下载文档原格式
化学反应动力学与热力学化学反应是很多复杂的现象之一。
在不同条件下，化学反应的速度和产品的生成量往往会有所不同。
因此，科学家们发展了两个主要的学科来研究化学反应，即化学反应热力学和动力学。
热力学是一门研究物质转化过程中能量变化和热量变化的学科。
在化学反应中，化学平衡可以用热力学来描述。
热力学可以计算出反应物和产物之间的热力学能量差，从而预测化学反应是否会发生和反应的方向。
热力学还可以计算出热力学常数，这个常数可以用来描述反应物质在不同温度下的稳定性。
然而，热力学只能给出化学反应的终点，而不能告诉我们反应速率如何随着温度，浓度和催化剂的变化而变化。
动力学则是研究化学反应速率、反应机理和化学反应的动力学常数变化的学科。
动力学可以通过实验数据来研究反应速率随时间的变化，以及化学反应的动力学常数和反应机理。
同时，动力学可以告诉我们影响反应速率的因素。
这些因素包括反应物的浓度，温度，催化剂和表面积。
因此，动力学可以为我们提供定性和定量评估物质变化的速度和特征。
化学反应动力学常数化学反应常数是化学反应动力学中的一个重要参数。
它是匹配化学反应进程的速率方程的一个参数，反映反应物质在特定条件下转化为产物的速率。
化学反应常数k随着系数（反应的阶数）的变化而变化，反应的阶数在化学反应动力学中非常重要。
该反应始终是一个恒定数量的比例，与反应物质的浓度成正比。
当浓度变化时，反应速率随之改变。
因此，化学反应常数通常被研究者们用来描述化学反应速率的快慢。
通过实验测量反应的速率随着反应物质浓度的变化，我们可以确定k的值。
当反应为一阶反应时，化学反应常数k是常量。
在温度不变的情况下，k不受其他任何条件的影响。
此时反应速率随反应物质浓度的变化而变化。
当反应为一步或多步反应时，k的值会与反应物质的浓度有关，并且每一步反应的过程中都会有不同的k值。
热力学和动力学如何结合虽然热力学和动力学是不同的学科，但它们是相互关联的。
化学反应热力学告诉我们化学反应之间的能量差异，而动力学告诉我们反应的速率如何随温度、浓度和催化剂的变化而变化。
工业催化知识点总结1. 催化剂的定义和分类催化剂是指能加速化学反应速率而本身不参与反应的物质。
根据催化反应的类型和应用范围，催化剂可以分为三类：均相催化剂、非均相催化剂和酶催化剂。
均相催化剂指在反应体系中与反应物相同的物质，非均相催化剂指在反应体系中与反应物相异的物质，酶催化剂是一种生物催化剂。
2. 催化剂的作用原理催化作用的基本原理是通过改变活化能，使得反应能够以更低的能量障碍进行。
催化剂在化学反应过程中会形成过渡态，通过吸附和解离反应物分子来降低活化能，从而提高反应速率。
而酶催化作用则是通过特定的活性位点使得反应物分子以更高效的方式进行化学反应。
3. 催化剂表面结构和活性位点催化剂表面结构和活性位点是催化剂催化作用的关键。
催化剂的活性位点是指能够吸附和反应反应物的部位，而催化剂的表面结构决定了活性位点的分布和特性。
在催化剂的设计和研究过程中，对催化剂表面结构和活性位点的理解和控制是至关重要的。
4. 催化反应的热力学和动力学催化反应的热力学和动力学性质对于理解和优化催化反应过程至关重要。
热力学研究了反应物与产物之间的化学平衡，而动力学研究了反应速率随时间的变化。
通过研究催化反应的热力学和动力学性质，可以优化催化剂的设计和反应条件。
5. 工业催化反应的应用工业催化反应在化工、能源、环保等领域具有重要的应用价值。
以氢气和氧气为反应物的合成氨催化反应、以氢气和一氧化碳为反应物的甲醇合成催化反应、汽油和柴油的加氢精制催化反应等都是工业上重要的应用。
6. 催化剂的设计和研究方法催化剂的设计和研究方法包括实验室合成和表征、计算模拟和理论研究等。
通过实验室合成和表征可以获得催化剂的物理和化学性质，通过计算模拟和理论研究可以对催化剂的结构和活性进行深入的理解。
