Com base em considerações energéticas, qual das seguintes reações ocorrerá mais facilmente?
\begin{aligned} & \mathrm{Cl}_{(\mathrm{g})}+\mathrm{CH}_{4(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{CH}_{3} \mathrm{Cl}+\mathrm{H}_{(\mathrm{g})} \\\ & \mathrm{Cl}_{(\mathrm{g})}+\mathrm{CH}_{4(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{CH}_{3}+\mathrm{HCl}_{(\mathrm{g})} \end{aligned}

Passo 1

O enunciado pede para compararmos duas reações de radicais de cloro com metano, escolhendo aquela que tem a variação de entalpia ( \DeltaH) mais favorável (mais exotérmica ou menos endotérmica). Vamos usar energias médias de ligação (entalpias de dissociação) para estimar \DeltaH de cada reação por
\DeltaH = \sum (\text{ligações quebradas}) \;-\;\sum (\text{ligações formadas})

Passo 2

Listamos as energias de ligação típicas (valores em kJ \cdot mo l^{-} ^{1}):
\;D(\mathrm{C–H})=413,\quad D(\mathrm{C–Cl})=338,\quad D(\mathrm{H–Cl})=432.
Para cada reação, quebramos uma ligação C–H e formamos uma ligação nova (C–Cl na reação 1; H–Cl na reação 2).

Passo 3

Cálculo de \DeltaH_1 para
\mathrm{Cl}_{(g)} + \mathrm{CH}_{4(g)} \to \mathrm{CH}_{3}\mathrm{Cl} + \mathrm{H}_{(g)}:
Quebrou-se uma C–H e formou-se uma C–Cl, logo
\DeltaH_1 = D(\mathrm{C–H}) - D(\mathrm{C–Cl}) = 413 - 338 = +75\\ \text{kJ\cdotmol}^{-1}.
É fortemente endotérmica.

Passo 4

Cálculo de \DeltaH_2 para
\mathrm{Cl}_{(g)} + \mathrm{CH}_{4(g)} \to \mathrm{CH}_{3} + \mathrm{HCl}_{(g)}:
Quebra-se uma C–H e forma-se uma H–Cl, logo
\DeltaH_2 = D(\mathrm{C–H}) - D(\mathrm{H–Cl}) = 413 - 432 = -19\\ \text{kJ\cdotmol}^{-1}.
É levemente exotérmica.

Passo 5

Comparando \DeltaH_1=+75 k J\cdot mo l^{-} ^{1} com \DeltaH_2=-19 k J\cdot mo l^{-} ^{1}, a reação 2 é muito mais favorável termodinamicamente.

Resposta

A segunda reação
\mathrm{Cl}_{(g)}+\mathrm{CH}_{4(g)}\to\mathrm{CH}_{3}+\mathrm{HCl}_{(g)}
ocorrerá mais facilmente.

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