化學中反應商怎麼求

❶ 假如一個反應的反應物全是固體，但生成物有氣體，那麼這個反應的反應商怎麼算

一樣的計算

是熵增加的

❷ 如何從化學等溫方程式以及自由能判據導出反應商判據

如何從化學等溫方程式以及自由能判據導出反應商判據
用ΔrGm只能判斷反應體系中各物質都處於標准態，亦即各物質的活度恰好為1時，反應自發進行的方向。當反應體系中各種物質的活度是任意的人為選定值時，必需用ΔrGm與標准狀態下ΔrGm的關系為：ΔrGm=標准狀態下ΔrGm+RtlnJaR：氣體常數8.314J·K－1·mol-1T：溫度Ja是體系在等溫處於任狀態時，指定的產物的活度系數次方的乘積與反應物活度系數次方乘積的比差漏值，對於反應bB+dD=gG+hH可表示為Ja=Ja代表了化學平衡一章中的分壓商及濃度商。對於氣體反應，理想混合氣體中各組分氣體的活度為aB=PB/PB代表物質B，PB為組分氣體的分壓P為標准壓力105pa。對於溶液中反應，在敗慶賣本課中，稀溶液各物質的活度可用濃度代替。利用等溫方程式可以求算在等溫（即指定TK）下體系處於任意活度配比情況下的ΔrGm並用於判斷該條件下反應自發進行的方向。
化學反應處於平衡狀態時ΔrGm=0Ja=Ka
化學等溫方程式就變成了ΔrGm=－RtlnKa
∴ΔrGm=－RTlnKn+RtlnJa是等溫方程式的另一種表達形式它表明了非平衡時化學反應的Gibbj自由能變化與平衡常數的關系。由此計算出的平衡常數Ka稱為熱力學平衡常數，是無量綱量，察逗數值與實驗測得平衡常數Kc、Kp一樣。由此，我們可以根據濃度商及自由能變兩種判別反應方向的方法：
若Ja=Ka則ΔrGm=0表明反應達到平衡

❸ 壓力商怎麼計算

J=p(CO2)/標准大氣壓
生成物虛迅的和反應物的差讓此都要,是相除,但只取滑彎氣體和溶液

❹ 如何計算化學反應的熵變

計算熵變的三個公式如下：

1、已知定壓比熱、溫度、壓力：根據公式△S1-2=CPln(T2/T1)-Rgln(P2/P1)進行計算其中，△S1-2為由狀態1到狀態2的熵變化量，J/(kg·K)。

CP為定壓比熱，J/(kg·K)；T1、T2為狀態1和2的熱辯亂力學溫度，K；P1、P2為狀態1和2的絕對壓力，Pa；Rg為氣體常數，J/(kg·K)。

2、已知定容比熱、溫度、比體積：

根據公式△S1-2=CVln(T2/T1)+Rgln(v2/v1)進行計算其中，△S1-2為由狀態1到狀態2的熵變化量，J/(kg·K)；CV為定容比熱，J/(kg·K)。

T1、T2為狀態1和2的熱力學溫度，K；v1、v2為狀態1和2的比體積，m3/kg；Rg為氣體常數，J/(kg·K)。

3、已知定容比熱、定壓比熱、壓力、比體積：

根據公式△S1-2=CVln(P2/P1)+CPln(v2/v1)進行計算其中，△S1-2為由狀態1到狀態2的熵變化量，J/(kg·K)；CV為定容比熱，J/(kg·K)；CP為定壓比熱，J/(kg·K)；P1、P2為狀態1和2的絕對壓力，Pa；v1、v2為狀態1和2的比體積，m3/kg。

化學中的熵變

體系混亂度的狀態函數為熵，熵是有加和性質的狀態函數。在一個過程中，系統混亂度發生改變，稱之為熵變，也就是△S。計算

①應用公式S＝klnΩ 進行時△S＝S2-S1

②恆溫可逆過程△S＝Qr/T

③應用吉布斯汪灶鋒自由能方程計算困晌△G＝△H-△TS

往混亂度增大的方向反應△S大於零，相反△S小於零。比較混亂度方法固＜液＜氣 同狀態，分子構成原子數相同，分子體積越大，混亂度越大。

❺ 化學標准平衡常數和反應商 急

系統內物質微觀粒子的混亂度是與物質的聚集狀態有關的。在絕對零度時，理想晶體內分子的熱運動(平動、轉動和振動等)可認為完全停止，物質微觀粒子處於完全整齊有序的情況。熱力學中規定：在絕對零度時，任何純凈的完整晶態物質的熵等於零①。因此，若知道某一物質從絕對零度到指定溫度下的一些熱化學數據如熱容等，就可以求出此溫度時的熵值，稱為這一物質的規定熵(與內能和焓不同，物質的內能和焓的絕對值是難以求得的)。單位物質的量的純物質在標准條件下的規定熵叫做該物質的橘山標准摩爾熵，以表示，本書仍按習慣簡寫為標准熵

