化學的熵怎麼求

⑴ 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.

⑵ 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。

⑶ 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。

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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。

⑷ 熵變怎麼算

△S代表熵變。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。當反應滾游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。

影響熵大小的因素

（1）同一條件下，不同的物質熵不同

（2）同一物質的熵氣體＞液體＞固體

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反應熵變與反應方向的關系

（1）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枝碰應，熵變都是正值，為熵增加反應。

（2）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。

（3）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猛備談發進行。

⑸ 熵變怎麼計算

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。當反應進度為友余逗單位反應進度時，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，在其中發生的任毀吵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好賣變化或化學反應，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。

⑹ 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.

⑺ 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。

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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。

⑻ 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