如何判斷一個化學反應進行的方向

⑴ 同一個化學反應，怎麼判斷它是正向或逆向移動

狀態一與狀態二不是等效平衡，因為你沒有加C。
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補充你的：既然你說是起始投料，那麼也就是此時還沒有開始反應。反應都沒有開始，何來平衡一說？一旦反應開始並達到平衡，就要按照平衡時物料比投料，這樣才是等效平衡。如果不是按照物料比，那麼物質的分壓就會改變，平衡就會移動，所以不算等效平衡。
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我也再跟你補充下：那你的意思就是說狀態3平衡後A的量比狀態1少，所以是狀態1向左移動；狀態3平衡後B的兩比狀態2的多，所以是狀態2向右移動。
但這是錯的。平衡移動看的是反應物（多個）與產物（多個）含量比例的變化（看反應平衡常數表達式就知道了），而不是數量的變化。如果按照你這樣的理解，那麼狀態1平衡後A和B的量都比狀態2的多，那是不是說狀態1是狀態2右移的結果呢？

⑵ 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.

⑶ 如何判斷化學反應的方向和限度何為Qp判據

反應進行的方向與焓判據ΔH和熵判據ΔS有關
當然最好的判據是自然能即Qp
Qp=ΔH-T*ΔS
T即開氏溫度
當小於0時該方向可自發進行
若ΔH<0
ΔS>0
該方向一定進行
若ΔH>0
ΔS<0該方向不能進行
其他情況改變溫度皆可進行
如果是反應限度就應該是平衡常數
(
K)的事
O(∩_∩)O~
對於同一反應
K越大
反應進行程度深

⑷ 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

⑸ 化學，怎樣判斷反應進行的方向

勒夏特列原理，假設反應平衡，反應物與生成物有一個固定的比例，通過判斷實際比例與平衡時的比例即可判斷反應方向

⑹ 化學反應正向逆向進行的標准

化學反應正向逆向進行的標准：

通過化學量的改變來判斷反應方向，生成物物質的量增加，意味反應正向進行；生成物物質的量減小，意味反應逆向進行。

可逆反應在化學中很普遍，在同樣條件下，既能正向進行，又能逆向進行，正向反應和逆向反應同時存在同時消失，是不可分割的形影關系，正因為反應可逆，才能存在建立化學反應平衡，可逆反應是化學平衡建立的前提條件。

化學反應的背後

同學們可以通過調節化學反應進行的速率和程度，探討化學平衡移動，使反應向著人類需要的方向進行，更好的為人類服務。對於成長中的學生來說，也是如此，犯錯誤出現問題是正常現象，不犯錯誤是不可能的，只要及時改正能解決問題就可。

平時要揚長避短，查漏補缺，通過學習使自己健健康康的成長。切忌隨意誇大錯誤，以點帶面，也不要為所犯的錯誤找任何理由，多在事前仔細斟酌，往往事後悔過意義不大。青年人具有很大的可塑性，成功與否關鍵在於自己的正確轉化和合理調節。

⑺ 大一無機化學,各物質處於標准狀態下如何判斷反應進行的方向

可以根據吉布斯自由能判斷反應進行的方向。各個物質的熱力學數據，可以從書後面的附錄找到。