Sθ。書末附錄3中也列出了一些單質和化合物在298.15K時的標准熵Sθ(298.15K)的數據；注意：Sθ(298.15K)的SI單位為J·mol-1。K-1。

與標准生成焓相似，對於水合離子，因溶液中同時存在正、負離子，規定處於標准條件時水合H+離子的標准熵值為零，通常把溫度選定為298.15K，從而得到一些水合離子在298.15K時的標准熵(這與水合離子的標准生成焓相似，也是相對值)。書末附錄4中也列出了一些水合離子在298.15K時的標准熵的數據。

根據上面討論並比較物質的標准熵值，可以得出下面的一些規律。

(1)對同一物質而言，氣態時的標准熵大於液態時的，而液態時的標准熵又大握隱於固態時的。例如：

Sθ(H2O,g,298.15K)=188.72J·mol-1·K-1

＞Sθ(H2O,l,298.15K)=69.91J·mol-1·K-1

(2)同一物質在相同的聚集狀態時，其標准熵值隨溫度的升高而增大。例如：

Sθ(Fe，s，500K)＝41.2J·mol-1·K-1

＞Sθ(Fe，s，298.15K)=27.3J·mol-1·K-1

(3)一般說來，在溫度和聚集狀態相同時，分子或晶體結構較復雜(內部微觀粒子較多)的物質的標准熵大於(由同樣元素組成的)分子或晶體結構較簡單(內部微觀粒子較少)的物質的標准熵。例如：

Sθ(C2H6，g，298.15K)=229J·mol-1·K-1

＞Sθ(CH4，g，298.15K)=186J·mol-1·K-1

熵也是狀態函數，反應的標准摩爾熵變以表示，本書正文中簡寫為標准熵變△Sθ，其計算及注意點與△Hθ的相似，只是反應aA＋bB＝gG＋dD中各物質的標准熵Sθ的數值均是正值。

△Sθ(298.15K)

＝∑｛Sθ(298.15K)｝生成物－∑{Sθ(298.15K)}反應物①或△Sθ(298.15K)＝｛gSθ(G，298.15K)＋dSθ(D，298.15K)｝*

－｛aSθ(A，298.15K)＋bSθ(B，298.15K)｝ (2.1)

應當指出，雖然物質的標准圓皮中熵隨溫度的升高而增大，但只要溫度升高時，沒有引起物質聚集狀態的改變，則每個生成物的標准熵乘上其化學計量數所得的總和隨溫度升高而引起的增大與每個反應物的標准熵乘上其化學計量數所得的總和的增大通常相差不是很大。所以反應的△Sθ與△Hθ相似，通常在近似計算中，可忽略溫度的影響，而用△Sθ(298.15K)來代替其他溫度T時的△Sθ(T)。

例2.1試計算石灰石(CaCO3)熱分解反應的△Hθ(298.15K)和△Sθ(298.15K)並初步分析該反應的自發性。

解：寫出化學方程式，從附錄3查出反應物和生成物的△fHθ(298.15K)和Sθ(298.15K)的值，並在各物質下面標出之。

CaCO3(s) ＝ CaO(s) + CO2(g)

△fHθ(298.15K)/(kJ·mol-1) -1206.92 －635.09 －393.50

Sθ(298.15K)/(J·mol-1·K-1) 92.9 39.75 213.64

根據式(1.11)，得

△Hθ(298.15K)=｛△fHθ(CaO,s,298.15K)+△fHθ(CO2,g,298.15K)｝

-｛△fHθ(CaCO3,s,298.15K)｝

=｛(-635.09)+(-393.50)-(-1206.92)｝kJ·mol-1

＝178.33kJ·mol-1

根據式(2.1)，得

△Sθ(298.15K)=｛Sθ(CaO，s，298.15K)＋Sθ(CO2，g，298.15K)｝

-｛Sθ(CaCO3，s，298.15K)｝

=｛(39.75＋213.64)-92.9｝J·mol-1·K-1

=160.5J·mol-1·K-1

反應的△Hθ(298.15K)為正值，表明此反應為吸熱反應。從系統傾向於取得最低的能量這一因素來看，吸熱不利於反應自發進行。但反應的△Sθ(298.15K)為正值，表明反應過程中系統的熵值增大。從系統傾向於取得最大的混亂度這一因素來看，熵值增大，有利於反應自發進行。因此，該反應的自發性究竟如何？還需要進一步探討(見表2.1及例2.2)。

