化學變化的方向性如何回答

1. 怎樣理解化學平衡向正方向或向逆方向

化學平衡必須在一定條件下才能達成，如一定的溫度、一定的濃度或分壓等。早在1888年，法國科學家勒沙特列（Le Chatelier，1850-1936）就總結道：一旦改變維持化學平衡的條件，平衡就會向著減弱這種改變的方向移動。後人就把這一平衡移動的原理稱為勒沙特列原理。
試設想，把氫氣、氧氣和水放進一個密閉容器，氫氣、氧氣和水的量都是一定的，放上千年也不會改變。你改變溫度或者氣體的壓力（如壓縮密閉容器的容積），容器內各物質的量一點也沒有改變。這種狀態是不是化學平衡呢？單從現象我們無法判斷。只有通過熱力學計算，才可判斷該狀態是否平衡態，這時，我們用勒沙特列原理，可以判定，若氫氣、氧氣、水混合物沒有達到平衡，反應將向哪個方向移動使之達到平衡。當然，創造條件使反應實際發生，如上述混合物中加入一小片鍍滿鉑黑的鉑片，這時，反應的方向將符合勒沙特列原理的預言。這個例子告訴我們，勒沙特列原理並不能實際判定某一系統是否達到平衡，而只是預言了平衡態的破壞將導致系統自發地向新的平衡移動的方向。
再看，把啤酒瓶打開，立即泛起泡沫。這個事實表明，原先啤酒瓶里存在著一個化學平衡——溶解在啤酒里的二氧化碳和二氧化碳氣體之間是達成動態平衡的。打開瓶蓋，溶解在啤酒里的二氧化碳釋放出來，不但表明一定的二氧化碳氣體壓力是維持這種平衡的條件，而且表明平衡是向著減弱二氧化碳氣體壓力引起平衡破壞的影響因素的方向移動了。如果把原先冰鎮的啤酒倒入常溫的酒杯，泡沫更多，表明除二氧化碳氣體的反壓外，溫度也是維持平衡的條件，倒入酒杯的啤酒溫度上升了，溶解在啤酒里的二氧化碳就會放出來，因為二氧化碳從溶解態變成氣體是吸熱的，可以減弱溫度上升這種引起平衡移動的因素。
然而，並不是所有人對勒沙特列原理都有正確的認識。
首先，我們應當注意，並不是改變任何條件，化學平衡都會移動，而只有改變維持平衡的條件，平衡才會移動。例如，CO氣體和水蒸氣轉化為CO2氣體和氫氣的反應，在一定溫度下，在催化劑存在下，可以達到化學平衡：CO（g） +H2O（g）〈==〉CO2（g）+H2（g）。在密閉容器中達到平衡後，4種氣體各保持一定的分壓，系統的總壓當然也是一定的。如果我們改變任何一種氣體的分壓，平衡就會向著減弱這種影響的方向移動。然而，如果我們改變總壓，平衡並不會移動。這說明，一定的總壓並不是維持這個平衡的條件。同樣，如果我們改變催化劑的用量，平衡也不會移動，說明催化劑的量也不是維持這個平衡的條件。然而，若將化學反應改為3H2 +N2 ==NH3 ，盡管改變催化劑的量也沒有引起平衡移動，改變總壓卻能引起平衡移動，說明總壓對於合成氨的反應是維持平衡的條件。
其次，我們應該注意，勒沙特列原理說平衡向著減弱引起平衡的破壞因素的方向移動，卻絕沒有說移動的結果可以完全抵消這種引起平衡破壞的因素而使平衡恢復到原來的狀態。勒沙特列原勒說的只是平衡移動的方向。平衡移動的結果呢？是打破了舊平衡，建立了新平衡，從一個平衡態變成另一個平衡態，而絕非恢復到原來的狀態。舉例來說，向飽和氯化鈉溶液通入氯化氫氣體，（若忽略溶液體積的變化，添加濃鹽酸也可以），我們立即見到氯化鈉固體從溶液里析出。這說明平衡移動了，結果是，溶液中氯化鈉的溶解度下降了，不再是原來的溶解度，可見，平衡移動絕不會恢復到原先的平衡態，當然也更不會使被減弱的因素變得比維持化學平衡的因素更強大。例如，有人這樣比喻勒沙特列原理：「你有一個快樂系統，你若使之不快樂，它將自己變得快樂」 。這種比喻顯然是錯誤的。
