研究化學(xué)反應(yīng)方向的重要性：設(shè)計(jì)新的化學(xué)反應(yīng)，需要判斷一個(gè)化學(xué)反應(yīng)在給定條件(通常指溫度、壓強(qiáng))下能否自發(fā)進(jìn)行以及在什么條件下有可能按預(yù)期的方向發(fā)生，僅用實(shí)驗(yàn)方法來(lái)摸索可能要付出極大的代價(jià)，甚至?xí)絼跓o(wú)功，因此有必要尋求一種客觀的判據(jù)，用它來(lái)判斷一個(gè)化學(xué)反應(yīng)能否正向自發(fā)進(jìn)行。

小球落地和氣體分子擴(kuò)散都是自發(fā)進(jìn)行的，不依靠外力作用

CaCO3=Cao+CO2在常溫下不自發(fā)反應(yīng)，高溫下自發(fā)進(jìn)行，（老師你說(shuō)的意思是雖然它是自發(fā)反應(yīng)，但要判斷它是否自發(fā)進(jìn)行，還需要判斷溫度和壓強(qiáng)嗎）

1.自發(fā)反應(yīng)要發(fā)生需要條件，如果沒(méi)有足夠的動(dòng)力條件，反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的極其緩慢，相當(dāng)于不發(fā)生

2.熱力學(xué)上看的是反應(yīng)否有潛力自發(fā)，動(dòng)力學(xué)是自發(fā)反應(yīng)啟動(dòng)的關(guān)鍵。

3.關(guān)于外力的理解：(1)溫度，點(diǎn)燃等條件不是外力，只是啟動(dòng)自發(fā)反應(yīng)的必要因素，自發(fā)反應(yīng)只是有潛力發(fā)生，但如果動(dòng)力條件不足也無(wú)法發(fā)生，溫度和點(diǎn)燃是動(dòng)力的來(lái)源，加快了反應(yīng)速率并未對(duì)物質(zhì)造成本質(zhì)上的影響（化學(xué)鍵之類(lèi)的影響）。

(2)非自發(fā)反應(yīng)在外力條件下能發(fā)生，電解這個(gè)外力就造成了化學(xué)鍵段裂所以為非自發(fā)反應(yīng)，

自發(fā)反應(yīng)與焓變的關(guān)系：

大多數(shù)放熱反應(yīng)可以自發(fā)進(jìn)行，但也有很多吸熱反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行，因此，反應(yīng)焓變是與反應(yīng)進(jìn)行的方向有關(guān)的因素之一，但不是決定反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行的唯一因素

概括：焓變不是單獨(dú)決定反應(yīng)方向的因素,而是和其它因素共同決定。

該過(guò)程為自發(fā)的從混亂度小（有序）混亂度大（無(wú)序）的過(guò)程

熵（S）的概念

1.體系的混亂度常用熵來(lái)描述，熵的概念是表示體系的混亂或無(wú)序程度的物理量，其符號(hào)為S。熵值越大，體系的混亂度越大。

2.影響熵大小的因素

(1)同一條件下，不同的物質(zhì)熵值不同。

(2)同一物質(zhì)的熵與其聚集狀態(tài)及外界條件有關(guān)，如對(duì)同一種物質(zhì)不同狀態(tài)時(shí)熵值大小為S(g)>S(l)>S(s)。

(3)物質(zhì)的量越大，分子數(shù)越多，熵值越大。(發(fā)現(xiàn)杰哥的話的可能錯(cuò)點(diǎn)，食物在胃中被消化吸收聚集在一塊可能是熵增過(guò)程，但排泄物只是沒(méi)被吸收的物質(zhì)吧，不比原來(lái)少就不錯(cuò)了。)

熵變（△S）的概念

1.熵變：反應(yīng)前后體系熵的變化，符號(hào)為△S。

反應(yīng)熵變(△S)=生成物總熵-反應(yīng)物總熵

2.常見(jiàn)的熵增加過(guò)程：固體的溶解過(guò)程、氣體的擴(kuò)散過(guò)程、水的汽化過(guò)程及墨水的擴(kuò)散過(guò)程都是體系混亂度增大的過(guò)程，即熵增加過(guò)程。

3.產(chǎn)生氣體或氣體物質(zhì)的量增大的反應(yīng)，熵變通常都是正值，為熵增加反應(yīng)。

4.熵判據(jù)(熵增原理)：自發(fā)過(guò)程的體系趨向于由有序轉(zhuǎn)變?yōu)?strong class="ql-bg-#89d4ff">無(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這一經(jīng)驗(yàn)規(guī)律叫做熵增原理，也就是判斷反應(yīng)進(jìn)行方向的熵判據(jù)。

5.反應(yīng)熵變(△S)是與反應(yīng)進(jìn)行的方向有關(guān)的因素之一，但不是決定反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行的唯一因素。

上述反應(yīng)為熵減少的反應(yīng)，但在一定條件下，該反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行。說(shuō)明“熵判據(jù)”也具有一定的局限性。

該反應(yīng)中的焓值超過(guò)了熵減的影響，使反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。△G=△H - T△S能夠解釋 （焓值小于0，溫度與熵值相乘為負(fù)數(shù)，負(fù)的減負(fù)的只有焓值的絕對(duì)值大自由能才小于0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行)

(人教版補(bǔ)充)事實(shí)上，只有孤立體系(與環(huán)境既沒(méi)有物質(zhì)交換也沒(méi)有能量交換)或者絕熱體系(與環(huán)境既沒(méi)有物質(zhì)交換也沒(méi)有熱量交換)，自發(fā)過(guò)程才向著熵增的方向進(jìn)行。

對(duì)這段話的理解：有能量熱量交換，熵增還是熵減都有反應(yīng)都有可能自發(fā)進(jìn)行因?yàn)檫€有焓值的影響根據(jù)△G=△H - T△S這個(gè)公式即可判斷，自由能小于0即使熵減反應(yīng)也自發(fā)進(jìn)行

用焓變與熵變綜合判斷反應(yīng)方向

• 焓變(△H)和熵變(△S)都與反應(yīng)的自發(fā)性有關(guān)，卻又都不能獨(dú)立地作為反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)。要判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向，必須綜合考慮體系的焓變和熵變。
• 體系的自由能變化( △G, kJ/mol)是由焓判據(jù)和熵判據(jù)組合成的復(fù)合判據(jù)。它不僅與△H、△S有關(guān)，還與溫度T有關(guān)，其表達(dá)式為△G=△H - T△S。研究表明，在等溫、等壓及除了體積功以外不做其他功的條件下，其規(guī)律是：如圖
• 總結(jié)