在工业催化领域，通过对催化剂的设计和研究方法的不断深入和发展，可以为工业催化反应的高效和环保提供重要的技术支持。
7. 环保催化技术环保催化技术是指在保证催化反应效率的前提下，减少对环境的污染。
化学反应中催化剂的作用原理化学反应是指物质之间的相互作用，形成新的物质。
化学反应存在许多变量，其中最基本的就是反应物和产物。
化学反应通常需要一定的能量才能运行，反应速度也通常较为缓慢。
在这种情况下，催化剂的作用就变得非常重要了。
本文将探讨化学反应中催化剂的作用原理。
催化剂是指在化学反应中加入的物质，它可以加速反应速率，但是不会被消耗掉。
催化剂可以用于许多化学反应，常见的包括酸碱反应、氧化还原反应、加成反应和裂解反应等等。
催化剂的作用原理可以透过两个角度来分析，即动力学和热力学角度。
从动力学角度来看，催化剂能够加快反应速率，这是因为催化剂降低了反应活化能。
活化能是指分子碰撞所需要克服的能量。
在反应速率较缓慢时，分子之间的碰撞可能不足以提供必要的能量以激发反应，因此需要引入催化剂来加速反应。
某些分子需要在反应中破裂成碎片并重新重组成产物。
催化剂可以降低此类反应的活化能，从而使破损的键更容易重组。
从热力学角度来看，催化剂会改变反应物和产物之间的相互作用力，从而影响反应的结果。
催化剂构成的表面可能与反应物分子形成键合物，或者在反应中形成新的分子，使反应物分子发生变化。
这些作用力使反应物更容易在催化剂表面进行反应，从而加速反应速率。
催化剂可以自然产生，如在生物体中的酶催化反应，也可以是人为添加的，如工业催化剂。
在工业中使用的催化剂一般是金属和金属氧化物。
例如，铂是许多化学反应中常用的催化剂，如燃料电池的氧还原反应和氢气添加反应。
总之，催化剂的作用能够加速化学反应，降低反应活化能，进而提高反应速率。
在生物体内或工业生产过程中，催化剂的应用得到了广泛运用，为各种化学反应的进行提供了有力帮助。
热力学与动力学在化学反应中的应用在化学反应中，热力学和动力学是两个非常重要的概念。
热力学研究的是反应的热效应和热平衡，而动力学则关注反应速率和反应机理。
这两个概念相辅相成，在化学反应的研究和应用中起着重要的作用。
一、热力学在化学反应中的应用热力学研究的是物质在反应过程中的热效应和热平衡。
通过热力学的研究，我们可以了解到反应的热效应，也就是反应过程中是否吸热或放热。
这对于工业生产中的化学反应过程来说尤为重要。
以合成氨的工业生产为例，该反应中，氮气和氢气在一定条件下反应生成氨气。
反应过程中放出大量的热量，需要控制好温度和反应条件，才能保证反应的顺利进行。
热力学的应用可以帮助我们计算反应放热量，预测反应的热效应，从而有针对性地控制反应温度，提高反应的产率和效率。
此外，在化学反应的平衡态研究中，热力学也起到了重要的作用。
根据热力学原理，如果一个反应在一定温度下的正向反应速率等于逆向反应速率，那么该反应就处于平衡态。
热力学的应用可以帮助我们判断反应是否达到平衡，并预测反应的平衡常数。
这对于工业生产中反应的控制和优化非常有意义。
二、动力学在化学反应中的应用动力学主要研究的是反应速率和反应机理。
反应速率是指反应物转化为产物的速度，反应机理则关注反应过程中的中间态和过渡态。
在化学反应的工业应用中，动力学的研究非常关键。
通过研究反应速率，我们可以了解到反应物转化为产物的速度。
这对于工业生产中控制反应时间，提高反应速率非常重要。
比如在高分子材料的合成中，反应时间和反应速率对产品的品质和性能有着重要影响。
动力学的研究可以帮助我们选择合适的反应条件，加快反应速率，从而提高产品的质量和产率。
另外，动力学还可以研究反应的反应机理，即反应过程中的中间态和过渡态。
通过研究反应机理，我们可以了解到反应发生的具体步骤和速率控制步骤。
这对于进一步优化反应条件和改进反应方法非常重要。
