化學熵變焓變如何計算

⑴ 什麼是化學中的焓變、熵變

焓變(enthalpy)即物體焓的變化量。
焓是物體的一個熱力學能狀態函數，即熱函：一個系統中的熱力作用，等於該系統內能加上其體積與外界作用於該系統的壓力的乘積的總和
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

⑵ 化學里的 熵變和焓變

△G=0才是平衡的，那時候正逆方向都是一樣的。△G>0和△G<0都是指朝那個方向進行從而達到平衡。△S小於0，對於是自發的來說，△H可以大於零也可以小於零，只要總和△H-T△S是小於零即可。

⑶ 化學反應焓變和熵變

判斷反應能否自發進行，依據的是Gibbs函數變(吉布斯函數變或自由能變）。
有公式：△G = △H - T△S (T為反應溫度，單位是開爾文，故T>0)
△G<0,則反應可以自發進行；大於零反之。
所以，首先可以看出，如果正、逆反應都可在一定條件下自發進行，那麼△H與△S一定為同號。
我們設△H、△S分別是正反應的單位摩爾焓變與熵變，則逆反應的焓變、熵變與正反應是相反數。
如果△H>0，△S<0，則正反應的△G在只改變溫度的情況下，一定大於零，正反應不可能自發進行，而逆反應一定自發進行。
如果△H<0，△S>0，則逆反應的△G在只改變溫度的情況下，一定大於零，逆反應不可能自發進行，而正反應一定自發進行。
又因為題目給的條件是，高溫正反應可自發進行，則暗含著高溫時，T△S項需要足夠大，這樣在：△G = △H - T△S 中，△G才可能小於零，反應才可以自發進行。這樣，就需要 △S>0了。這樣一來，△H必須也大於零。
我們再把這個結果帶入逆反應中，逆反應：△G 逆= -△H + T△S，低溫時，T△S項小，因此易於保證：△G 逆 小於零。
所以，結果是
△H>0，△S>0

⑷ 知道熵變與焓變怎麼計算反應能自發進行的溫度

定義式是dS=dQ/T,T是開氏溫度,只是在算熵變的時候與溫度有這樣的關系.
熵的一些特點：
1.熵是體系的狀態函數,其值與達到狀態的過程無關；
2.熵的定義式是：dS=dQ/T,因此計算某一過程的熵變時,必須用與這個過程的始態和終態相同的過程的熱效應dQ來計算.
3.TdS的量綱是能量,而T是強度性質,因此S是廣度性質.計算時,必須考慮體系的質量；

熵增等於該過程吸收的熱量於溫度的比值；焓的定義是該工質的內能與推動功的總和.焓可以在某種程度上表徵工質做功能力.而熵微觀上表徵物質內部分子混亂程度.熵增分為熵流和熵產.熵流表示由於與系統與外界傳熱引起的熵增,熵產表示不可逆產生的熵增.熵和焓在工程上應用都極為廣泛。

⑸ 高中化學 焓變熵變

ΔG=ΔH-TΔS

凡是ΔG<0的反應都可以自發進行
當ΔH<0，ΔS>0時，ΔG是肯定<0的

放熱反應不一定要加熱
比如水和活潑金屬的反應

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⑹ 求關於焓變和熵變的具體內容

焓變(enthalpy)即物體焓的變化量。焓是物體的一個熱力學能狀態函數，即熱函：一個系統中的熱力作用，等於該系統內能加上其體積與外界作用於該系統的壓力的乘積的總和 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�6�1mol-1 �6�1K－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�6�1H2O(s) < SqCuSO4�6�13H2O(s) < SqCuSO4�6�15H2O (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 化學反應的標准摩爾熵變 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。與反應的標准焓變的計算相似，化學反應的標准摩爾熵變，可由生成物與反應物的標准熵求得。對於反應aA+Bb=eE+dD，有 △rSm一=（eSm一+dHm一）-（aHm一+bHm一） 例3、計算反應203=302在298K時的△rSm一。 【解】查表得Sm=205.1Jmol-1K-1 Sm=238.9Jmol-1K-1 △rSm一=3Sm-2Sm=3�1�7205.1-2�1�7238.9=137.5Jmol-1K-1 答該反應的標准摩爾熵變為137.5Jmol-1K-1 熵變和反應方向 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。

⑺ 在熱化學反應方程式中，後頭的焓變數和熵變數是怎麼算的

生成物焓的總和減去反應物焓的總和；熵變的計算方法與焓變的計算方法相同

⑻ 焓變和熵變分別是怎麼算的，是反應物減生成物，還是生成物減反應物

焓變是生成物與反應物的焓值差。作為一個描述系統狀態的狀態函數，焓變沒有明確的物理意義。 ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。 ΔH=ΔU+Δ（pV） 在恆壓條件下，ΔH(焓變)可以表示過程的熱力學能變 焓變是制約化學反應能否發生的重要因素之一，另一個是熵變。 熵增焓減，反應自發； 熵減焓增，反應逆向自發； 熵增焓增，高溫反應自發； 熵減焓減，低溫反應自發

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。與反應的標准焓變的計算相似，化學反應的標准摩爾熵變，可由生成物與反應物的標准熵求得。

⑼ 高中化學（熵變、焓變）

A比如有很多燃燒反應都要點燃,吸熱比如氫氧化鋇和銨鹽
C
自由能公式套進去
S是越大越分散
G=-TS(熵變)+H者當中GSH都是變化量，就是發生變化
△G< 0
即：△G<0，過程自發；△G>0，過程不自發（逆過程自發）；△G=0,達到平衡態。一個自發過程，隨著過程的發展，△G的絕對值漸漸減小，過程的自發性漸漸減弱，直到最後，△G=0，達到平衡。
所以可判定反應能否發生,能否自發發生

⑽ 化學反應焓變的計算方法有哪些

採用t-t曲線外推法可以計算出反應的活化能，而用反應平衡前後的溫度差計算，因為不知道反應平衡的位置，反應後最高溫度可能沒有達到化學反應平衡。一般情況下，如果沒有給出圖像可以用反應平衡前後的溫度差計算，如果給出圖像就用t-t曲線外推法。