熵值怎麼求化學

㈠ 化學HCl2（aq）熵值.能告訴怎麼算的

當然查不到，如果是溶液應該寫成離子的形式，任何化學課本都會列出離子在水溶液中的熵值，而不會列出某強電解質溶液的熵值。
Ca2+ (aq) : -53.1 J/(K*mol)
Cl- (aq) : 56.5 J/(K*mol)
這樣可以計算得到CaCl2(aq)熵值為59.9J/(K*mol)
（數據來自《無機與分析化學（第二版）》，科學出版社）

㈡ 熵變△s計算公式

熵變△s計算公式：△S=△H/T，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。
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人們：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。

㈢ 化學中熵變如何求得

熵的概念是由德國物理學家克勞修斯於1865年所提出。克氏定義一個熱力學系統中熵的增減：在一個可逆性程序里，被用在恆溫的熱的總數（δQ）。玻爾茲曼定義S = k×lnΩ公式中的k是玻爾茲曼常數，Ω則為該宏觀狀態中所包含之微觀狀態數量。這個被稱為玻爾茲曼原理的假定是統計力學的基礎。作用：自發反應總是向體系與環境熵之和增大的方向進行。焓：定義：H=U+pV作用：自發的物理和化學過程都具有對外作功的能力。實際熵這種對外作功的能力就是自發過程的推動力。從自發過程對外作功這個角度出發，便可推導出焓和熵的組合形式。在化學熱力學中把這種組合形式定義為自由焓，並用「G」表示。自由焓的定義式：G=H-TS自發過程總是向著體系自由減少的方向進行，直到自由焓變等於零為止。這就是最小自由焓原理。自由焓是一種能量組合形式，又叫自由能，最小自由焓原理又叫自由能降低原理
參考資料：《物理化學》，傅獻彩等著。

㈣ 熵定律的計算公式

計算公式

1、克勞修斯首次從宏觀角度提出熵概念，其計算公式為:S=Q/T,(計算熵差時，式中應為△Q)

2、波爾茲曼又從微觀角度提出熵概念，公式為:S=klnΩ，Ω是微觀狀態數，通常又把S當作描述混亂成度的量。

3、筆者針對Ω不易理解、使用不便的現狀，研究認為Ω與理想氣體體系的宏觀參量成正比，即:Ω(T)=(T/εT)3/2,Ω(V)=V/εV，得到理想氣體的體積熵為SV=klnΩv=klnV,溫度熵為ST=klnΩT=(3/2)klnT ，計算任意過程的熵差公式為△S=(3/2)kln(T'/T)+kln(V'/V),這微觀與宏觀關系式及分熵公式，具有易於理解、使用方便的特點，有利於教和學，可稱為第三代熵公式。

上述三代熵公式，使用的物理量從形式上看具有"直觀→抽象→直觀"的特點，我們認為這不是概念游戲，是對熵概念認識的一次飛躍。

拓展資料

熵定律是科學定律之最，這是愛因斯坦的觀點。我們知道能源與材料、信息一樣，是物質世界的三個基本要素之一，而在物理定律中，能量守恆定律是最重要的定律，它表明了各種形式的能量在相互轉換時，總是不生不滅保持平衡的。熵的概念最早起源於物理學，用於度量一個熱力學系統的無序程度。熱力學第二定律，又稱"熵增定律"，表明了在自然過程中，一個孤立系統的總混亂度(即"熵")不會減小。

詳細內容

最高定律

在等勢面上，熵增原理反映了非熱能與熱能之間的轉換具有方向性，即非熱能轉變為熱能效率可以100%,而熱能轉變成非熱能時效率則小於100%(轉換效率與溫差成正比),這種規律制約著自然界能源的演變方向，對人類生產、生活影響巨大;在重力場中，熱流方向由體系的勢焓(勢能+焓)差決定，即熱量自動地從高勢焓區傳導至低勢焓區，當出現高勢焓區低溫和低勢焓區高溫時，熱量自動地從低溫區傳導至高溫區，且不需付出其它代價，即絕對熵減過程。

