Question

ΔG < 0, 表明反应可自发，那逆反应在该条件下就ΔG>0不自发？对吗？

为什么ΔG < 0, 表明反应可自发，那逆反应在该条件下就ΔG>0不自发，但是可逆反应是同时同一条件下，正逆反应可以同时进行。
请专家帮我解释下这个问题，很困惑，好像不是同一个角度？

Answer 1

ΔGm =-RTlnK+RTlnQ，其中ΔGm表示反应进度为1mol时【注1】，反应体系的吉布斯自由能的变化量。K为一定温度下的反应的平衡常数（为一定值），Q表示当前反应体系的浓度商【注2】，其表达式和平衡常数的表达式相同，但其中的每个浓度表示的是当前（未平衡）的浓度（未平衡时，浓度一直在变，Q就一直在变），而平衡常数中的浓度表示平衡时的浓度。

当Q大于K时（意味着产物相对于平衡时较多），ΔGm>0，则ΔG>0（详见注1），反应自发向左发生，随着反应进行，产物浓度减小，反应物浓度增加，总有一个时候Q=K，此时ΔG=0，反应取得平衡。Q小于K时，道理类似。

在取得平衡时，正逆反应并未终止，而是正逆反应速度相等，以至于体系各组分浓度保持不变，宏观上看起来没有反应，其实反应一直在进行。

当平衡被打波，即ΔG不等于零，即Q不等于K，那么必将引起宏观上的反应。例如ΔG>0时，活度商Q大于K，反应自发向左进行，实质上是此时的逆反应速率大于正反应速率，宏观上表现为反应向左进行，产物减少，反应物增多。随着产物的减少逆反应的速率下降，同时反应物增多正反应速率增大，总有一个时候，正逆反应速率相等。此时取得平衡，同时有Q=K。

正是在平衡的时候既有Q=K成立，又有v1=v2成立。这样就将化学热力学和动力学联系在了一起。热力学和动力学反映了化学反应的两个不同侧面，但两个侧面并非没有联系，将两个侧面截然割裂就不能透彻理解反应的实质。

最后再解释一下G变化时，也就是deltaG不等于零，也就是Q不等于K时，速率如何变化。

为简明起见，我们仅讨论基元反应（也称元反应，有关概念如不清楚可查百度百科）。设有基元反应2A+B=D。根据质量作用定律有v1=k1[CA]^2 [CB]，v2=k2[CD]，其中k1k2决定于温度，温度不变k不变。不妨先假定某一条件下Q等于K，反应取得平衡此时有v1=v2，再假定从反应体系中取走部分D，同时按化学计量比加入相当量的A，B，这样平衡就会被破坏，当前Q小于K（deltaG<0），同时根据质量作用定律可知，D浓度减少v2减小，AB浓度增大，v1增大。这样反应总体上向右进行，最终在v1=v2，并且Q=K是取得平衡。平衡时各组分浓度又恢复最初的平衡状态。

有关质量作用定律的进一步微观解释，如有兴趣可追问。

【注1】反应进度是指反应物的消耗量（mol）除以化学计量数（分子式前的系数，无单位），ΔGm实质上反映了反应进度有微小增大时，体系反应吉布斯自由能变ΔG的变化量（也是个微小变化）。

【注2】严格称为活度商。Q和平衡常数表达式中的浓度严格来说都是活度，对气体称逸度。

Answer 2

你好，很高兴能为您提供一些帮助。关于△G<0说明这个反应可以自发，这只是说明在热力学上这个反应可以自发，至于动力学的问题，也就是这个反应的反应速率，并不涉及。举个例子来说水分解成氢气这个反应的△G<0，说明反应可以自发，但是为什么我们不点解不加催化剂水就不会分解成氢气和氧气呢，应为反应速率过慢，以至于几乎察觉不到了~~所以△G只是从热力学观点来看反应并没有从动力学方面看。。。再来看看你的问题，一个反应的△G有关因素有温度T，熵S以及函H，△G=△H-T△S。我们说△G自发不自发是对一个反应的一个方向而言，注意是同一个方向，也就是说正反应△G>0说明正反应自发，小于零只是说明真反应不自发，就说逆反应自发，等于零就是反应平衡了。。。所以你不应该从一个反应的两个方向来进行理解。。。

Answer 3

发生化学反应要考虑2方面因素，动力学和热力学，¤G＜0，反应在热力学上自发进行，但在动力学上未必会发生，而¤G＞0的反应虽然不自发进行，但也可以在一定条件下发生。比如，氢气和氧气生成水的反应常温常压下¤G＜0，但是如果你不点燃过加热二者永远不会反应。这就是热力学自发反应动力学上未必会发生。这些化学专业的学生在物理化学和无机化学的课程中会学到！不知道现在你能不能理解我的解释。望采纳！

追问

谢谢，讲得很清楚，
但是还是想追问下，那可逆反应在同一条件下同时两边都在进行的反应怎么解释好呢？
是不是说正反应有自发趋势但你反应也可以同时进行？

Answer 4

我觉得这是两个不同理论下的分类，不能混为一谈！
为了解释反应的限度问题，我们提出了可逆反应理论，为了分析反应的热力学倾向，我们提出了自发反应理论。所以把它们放在一起比本来就是自寻烦恼，即使想出一个让自己可以接受的理由，也没什么实际意义吧？