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化学反应方向是化学热力学的核心问题。我们需要判断一个反应能否自发进行，以及反应进行的程度如何。自发反应是指无需外界持续做功就能自动进行的反应，比如铁在空气中生锈。而非自发反应则需要外界持续做功才能进行，比如电解水制氢气。通过能量图可以看出，自发反应通常是从高能态向低能态进行的过程。
热力学判据是判断化学反应方向的基础。热力学第一定律告诉我们能量守恒，焓变ΔH表示反应过程中系统焓的变化。热力学第二定律揭示了熵增原理，熵变ΔS反映了系统无序度的变化。根据ΔH和ΔS的正负组合，我们可以判断反应在不同温度下的自发性。当ΔH小于零且ΔS大于零时，反应在任何温度下都能自发进行。
吉布斯自由能是判断反应方向的核心判据。通过结合热力学第一定律和第二定律，我们可以推导出吉布斯自由能公式：ΔG等于ΔH减去TΔS。这个公式综合考虑了焓变和熵变对反应自发性的影响。当ΔG小于零时，反应能够自发进行；当ΔG等于零时，反应处于平衡状态；当ΔG大于零时，反应无法自发进行。图中显示了ΔG随温度变化的关系。
标准自由能变化的计算是化学热力学的重要应用。我们使用标准生成自由能数据来计算反应的标准自由能变化。标准生成自由能是指在标准状态下，由单质生成一摩尔化合物时的自由能变化。计算公式是生成物的标准生成自由能之和减去反应物的标准生成自由能之和。以甲烷燃烧反应为例，通过查表和计算，我们得到该反应的标准自由能变化为负八百一十八千焦每摩尔，说明反应能够自发进行。
温度是影响化学反应方向的重要因素。根据吉布斯自由能公式，温度通过熵项对反应自发性产生影响。当焓变为负、熵变为正时，反应在任何温度下都能自发进行。当焓变为正、熵变为负时，反应在任何温度下都不能自发进行。而当焓变和熵变同号时，存在一个转变温度，在此温度下反应的自发性发生改变。转变温度等于焓变除以熵变。