物理化學什麼叫熵變

㈠ 化學的焓變和熵變什麼意思。一個個來解釋。用自己的語言解釋。

如果從各自的角度就要用到大學的知識了..高中化學的理解,比較淺顯.化學反應在一定條件下(即溫度)能否自發反應,取決於熵(H)和焓(S).有一個量來衡量化學反應能否自發反應,叫做吉布斯自由能變(△G).△G=△H-T△S
T是熱力學溫度.△G大於零,反應在該條件下不能自發進行.△G=0,反應處於化學平衡狀態.△G小於零,反應在該條件下可以自發進行.來看看焓和熵.反應的△H,負值表示放熱,正值表示吸熱.若反應放熱多,則該反應相對容易自發進行.如氧化鈣和二氧化碳反應.反應的△S,負值表示熵減,正值表示熵增.這個熵的意義是體系的混亂度,物質狀態混亂度從大到小排列為氣體,液體,固體.即同一物質,氣體熵最大,其次是液體,最小是固體.一般純液體和固體的體積可以忽略,故在反應的判斷中熵變一般取決於氣體體積的變化.即如果一個反應是固體分解出氣體的反應(如氯化銨和氫氧化鈣反應放出氨氣,但反應吸熱)或者氣體體積增加(N2O4分解成兩個NO2,但反應吸熱),反應會相對容易自發進行.焓變和熵變的個人歸納如上.
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㈡ 什麼是熵變和焓變

化學上把吸收熱量的化學反應叫做吸熱反應.吸熱反應中反應物的總能量低於生成物的總能量。
生成物中的化學鍵的能量更強，但是其穩定程度不如反應物。
化學上把有熱量放出的化學反應叫做放熱反應
氧化反應，中和反應等

是否放熱主要是看反應物的總能是否大於生成物的總能：
反應物的總能量大於生成物，放熱
反應物的總能量小於生成物，吸熱
放熱反應在常溫下不一定能發生,例如氮氣與氫氣的反應.如果標准摩爾反應焓小於零，是放熱反應
如果標准摩爾反應焓大於零，是吸熱反映
熵變和焓變相反
或者如果已知生成物總能量>反應物能量,吸熱
反之,放熱
放熱反應是反應物的能量大於生成物的能量.能量在反應的時候就以熱的形式散失出來.如氫氧化鋇和氯化氨反應
吸熱反應就是反應物的能量小於生成物的能量.比如,所有的化合反應(化合反應,就是生成物只有一種的.比如C+O2=CO2

反應物和生成物能量的大小,是遵從能量守恆定律的
如果需要加熱的,則一般(我說一般)就是吸熱反應了
如果不需要的,而且做實驗的時候明顯有熱放出的,那當然就是放熱反應
放熱反應在高中的化學裡面比較少,比較典型的就是我剛剛說的那一個
吸熱反應比較多,大多數的化合反映和置換反應都屬此類

㈢ 化學反應中的熵變

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

㈣ 關於物理化學中的"熵"的概念問題

總的熵變指的是環境的熵變加上體系的熵變，總的熵變值總是大於0的，也就是總的熵變是不斷增大的
可以理解為分子運動的混亂程度，也就是分子可能的存在狀態。比如說有1個放入兩個盒子的放法，可以視全部放兩個不同的盒子里，有兩種放法，這個兩種就是這個球的可能狀態數，對於分子來說就是不同的運動狀態的組合數。
根據「熱力學第二定律」，作為一個「孤立」的系統，宇宙的「熵」會隨著時間的流逝而增加，由有序向無序，當宇宙的「熵」達到最大值時，宇宙中的其他有效能量已經全數轉化為無效能量，所有物質溫度達到熱平衡。這樣的宇宙中再也沒有任何可以維持運動或是生命的能量存在。當熱寂達到絕對零度時所有分子都已停止運動。

㈤ 物理化學問題 熵的定義及物理意義如何利用熵作為過程進行方向的判據！！

樓上正解，我補充一下。熵判據只能用於孤立系統，熵變大於0是自發，等於0是平衡，熵判據應用很有限。絕熱系統中的熵變只能用來判斷過程是否可逆，大於0不可逆，等於0可逆。但不能用來判斷方向，因為自發過程和不自發過程都是不可逆過程。一般使用的判據是吉布斯判據，它只要求體系等溫等壓，就可以利用吉布斯函數變數判斷方向，小於0正向自發，大於0反向自發，等於0平衡。

㈥ 什麼是熵變，它的定義是什麼

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

㈦ 化學反應中熵變是指什麼

指體系的混亂程度 比如都是1摩爾H2O
冰的熵就小於水的
理論上0k的任何完美晶體的熵為0

如果從統計熱力學講 就是Ω大
系統的微態數多 對於一個宏觀的系統 有確定的 U P T
一個微態只能對應一個UPT
但是反過來有很多微態
參見物理化學 熱力學 及統計熱力學部分
純手打 望採納

㈧ 熵變是什麼意思

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。

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之間不可逆過程的熵變。

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。

(8)物理化學什麼叫熵變擴展閱讀

1、熵變(ΔS)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、熵變(ΔS)值隨溫度的改變變化不大,一般可不考慮溫度對反應熵變(ΔS)的影響.

3、熵變(ΔS)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.