㈠ 判斷反應能否自發進行的標準是什麼
判斷反應能否自發進行由該公式確定：△G=△H－T△S。△G為吉布斯自由能變，△H為焓變，△S為熵變，T為開氏溫度。
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：
1、ΔH-TΔS<0：反應能自發進行；
2、ΔH-TΔS=0：反應達到平衡狀態；
3、ΔH-TΔS>0：反應不能自發進行。
注意：
1、ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行
2、ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行
㈡ 怎樣判斷化學反應是否自發進行
化學反應自發性判斷：
考慮ΔH和ΔS兩個因素的影響，可分為以下四種情況
1)ΔH0;ΔG<0正向自發
2)ΔH>0,ΔS0正向非自發
3)ΔH>0,ΔS>0;升溫至某溫度時，ΔG由正值變為負值，高溫有利於正向自發
4)ΔH<0,ΔS<0;降溫至某溫度時，ΔG由正值變為負值，低溫有利於正向自發
㈢ 怎樣判斷自發和非自發反應
高中化學里一般只要求定性分析，不需要計算。
高中化學選修4:化學反應原理中提到一個公式：
G=H-T·S
其中G為吉布斯自由能，H為反應焓變，T為溫度，S為反應熵變。
吉布斯自由能的變化可作為恆溫、恆壓過程自發與平衡的判據，若G為負則反應有自發進行的趨勢。
焓變可以粗略理解為反應的吸放熱情況。若反應放熱則H小於零，吸熱則大於零。
熵是衡量系統混亂程度的數值。熵變可粗略理解為表現反應的產物和生成物的物理狀態的物理量。產生氣體的反應、氣體的物質的量增多的反應均為熵增反應。
總結一下，
1.若熵增焓減則G小於零，正反應自發；若熵減焓增則G大於零，逆反應自發；
2.由公式可知在低溫下G主要受H影響，在高溫下G主要受S影響。所以：
若反應熵增焓增，則低溫逆反應自發，高溫正反應自發。
若反應熵減焓減，則低溫正反應自發，高溫逆反應自發
需要注意的是，自發反應的定義是在給定的條件下，無需外界幫助，一經引發即能自動進行的過程或反應，而非不需要條件即能進行的反應。例如紅磷和氧氣在常溫下不反應，但其反應是自發反應。
同時，G的數值越大，對應正逆反應就越容易自發。