此外，還見到有人說，勒沙特列原理是片面的，有時並不有效。例如，按照勒沙特列原理，氫氣與氮氣合成氨氣的反應是一個放熱反應，降低溫度才有利於氨的合成，可是事實上工業上合成氨卻選擇了500℃左右的高溫，而沒有按照勒沙特列原理選擇室溫甚至低溫。這種說法錯在哪裡呢？錯在把熱力學與動力學混為一談。我們永遠不要忘記，勒沙特列原理說的只是熱力學自發趨勢，是一種可能性。舊平衡破壞新平衡建立所需多少時間，勒沙特列原理是無能為力的。其實，如果工業合成氨，不考慮時間，不考慮效率，只考慮氫氣和氮氣合成氨的轉化率，還是溫度越低越好，勒沙特列原理不會失效。問題是工業生產必然講究效率，「時間就是金錢」，容不得你不考慮時間。
又有人問：若啤酒瓶預先經過搖動，冒泡現象將更明顯，而相反，若倒啤酒時順杯壁下流，並沒有大量冒泡，這能不能用勒沙特列原理來解釋？顯然不能。因為這涉及的同樣是動了學問題，是啤酒液體內部產生氣泡快慢問題，平衡移動的快慢問題，不是平衡移動的方向問題。
勒沙特列原理也有缺點——不是進行定量計算的方程不能首先判斷某系統是否處於平衡態。為此，多化學平衡的研究必須建立定量的計算的方程。
一． 平衡常數
1． 標准平衡常數
我們在上面曾經指出過范特霍夫等溫方程的重要關系式：
△rGm（T）=△rGmΘ（T）+RT㏑J
其中△rGm（T）是T溫度下的非標態反應自由能，△rGmΘ（T）是T溫度下的標准態自由能，J的定義，對於氣相反應系統，為J=∏（pi/pΘ）vi 。若系統中既有氣體又有溶液，J的定義為J=∏（pi/pΘ）vi•∏（ci/cΘ）vi ，若系統中只有溶液，則定義為J=∏（ci/cΘ）vi 。
化學反應達到平衡狀態是「熱力學推動力」——反應的自由能△rGm等於零的狀態，因此，在一定溫度下，上述范特霍夫等溫方程可改寫為:
△rGmΘ（T）+RT㏑J平衡=0
將上式的第二項移到等號右邊，並定義平衡態下的J=平衡=KΘ，就得到下式：
△rGmΘ（T）=-RT㏑KΘ
顯然，在一定溫度（T）下，上式中的△rGmΘ（T）、R和T都是定值，即K是一個常數。這一常數被稱為標准平衡常數。
KΘ的表達當然是與J一樣的，但不要忘記它是平衡態下的，初學時，最好在表達式中標注「平衡」二字（或「eq」 ）：
KΘ=∏[（pi/pΘ）vi]平衡
KΘ=∏[（pi/pΘ）vi•∏（ci/cΘ）vi]平衡
KΘ=∏[∏（ci/cΘ）vi]平衡
以上三個方程分別適用於氣相平衡、氣體與溶液同時存在的平衡以及溶液中的平
衡。由這些方程，我們可以理解到，標准平衡常數的物理意義如下：在一定溫度下，當氣相系統達到化學平衡時，參與反應的各氣體的分壓與熱力學標壓之比以方程式中的計量系數為冪的連乘積是一個常數。（第一個式子）當溶液系統達到化學平衡時，參與反應的各溶質的濃度與熱力學標准濃度之比以方程式中的計量系數為冪的連乘積是一個常數。（第三個式子）對於第二個式子，你可以自己試著說明。
以上表述中包含著如下要素：（1）平衡常數是溫度的函數。溫度不變，平衡常數不變。（2）以上面第一個式子為例，對於一個特定氣象系統，在一定溫度下，無論化學平衡是如何達成的，達到平衡時每一氣體的分壓具體數值可大可小，但是總體來看，所有氣體分壓之間的關系，必須遵從平衡常數的制約。（3）同一反應，在同一溫度下，平衡常數的具體數值是與方程的寫法相關的，方程式寫法不同，表達式中的指數不同，平衡常數不同。（4）平衡常數表達式中沒有固體、容劑等濃度不發生變化的物質。