三、热力学和动力学的综合应用热力学和动力学是密不可分的，两者的综合应用可以更深入地了解化学反应的机理和特性。
化学反应动力学和热力学的区别与联系化学反应动力学和热力学是化学中两个十分重要的分支学科，它们分别研究了化学反应的速率和热力学性质。
虽然这两个学科研究的领域不同，但是它们之间也有一定的联系。
本文将从这两个方面展开，探讨化学反应动力学和热力学的区别和联系。
一、化学反应动力学与热力学的区别化学反应动力学研究化学反应的速率以及影响反应速率的因素。
它研究的重点是反应的机理、速率及其影响因素等内容。
化学反应的速率是指反应物转化为产物的速率，这个速率是与反应物浓度、反应温度等因素有关的。
化学反应动力学的研究方法主要是制备反应体系、测定反应速率，并探讨影响反应速率的因素。
通过对反应速率及其规律的研究，可以揭示反应机理和反应物之间的作用机制，从而为工业生产中的反应优化提供参考。
热力学研究物质的热力学性质，包括物质的热力学平衡状态、热力学函数与热力学循环等。
热力学的研究方法主要是通过对物质间相互作用能的计算和测定来建立物质间的状态函数。
这些状态函数包括热力学势和热力学循环等，可以用于描述物质的热力学性质。
热力学还可以通过热力学循环和热力学函数的运用，来分析和说明物质的热力学性质。
综上所述，化学反应动力学和热力学的区别在于前者研究反应速率与机理，后者研究物质的热力学性质。
化学反应动力学和热力学的研究内容和重点不同，但是它们之间也有相互联系。
二、化学反应动力学与热力学的联系首先，化学反应动力学和热力学的研究内容都是针对化学反应的。
热力学可以通过计算和测定物质的热力学函数，而化学反应动力学则可以通过探讨化学反应机理和速率等问题来揭示化学反应的本质。
热力学和化学反应动力学都是化学研究的重要分支。
其次，反应速率与反应热力学性质之间是存在一定的关联的。
化学反应的速率常常随着反应温度的变化而变化。
热力学的研究可以帮助我们了解反应温度和反应速率的关系。
化学反应动力学和热力学的联系就在于两个学科都可以从不同的角度探讨化学反应的参数与影响因素。
酶催化反应的动力学和热力学模型酶催化反应是生命体系中关键的一环，它在细胞代谢、信号传导、免疫反应等生命活动中发挥着至关重要的作用。
酶催化反应的动力学和热力学模型则是研究这些反应本质和控制机制的关键工具。
本文将介绍酶催化反应的动力学和热力学背景，探讨几种常见的酶催化反应模型，并简述大分子反应的特点及控制机制。
一、酶催化反应的动力学和热力学背景酶催化反应是指在生物体内，酶作为催化剂促进化学反应的进行。
酶能够显著降低反应所需的能垒，从而提高反应速率。
这是因为酶与底物之间形成的酶底物复合物能够在化学反应中提供一个更加稳定的、能量较低的过渡态，从而降低反应所需的能量和活化能。
在酶催化反应中，反应速率是非常重要的一个参数。
反应速率和底物浓度、酶浓度、反应温度等因素相关，因此需要建立反应速率的动力学模型。
此外，酶催化反应的热力学特性也是研究的关键点之一，热力学模型的建立可以帮助我们理解反应的驱动力和热力学限制。
二、几种常见的酶催化反应模型1. 米高斯-明茨动力学模型米高斯-明茨动力学模型是最早提出的酶动力学模型之一。
这个模型假设底物结合酶的速率比化学反应速率快很多，因此酶底物复合物的形成是反应速率的控制步骤。
当底物浓度很低时，酶活性不会受到抑制。
但是随着底物浓度的增加，酶活性会逐渐达到饱和，反应速率也会趋于常数。
2. 酶抑制模型酶抑制模型是一种描述酶和抑制剂之间互作关系的动力学模型。
抑制剂可以直接地或者通过结合酶活性部位抑制酶的活性。
在酶活性被抑制的情况下，反应速率呈现非线性关系，其动力学方程可以写成一个双曲线形式。
3. 酶电化学模型酶电化学模型结合了动力学和电化学的理论，描述酶催化反应的电化学过程和催化剂对电极反应动力学的影响。
这种模型在电化学和生物传感领域有着广泛的应用。
