关于化学反应进行的方向和限度* ● 此内容属于《物理化学》中的化学热力学的范畴，课本中仅给予简单的引导式的介绍，是为了激发学生的兴趣，不需要深究。也就是说，对于焓判据、熵判据、自由能判据都不需要也不可能真正地理解。
● 什么叫方向、限度、判据？举一个容易理解的例子说明。比如有一块800℃的红热的铁A 和一块常温下的铁B 接触，要求你回答：1、热量是从A 流向B 呢？还是从B 流向A ？2、流到什么时候就会停止呢？3、你是怎样得到上面的答案的呢？我相信你一定会得出正确答案:1、热量是从A 流向B 。这就叫做“方向”。2、流到A 和B 温度相同的时候就会停止。这就叫做“限度”。3、A 、B 之间存在温度差，热量是从高温物体流向低温物体。这就叫做“判据”。由于上面的问题与日常生活联系紧密，又比较简单，所以容易理解。而化学反应要复杂得多，所以较难理解，但道理是一样的。
● 焓判据、熵判据、自由能判据都是判断反应能否自发地发生的，即反应自发发生的可能性。判断出能够自发发生的，现实中能否真的发生，还需要化学动力学知识，涉及到前面学过的化学反应速率问题。
● 焓判据：只根据焓变判断反应自发发生的可能性，有片面性，认为焓减的反应（即放热反应）可以自发发生。 ● 熵判据：只根据熵变判断反应自发发生的可能性，有片面性，认为熵增的反应可以自发发生。
● 自由能判据：根据焓变、熵变及温度综合考虑来判断反应自发发生的可能性，适用条件为恒温恒压反应。 结论是：1、焓减熵增的反应一定可以自发发生。
2、焓增熵减的反应一定不能够自发发生。
3、焓减熵减的反应、焓增熵增的反应，（多数
反应是这一类）与具体的焓变、熵变数值有关，适当改变温度，可能使得不能发生的反应变为可以发生。
4、第3类反应能够进行到的最大限度就是体系自由能的变化=0 。