怎麼判斷一個化學反應的熵值

⑴ 求大神指點化學中熵的正負怎麼判斷

熵變是指體系混亂程度的變化，熵變為正值說明體系的混亂程度增加，熵變為負值說明混亂程度減小．焓變是指體系內能的變化，焓變為正值說明反應放熱體系能量減小，焓變為負值說明反應吸熱體系能量增加．△G=△H-t△S,△H表示焓變，△S表示熵變，△G表示體系自由能，t表示溫度．
只看方程式一般只有少數幾種情況可以判斷:反應物只有固體，而產物有氣體（如碳酸鈣分解）；還有就是單質生成化合物（如碳跟氧氣反應生成二氧化碳）熵增。
還有一種情況可以判斷:本來是非自發反應，升溫後變成自發反應，熵增。

⑵ 如何判斷化學反應熵變大小

如果是由氣體反應生成了氣體，就要看他的摩爾變化了，如果摩爾值變多了，就代表變混亂了，即熵增加了。反之，摩爾值變少了，就代表沒有以前混亂了，即熵減少了。
如果是由氣體反應生成了固體或液體，就代表變穩定了，即熵減少了。
如果是由固體或液體反應生成了氣體，就代表變混亂了，即熵增加了。
之後固體生成液體，熵增加了。
液體生成固體，熵減少了。

⑶ 如何判斷一個化學反應熵變增大還是減小

看反應物轉變成生成物，是由什麼狀態變成什麼狀態，固體熵值最小，氣體熵值最大，就像由固體轉變成液體或者氣體，熵值變大，反之則變小

⑷ 化學中的熵反應怎麼判斷

利用熵函數判斷過程（物理、化學）變化方向的規律稱為熵增原理：
△S≥0 （隔離系統）
例如隔離系統發生化學反應：
A + B ===C + D
反應物（A+B）的熵值之和為S1 ，產物（C+D)的熵值之和為 S2 ，則熵變化為：
△S= S2 -S1
按照判據：如果△S＞0（S2 ＞S1 ），即熵增大，正向反應自發進行；
如果△S＜0（S2 ＜S1 ），即熵減小，逆向反應自發進行；
具體判斷要通過計算才行（大學物理化學課程）。
熵的物理意義：系統混亂程度的量度，系統越混亂，熵值越大。因此：
S（固體）＜S（液體）＜S（氣體）

⑸ 一個化學反應的熵值怎麼判斷是正值還是負值

ΔH嗎，吸熱就是正，放熱就是負。一般來說，合成反應是吸熱，分解是放熱。

⑹ 怎麼判斷化學反應中的熵變正負

反應向著混亂度大的方向發生，那麼熵變大於0，向著混亂度小的方向發生，那麼熵變為負。

對於孤立體系而言，在其中發生的任何反應變化必然是自發的。熱力學第二定律告訴我們：在孤立體系中發生的任何變化或化學反應，總是向著熵值增大的方向進行，即向著△S孤立0的方向進行的。而當達到平衡時△S孤立=0，此時熵值達到最大。

假如不是孤立體系，則可以把體系與其四周的環境一起作為一個新的孤立體系考慮，熵增原理仍然是適用的。由此可以得出，自發反應是向著0的方向進行的。大家知道，在常壓下，當溫度低於273K時，水會自發地結成冰。

這個過程中體系的熵是減小的，似乎違反了熵增原理。但應注重到，這個體系並非孤立體系。在體系和環境間發生了熱交換。從水變成冰的過程中體系放熱給環境。

環境吸熱後熵值增大了，而且環境熵值的增加超過了體系熵值的減小。因而體系的熵變加上環境的熵變仍是大於零的，所以上述自發反應是符合熱力學第二定律的。

(6)怎麼判斷一個化學反應的熵值擴展閱讀：

熵的發現：

克勞修斯(T.Clausius) 於1854年提出熵(entropie)的概念, 我國物理學家胡剛復教授於1923年根據熱溫商之意首次把entropie譯為「熵」。

