In che modo gas inerte influisce sull'equilibrio in fase gas?

continuo comunque a non capire matematicamente la logica che c'è dietro.
Io utilizzo questa espressione:
Kp=Kn x (Ptot/ntot)^deltaN dove deltaN è la differenza dei coefficienti stechiometrici tra reagenti e prodotti, ptot la pressione totale del sistema, n tot il numero di moli totale del sistema e Kn la costante di equilibrio espressa in moli. Io ragionavo os': se la reazione ha diminuzione del numero di moli, deltaN sarà negativo e di conseguenza avrò esponente negativo a (Ptot/ntot), dunque è come scrivere (ntot/ptot) e togliere il segno 1-1 dall'esponente. a questo punto, se aggiungo un inerte, questo mi va a modificare il numero di moli totali presenti nel sistema e avrò così che ntot cresce, ma essendo al numeratore, per tenere Kp costante, il sistema risponderà abbassando l'altro termine che è Kn, ovvero le moli dei prodotti rispetto a quelle dei reagenti andranno a diminuire. In questo modo aggiungere un inerte spiegherebbe come mai sposta l'equilibrio verso i reagenti. è corretto come ragionamento? e se sì, come mai la presenza di un inerte non aumenta o diminuisce la Ptot del sistema?

Gas inerti ed equilibrio fase gas

I gas inerti, noti anche come gas nobili, non reagiscono con altre sostanze e sono chimicamente stabili. Quando vengono introdotti in un equilibrio in fase gassosa, i gas inerti possono influenzare la posizione di equilibrio, ma il loro impatto può essere piuttosto trascurabile.
Punti chiave sugli effetti dei gas inerti:
- Variazione di pressione: L'aggiunta di un gas inerte a un sistema a volume costante aumenta la pressione totale senza modificare le pressioni parziali dei gas che reagiscono.
- Posizione di equilibrio: Se il volume è costante, l'aggiunta di un gas inerte non favorisce né i reagenti né i prodotti perché le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti rimangono invariate.
- Se il sistema è a pressione costante e il volume può variare, l'introduzione di un gas inerte può spostare la posizione di equilibrio a seconda delle variazioni delle pressioni parziali.
Esempio pratico

Si consideri la reazione di equilibrio del biossido di azoto (NO2) che si dimerizza per formare tetrossido di dinitrogeno (N2O4):

2 NO2(g) ==> N2O4(g)

Condizioni iniziali:
- Supponiamo di avere una miscela all'equilibrio di:
- [NO2] = 0.5 M
- [N2O4] = 0,25 M

Costante di equilibrio Kc:
La costante di equilibrio Kc per la reazione è data da:

Kc = N2O4/[NO2]^2

Calcolo di Kc:

Kc = 0,25/0,5^2 = 0,25/0,25 = 1

Introduzione del gas inerte

Supponiamo ora di aggiungere un gas inerte (ad esempio, Argon, Ar) nel sistema a volume costante. Questo gas inerte non partecipa alla reazione, ma vediamo cosa succede:
Prima dell'aggiunta:
- Pressione totale Ptotale = PNO2+ PN2O4
- Assumendo un comportamento ideale dei gas, possiamo calcolare le pressioni parziali in base alle concentrazioni.

Dopo l'aggiunta:
- Quando si aggiunge un gas inerte, la pressione totale aumenta, ma le pressioni parziali di NO2 e N2O4 rimangono invariate. Pertanto, le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti non cambiano.

Conclusione: Poiché le concentrazioni rimangono invariate, la costante di equilibrio Kc, rimane la stessa e la posizione dell'equilibrio non si sposta.

Riassunto degli effetti:
- A volume costante: L'aggiunta di un gas inerte non sposta la posizione di equilibrio.
- Se il volume dovesse aumentare a causa dell'aggiunta di un gas inerte, lo spostamento potrebbe favorire il lato della reazione con più moli di gas.

Note finali
I gas inerti possono influenzare la pressione totale, ma non influenzano direttamente le concentrazioni di equilibrio dei reagenti e dei prodotti in un sistema chiuso a volume costante