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判断化学反应是否自发进行，可以使用以下几种方法和原则：
1. 熵变（ΔS）变化：根据熵变的正负来判断反应的自发性。在常温下，如果ΔS > 0，表示熵增，即反应具有自发进行的趋势。反之，如果ΔS < 0，则反应的自发性较低。
2. 生成焓（ΔH）变化：根据生成焓的正负来判断反应的自发性。如果ΔH < 0，表示反应放热，有利于自发进行。相反，如果ΔH > 0，则反应吸热，自发性较低。
3. 自由能变化（ΔG）：自由能变化是判断反应自发进行的重要指标。在常温常压下，如果ΔG < 0，表示反应有利于自发进行。反之，如果ΔG > 0，则反应的自发性较低。
4. 反应速率：尽管速率本身不能直接判断反应的自发性，但了解反应速率也有助于判断反应的方向性。如果反应速率较快，可以暗示反应是自发进行的。
需要注意的是，这些方法都是基于热力学原理的近似判断，不考虑动力学因素和反应机制。在实际应用中，还需要充分了解反应的具体条件和背景，以及可能涉及的其他因素，如温度、压力、浓度等。因此，为了更准确地判断化学反应的自发性，可能需要进行详细的研究和分析。
化学反应焓变和熵变
判断反应能否自发进行由该公式确定：△G=△H－T△S。△G为吉布斯自由能变，△H为焓变，△S为熵变，T为开氏温度。
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS<0 ?反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS>0 ?反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
扩展资料
在ΔG=ΔH-TΔS中，焓变和熵变的值是通过末状态减初状态得出的，所以自由能变也应该用末状态减初状态。我们所说的一个化学反应方程式只有一个焓变和熵变，分别是标准摩尔反应焓变和标准摩尔反应熵变，计算得到的是标准摩尔反应吉布斯自由能变。
而由于实际投料的不同，摩尔反应吉布斯自由能变与标准摩尔反应吉布斯自由能变会有一个差值，这个差值就是RTlnQ（对于这个差值我们之后会说到）。对于可逆反应来说，末状态并不是完全反应的状态，所以不能用标准反应的值来算。
百度百科-自发反应
如何判断反应能否向右进行
判断反应能否自发进行，依据的是Gibbs函数变(吉布斯函数变或自由能变）。
有公式：△G = △H - T△S (T为反应温度，单位是开尔文，故T>0)
△G<0,则反应可以自发进行；大于零反之。
所以，首先可以看出，如果正、逆反应都可在一定条件下自发进行，那么△H与△S一定为同号。
我们设△H、△S分别是正反应的单位摩尔焓变与熵变，则逆反应的焓变、熵变与正反应是相反数。
如果△H>0，△S<0，则正反应的△G在只改变温度的情况下，一定大于零，正反应不可能自发进行，而逆反应一定自发进行。
如果△H<0，△S>0，则逆反应的△G在只改变温度的情况下，一定大于零，逆反应不可能自发进行，而正反应一定自发进行。
又因为题目给的条件是，高温正反应可自发进行，则暗含着高温时，T△S项需要足够大，这样在：△G = △H - T△S 中，△G才可能小于零，反应才可以自发进行。这样，就需要 △S>0了。这样一来，△H必须也大于零。
我们再把这个结果带入逆反应中，逆反应：△G 逆= -△H + T△S，低温时，T△S项小，因此易于保证：△G 逆 小于零。
所以，结果是
△H>0，△S>0
判断反应能否自发向右进行由该公式确定：△G=△H－T△S。
△G为吉布斯自由能变，△H为焓变，△S为熵变，T为开氏温度。
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS<0 ?反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS>0 ?反应不能自发进行
（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发向右进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发向右进行
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