A reação do cloreto de metila com a água produz metanol e gás cloreto de hidrogênio à temperatura ambiente, apesar do fato de De. Usando argumentos termodinâmicos, proponha uma explicação de por que o metanol se forma mesmo assim.

Passo 1

Então, temos uma reação onde o cloreto de metila reage com a água para formar metanol e gás cloreto de hidrogênio. A questão menciona que, mesmo com um ΔH₍r°₎ de 7,3 kcal/mol (o que indica que a reação absorve calor e é endotérmica), o metanol ainda é formado. Vamos usar conceitos de termodinâmica para entender por que isso acontece. Para resolver, vamos precisar entender entalpia (ΔH), entropia (ΔS) e a energia livre de Gibbs (ΔG).

Passo 2

Primeiro, vamos relembrar a fórmula da energia livre de Gibbs:
De
Essa equação nos diz que a espontaneidade de uma reação depende tanto da variação da entalpia quanto da entropia da reação.

Passo 3

Sabemos que ΔH é positivo (7,3 kcal/mol), o que significa que a reação absorve calor e não é espontânea apenas com base na entalpia. Mas não podemos esquecer da entropia, ΔS, que representa a desordem do sistema.

Passo 4

Quando o cloreto de metila reage com a água, formam-se metanol e gás HCl. Observamos que a quantidade de moléculas gaseosas aumenta (cloreto de hidrogênio é um gás), o que aumenta a entropia do sistema (ΔS positivo).

Passo 5

Com ΔH positivo e ΔS positivo, a equação da energia livre de Gibbs fica:
De
Se a temperatura (T) for suficientemente alta, o termo $ T \Delta S $ pode superar o ΔH positivo, tornando ΔG negativo.

Passo 6

Uma ΔG negativa indica que a reação é espontânea. Portanto, mesmo que a reação absorva calor (endotérmica), o aumento na desordem (entropia) faz com que a reação ocorra espontaneamente a temperatura ambiente.

Resposta

A formação de metanol ocorre porque o aumento da entropia supera a absorção de calor, resultando em uma energia livre de Gibbs negativa, o que torna a reação termodinamicamente favorável mesmo com ΔH₍r°₎ positivo.

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