要探討反應的自發性，就需對系統的△H與△S所起的作用進行相應的定量比較。在任何化學反應中，由於有新物質生成，系統的焓值一般都會發生改變，而在一定條件下，反應或過程的焓變是可以與系統的熵變聯系起來。以下面的物質聚集狀態的變化過程為例。在101.325kPa和273.15K時冰與水的平衡系統中水可以變成冰而放熱，冰也可以變成水而使無序度或混亂度增加，冰和水的共存表明這兩種相反方向的傾向達到平衡。若適當加熱使系統的熱量增加(系統仍維持273.15K)，則平衡就向著冰熔化成水的方向移動，固態水分子由於吸熱使無序度或混亂度突然增加而成為液態水分子。這就是說，冰吸熱熔化成水，使水分子熵增大。

根據熱力學的推導，在特定條件下的恆溫過程①中系統所吸收或放出的熱量(以qr表示)與系統的熵變△S有著下列關系：

對於上述冰熔化成水的過程：

H2O(S，101.325kPa，273.15K)

=H2O(l，101.325kPa，273.15K)

如果盡可能設法使符合上述關系的條件，則就能自冰在101.325kPa和273.15K時的熔化熱qfus(H2O)(fus代表fusion熔化)，計算出冰熔化的熵變。

已知101.325kPa和273.15K下，此過程的qr即為qfus(H2O)，等於6007J·mol-1，可得

式(2.2)表明在特定條件下的恆溫過程中，T△S=qr。所以T△S是相應於能量的一種轉化形式，可以與通常的q或△H相比較。

既然化學反應自發性的判斷不僅與焓變△H有關，而且與熵變△S有關，能否把這兩個因素以能量的形式組合在一起，作為反應或過程自發性的統一的衡量標准？我們將在下面討論這一問題。

3.反應的吉布斯函數變

仍以冰和水的相互轉變為例來探討自發過程進行的條件，可表達如下式：

在101.325kPa和273.15K時，冰和水可以共存，即達到平衡；在273.15K以上如298K時，冰將熔化而轉變為水；在273.15K以下如248K時，水將凝固而轉變為冰。簡單分析如下。

(1)由於冰轉變為水的熔化過程是吸熱的，△H為正值，不利於過程的自發進行；而從固體轉變為液體時，熵值將增大，△S為正值，有利於過程的自發進行。在273.15K時前一因素的能量△Hθ數值為6007J·mol-1，與後一因素的能量形式T△Sθ的數值273.15×21.99J·mol-1恰好相等，因而處於平衡狀態。

(2)隨著溫度的改變，△Hθ和△Sθ的數值都將發生一些變化，但變化小，可近似地以△Hθ(273.15K)和△Sθ(273.15K)的數值來處理。這樣，在298K時，由於T自273.15K增大到298K，T△Sθ的數值將大於△Hθ的數值，即熵值增大使T△S的影響占優勢，於是冰轉變為水的過程能自發進行。

(3)在248K時，由於T自273.15K減小到248K，T△Sθ的數值將小於△Hθ的數值，即△Hθ這因素占優勢，於是冰轉變為水的過程不能自發進行，相反，水轉變為冰的放熱過程能自發進行。

綜合上述，並將T△Sθ與△Hθ的相互比較關系推論至T△S與△H，則可得

△H＜T△S 冰→水 過程可自發進行

△H=T△S 冰 水 平衡狀態

△H＞T△S 冰←水 非自發過程，但逆過程可自發進行這就是說自發過程的條件應為

△H＜T△S

或 △H-T△S＜0

若以H1和S1分別表示系統始態時的H和S，H2和S2分別表示系統終態時的H和S，則

△H=H2-H1，△S＝S2-S1

代入上式，可得

(H2-H1)-T(S2-S1)＜0

即 (H2-TS2)-(H1-TS1)＜0

H-TS是熱力學函數的一種組合形式，若以G表示這種組合，即

G=H-TS①

G叫做系統的吉布斯函數。它是由系統的狀態函數H和T、S所組合的，當然也是狀態函數。可認為吉布斯函數G是經過系統內熵值(實際是TS)校正後的焓。

定溫條件下 △G=△H-T△S

或寫成 △Gr=Hr-T△Sr(2.3)

上述自發過程的條件則變為

G2-G1=△G＜0

△G表示反應或過程的吉布斯函數的變化，簡稱吉布斯函數變。

從能量和作功的意義來說，反應的△G是反應在定溫定壓條件下進行時可用來作非體積功(如電功)的那部分能量

❻ 關於反應商的問題

理論上應該是這樣的

❼ 大學化學的反應商專題怎麼做

這題很簡單啊，是6除100就是0.06，20除100再平方是0.04，反應商就是0.06除0.04

❽ 反應商怎麼計算

代表商可以自主選擇每個商岩缺拆扮頌品對應的提點比例，喜地會每個月粗棗按照產品的銷售情況以及代表商選擇的提點比例，與代表商結算當月的收入。