2. 熱力學中對於一個化學反應系統，如何判斷過程的方向性

只需查表計算所有物質的吉布斯自由能，然後兩個狀態中各成分的吉布斯自由能都加起來，小的一方必為生成物。根本依據是熵增原理，但吉布斯自由能的計算已成體系，各種狀態下的常見物質的吉布斯自由能都以做成表格，故用此法。亦可計算熵增，但甚繁。

3. 什麼叫化學反應的方向 化學反應具有方向性嗎 請多舉兩個例子

大多數化學反應並不能完全地徹底地一邊倒的完成,反應剛開始時,反應物逐漸變成生成物,此時的方向就是向右,當生成物達到一定量時,不再產生生成物,達成平衡.此時如果減少反應物,那麼化學反應的方向又向左,直到達成平衡.

4. 判斷反應進行的方向究竟是判斷什麼

判斷化學反應進行的方向
體會事物的發展、變化常常受多種因素的制約,要全面分析問題.
1、焓、焓變、焓判據:焓（H）是與內能有關的物理量,在一定條件下,某一化學反應是吸熱反應,還是放熱反應,由生成物與反應物的焓值差即焓變（△H）決定.如反應是在恆壓條件下進行的此時反應的熱效應等於焓變.放熱反應過程中體系能量降低,因此具有自發進行的傾向,科學家由此提出用焓變來判斷反應進行的方向,這就是所謂的焓判據.
2、熵、熵變、熵判據：熵是物質微觀粒子混亂度（或無序性）的量度,熵值越大,體系內物質微觀粒子的混亂度越大,在與外界隔離的體系中,自發過程將導致體系的熵增大,即熵變大於零.在用來判斷過程的方向,就稱為熵判據.
3、自由能變化：焓變和熵變都與反應的自發性有關,又都不能獨立地作為自發性的判據,要判斷反應進行的方向,必須綜合體系的焓變和熵變.體系自由能變化（符號△G）綜合考慮.焓變和熵變對體系的影響：△G=△H-T△S.△G<0,反應自發進行,△G>0,反應不能自發進行.

5. 化學反應進行的方向是什麼

化學反應的自發性方向(簡稱為「反應方向」)，即在一定條件下，無需藉助於外力，反應自動進行的方向。自然界發生的過程都有一定的方向性。

例如，水總是自動從高處向低處流，而不會自動進行反方向的流動。又如，當兩個溫度不同的物體互相接觸時，熱會自動地從溫度高的物體傳向溫度低的物體，直到兩個物體的溫度相等為止。

就化學變化來看，如果把鋅片置於稀硫酸中，鋅片會自動溶解並有氫氣生成。這些不需要外力作用，便可自發進行的過程稱為自發過程(化學過程稱為自發反應）。

影響因素：

化學反應中所吸收或放出的能量有多種形式：熱能、光能、聲能和電能等。其中所吸收或放出的熱量稱為反應熱(或熱效應)。眾所周知，反應熱不僅與反應物的組成、結構、和性質有關，而且與其狀態和用量，以及反應條件(如溫度和壓力等)有關，熱力學上將反應前後溫度和壓力都不變的反應稱為恆溫恆壓反應。

例如，人體內進行的一系列反應，基本上是恆溫恆壓反應。恆壓反應的反應熱在數值上等於反應焓變。

6. 請教一下化學中的飽和性和方向性分別是什麼意思謝謝。

飽和性是指每個原子成鍵的總數或以單鍵連接的原子數目是一定的，因為共價鍵是有原子軌道重疊和共用電子形成的
方向性是指一個原子與周圍原子形成的共價鍵具有一定的方向，角度。

7. 如何判斷一個反應進行的方向

根據焓變（H)和熵(S)變即自由能的值共同判斷△G=△H-T△S：
1、△H<0，△S>0，△G<0，反應自發
2、△H>0，△S<0，△G>0，反應不能自發
3、△H>0，△S>0或△H<0，△S<0，反應的自發進行與條件（溫度）有關

