为什么放热的熵增加的反应一定是自发进行的
在热力学中，判断一个过程能否自发进行，需要综合考虑系统的焓变（ΔH）和熵变（ΔS）。吉布斯自由能公式 ΔG = ΔH - TΔS 提供了明确的判据：当ΔG < 0时，反应能自发进行。对于一个反应，如果它同时满足“放热”（ΔH < 0）和“熵增加”（ΔS > 0）这两个条件，那么无论温度T（开尔文温度，恒为正）是多少，公式中的“-TΔS”项始终为负值。一个负的ΔH加上一个负的-TΔS，其结果ΔG必然小于零。这意味着，在恒温恒压条件下，此类反应在任何温度下都能自发进行，是热力学上的“绝对自发反应”。
从能量与混乱度的双重驱动力理解
反应的“自发性”可以理解为系统有一种内在的驱动力推动其向某个方向进行。放热（ΔH < 0）意味着反应过程中系统向环境释放能量，使系统自身的能量降低，这符合能量最低原理，是一种强大的驱动力。与此同时，熵增加（ΔS > 0）意味着系统的混乱度或无序度增大，这符合自然界趋向于更大混乱度的普遍规律，是另一种根本性的驱动力。当这两种驱动力方向一致、协同作用时，它们共同为反应提供了无可阻挡的推动力，因此反应必定是自发的。例如，冰在室温下融化成水，虽然吸热（ΔH > 0）但熵增巨大，在高温下可自发；而某些强烈的燃烧反应，既放热又产生大量气体分子导致熵增，其自发性就更为显著和确定。
理解这一原理，有助于我们预测化学反应的方向。它清晰地表明，虽然有些反应可能仅凭放热或仅凭熵增就能在一定条件下自发，但兼具二者的反应则拥有最强大的热力学驱动力，其自发性是确定无疑的。这也是为什么许多剧烈且彻底的化学反应，往往都伴随着能量的释放和物质无序度的显著提升。