Вычислить ΔG образования электролитов NH4OH и HNO2, из ионов. Какой электролит сильнее

Согласно закону Гесса изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно:
ΔG0298 = ∑(n прод.∙Δ G0298 прод.) – ∑(n исх.в-в ∙ΔG0298 исх.в-в)
Для наших реакций в общем виде он выглядит:
NH4+ + OH- = NH4OH
ΔG0298 = ΔG0NH4OH -ΔG0NH4+ - ΔG0OH-
H+ + NO2- = HNO2
ΔG0298 = ΔG0HNO2 -ΔG0H+ - ΔG0NO2-
Выпишем справочные данные:
ΔG0(NH4+)= -79,5 кДж/моль
ΔG0(NH4OH)= -264,0 кДж/моль
ΔG0(OH-)= -157,32 кДж/моль
ΔG0(H+)= 0 кДж/моль
ΔG0(NO2-)= -37.1 кДж/моль
ΔG0(HNO2)= -46 кДж/моль
Для гидроксида аммония:
ΔG0298 = ΔG0NH4OH -ΔG0NH4+ - ΔG0OH- = -264 +79,5 +157,32 = -27,18 кДж
Для азотистой кислоты:
ΔG0298 = ΔG0HNO2 -ΔG0H+ - ΔG0NO2-= -46 -0 +37.1 = -8,9 кДж
Сильный электролит – тот который больше всего диссоциирован, значит чем меньше энергия гиббса реакции – тем сильнее протекает обратная реакция (диссоциации) и тем сильнее электролит . Для азотистой кислоты значение получилось меньше – она более сильный электролит.
Сравним константы диссоциации.
HNO2 k = 3.98⋅10-4 
NH4OH k= 1.8*10-5
Расчет соответствует со значениями констант, азотистая диссоциирована сильнее чем гидроксид аммония.
Расчет можно было вести и по формуле:
Энергия Гиббса связана с константой равновесия соотношением:
∆G=-RTlnKp
где
ΔG – энергия Гиббса реакции Дж/моль,
R – универсальная газовая постоянная R=8,314 Дж⁄(моль∙к),
T – температура в кельвинах K,
Kр – константа равновесия
4 Закончить уравнение реакции: CuSO4 + NaOH Написать ионное уравнение.
Сульфат меди реагирует с гидроксидом натрия с образованием нерастворимого гидроксида меди и сульфата натрия