電化學反應怎麼才能自發進行

A. 反應自發進行公式是什麼

反應自發進行公式是：△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。

注意事項

很多場合下，提高溫度，往往是為了加速反應。合成氨反應在常溫常壓下，△G<0，是放熱的自發反應。但是，常溫常壓下實際上無法覺察到反應的發生，只有在高溫、高壓、催化劑存在下，才有實際的應用價值。

又如，硝酸銨NH4NO3的分解反應，△H<0△S>0，在任何溫度下都能自發進行。在常溫常壓下，反應速率慢，難以觀察到反應的發生。但加熱到高溫，或受猛烈撞擊，發生爆炸性分解。

B. 電化學反應原理

原電池原電池是利用兩個電極之間金屬性的不同,產生電勢差,從而使電子的流動,產生電流.又稱非蓄電池，是電化電池的一種，其電化反應不能逆轉，即是只能將化學能轉換為電能，簡單說就即是不能重新儲存電力，與蓄電池相對。

原電池
是將化學能轉變成電能的裝置。所以，根據定義，普通的干電池、燃料電池都可以稱為原電池。

組成原電池的基本條件：
1、將兩種活潑性不同的金屬（即一種是活潑金屬一種是不活潑金屬），或著一種金屬與石墨(pt和石墨為惰性電極，即本身不會得失電子)等惰性電極插入電解質溶液中。
2、用導線連接後插入電解質溶液中，形成閉合迴路。
3、要發生自發的氧化還原反應。

原電池工作原理
原電池是將一個能自發進行的氧化還原反應的氧化反應和還原反應分別在原電池的負極和正極上發生，從而在外電路中產生電流。

原電池的電極的判斷：
負極：電子流出的一極；發生氧化反應的一極；活潑性較強金屬的一極。
正極：電子流入的一極；發生還原反應的一極；相對不活潑的金屬或其它導體的一極。
在原電池中，外電路為電子導電，電解質溶液中為離子導電。

原電池的判定：
（1）先分析有無外接電路，有外接電源的為電解池，無外接電源的可能為原電池；然後依據原電池的形成條件分析判斷，主要是「四看」：看電極——兩極為導體且存在活潑性差異（燃料電池的電極一般為惰性電極）；看溶液——兩極插入溶液中；看迴路——形成閉合迴路或兩極直接接觸；看本質——有無氧化還原反應。
（2）多池相連，但無外接電源時，兩極活潑性差異最大的一池為原電池，其他各池可看做電解池。
電解池電解池是將電能轉化為化學能的裝置。
電解是使電流通過電解質溶液（或熔融的電解質）而在陰、陽兩極引起氧化還原反應的過程。電解是使電流通過電解質溶液（或熔融的電解質）

發生電解反應的條件：

①連接直流電源
②陰陽電極
陰極：與電源負極相連為陰極
陽極：與電源正極相連為陽極
③兩極處於電解質溶液或熔融電解質中
④兩電極形成閉合迴路

電解過程中的能量轉化（裝置特點）：

陰極
：一定不參與反應
不一定惰性電極

陽極
：不一定參與反應
也不一定是惰性電極

電解結果：
在兩極上有新物質生成

電解池電極反應方程式的書寫：
陽極
：活潑金屬—電極失電子（au,pt
除外）；惰性電極—溶液中陰離子失電子
註：失電子能力：活潑金屬（除pt
au）>s2->i->br->cl->oh->含氧酸根(no3
->so4
2-)>f-

陰極
：溶液中陽離子得電子
註：得電子能力：ag+>hg2+>fe3+>cu2+>h+（酸）>pb2+>sn2+>fe2+>zn2+>h2o（水）>al3+>mg2+>na+>ca2+>k+（即活潑型金屬順序表的逆向）

規律
：鋁前（含鋁）離子不放電，氫（酸）後離子先放電，氫（酸）前鋁後的離子看條件。

C. 化學中能判斷反應能否自發進行的條件是什麼

反應是否可以自發進行要看ΔH-TΔS（即吉布斯自由能）是否小於零，小於零的反應就可以自發。

常見的是四大反應基本類型中的置換和復分解反應，置換反應要求反應前的單質比生成的單質活潑（例金屬和酸、鹽的反應）；復分解反應要求生成物中有沉澱、氣體或水。

置換反應的要求升級為氧化還原反應的強弱律，就是說反應物的氧化、還原性要強於生成物；要把復分解反應的條件升級為產物中有會離開溶液的物質（難溶、易揮發、難電離等），從而使反應物某些離子濃度下降。

化學反應的自發性的判斷

1、自發過程：在一定的條件下，不需要外力就可以自動進行的過程。

2、焓變判斷：一個自發的過程，體系趨向是由能量高的狀態向能量低的狀態轉化。對化學

反應而言，放熱反應有自發的傾向。但是，吸熱反應也有自發的，發熱反應也有不自發的。

3、熵變判斷：在與外界隔離的體系中，自發過程將導致體系的熵增加。

4、自由能變△G的的判斷方法 △G＝△H－T△S

△G＜0，反應正向自發進行。 △G＝0，反應處在平衡狀態。 △G＞0，反應逆向自發進行。

①一個放熱的熵增加的反應，肯定是一個自發的反應。

△H＜0，△S＞0，△G＜0

②一個吸熱的熵減少的反應，肯定是一個不自發的反應。

△H＞0，△S＜0，△G＞0

③一個放熱的熵減少的反應，降低溫度，有利於反應自發進行。 △H＜0，△S＜0，要保證△G＜0，T要降低。

③一個吸熱的熵增加的過程，升高溫度，有利於反應自發發生。 △H＞0，△S＞0，要保證△G＜0，T要升高得足夠高。

D. 常溫下化學反應自發進行的條件

化學反應反應物的總能量一般都大於生成物，如H2和O2能生成水。

但在常溫下無法反應的原因是化學反應能量必須達到一定高度才能進行（如燃燒，加熱），這就是所謂的「能壘」，如圖所示。

能壘越低，反應就越容易進行。當能壘低到一定程度，常溫下便可以自發進行了。

常見的有：酸鹼中和

活潑金屬於酸，鹽（或水）反應

白磷自燃（40℃）