A reação de decomposição
(\mathrm{NH})_{4} \mathrm{Cl}_{(s)} \rightarrow \mathrm{NH}_{3(g)}+\mathrm{HCl}_{(g)}
a 25^{\circ} \mathrm{C} e a 1 atm ocorre espontaneamente. A contribuição dominante é entrópica. Analisando as substâncias envolvidas, isso faz sentido? Por que?

Passo 1

O enunciado descreve a decomposição de (NH_{4})Cl_{(s)} em \;NH_{3(g)} e \;HCl_{(g)} a 25^\circ C e 1 atm, que ocorre espontaneamente. Diz que a contribuição dominante para a espontaneidade é entrópica. Vamos usar termodinâmica química—especialmente o critério de espontaneidade de Gibbs—to analisar por que isso faz sentido.

Passo 2

O critério de espontaneidade a temperatura constante é dado por
\Delta G \;=\;\Delta H \;-\;T\,\Delta S
e a reação é espontânea se \Delta G<0.

Passo 3

Calcular qualitativamente \Delta S:
  • Reagente: um sólido (NH_{4})Cl_{(s)}.
  • Produtos: dois gases \,NH_{3(g)} e HCl_{(g)}.
    Passar de um sólido para dois gases implica grande aumento de dispersão molecular, logo
\Delta S_{\text{reação}} > 0.çã

Passo 4

Analisar \Delta H:
A decomposição de sais muitas vezes é levemente endotérmica (absorve calor). Ou seja, \Delta H>0, mas seu valor não é tão alto. Entretanto, como \Delta S é muito positivo, o termo -T\,\Delta S torna \Delta G negativo.

Passo 5

Concluindo, a enorme criação de entropia (sólido \to dois gases) faz com que
T\,\Delta S \;>\;\Delta H
e, portanto,
\Delta G \;=\;\Delta H - T\,\Delta S < 0.
Isso explica por que a reação ocorre espontaneamente e por que a contribuição entrópica domina.

Resposta

Sim. Como um sólido se transforma em dois gases, há um grande aumento de entropia ( \Delta S>0), de modo que o termo -T\Delta S torna \Delta G negativo apesar de a reação ser levemente endotérmica.

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