三、大分子反应的特点及控制机制除了小分子酶催化反应，大分子反应也是生物体系中一种重要的反应类型。
大分子反应包括蛋白质合成和降解、DNA复制和修复等过程。
化学反应中的热力学与动力学分析在化学的广袤领域中，化学反应的研究是理解物质转化和能量变化的关键。
而在这一研究中，热力学和动力学两个概念扮演着至关重要的角色。
它们就像是化学反应的“导航仪”，为我们揭示反应的可能性、方向以及速率等重要信息。
首先，让我们来聊聊热力学。
简单来说，热力学关注的是化学反应的能量变化。
它主要回答一个问题：这个反应在给定的条件下能否自发进行？比如，当我们把氢气和氧气混合在一起，它们在常温常压下并不会自发地变成水。
但如果我们提供一定的条件，比如点燃，这个反应就能剧烈发生。
这背后的原因，热力学可以给我们答案。
热力学中有几个重要的概念，比如焓变（ΔH）、熵变（ΔS）和自由能变化（ΔG）。
焓变反映了反应过程中热量的吸收或释放。
如果一个反应的焓变为负，意味着反应会放出热量，这样的反应往往更有可能自发进行。
熵变则与物质的混乱程度有关。
一般来说，一个反应如果导致体系的熵增加，也就是混乱程度增大，那么它也更倾向于自发发生。
而自由能变化则综合考虑了焓变和熵变的影响。
当自由能变化为负时，反应在该条件下可以自发进行。
举个例子，铁在潮湿的空气中生锈，这是一个自发的过程。
从热力学角度来看，这个反应的焓变是负的，同时熵变也是正的，综合起来自由能变化为负，所以它能够自发进行。
但我们也会发现，铁生锈并不是瞬间完成的，这就引出了动力学的范畴。
动力学研究的是化学反应的速率和反应机制。
它关心的是反应是如何一步一步进行的，以及反应进行的快慢。
哪怕一个反应在热力学上是可行的，但如果它的反应速率极慢，在实际应用中可能也没有太大的意义。
反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
影响反应速率的因素有很多，比如反应物的浓度、温度、压强、催化剂等。
浓度对反应速率的影响很好理解。
一般来说，反应物浓度越高，分子之间碰撞的机会就越多，反应也就越容易发生，速率也就越快。
温度的升高会使分子的运动速度加快，增加了分子之间有效碰撞的几率，从而加快反应速率。
化学反应热力学和动力学关系在我们生活中，化学反应随处可见。
例如，我们吃饭的过程中，食物会在我们的口中与唾液接触，产生化学反应，将大分子化合物分解成小分子，以便于人体吸收。
化学反应产生的热量也被广泛应用于各种领域，如发电、炼钢、生产化工原料等。
化学反应发生的热力学和动力学过程是两个不同的概念，但二者密切相关，互相影响。
热力学研究化学反应中能量的变化，动力学研究化学反应中反应速率的变化。
下面我们来详细解析一下化学反应热力学和动力学关系。
一、化学反应热力学化学反应热力学主要研究化学反应中的能量变化，包括焓、熵和自由能等热力学量。
化学反应会产生热量，在实际生产和应用中，需要调控反应过程中产生、吸收的热量来保证化学反应的均衡进行。
控制反应的热力学过程是在工业和科学技术领域的非常关键的过程。
1.1 焓焓是热力学中的一个重要量，它表示物质在恒压条件下的能量，常用符号为H。
在化学反应中，焓的变化可以用来计算反应释放或吸收的热量。
热力学第一定律表明，能量守恒，系统能量变化等于工作的热加上系统对外做功的热。
根据这个定理，我们可以得到下面的等式：ΔH = ΔU + PΔV其中，ΔH 表示焓变，ΔU 表示内能变化，P 表示系统的压力，ΔV 表示体积变化。
化学反应过程中焓变可正可负，如果ΔH > 0，则表示吸热反应；如果ΔH < 0，则表示放热反应。
1.2 熵在热力学中，熵是表示系统混乱程度的量，通常用符号S 表示。
反应过程会使系统熵增加或减少，从而影响反应的热力学性质。
更具体的来看，在化学反应中，反应物与产物的不同排列方式会引起不同的熵值变化。
熵的变化可以用于预温反应的产物是否更加稳定。
