Для вычисления изменения свободной энергии Гиббса (ΔG) реакции используем уравнение:

ΔG = ΔG° + RTln(Q)

Где ΔG° - изменение свободной энергии Гиббса при стандартных условиях, R - универсальная газовая постоянная, T - температура в Кельвинах, Q - значение равновесной константы реакции.

Данная реакция является прямой, так как продукты содержатся в более устойчивых состояниях, чем реагенты.

Давайте рассчитаем изменение свободной энергии Гиббса при стандартных условиях (ΔG°):

ΔG° = ΣnΔGf°(продукты) - ΣmΔGf°(реагенты)

ΔG° = 2ΔGf°(Ag2S) + 2ΔGf°(H2O) - 4ΔGf°(Ag) - 2ΔGf°(H2S) - ΔGf°(O2)

ΔG° = 2(-158,4) + 2(-237,2) - 40 - 2(-20,5) - 0 = -595,2 кДж/моль

Теперь найдем значение Q (отношение концентраций продуктов к концентрациям реагентов):

Q = [Ag2S]^2[Н2О]^2 / [Ag]^4[H2S]^2[O2]

Так как все вещества находятся в твёрдом или жидком состоянии, исходя из принципа действия масс, концентрации участвующих в реакции веществ равны единице.

Q = 1

Теперь можем найти значение ΔG для данной реакции при стандартных условиях:

ΔG = ΔG° + RTln(Q)
ΔG = -595,2 + 8,314298ln(1) = -595,2 кДж/моль

Таким образом, изменение свободной энергии Гиббса для данной реакции при стандартных условиях равно -595,2 кДж/моль, что соответствует отрицательному значению. Поскольку ΔG < 0, то реакция протекает спонтанно в направлении образования продуктов.