化學中的熵怎麼測定

① 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.

② 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）

③ 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。

④ 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。

(4)化學中的熵怎麼測定擴展閱讀

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

⑤ 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.

⑥ 怎樣從化學方程式判斷熵增或熵減

主要看氣體反應物和生成物，反應物氣體組分系數之和大於反應物氣體組分系數之和，反應是熵增的，反之就是熵減的

⑦ 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