$_3$)

### Aggiungendo un catalizzatore

Non avviene nessun tipo di spostamento della reazione in quanto l'unica cosa che si modifica è la velocità di reazione.