1.3 自由能化学反应热力学的又一个重要量是自由能，它表示化学反应能否自发进行。
化学反应可以分为两种类型：自发反应和非自发反应。
自发反应指化学反应可以在没有外加能量的情况下进行，而非自发反应则需要外部能量输入才能发生。
自由能可以预测化学反应的发生方向，从而帮助人们处理很多工业上的问题。
化学反应中的有机反应与催化反应化学反应是指物质之间发生的化学变化过程。
有机反应和催化反应都是化学反应中的一个重要分支。
本文将分别介绍有机反应和催化反应的基本概念、分类以及应用。
一、有机反应有机反应是指有机物之间或有机物和无机物之间发生的化学反应。
有机物指的是以碳为主要元素的化合物，包括烷烃、烯烃、芳香烃、卤代烃等等。
有机反应的特点是反应物中含有机物，反应条件通常是温和的，并且反应速率较慢，需要经过活化步骤。
有机反应有很多种分类方式，最常见的包括以下几种:1. 根据反应类型分类有机反应可以分为加成反应、消除反应、取代反应、重排反应、氧化反应等等。
加成反应是指两个单体分子直接结合成为一个高分子，如聚合反应；消除反应是指分子裂解成低分子化合物；取代反应是指一个原子或原团被其他原子或原团取代；重排反应是指一个化合物内部发生原子或原团的结构重排；氧化反应则是一种化合物中的氧原子增加，或是氢原子减少的反应。
2. 根据反应动力学分类有机反应可以分为两类：热力学反应和动力学反应。
热力学反应是指在热力学平衡的情况下，反应的自由能变化为负，也就是放热反应，反应物相对更稳定；动力学反应则是指反应的进程受到反应物浓度、反应温度、催化剂等因素的影响，反应速率快慢取决于反应物的浓度。
3. 根据反应机理分类有机反应可以分为自由基反应、离子反应、共价键反应和复合反应等。
自由基反应是指反应中涉及到自由基中间体的反应；离子反应是指反应中发生离子的生成和消失；共价键反应是指反应中原子之间共用电子对，发生亲电和亲核攻击；复合反应则是指反应物中的两种物质合成一种新产物。
有机反应在生命科学、药物化学、材料化学等领域有广泛的应用。
例如，有机反应可以用来合成药物，并探究药物分子与生物分子的相互作用机理；也可以用来合成高分子化合物，用于塑料和橡胶等材料的生产。
二、催化反应催化反应是指在化学反应中加入催化剂以提高反应速率的过程。
催化剂是指一种能够降低反应能垒，使反应物更容易转化为产物的物质。
热力学与动力学在催化反应中的应用催化反应是化学领域的一种重要反应类型，其在工业生产中具有广泛应用。
催化剂的引入不仅可以提高反应速率，还能节约能源和资源。
热力学和动力学则是研究催化反应过程中的关键理论基础。
本文将探讨热力学和动力学在催化反应中的应用，以及它们对反应速率、平衡态和催化剂设计的影响。
一、热力学在催化反应中的应用热力学研究的是热力学系统的能量转化和物质转化过程。
在催化反应中，热力学可以揭示反应的热效应和反应的平衡状态，为催化反应的热力学平衡提供理论支持。
1. 反应热效应的计算热力学可以通过计算反应的热效应来判断反应的放热性或吸热性。
反应的热效应可以是放热反应（ΔH < 0）或吸热反应（ΔH > 0）。
这些热效应对于催化反应的工艺设计和能量平衡方面具有重要意义。
2. 反应平衡常数的确定热力学理论还可以帮助确定反应平衡常数。
通过分析反应的热效应，可以计算得到反应的熵变（ΔS），从而得到反应的平衡常数（K）。
反应平衡常数的大小可以反映反应的平衡位置。
二、动力学在催化反应中的应用动力学研究的是催化反应速率和反应机理。
在催化反应中，动力学可以帮助我们了解反应速率的变化规律，优化反应条件以提高催化剂的利用率。
1. 反应速率和速率常数动力学理论可以用来描述催化反应速率的变化规律。
通过实验测定反应速率对各种因素的依赖关系，可以建立速率方程。
速率方程中的速率常数可以通过实验测定获得，从而了解反应速率与反应条件的关系。
