6.42 A reação do cloroetano com água em fase gasosa para produzir etanol e cloreto de hidrogênio tem \Delta H^{\circ}=+26,6 \mathrm{~kJ} \mathrm{~mol}^{-1} e \Delta S^{\circ}=+4,81 \mathrm{~J} \mathrm{~K}^{-1} \mathrm{~mol}^{-1}, a 25^{\circ} \mathrm{C}.
(a) Qual dessas grandezas, se for o caso, favorece a tendência de a reação ser completa?
(b) Calcule \Delta G^{\circ} para a reação. O que você pode dizer agora sobre se a reação irá avançar até se completar?
(c) Calcule a constante de equilíbrio para a reação.
(d) Em solução aquosa a constante de equilíbrio é muito maior do que aquela que você acabou de calcular. Como você pode explicar esse fato?

Passo 1

O enunciado trata da reação gasosa
\text{C}_2\text{H}_5\text{Cl (g)} + \text{H}_2\text{O (g)} \longrightarrow \text{C}_2\text{H}_5\text{OH (g)} + \text{HCl (g)}
com \Delta H^{\circ}=+26{,}6\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} e \Delta S^{\circ}=+4{,}81\\ \mathrm{J\,K^{-1}\,mol^{-1}} a 25\,^\circ\mathrm{C}. O conteúdo é termodinâmica química e vamos usar
\Delta G^{\circ} \;=\;\Delta H^{\circ} - T\,\Delta S^{\circ}
para avaliar espontaneidade e ainda
K = \exp\Bigl(-\tfrac{\Delta G^{\circ}}{R\,T}\Bigr)
para achar a constante de equilíbrio.

Passo 2

Analisando os sinais:
\Delta H^{\circ}=+26{,}6\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} (endotérmico) não favorece a reação.
\Delta S^{\circ}=+4{,}81\\ \mathrm{J\,K^{-1}\,mol^{-1}} (aumento de entropia) favorece a reação.
Logo, quem tende a empurrar a reação adiante é o termo de entropia.

Passo 3

Calcular \Delta G^{\circ} a T=25\,^\circ\mathrm{C}=298{,}15\\ \mathrm{K}. Primeiro convertemos \Delta H^{\circ} para joules:
\Delta H^{\circ}=+26{,}6\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}=+2,66\times10^4\\ \mathrm{J\,mol^{-1}}.
Então
\Delta G^{\circ} = \Delta H^{\circ} - T\,\Delta S^{\circ} = 2{,}66\times10^4 \;-\; 298{,}15\times4{,}81 \approx 2{,}66\times10^4 - 1{,}43\times10^3 = +2,52\times10^4\\ \mathrm{J\,mol^{-1}}
ou seja \Delta G^{\circ}\approx+25{,}2\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}. Como \Delta G^{\circ}>0, a reação não é espontânea sob condições-padrão e não irá se completar totalmente.

Passo 4

Agora a constante de equilíbrio:
K = \exp\Bigl(-\tfrac{\Delta G^{\circ}}{R\,T}\Bigr) = \exp\!\Bigl(-\tfrac{2{,}52\times10^4}{8{,}314\cdot298{,}15}\Bigr) \approx \exp(-10{,}16) \approx 3{,}9\times10^{-5}.
Portanto K\ll1, corroborando que os reagentes prevalecem em equilíbrio gasoso.

Passo 5

Em solução aquosa a constante é bem maior porque, ao formar HCl, ele se dissolve e se ioniza fortemente em \mathrm{H^+} e \mathrm{Cl^-}, removendo produto do equilíbrio gasoso. Além disso, a água em excesso (solvente) empurra ainda mais a reação para a direita (Princípio de Le Chatelier), aumentando efetivamente K.

Resposta

(a) O termo de entropia \Delta S^{\circ}>0.
(b) \Delta G^{\circ}\approx+25{,}2\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}, reação não espontânea a 25\,^\circ\mathrm{C}.
(c) K\approx3{,}9\times10^{-5}.
(d) Em meio aquoso o HCl formado se dissolve e dissocia, retirando produto do equilíbrio gasoso, e a água em grande excesso desloca o equilíbrio para a formação de etanol e HCl, elevando muito K.

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