W obserwowanej reakcji mieszanina wyraźnie się ochładza, co wskazuje na endotermiczność (dodatnie ΔH). To jednak nie przesądza o tym, czy proces zajdzie samorzutnie. Kryterium spontaniczności w stałych warunkach (T, p) opisuje energia swobodna Gibbsa: ΔG = ΔH − TΔS. Reakcja może być spontaniczna nawet przy ΔH > 0, jeżeli człon TΔS jest na tyle duży, że całe ΔG staje się ujemne.
W tym układzie powstaje amoniak w fazie gazowej. Pojawienie się produktu w postaci gazu zwykle zwiększa nieuporządkowanie układu (wzrost entropii, dodatnie ΔS), co sprzyja spontaniczności mimo efektu endotermicznego. Dodatkowo, gdy NH3 ulatnia się z mieszaniny, jest on w praktyce usuwany z układu reakcyjnego. Zgodnie z zasadą Le Chateliera, obniżanie "ilości" produktu powoduje przesuwanie równowagi w stronę jego tworzenia, czyli w stronę produktów.
Dlatego uzasadnienie mówiące, że "reakcja jest spontaniczna pomimo endotermiczności, ponieważ wydzielanie gazu przesuwa równowagę" oddaje sens zjawiska: spontaniczność wynika z bilansu termodynamicznego (ΔG) oraz z tego, że produkt gazowy może być efektywnie usuwany, co sprzyja kierunkowi tworzenia produktów.
Pozostałe stwierdzenia są błędne typowo z następujących powodów:
- Utożsamienie "spontaniczna, bo endotermiczna" myli pojęcia: endotermiczność informuje o wymianie ciepła (ΔH), a nie o samorzutności (ΔG).
- Wyjaśnienie o "wydzielaniu soli" nie pasuje mechanizmem do obserwacji zapachu amoniaku; kluczowym czynnikiem jest powstawanie/ulatnianie się NH3, a nie samo "nieodwracalne" przesunięcie.
- Stwierdzenie "spontaniczna, bo egzotermiczna" przeczy obserwacji silnego oziębienia mieszaniny.
Wskazówka egzaminacyjna: gdy widzisz wyraźne oziębienie, nie zakładaj automatycznie braku spontaniczności. Zawsze rozdzielaj: ciepło reakcji (ΔH) od kryterium spontaniczności (ΔG) i sprawdzaj, czy w reakcji powstaje gaz lub wiele cząsteczek, bo to często zwiększa entropię.