2. 催化剂设计与优化基于动力学理论，可以设计和优化催化剂。
了解反应速率的变化规律，可以通过改变催化剂的活性位点和结构，提高反应速率。
同时，动力学还可以帮助我们了解催化剂的活性和稳定性，从而进行催化剂的选择和设计。
三、热力学与动力学的综合应用热力学和动力学在催化反应中的应用不是孤立的，而是相互联系的。
二者综合应用可以深入了解催化反应的整个过程，从而优化催化反应的条件和提高反应效率。
第三章 催化反应的热力学和动力学一、催化反应的热力学热力学化学和酶催化反应和普通化学反应一样，都是受反应物转化为产物过程中的能量变化控制的。
因此要涉及到化学热力学、统计学的概念。
下面对催化反应热力学作简要介绍。
1．热力学第一定律（又称为能量守恒与转化定律）实际上是能量守恒和转化定律的说明。
能量有各种形式，能够从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，但在转化和传递中，能量的总量保持不变。
如果反应开始时体系的总能量是U 1，终了时增加到U 2，那么，体系的能量变化U ∆为：U ∆=U 2-U 1 (3-1)如果体系从环境接受的能量是热，那么，体系还可以膨胀作功，所以体系的能量变化U ∆必须同时反映出体系吸收的热`和膨胀所作的功。
体系能量的这种变化还可以表示为： U ∆=Q -W （3-2）Q 是体系吸收的热能，体系吸热Q 为正值，体系放热（或体系的热量受到损失）Q 为负值；W 是体系所作的功，当体系对环境作功时，W 值是正的，当环境对体系作功时，W 值是负的。
体系能量变化U ∆仅和始态及终态有关，和转换过程中所取得途径无关，是状态函数。
大多数化学和酶催化反应都在常压下进行，在这一条件下操作的体系，从环境吸收热量时将伴随体积的增加，换言之，体系将完成功。
在常压p ，体积增加所作的功为：⎰∆==V p pdV W （3-3）这里，△V 是体系体积的变化值（即终态和始态时体积的差值）。
因此，这时在常压下，体系只作体积功时，热力学一律的表达式为：U ∆=V p Q p ∆- (3-4)对在常压下操作的封闭体系，H Q p ∆=，△H 是体系热函的变化。
因此，对常压下操作的体系：热力学一律的表达式为：V p U H ∆+∆=∆ （3-5）△U 和p △V 对描述许多化学反应十分重要。
但对发生在水溶液中的反应有其特殊性，因为水溶液中的反应没有明显的体积变化，p △H 接近于零。
△H ≈△U ，所以对在水溶液中进行的任何反应，可以用热函的变化△H 来描述总能量的变化，而这个量△H 是可以测定的。
dT nC dT C H m p p ⎰⎰==∆,2,cT bT a C m p ++=2．热力学第二定律热力学第二定律认为：所有体系都能自发地移向平衡状态，要使平衡状态发生位移就必须消耗一定的由另外的体系提供的能量。
这可以用几个简单的例子来说明：水总是力求向下流至最低可能的水平面—海洋，但只有借助消耗太阳能才能重新蒸发返回山上。
钟表可以行走，但只有通过输入机械功才能重新开上发条等等。
广义地说，第二定律指明了宇宙运动的方向，说明在所有过程中，总有一部分能量变得在进一步过程中不能作功，即一部分热函，或着体系的热容量△H 不再能完成有用功。
因此在大多数情况下，它已使体系中分子的随机运动有了增加，根据定义：S T Q ∆=' （3-6）这里Q ’为失去做功能力的总能量，T 为绝对温度，S 为熵，S 是一定温度下体系随机性或无序性的尺度。
方程（3-6）可以用来度量分子随机运动的速度。
将方程（3-6）重排，这样，任意过程中体系的熵变可表示为：TQ S '=∆ △S 为体系时态和终态的熵的差值。
第二定律用数字语言可表示为：一个自发过程，体系和环境（孤立体系或绝热体系）的熵的总和必须是增加的，即：△S 体系 + △S 环境 > 0 （3-7）这里要注意的是，在给定体系中发生自发反应时，熵也可以同时减小，但是，体系中熵的这种减少可以大大为环境的熵的增加所抵消，如果在体系和环境之间没有能量交换，也就是说，体系是孤立的，那么，体系内发生自发反应时，则总是和熵的增加联系在一起的。
