目錄△G大于0能自發進行嗎 △G判斷自發反應 化學反應低溫自發條件
反應是否可以自發進行要看ΔH-TΔS（即吉布斯自由能）是否小于零，小于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淀、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、還原性要強于生成物；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。仿做悉
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，有利于反應自發進行。△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，升高溫備乎度，有利于反應自發發生。 △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。
化學熱力學指出，熵增加，焓減小的反應必定是自發胡橡反應。自發反應不一定是快速反應。
如無鈀作催化劑常溫常壓下氫氧混合氣可長期保持無明顯反應。在同等條件下，自發反應的逆反應都是非自發的，須給予外力對之作功才能進行。
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：
ΔH-TΔS<0 反應能自發進行
ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態
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頃局行
擴展資料
在ΔG=ΔH-TΔS中，焓變和熵變的值是通過末狀態減初狀態得出的跡舉，所以自由能變也應該用末狀態減初狀態。我們所說的一個化學反應方程式只有一個焓變和熵變，分別是標準摩爾反應焓變和標準摩爾反應熵變，計算得到的是標準摩爾反應吉布斯自由能變。
而由于實際投料的不同，摩爾反應吉布斯自由能變與標準摩爾反應吉布斯自由能變會有一個差值，這個差值就是RTlnQ（對于這個差值我們之雀州讓后會說到）。對于可逆反應來說，末狀態并不是完全反應的狀態，所以不能用標準反應的值來算。
參考資料來源：-自發反應
化學中橡讓有焓變，根據焓變情況來分析！ 焓變是制約化學鋒笑反應能否發生的重要因素之一，另一個是熵變。 熵增焓減，反應自發； 熵減焓增，反應逆向自發。
由吉布斯自由能公式可知，只有當G<0時，才是自發銀如含反應G=H-TS 當H<0;S>0，任意溫度下都是自發反應G=H-TS 當H<0;S<0。