顯然熵所描述的能量轉化規律比能量守恆定律更重要，通俗地講:熵定律是"老闆"，決定著企業的發展方向，而能量守恆定律是"出納",負責收支平衡，所以說熵定律是自然界的最高定律。

分熵的特點

熵概念源於卡諾熱機循環效率的研究，是以熱溫商的形式而問世的，當計算某體系發生狀態變化所引起的熵變總離不開兩點，一是可逆過程;二是熱量的得失，故總熵概念擺脫不了熱溫商這個原始外衣。當用狀態數來認識熵的本質時，我們通過研究發現，理想氣體體系的總微觀狀態數受宏觀的體積、溫度參數的控制，進而得到體系的總熵等於體積熵與溫度熵之和(見有關文章)，用分熵概念考察體系的熵變化，不必設計什麼可逆路徑，概念直觀、計算方便(已被部分專家認可),因而有利於教和學。

熵流

熵流是普里戈津在研究熱力學開放系統時首次提出的概念(普里戈津是比利時科學家，因對熱力學理論有所發展，獲得1977年諾貝爾化學獎)，普氏的熵流概念是指系統與外界交換的物質流及能量流。

我們認為這個定義不太精闢，這應從熵的本質來認識它，不錯物質流一定是熵的載體，而能量流則不一定，能量可分熱能和非熱能[如電能、機械能、光能(不是熱輻射)]，當某絕熱系統與外界交換非熱能(發生可逆變化)時，如通電導線(超導材料)經過絕熱系統內，對體系內熵沒有影響，准確地說能量流中只有熱能流(含熱輻射)能引人熵流(對非絕熱系統)。

對於實際情形，非熱能作用於系統發生的多是不可逆過程，會有熱效應產生，這時系統出現熵增加，這只能叫(有原因的)熵產生，而不能叫熵流的流入，因能量流不等於熵流，所以不論什麼形式的非熱能流都不能叫熵流，更不能籠統地把能量流稱為熵流。

㈤ 化學上的標准熵值怎麼測量

標准熵的測量是非常困難的
0K附近的數據是沒法直接測量的
因為做不到0K，量熱的誤差也很大
具體的計算方法呢，附一道我們物化的習題，給出了一個詳細的標准熵計算過程

㈥ 反應熵變的值通過什麼數據計算也就是說查表得的數字是怎麼算出來的它能代表化學反應中的什麼

化學反應的熵變可以通過反應式中各物質在298.15K時的「標准熵」值計算出來,即反應熵變=各產物的標准熵之和-反應物的標准熵之和.物質在298K時的標准熵可以從教科書或工具書中查到.
根據熱力學第三定律「0K時,任何純物質完美晶體的熵值等於零」.若溫度由0K變化到某一數值TK,壓力p=100Kpa,此過程的熵值稱為「絕對熵」；如果規定溫度為298.15K,此時的熵稱為「標准熵」,單位是焦.每摩爾.開.教科書列出的就是「標准熵」數值.在所有物質中,只有水和氫離子的標准熵等於零.
反應的熵變代表化學反應過程熵的變化,即反應的熵變,它與反應的焓變一起,決定化學反應的方向.

㈦ 熵變公式是怎樣的

一、環境熵變=Q（環境）/T（環境）=-Q（系統）/T（環境）

二、系統熵變分三種情況：

1、單信昌純PVT變化

（1）理想氣體單純pvt變化ΔS=nCv,mΔTlnT2/T1+nRlnV1/V2

（2）凝聚態物質單純pvt變化分恆溫恆壓兩種情況

2、相變化：可逆相變用摩爾相變熵算ΔS=nΔSm

3、化學變化用摩爾反應熵算

三、總熵變=環境熵變+系統熵變

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)熵值怎麼求化學擴展閱讀：

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。

系統的熵僅與始末狀態有關，與過程無關，因此，若始、末兩態之間為一不可逆過程，則可以在兩態之間設計一個可逆過程，通過計算該可逆過程的熱溫比積分，得到系統在兩個平衡態基慶之間不可逆過程的熵變。