从实用的观点讲，熵并不能作为决定过程能否自发发生的判据，并且，它也不容易测定，为了解决这一困难，Gibbs 和Helmhoze 引出了自由能F 和G 的概念，这个概念对决定过程能否自发进行相当有用。
基本原理是：热焓H 是可以自由作功的能量F 和不能自由作功的能量TS 的和，即：TSH G TS F H -=+= （3-8） 在体系内的任何变化中，△H 、△F 和△S 分别表示始态和终态之间的焓变、自由能变和熵变。
因此对于恒温过程，自由能关系方程可表示为：S T F ∆+∆=∆H （3-9）对于孤立体系中发生的过程，由于体系的热容量没有发生净变化，也就是说△H =0，因此，△F =-T △S （3-10）所以根据方程（3-10），对体系及其环境，或者对恒温下的孤立体系，自发反应可以用0)(≤∆T F 来表征。
0)(,≤∆P T G 来表征。
3．反应物和产物的热力学参数差的计算为了了解催化剂是怎样影响化学反应的，需要知道反应物、过渡状态以及产物的能级，这一点已在反应坐标图中反映出来，尽管焓、自由能和熵的绝对值难以测定，但测定反应路径中各点间的物理量的变化还是可能的。
目前，既有能用来测定反应物和产物之间的热力学参数差△H 、△F 和△S 的实验方法，也有计算热力学活化参数△H ≠、△F ≠和△S ≠的方法。
(1)△H 的测量不可逆反应中反应物和产物之间的焓变可用量热法测定，△H =Q p 。
例如，葡萄糖能和氧反应生成二氧化碳和水：C6H 12O 6(s)+6O 2(g)+6CO 2(g) 在标准压力θp 下时，对葡萄糖氧化，焓变为：17.2817-⋅-==∆mol kJ Q H p m r θ因为反应的焓变△H 及△G 、△S 的值均随条件而变，所以最好在标准条件下测量这些值。
在标准条件下（θp ，298.15K ）时，各种参数的变化可表示为 θθθm r m r m r S G H ∆∆∆,,。
对于溶液中的物质，标准状态是指（298.15K,1mol/dm 3浓度）。
可逆反应的标准焓变θm r H ∆可以从该反应在不同温度下的平衡常数算得。
根据G 的定义式：p TG T H TS H G )(∂∂+=-=H G TG T TG S VdpSdT dG p T -=-∂∂∴∂∂=-+-=)()( 等式两边各除T 2得：222T H T G T T G T p -=-⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ 上式左边等于pT T G ⎥⎥⎥⎥⎦⎤⎢⎢⎢⎢⎣⎡∂⎪⎭⎫ ⎝⎛∂/，故上式可写成： pT T G ⎥⎥⎥⎥⎦⎤⎢⎢⎢⎢⎣⎡∂⎪⎭⎫ ⎝⎛∂/=2T H - （吉—亥方程） 对于一个反应过程，如果反应物和产物都处于标准态，则上式可写成：2)(T H T T G m r pm r θθ∆-=⎥⎥⎥⎥⎦⎤⎢⎢⎢⎢⎣⎡∂∆∂ （3-11） 已知：2ln ln RT H T K K RT G m r pa am r θθθθ∆=⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂∴-=∆ （3-12）Van’t Hoff 等压方程式（化学反应等压方程） 将方程积分可得（在T 1~T 2区间，θm r H ∆为常数）：积分常数）(ln C RT H K m r a +∆-=θθ（3-13） 当以θa K ln 对T1作图，可得一直线，该直线和垂直轴的交点为积分常数，而直线的斜率即为：RH m r θ∆-，求出斜率，就可求出θm r H ∆。
