化學反應自發的方向是怎麼判斷的

Ⅰ 判斷反應能否自發進行的標準是什麼

判斷反應能否自發進行由該公式確定：△G=△H－T△S。△G為吉布斯自由能變，△H為焓變，△S為熵變，T為開氏溫度。

在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：

1、ΔH-TΔS<0：反應能自發進行；

2、ΔH-TΔS=0：反應達到平衡狀態；

3、ΔH-TΔS>0：反應不能自發進行。

注意：

1、ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行

2、ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行

Ⅱ 如何判斷一個反應是否自發進行

判斷反應能否自發要根據此公式：△G=△H－T△S，△G——吉布斯自由能變，△H——焓變，△S——熵變T——開氏溫度。判斷反應能否自發進行用吉布斯自由能判據。如果△G<0 反應可以自發進行；反之則不可以自發進行。恆溫恆壓下:

當△H<0，△S>0時，反應自發進行；

當△H>0，△S<0時，反應不自發進行；

當△H>0，△S>0時，需要在較高溫度的條件下，才能自發進行。

當△H<0，△S<0時，需要在較低溫度的條件下，才能自發進行。

(2)化學反應自發的方向是怎麼判斷的擴展閱讀

注意事項：

反應總是在一定條件下進行的。要討論反應的自發性，也要指明反應條件。如果沒有交代反應條件，只講「某某反應不自發」「某某反應自發」，實際上是指在常溫常壓下進行的反應。「一定條件」指「一定的溫度一定壓強」。

用吉布地自由能計算公式（△G=△H-T△S）來判斷反應能否自發進行時，T對△G的值有影響，在某些情況下，可能決定△G是大於0還是小於0。因此，討論△G是大於0還是小於0，實際上也是在一定溫度與壓強下進行的。

Ⅲ 化學反應進行的方向是什麼

化學反應的自發性方向(簡稱為「反應方向」)，即在一定條件下，無需藉助於外力，反應自動進行的方向。自然界發生的過程都有一定的方向性。

例如，水總是自動從高處向低處流，而不會自動進行反方向的流動。又如，當兩個溫度不同的物體互相接觸時，熱會自動地從溫度高的物體傳向溫度低的物體，直到兩個物體的溫度相等為止。

就化學變化來看，如果把鋅片置於稀硫酸中，鋅片會自動溶解並有氫氣生成。這些不需要外力作用，便可自發進行的過程稱為自發過程(化學過程稱為自發反應）。

影響因素：

化學反應中所吸收或放出的能量有多種形式：熱能、光能、聲能和電能等。其中所吸收或放出的熱量稱為反應熱(或熱效應)。眾所周知，反應熱不僅與反應物的組成、結構、和性質有關，而且與其狀態和用量，以及反應條件(如溫度和壓力等)有關，熱力學上將反應前後溫度和壓力都不變的反應稱為恆溫恆壓反應。

例如，人體內進行的一系列反應，基本上是恆溫恆壓反應。恆壓反應的反應熱在數值上等於反應焓變。

Ⅳ 化學中能判斷反應能否自發進行的條件是什麼

反應是否可以自發進行要看ΔH-TΔS（即吉布斯自由能）是否小於零，小於零的反應就可以自發。

常見的是四大反應基本類型中的置換和復分解反應，置換反應要求反應前的單質比生成的單質活潑（例金屬和酸、鹽的反應）；復分解反應要求生成物中有沉澱、氣體或水。

置換反應的要求升級為氧化還原反應的強弱律，就是說反應物的氧化、還原性要強於生成物；要把復分解反應的條件升級為產物中有會離開溶液的物質（難溶、易揮發、難電離等），從而使反應物某些離子濃度下降。

