Рассчитайте изменение стандартных термодинамических функций (ΔН0, ΔS0, ΔG0) в реакции разложения хлорида аммония на

Рассчитайте изменение стандартных термодинамических функций (ΔН0, ΔS0, ΔG0) в реакции разложения хлорида аммония на хлористый водород и аммиак и сделайте вывод о прочности или непрочности хлорида аммония. Напишите уравнение константы равновесия образования этой соли. У нас протекает реакция: NH4Cl → t NH3↑ + HCl↑ k = [HCl]*[NH3]/[NH4Cl]

Найдем изменение энтальпии для реакции, используя следствие из закона Гесса:
Следствие 2 из закона Гесса: тепловой эффект реакции (стандартная энтальпия химической реакции ΔН0298) равен разности между суммой стандартных энтальпий образования продуктов реакции и суммой стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических количеств всех веществ и их агрегатных состояний.
ΔН0298 = ∑(n прод.∙Δ Н0298 прод.) – ∑(n исх.в-в ∙ΔfН0298 исх.в-в)
Запишем закон Гесса для нашей реакции:
ΔH = ΔHNH3 + ΔHHCl - ΔHNH4Cl
Изменение энтропии системы в результате химической реакции (ΔS) равно сумме энтропии продуктов реакции за вычетом суммы энтропии исходных веществ .
ΔS0298 = ∑(n прод.∙ΔS0298 прод.) – ∑(n исх.в-в ∙ΔS0298 исх.в-в)
Для нашей реакции:
ΔS = ΔSNH3 + ΔSHCl - ΔSNH4Cl
Данные
SNH3г = 192,66 Дж/моль*К
S⁰HClг = 186,8 Дж/моль*К
S⁰NH4Cl = 95,81 Дж/моль*К
ΔHNH3г = -45.94 кДж/моль
ΔHHClг = -92.31 кДж/моль
ΔHNH4Cl = -314.22 кДж/моль
ΔH = ΔHNH3 + ΔHHCl - ΔHNH4Cl = -45.94-92.31 +314.22= 175,97 кДж
ΔS = ΔSNH3 + ΔSHCl - ΔSNH4Cl = 192.66+186.8-95.81= 283.65 Дж
Энергия Гиббса, связанная с энтальпией и энтропией соотношением:
ΔG= ΔH-T*ΔS = 175970-298*283.65= 91262,3 Дж или 91,3 кДж
Так как ΔG>0 то реакция в прямом направлении при стандартных условиях не идет.
T = ΔH/ ΔS = 175970/283.65=620.4 K
Выше 620.4 K энтропийный фактор будет преобладающим, энергии Гиббса станет отрицательной и реакция может пойти самопроизвольно

.
ΔS0298 = ∑(n прод.∙ΔS0298 прод.) – ∑(n исх.в-в ∙ΔS0298 исх.в-в)
Для нашей реакции:
ΔS = ΔSNH3 + ΔSHCl - ΔSNH4Cl
Данные
SNH3г = 192,66 Дж/моль*К
S⁰HClг = 186,8 Дж/моль*К
S⁰NH4Cl = 95,81 Дж/моль*К
ΔHNH3г = -45.94 кДж/моль
ΔHHClг = -92.31 кДж/моль
ΔHNH4Cl = -314.22 кДж/моль
ΔH = ΔHNH3 + ΔHHCl - ΔHNH4Cl = -45.94-92.31 +314.22= 175,97 кДж
ΔS = ΔSNH3 + ΔSHCl - ΔSNH4Cl = 192.66+186.8-95.81= 283.65 Дж
Энергия Гиббса, связанная с энтальпией и энтропией соотношением:
ΔG= ΔH-T*ΔS = 175970-298*283.65= 91262,3 Дж или 91,3 кДж
Так как ΔG>0 то реакция в прямом направлении при стандартных условиях не идет.
T = ΔH/ ΔS = 175970/283.65=620.4 K
Выше 620.4 K энтропийный фактор будет преобладающим, энергии Гиббса станет отрицательной и реакция может пойти самопроизвольно