絕熱自由膨脹過程是不可逆過程，該過程中氣體對外做功為零，從外界吸熱為零，內能增量為零，溫度不變，所以絕熱自由膨脹過程是一個等溫過程。

判別熱力學過程是否可逆是解決問題的關鍵，若為可逆過程，直接用上面給出的公式求解，若為不可逆過程，必須明確不可逆過程中不滑鋒扒變的狀態參量，然後設計一個該狀態參量恆定的可逆過程求解熵變。

若要完整地求解熵變問題，必須熟練掌握各可逆過程中的過程方程、邁耶公式、比熱容等常用表達式。

㈧ 怎樣計算熵 高中化學課本中提到了熵（S）,請問怎樣計算

熵在高中是不作要求的.現在屬於大學物理的內容.現在給你詳細講解下,熱力學中表徵物質狀態的參量之一,通常用符號S表示.在經典熱力學中,可用增量定義為dS＝(dQ/T),式中T為物質的熱力學溫度;dQ為熵增過程中加入物質的熱量；下標「可逆」表示加熱過程所引起的變化過程是可逆的.若過程是不可逆的,則dS＞(dQ/T)不可逆.單位質量物質的熵稱為比熵,記為 s.熵最初是根據熱力學第二定律引出的一個反映自發過程不可逆性的物質狀態參量.熱力學第二定律是根據大量觀察結果總結出來的規律,有下述表述方式：①熱量總是從高溫物體傳到低溫物體,不可能作相反的傳遞而不引起其他的變化；②功可以全部轉化為熱,但任何熱機不能全部地、連續不斷地把所接受的熱量轉變為功（即無法製造第二類永動機）；③在孤立系統中,實際發生的過程,總使整個系統的熵值增大,此即熵增原理.摩擦使一部分機械能不可逆地轉變為熱,使熵增加.熱量dQ由高溫(T1)物體傳至低溫(T2)物體,高溫物磨陸州體的瞎蔽熵減少dS1=dQ/T1,低溫物體的熵增加dS2=dQ/T2,把兩個物體合起來當成一個系統來看,熵的變化是dS＝dS2－dS1＞0,即熵是增加的.
物理學上指熱能除以溫度所得的商,標志熱量轉化為功悉銀的程度.

㈨ 熵變計算公式

熵變（蒸發熵、熔化熵、升華熵）的計算為：AfHApS=：T式中ApH-相變熱，a和B代表兩種相態。由於熔化、升華、蒸發過程均為吸熱過程，即相變熱為正值，所以熔化、升華、蒸發過程均為熵增加過程。
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。

㈩ 請問熵變是什麼是化學里的△S嗎怎麼計算以及如何判斷它大於還是小於0呢

在一個過程中，系統混亂度發生改變，稱之為熵變，也就是△S。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。

計算公式：一般地，對於反應：mA+nB=xC+yD，DrSmq=[x Sq,C+y Sq,D]–[m Sq,A+n Sq,B]。

判斷：往混亂度增大的方向反應，則△S大於零，反之則△S小於零。

一般來說，氣體大於液體大於固體，所以生成氣體越多，熵變越大。

例如，水蒸氣冷凝成水，△S<0；乙烯聚合成聚乙烯，△S<0；CaCO₃(s)=CaO(s) +CO₂(g)，△S>0；N₂O₄(g)=2NO₂(g)，△S>0。

(10)熵值怎麼求化學擴展閱讀

影響因素

1、熵變與體系中反應前後物質的量的變化值有關

（1）對有氣體參加的反應

主要看反應前後氣體物質的量的變化值即Δn(g)，Δn(g)正值越大，反應後熵增加越大；Δn(g)負值越大，反應後熵減越多。

（2）對沒有氣體參加的反應

主要看各物質總的物質的量的變化值即Δn(總)，Δn(總)正值越大，熵變正值越大；Δn(總)負值絕對值越大，熵變也是負值的絕對值越大，但總的來說熵變在數值上都不是特別大。

2、溫度的高低

熵變值隨溫度的改變變化不大，一般可不考慮溫度對反應熵變的影響。

3、壓力的大小

熵變值隨壓力的改變變化也不大，所以可不考慮壓力對反應熵變的影響。