PRINCIPIO DI LE CHATELIER
Prerequisiti.
Attraverso la cinetica chimica vedi cinetica I, cinetica II e cinetica III si arriva a chiarire il fatto che durante una reazione le velocità si modificano, finché la velocità della reazione diretta e quella della reazione inversa diventano uguali e si raggiunge l'equilibrio.
Situazione che indichiamo in una reazione con una doppia freccia tra reagenti e prodotti:
reagenti «— —» prodotti
o
reagenti ⇔ prodotti.
Consideriamo ora un sistema che ha già raggiunto l'equilibrio e vediamo cosa succede quando si cerca di alterarlo.
Per perturbare un equilibrio si può provocare qualche variazione che renda disuguali, momentaneamente, le velocità della reazione diretta e di quella inversa.
I modi per raggiungere questo risultato sono quelli di: cambiare la temperatura; cambire la pressione; cambiare la concentrazione di almeno una delle sostanze presenti (reagenti o prodotti).
Un equilibrio in fase gassosa può essere alterato semplicemente modificando il volume del contenitore o la pressione.
La risposta alla perturbazione la conosciamo perchè risponde al principio di Le Chatelier, così chiamato in onore dello scienziato Henri Louis Le Chatelier (1850-1936): Se si perturba un sistema chimico che si trova all'equilibrio, l'equilibrio si sposta in modo da ridurre l'effetto della perturbazione apportata.
In altre parole se si disturba un sistema all'equilibrio, avviene una trasformazione che tende ad opporsi al cambiamento, portando il sistema in una nuova posizione di equilibrio.
Materiale e strumenti.
In laboratorio saranno presenti:
  • iodio
  • acqua distillata
  • provette e portaprovette
  • tappi di gomma per provette

Scopo dell'esperienza è l'osservazione di come temperatura, pressione, aggiunta o sottrazione di un reagente possono spostare l'equilibrio per processi veloci chimici o fisici dove quindi la cinetica occupa un ruolo secondario.
1) Un semplice esempio ove è facile vedere l'instaurarsi di un equilibrio veloce è sul processo fisico a carico dello iodio:

I2(s) ⇔ I2(g)

A temperatura ambiente lo iodio è un solido scuro facilmente sublimabile in vapori violetti, da non respirare poich&ecaute; tossico.
In un sistema aperto come alcuni granellini di iodio dentro una provetta, lo iodio tende a passare allo stato gassoso e poiché non si raggiunge mai una condizione di equilibrio all'aria aperta si osserverà gradualmente lo iodio svanire.
In un sistema chiuso come alcuni granellini di iodio dentro una provetta tappata, si osserva invece l'instaurarsi dell'equilibrio sopra scritto, con prevalenza della fase solida.
Un aumento di temperatura tramite un semplice accendino, favorisce il processo endotermico ovvero la reazione verso destra: si osserverà infatti la formazione di vapori violetti che "aleggiano" sopra la massa semiliquida dello iodio. Questi vapori scompaiono velocemente se si raffredda il sistema con ghiaccio, allorché sulle pareti della provetta si condenserà lo iodio in forma di piccoli cristalli dalla lucentezza metallica.

Bibliografia
Adolfo Ferrari "Trattato di chimica generale ed inorganica" ed. Riccardo Pàtron, Bologna 1965
Mark S. Cracolice, Edward I. Peters "Chimica tutto si trasforma" ed. Zanichelli, Bologna 2007