化學反應的自發性的判斷

1、自發過程：在一定的條件下，不需要外力就可以自動進行的過程。

2、焓變判斷：一個自發的過程，體系趨向是由能量高的狀態向能量低的狀態轉化。對化學

反應而言，放熱反應有自發的傾向。但是，吸熱反應也有自發的，發熱反應也有不自發的。

3、熵變判斷：在與外界隔離的體系中，自發過程將導致體系的熵增加。

4、自由能變△G的的判斷方法 △G＝△H－T△S

△G＜0，反應正向自發進行。 △G＝0，反應處在平衡狀態。 △G＞0，反應逆向自發進行。

①一個放熱的熵增加的反應，肯定是一個自發的反應。

△H＜0，△S＞0，△G＜0

②一個吸熱的熵減少的反應，肯定是一個不自發的反應。

△H＞0，△S＜0，△G＞0

③一個放熱的熵減少的反應，降低溫度，有利於反應自發進行。 △H＜0，△S＜0，要保證△G＜0，T要降低。

③一個吸熱的熵增加的過程，升高溫度，有利於反應自發發生。 △H＞0，△S＞0，要保證△G＜0，T要升高得足夠高。

Ⅳ 怎樣判斷化學反應是否自發進行

化學反應的自發性的判斷
1、自發過程：在一定的條件下，不需要外力就可以自動進行的過程。
2、焓變判斷：一個自發的過程，體系趨向是由能量高的狀態向能量低的狀態轉化。對化學
反應而言，放熱反應有自發的傾向。但是，吸熱反應也有自發的，發熱反應也有不自發的。
3、熵變判斷：在與外界隔離的體系中，自發過程將導致體系的熵增加。
4、自由能變△G的的判斷方法 △G＝△H－T△S
△G＜0，反應正向自發進行。 △G＝0，反應處在平衡狀態。 △G＞0，反應逆向自發進行。
①一個放熱的熵增加的反應，肯定是一個自發的反應。
△H＜0，△S＞0，△G＜0
②一個吸熱的熵減少的反應，肯定是一個不自發的反應。
△H＞0，△S＜0，△G＞0
③一個放熱的熵減少的反應，降低溫度，有利於反應自發進行。 △H＜0，△S＜0，要保證△G＜0，T要降低。
③一個吸熱的熵增加的過程，升高溫度，有利於反應自發發生。 △H＞0，△S＞0，要保證△G＜0，T要升高得足夠高。

Ⅵ △g如何判斷自發反應

△G＜0，反應正向自發進行。△G＝0，反應處在平衡狀態。△G＞0，反應逆向自發進行。

化學反應的自發性的判斷：

1、自發過程：在一定的條件下，不需要外力就可以自動進行的過程。

2、焓變判斷：一個自發的過程，體系趨向是由能量高的狀態向能量低的狀態轉化。對化學反應而言，放熱反應有自發的傾向。但是，吸熱反應也有自發的，發熱反應也有不自發的。

3、熵變判斷：在與外界隔離的體系中，自發過程將導致體系的熵增加。

4、自由能變△G的的判斷方法△G＝△H－T△S。

△G＜0，反應正向自發進行。△G＝0，反應處在平衡狀態。△G＞0，反應逆向自發進行。

①一個放熱的熵增加的反應，肯定是一個自發的反應。△H＜0，△S＞0，△G＜0。

②一個吸熱的熵減少的反應，肯定是一個不自發的反應。△H＞0，△S＜0，△G＞0。

③一個放熱的熵減少的反應，降低溫度，有利於反應自發進行。△H＜0，△S＜0，要保證△G＜0，T要降低。

③一個吸熱的熵增加的過程，升高溫度，有利於反應自發發生。△H＞0，△S＞0，要保證△G＜0，T要升高得足夠高。

自發反應：在給定的條件下，無需外界幫助，一經引發即能自動進行的過程或反應，稱為自發反應。化學熱力學指出，熵增加，焓減小的反應必定是自發反應。自發反應不一定是快速反應。