A.Einstein曾把熵理論在科學中的地位概述為「熵理論對於整個科學來說是第一法則」。查爾斯·珀西·斯諾(C.P.Snow)在其《兩種文化與科學革命》一書中寫道： 「一位對熱力學一無所知的人文學者和一位對莎士比亞一無所知的科學家同樣糟糕」。

熵定律確立不久，麥克斯韋(J.C.Maxwell)就對此提出一個有名的悖論試圖證明一個隔離系統會自動由熱平衡狀態變為不平衡。

實際上該系統通過麥克斯韋妖的工作將能量和信息輸入到所謂的「隔離系統」中去了。這種系統實際是一種「自組織系統」。以熵原理為核心的熱力學第二定律,歷史上曾被視為墮落的淵藪。

美國歷史學家亞當斯H.Adams(1850-1901)說：「這條原理只意味著廢墟的體積不斷增大」。有人甚至認為這條定律表明人種將從壞變得更壞，最終都要滅絕。熱力學第二定律是當時社會聲謄最壞的定律。社會實質上不同於熱力學上的隔離系統，而應是一種「自組織系統」。

⑺ 如何判斷一個化學反應的熵變△S是大於0還是小於0

多數熵增加的反應在常溫常壓下均可自發進行。產生氣體的反應、氣體物質的量增加的反應，熵變都是正值，為熵增加反應。

有些熵增加的反應在常溫下不能自發進行，但在較高溫度下則可自發進行。如碳酸鈣的分解。個別熵減少的反應，在一定條件下也可自發進行。如鋁熱反應的△S== —133.8 J·mol—1·K—1，在點燃的條件下即可自發進行。

對於化學反應而言，若反應物和產物都處於標准狀態下，則反應過程的熵變，即為該反應的標准熵變。當反應進度為單位反應進度時，反應的標准熵變為該反應的標准摩爾熵變，以△rSm表示。

(7)怎麼判斷一個化學反應的熵值擴展閱讀：

在孤立體系中發生的任何變化或化學反應，總是向著熵值增大的方向進行，即向著△S孤立0的方向進行的。而當達到平衡時△S孤立=0，此時熵值達到最大。

假如不是孤立體系，則可以把體系與其四周的環境一起作為一個新的孤立體系考慮，熵增原理仍然是適用的。由此可以得出，自發反應是向著0的方向進行的。大家知道，在常壓下，當溫度低於273K時，水會自發地結成冰。這個過程中體系的熵是減小的，似乎違反了熵增原理。

但應注重到，這個體系並非孤立體系。在體系和環境間發生了熱交換。從水變成冰的過程中體系放熱給環境。環境吸熱後熵值增大了，而且環境熵值的增加超過了體系熵值的減小。因而體系的熵變加上環境的熵變仍是大於零的，所以上述自發反應是符合熱力學第二定律的。

⑻ 怎樣從化學方程式判斷熵增或熵減

熵變
1. 熵：體系混亂度(或無序度)的量度.S 表示熵
2. 熱力學第三定律：對於純物質的晶體,在熱力學零度時,熵為零.
3. 標准熵：1 mol物質在標准狀態下所計算出的 標准熵值,用ST q表示,單位： J��mol-1 ��K－1
4. 熵的規律：
(1) 同一物質,氣態熵大於液態熵,液態熵大於固態熵； ST q(g) > ST q(l) > ST q(s)
S q H2O (g) > H2O (l) > H2O (s)
(2) 相同原子組成的分子中,分子中原子數目越多,熵值越大；
S q O2 (g) < S q O3 (g)
S q NO (g) < S q NO2 (g) < S q N2O4 (g)
S q CH2=CH2 (g) < S q CH3-CH3 (g)
(3) 相同元素的原子組成的分子中,分子量越大,熵值越大；
S q CH3Cl(g) < S q CH2Cl2 (g) < S q CHCl3(g)
(4) 同一類物質,摩爾質量越大,結構越復雜,熵值越大；
S qCuSO4(s) < S qCuSO4��H2O(s) < SqCuSO4��3H2O(s) < SqCuSO4��5H2O (s)
S qF2(g) < S qCl2(g) < S qBr2(g) < SqI2 (g)
(5) 固體或液體溶於水時,熵值增大,氣體溶於水時,熵值減少；
5. 反應熵變的計算公式
一般地,對於反應：m A + n B =x C + y D
DrSmq ＝ åSq,(生成物) - åSq,(反應物)
＝ [x Sq,C + y Sq,D] – [m Sq,A + n Sq,B]
6.熱力學第二定律：
孤立體系（絕熱體系）的自發過程是體系熵增加的過程,即：
狀態I ® 狀態II, SII > SI DS = SII - SI > 0
DS > 0,過程自發進行；
DS < 0,逆過程自發進行；
DS = 0,平衡狀態