8. 化學平衡的移動方向是怎麼樣的，請從濃度，壓強，溫度分別說明

影響平衡移動的因素有濃度、壓強和溫度三種。
1.濃度對化學平衡的影響
在其他條件不變時，增大反應物濃度或減小生成物濃度， 平衡向正反應方向移動；減小反應物濃度或增大生成物濃度， 平衡向逆反應方向移動。
2.壓強對化學平衡的影響
在有氣體參加、有氣體生成而且反應前後氣體分子數變化的反應中，在其他條件不變時，增大壓強（指壓縮氣體體積使壓強增大），平衡向氣體體積減小方向移動；減小壓強（指增大氣體體積使壓強減小），平衡向氣體體積增大的方向移動。 例如：在反應N2O4（g)---2NO2(g)中，假定開始時N2O4的濃度為1mol/L,NO2的濃度為2mol/L,化學平衡常數K=2^2/1=4;體積減半（壓強變為原來的2倍）後，N2O4的濃度變為2mol/L,NO2的濃度變為4mol/L，化學平衡常數K變為4^2/2=8,化學平衡常數K增大了，所以就要向減少反應產物（NO2)的方向反應，即有更多的NO2反應為N2O4，減少了氣體體積，壓強漸漸與初始狀態接近.
注意:恆容時,充入不反應的氣體如稀有氣體導致的壓強增大不能影響平衡.
3.溫度對化學平衡的影響
在其他條件不變時，升高溫度平衡向吸熱反應方向移動。
以上三種因素綜合起來就得到了勒夏特列原理（Le Chatelier's principle）即平衡移動原理：
如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強、溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。
說明：
催化劑只能縮短達到平衡所需時間，而不能改變平衡狀態（即百分組成）

可用勒夏特列原理定性地說明濃度對化學平衡的影響——增加反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向生成物方向移動，增加生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向反應物方向移動。
利用化學平衡的概念，對比化學平衡常數K和J大小，可以判斷系統中的反應混合物是否達到平衡，以及平衡將向哪個方向移動。即：J 〉K，平衡向左移動；J〈 K，平衡向右移動；J = K，達到平衡狀態。這一關系式被稱為化學平衡的質量判據，是與上面的能量判據相對應的。為便於記憶，可縮寫為：
J K
自然，我們作此判斷時假設反應不存在動力學的障礙。若系統的動力學性質不明，以上判斷僅為反應方向的預測。

選自網路

9. 化學反應的方向是什麼

化學反應的自發性方向(簡稱為「反應方向」)，即在一定條件下，無需藉助於外力，反應自動進行的方向。自然界發生的過程都有一定的方向性。

例如，水總是自動從高處向低處流，而不會自動進行反方向的流動。又如，當兩個溫度不同的物體互相接觸時，熱會自動地從溫度高的物體傳向溫度低的物體，直到兩個物體的溫度相等為止。

就化學變化來看，如果把鋅片置於稀硫酸中，鋅片會自動溶解並有氫氣生成。這些不需要外力作用，便可自發進行的過程稱為自發過程(化學過程稱為自發反應）。

影響因素：

化學反應中所吸收或放出的能量有多種形式：熱能、光能、聲能和電能等。其中所吸收或放出的熱量稱為反應熱(或熱效應)。眾所周知，反應熱不僅與反應物的組成、結構、和性質有關，而且與其狀態和用量，以及反應條件(如溫度和壓力等)有關，熱力學上將反應前後溫度和壓力都不變的反應稱為恆溫恆壓反應。

例如，人體內進行的一系列反應，基本上是恆溫恆壓反應。恆壓反應的反應熱在數值上等於反應焓變。

10. 有關化學反應方向的幾個問題

1.可以，根據吉布斯自由能計算。ΔG=ΔH－TΔS。G叫做吉布斯自由能。因為H、T、S均為狀態函數，所以G為狀態函數。可以網路，直接找吉布斯自由能說的很清楚。
2.用公式計算的結果可以判斷出來反映有沒有可能發生，但是還要看反應速率，太慢了的話可以認為沒發生，比如氫氣跟氧氣混合，不點燃的話基本不會生成水，就是因為反應速率問題了。
3.關於理想氣體，嚴格遵從氣態方程(PV=(m/M)RT=nRT)的氣體，叫做理想氣體(Ideal gas.有些書上，指符合氣體三大定律的氣體。）從微觀角度來看是指：分子本身的體積和分子間的作用力都可以忽略不計的氣體，稱為是理想氣體。所以理想氣體的混合就是說醬紫的兩種氣體的混合……