Ⅶ 怎樣判斷化學反應是否自發進行

化學反應自發性判斷：
考慮ΔH和ΔS兩個因素的影響，可分為以下四種情況
1)ΔH0;ΔG<0正向自發
2)ΔH>0,ΔS0正向非自發
3)ΔH>0,ΔS>0;升溫至某溫度時，ΔG由正值變為負值，高溫有利於正向自發
4)ΔH<0,ΔS<0;降溫至某溫度時，ΔG由正值變為負值，低溫有利於正向自發

Ⅷ 吉布斯自由能判斷自發反應方向的依據是什麼

(8)化學反應自發的方向是怎麼判斷的擴展閱讀：

按照國際純粹與應用化學聯合會( IUPAC)的定義，吉布斯自由能或吉布斯函數是焓(H)減去熱力學溫度(T)和熵(S)的乘積，即G=H-TS，常稱為自由能或自由焓。其 SI 單位為焦耳(J)。與其他熱力學函數一樣，G也具有狀態函數的屬性。

由於H絕對值未知故G的絕對值也是不可知的，但其變化量即ΔG只決定於系統的始態和終態，而與變化的具體途徑無關。吉布斯自由能具有廣泛的功能特性，如在等溫、等壓條件下可作為反應自發進行方向的判據，還具有狹義化學勢、最大非膨脹功和狹義表面自由能等功能。這些功能特性往往都是以其改變數ΔG來體現的。

吉布斯自由能變——網路

Ⅸ 化學反應自發的方向是怎麼判斷的

ΔG=ΔH－TΔS
（Kj/mol)
吉布斯自由能相關書籍封面(1)
G叫做吉布斯自由能。因為H、T、S均為狀態函數，所以G為狀態函數吉布斯自由能的變化可作為恆溫、恆壓過程自發與平衡的判據。
吉布斯自由能改變數。表明狀態函數G是體系所具有的在等溫等壓下做非體積功的能力。反應過程中G的減少量是體系做非體積功的最大限度。這個最大限度在可逆途徑得到實現。反應進行方向和方式判據。
吉布斯自由能的變化可作為恆溫、恆壓過程自發與平衡的判據。
吉布斯自由能隨溫度和壓強變化很大。為了求出非標准狀況下的吉布斯自由能，可以使用范特霍夫等溫公式：
ΔG
=
ΔG0
+
RT
\ln
J
其中，ΔG0是同一溫度、標准壓強下的吉布斯自由能，R是氣體常數，J是反應熵。
溫度的變化在ΔG0的使用上表現出來，不同的溫度使用不同的ΔG0。非標准狀況的ΔG0需要通過定義式（即吉布斯等溫公式）計算。壓強或濃度的變化在J的表達上表現出來
>W非
反應以不可逆方式自發進行
＝W非
反應以可逆方式進行
<W非
不能進行
若反應在等溫等壓下進行不做非體積功，即W非＝0則
<0
反應以不可逆方式自發進行
=0
反應以可逆方式進行
>0
不能進行
等溫等壓下體系的吉布斯自由能減小的方向是不做非體積功的化學反應進行的方向。
任何等溫等壓下不做非體積功的自發過程的吉布斯自由能都將減少。
在等溫等壓反應中，如果吉布斯自由能為負，則正反應為自發，反之則逆反應自發。如果為0，則反應處於平衡狀態。此時，根據范特霍夫等溫公式，ΔG
=
ΔG0
+
RT
\ln
J，J變成平衡常數，於是有：
ΔG0
=
-RT
ln
K
要注意，使用范特霍夫等溫公式時，ΔG和ΔG0的溫度一定要相等。
這樣，我們可以推出以下結論：
ΔG0>0時，K<1；
ΔG0=0時，K=1；
ΔG0<0時，K>1。

Ⅹ 如何判斷一個反應進行的方向

根據焓變（H)和熵(S)變即自由能的值共同判斷△G=△H-T△S：
1、△H<0，△S>0，△G<0，反應自發
2、△H>0，△S<0，△G>0，反應不能自發
3、△H>0，△S>0或△H<0，△S<0，反應的自發進行與條件（溫度）有關