⑼ 化學反應中，熵變怎麼判斷

熵說白了就是混亂度，混亂度增加，則熵增大。
比如電解水的反應就是一個熵增的過程，液體變成氣體，混亂度增大了。
固體變成氣體，液體的過程都是熵增的。
對於氣體反應生成氣體，則要比較氣體前面的系數了。比如
2CO+O2=2CO2，這個是一個熵減小的反應

⑽ 化學反應中如何判斷熵增還是熵減

由標准熵我們可以求得化學反應的標准摩爾熵變ΔrSmΘ：

ΔrSmΘ=∑viSmΘ（生成物）-∑viSmΘ（反應物）

此外，由ΔS=Qr/T可看出ΔS受T變化影響較小，因此在情況需要時可以直接將標准熵套入計算。

利用求得的摩爾熵變與焓變，可以通過ΔG=ΔH-TΔS計算出反應的吉布斯自由能降低量，設反應所做的非體積功為W，則

1、若W+ΔG<0，反應不可逆自發進行；

2、若W+ΔG=0，反應可逆進行；

3、若W+ΔG>0，反應無法進行。

由此可以准確無誤判斷一定條件下化學反應是否進行，這就是熵與熵增在化學熱力學中的應用。

(10)怎麼判斷一個化學反應的熵值擴展閱讀

說明

①熱力學第二定律是熱力學的基本定律之一。它是關於在有限空間和時間內，一切和熱運動有關的物理、化學過程具有不可逆性的經驗總結。

上述(1)中①的講法是克勞修斯(Clausius)在1850年提出的。②的講法是開爾文於1851年提出的。這些表述都是等效的。

在①的講法中，指出了在自然條件下熱量只能從高溫物體向低溫物體轉移，而不能由低溫物體自動向高溫物體轉移，也就是說在自然條件下，這個轉變過程是不可逆的。要使熱傳遞方向倒轉過來，只有靠消耗功來實現。

在②的講法中指出，自然界中任何形式的能都會很容易地變成熱，而反過來熱卻不能在不產生其他影響的條件下完全變成其他形式的能，從而說明了這種轉變在自然條件下也是不可逆的。

熱機能連續不斷地將熱變為機械功，一定伴隨有熱量的損失。第二定律和第一定律不同，第一定律否定了創造能量和消滅能量的可能性，第二定律闡明了過程進行的方向性，否定了以特殊方式利用能量的可能性。 ．

②人們曾設想製造一種能從單一熱源取熱，使之完全變為有用功而不產生其他影響的機器，這種空想出來的熱機叫第二類永動機。它並不違反熱力學第一定律，但卻違反熱力學第二定律。

有人曾計算過，地球表面有10億立方千米的海水，以海水作單一熱源，若把海水的溫度哪怕只降低O.25度，放出熱量，將能變成一千萬億度的電能足夠全世界使用一千年。但只用海洋做為單一熱源的熱機是違反上述第二種講法的，因此要想製造出熱效率為百分之百的熱機是絕對不可能的。

③從分子運動論的觀點看，作功是大量分子的有規則運動，而熱運動則是大量分子的無規則運動。顯然無規則運動要變為有規則運動的幾率極小，而有規則的運動變成無規則運動的幾率大。一個不受外界影響的孤立系統，其內部自發的過程總是由幾率小的狀態向幾率大的狀態進行，從此可見熱是不可能自發地變成功的。

④熱力學第二定律只能適用於由很大數目分子所構成的系統及有限范圍內的宏觀過程。而不適用於少量的微觀體系，也不能把它推廣到無限的宇宙。

參考資料來源：網路-熵增原理

參考資料來源：網路-熵增