化学反应方向的判断：

1、复合判据： 

恒温、恒压、只做体积功条件下，由焓判据、熵判据组合的复合判据(自由能ΔRG判据)判断反应自发性。

Δ_rG=Δ_rH－TΔ_rS

ΔrG＜0，反应正向进行；

ΔrG＞0，反应逆向进行；

ΔrG=0时，化学反应达到平衡。

2、用某一时刻的反应商Q与标准平衡常数K°比较进行判断。

若Q＜K°，反应正向进行；

若Q＞K°，反应逆向进行；

若Q=K°，反应达到平衡。

3、 化学反应等温式ΔrG_m判断

ΔrG_m=ΔrG_m°＋RTlnQ

若ΔrG_m=0时，化学反应达到平衡，Q=K°，ΔrG_m°=－RTlnK°。

ΔrG_m=－RTlnK°＋RTlnQ=RTlnQ/K°

若ΔrG_m＜0时，Q＜K°，反应正向进行；

若ΔrG_m＞0时，Q＞K°，反应逆向进行.

4、氧化还原反应自发性判断

ΔrG_m=－zE_池F，则

ΔrG_m＜0，E_池＞0，反应正向进行；

Δ_rG＞0，E_池＜0，反应逆向进行；

Δ_rG=0时，E_池=0，化学反应达到平衡。

分析：化学上常用MnO₄^－滴定Fe^2＋，在酸性溶液中Fe^2＋、Cl^－和Ce^3＋哪个离子可能被MnO₄^－氧化？(已知：酸性溶液中E°(MnO₄^－/Mn^2＋) = 1.5 V，E°(Fe^3＋/Fe^2＋) = 0.77 V，E°(Cl₂/Cl^－) = 1.36 V，E°(Ce^4＋/Ce^3＋) = 1.72 V)

[解析]

E°(Fe^3＋/Fe^2＋)，E°(Cl₂/Cl^－)均低于E°(MnO₄^－/Mn^2＋)，因而可以被氧化。用MnO₄^－离子滴定Fe^2＋时应当注意不能使Cl^－同时迅速被氧化。

MnO₄^－不能氧化Ce^3＋，因为E°(Ce^4＋/Ce^3＋)比E°(MnO₄^－/Mn^2＋)高。应当注意的是溶液中存在其它离子时可能改变电极电势并从而改变结论。H^＋离子存在时特别如此，pH值对含氧离子电极电势的影响特别显著。