（2）m r m r G G ∆∆,θ 可逆反应中产物和反应物的自由能变，也可从平衡常数求出：θθa m r K RT G ln -=∆判断一个反应能否进行，可以从下式中判断：a m r m r Q RT G G ln +∆=∆θa a Q RT K RT ln ln +-=θθaa K Q RT ln = （3-14） 如果：θaa K Q >1，即：θa a K Q >，则反应不能自动进行 θa K ln如果：θa a K Q <，则反应能自动进行。
（3）△S由：TS S T H G TS H G ∆-∆-∆=∆-= 反应常常是在等温等压下进行的，则在标准态下θθθm r m r m r S T H G ∆-∆=∆可以求得θm r S ∆ θm r H ∆可由实验测定；θm r G ∆可由实验测定；求θm r S ∆可由上式求得。
4．热力学活化参数的计算①活化能E a温度可以影响反应速率，这是根据经验常数已知道的事实。
历史上Van’t Hoff 曾根据试验总结出一条近似规律：温度每升高10K ，反应速率大约增加2~4倍，即：4~210=+TT k k （3-16） 如果不需要精确的数据，或手边的数据不全，则可根据这个规律大略地估计出温度对反应速率的影响。
这个规律有时称为范霍夫近似规则。
化学催化反应和酶催化反应的反应速率同样设温度的函数。
但是，化学和酶催化反应的反应速率不仅和温度有关，更重要的是和反应的活化能有关。
加入催化剂，可以使得反应体系的活化能降低，因此活化能的影响对反应速率而言更为重要。
1889年，S. Arrhenius 指出，反应速率常数时以指数形式随温度增加的，表示这一关系的Arrhenius 公式可表示成：2ln RTEa dt k d = （3-17） 这里k 是被研究反应的速率常数，Ea 为活化能。
积分后，阿氏公式变为：0ln ln k RTEa k +-= （3-18） 以lnk 对绝对温度的倒数作图，也将得到一条直线：为了说明反应速率常数的温度关系，Arrhenius 假定，反应物必须先转化为活化复合物（是一个高能物种），而后再分解成产物。
体系在把反应物转化成活化复合物所需的能量称为Arrhenius 活化能E a 。
这个理论在说明反应的温度关系时是有用的，但不能说明以普通热力学项：焓H 、熵S 或自由能G 所表示的反应速率，那样的说明要从过渡态理论才能得到。
②活化焓H ∆≠是通过过渡态理论，或者绝对反应速率理论是通过H. Eyring 的努力而发展起来的，它可以从理论上更准确地以热力学项来描述反应的速度。
该理论指出：反应物必须先达到过渡态，同时，反应速度和过渡态的浓度成正比。
对简单的双分子反应，可表示为：A+B AB物根据过渡态理论，反应速率为：≠≠=-][][AB k dtA d （3-19） 而形成活化络合物AB ≠的平衡常数K ≠]][[][B A AB K ≠≠= （3-20） 解得：[AB ≠]=K ≠[A][B] （3-21）∴]][[]][[][B A k B A K k dtA d ==-≠≠ (3-22) 二级反应lnk此方程具有二级反应速度定律的形式。
这里观察到的速率常数（表观速率常数）为：k =k ≠K ≠ （3-23）活化复合物的分解速度常数k ≠可根据理论估计。
以最简单的情况为例：分解速度常数k ≠和导致分解的一个振动频率γ相等（平动和转动都不会导致[AB ≠]分解，而电子和核的运动需在高温下进行）。
而导致分解的频率γ=e /h (物理上知)e 为振动的平均能量，h 为Plank 常数（6.626×10-34）∴ k ≠≈γ=e /h (3-24)温度T 时，激发振动能e =k B T (k B 为Boltzmann 常数，k B =1. 381×10-23J/K)∴ k ≠=hT k B (普适常数) （3-25） 这样，反应速度常数：≠⋅=K hT k k B （3-26） 如果知道平衡常数≠K ，就可以理论上算出速度常数k 值。
