1樓：匿名使用者
廣義上講，任何反覆應都是可制逆反應。考慮反應終態，任何體bai系都應該是平衡態
du，而不是完全轉zhi化（不考慮動力學因
dao素），只是實際當中我們把轉化率很大的反應近似於非平衡反應了。你所說的正反應自發、逆反應不自發是在一定條件（溫度壓力和濃度）下的計算結果，自發不自發換句話說就是在特定情況下反應平衡向哪方移動，這樣來看，仍然是可逆反應。
已知：△g=△h-t△s，△g為自由能變化，△h為焓變，t為熱力學溫度，△s熵變．當△g＜0時反應能自發進行，
2樓：手機使用者
a、熵變大於零的反應，△s＞0，若△h＞0低溫下，可以△g＞0時反應不能自發進行，故a錯誤；
b、焓變小於零的反應，△h＜0，若△s＜0，高溫下可以△g＞0，反應不能自發進行，故b錯誤；
c、焓變大於零的反應，△h＞0，△s＞0高溫下可以△g＜0，反應能自發進行，故c錯誤；
d、焓變小於零且熵變大於零的反應，△h＜0，△s＞0，△g＜0時反應一定能自發進行，故d正確；
故選d．
△g=△h-t△s △s>0△h<0是不是一定不能自發反應
3樓：匿名使用者
你這不是說反了麼？
△g<0反應可以自發
所以焓變項△h<0有利，熵變項-t△s<0、△s>0有利。
△s>0△h<0 可以判斷反應一定自發。
△s<0△h>0 逆反應自發。
需要注意的是，反應能否實際發生是由熱力學和動力學兩方面共同決定的，△g<0只是熱力學條件，如果動力學不滿足，例如反應速率很小，也不能夠實際進行。
例如h2+o2生成h2o 常溫不行，不是熱力學原因而是動力學原因
為什麼△g=△h-t△s
4樓：化學之王
δg=δh-tδs 這個是吉布斯亥姆霍茲方程
δg〈0 反應自發
δg=0 平衡
δg〉0 逆向自發
樓上說的一點都不對，判斷吉布斯自由能的正負號是由焓變δh和熵變δs共同決定的當然還有溫度
焓變和熵變受溫度影響不大，而吉布斯自由能變卻受溫度影響較大
若反應為吸熱反應δh〉0 ，熵變小於零的話，任意溫度下，δg〉0 逆向自發
若反應為放熱反應δh〈0，熵變大於零的話，任意溫度下，δg〈0 反應自發
若反應為吸熱反應δh〉0 ，熵變大於零的話，高溫條件下，δg〈0 正向自發
若反應為放熱反應δh〈0，熵變小於零的話，低溫條件下，δg〈0 正向自發
下列說法正確的是（ ）a．△h＜0、△s＞0的反應在溫度低時不能自發進行b．焓變或熵變均可以單獨作為反
5樓：無所謂
a．根據bai
△g=△h-t?△s判斷，對於△h＜
du0、△s＞0的反應在溫度zhi低時，如△g＜0，反dao應能回自發進行，故a錯誤答；
b．因為焓變和熵變都與反應的自發性有關，反應能否自發進行，取決於焓變和熵變的綜合判據，不能只根據焓變或熵變作為判斷能否自發進行的依據，故b錯誤；
c．反應吸熱，但由於固體生成氣體，△s增大，則在一定條件下能自發進行，故c正確；
d．反應能否自發進行，與反應速率大小無關，有些能自發進行的反應，反應速率很慢，如金屬的腐蝕，也有些能迅速反應，如中和反應，故d錯誤．
故選c．
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