1樓：匿名使用者
判斷反應能否自發進行，依據的是gibbs函式變(吉布斯函式變或自由能變）。
有公式：△g = △h - t△s (t為反應溫度，單位是開爾文，故t>0)
△g<0,則反應可以自發進行；大於零反之。
所以，首先可以看出，如果正、逆反應都可在一定條件下自發進行，那麼△h與△s一定為同號。
我們設△h、△s分別是正反應的單位摩爾焓變與熵變，則逆反應的焓變、熵變與正反應是相反數。
如果△h>0，△s<0，則正反應的△g在只改變溫度的情況下，一定大於零，正反應不可能自發進行，而逆反應一定自發進行。
如果△h<0，△s>0，則逆反應的△g在只改變溫度的情況下，一定大於零，逆反應不可能自發進行，而正反應一定自發進行。
又因為題目給的條件是，高溫正反應可自發進行，則暗含著高溫時，t△s項需要足夠大，這樣在：△g = △h - t△s 中，△g才可能小於零，反應才可以自發進行。這樣，就需要 △s>0了。
這樣一來，△h必須也大於零。
我們再把這個結果帶入逆反應中，逆反應：△g 逆= -△h + t△s，低溫時，t△s項小，因此易於保證：△g 逆 小於零。
所以，結果是
△h>0，△s>0
2樓：匿名使用者
h=u+pv,
吉布斯自由能（g），熵（s），焓（h）之間有如下關係：
g=h-ts,t為溫度
g〉40kj/mol時，反應正向不可進行;g<-40kj/mol時，反應正向自發進行;-40kj/mol g與k有如下關係(上標和下標打不出來)： δg=-rtlnk 3樓：匿名使用者 有首先你知道這些狀態函式的代表符號吧？不知道的話再問我好了，這是三個式子……s=q/th=u+pvg=h-ts 影響化學反應的熱力學因素有哪些，分別如何計算？ 這個題目有點兒多 貌似是最基本的東西 你還是看看熱力學書吧 哪些熱力學函式與過程有關，哪些只與結果有關？比如 h.u.s.q等等。為什麼？前三個 焓 熱力學能 熵 只與結果或者狀態有關，因為是狀態引數，而熱量，功是過程量，與過程有關。a u t s u t s分別是該系統的內能 絕對溫度 熵 中的a... ru m0稱為標準摩爾反應熱力學能變,或反應內能變化.下標 r 是反應 reaction 的意思,m 是發生1mol反應 molar reaction 的意思,上標表示反應是在熱力學標準態下進行的.注意 同一個反應當反應方程式不同時,它們的 ru m0是不一樣的.總之,化學反應的熱力學能變 內能 變... 熱力學規定的物質的抄標準狀態稱為熱力bai學標準態,不叫標況du 標準狀況 zhi,標況dao是用於描述氣體狀態的另一種規定。二者完全不是一回事。熱力學標準態是對一種物質而言的,不是對混合物而言的。它是指物質處於100kpa下的狀態,這個狀態不是一個確定的狀態 要完全確定通常還要規定溫度,某些情況下...判斷下列過程中的U（熱力學能H（焓S（熵F（玄姆霍茲函式G（吉布斯函式）哪些為零
標準摩爾反應熱力學能變怎麼會有標準態呢
在化學熱力學中,標準狀態為什麼沒有定義溫度