Для определения, будет ли реакция протекать самопроизвольно, нам нужно рассчитать изменение свободной энергии Gibbs'a $\Delta G$ по формуле ΔG = ΔG° + RTln$Q$, где ΔG° - изменение свободной энергии Gibbs'a при стандартных условиях, R - универсальная газовая постоянная, T - температура в Кельвинах, а Q - отношение активностей продуктов к активностям реагентов.

Данное уравнение реакции:

4NH3$g$ + 5O2$g$ = 4NO2$g$ + 6H2O$g$

Сначала нам нужно рассчитать ΔG°:

ΔG° = ΣΔG$products$ - ΣΔG$reactants$ ΔG° = 4$-51.8$ + 6$-241.84$ - $4<em>(-16.7)+5</em>(0)$ ΔG° = -207.2 - 1451.04 + 67.6
ΔG° = -1590.64 кДж/моль

Так как ΔG° < 0, то реакция осуществима при стандартных условиях. Теперь посчитаем ΔG:

ΔG = -1590.64 + 8.314*298ln$Q$ Q = Kp, поэтому нам нужно найти константу равновесия Kp. Для этого воспользуемся уравнением связи константы равновесия с изменением свободной энергии Gibbs'a: ΔG = -RTln$Kp$

Kp = exp$-\Delta G/(RT)$ Kp = exp$-(-1590.64)/(8.314\ast 298)$ Kp = exp$1.99$ = 7.31

Так как Kp > 1, то реакция будет протекать самопроизвольно при стандартных условиях.