Рассчитать изменение стандартной свободной энергии Гиббса и сделать вывод о направлении процесса при указанной температуре

Из термодинамических таблиц выписываем стандартные энтальпии образования и стандартные энтропии веществ:
Функция СО(г) Н2О(г) СО2(г) Н2(г)
ΔН0обр, кДж/моль –110,5 –241,8 –393,5 0
S0, Дж/(моль*К) 197,4 189 213,6 130,1
Находим стандартные энтальпию и энтропию реакции
СО(г) + Н2О(г) ↔ СО2(г) + Н2(г)
ΔН0р = ΔН0обр.СО2 + ΔН0обр.Н2 – (ΔН0обр.СО + ΔН0обр.Н2О)
ΔН0р = –393,5 + 0 – ((-110,5) + (-241,8)) = -41,2 кДж/моль
ΔS0р = S0СО2 + S0Н2 – (S0СО + S0Н2О)
ΔS0р = 213,6 + 130,1 – (197,4 + 189) = -42,7 Дж/(моль*К)
Находим стандартную энергию Гиббса:
ΔGоp = ΔН0р – T* ΔS0р
ΔGоp = -41,2 – (650+298)*(-42,7*10–3) = -0,720 кДж/моль = -720 Дж/моль<0
Следовательно, при температуре 650оС процесс термодинамически возможен.
Находим равновесную температуру:
Травн=∆Нр0Sp0=-41.2-42.7*10–3=965 K=6920C
Так как ΔН0р<0 и ΔS0р<0, то прямая реакция возможна при температурах ниже равновесной, то есть прямая реакция возможна до температуры 692 К, а при температуре выше 692 К реакция невозможна