化学中反应商怎么求

❶ 假如一个反应的反应物全是固体，但生成物有气体，那么这个反应的反应商怎么算

一样的计算

是熵增加的

❷ 如何从化学等温方程式以及自由能判据导出反应商判据

如何从化学等温方程式以及自由能判据导出反应商判据
用ΔrGm只能判断反应体系中各物质都处于标准态，亦即各物质的活度恰好为1时，反应自发进行的方向。当反应体系中各种物质的活度是任意的人为选定值时，必需用ΔrGm与标准状态下ΔrGm的关系为：ΔrGm=标准状态下ΔrGm+RtlnJaR：气体常数8.314J·K－1·mol-1T：温度Ja是体系在等温处于任状态时，指定的产物的活度系数次方的乘积与反应物活度系数次方乘积的比差漏值，对于反应bB+dD=gG+hH可表示为Ja=Ja代表了化学平衡一章中的分压商及浓度商。对于气体反应，理想混合气体中各组分气体的活度为aB=PB/PB代表物质B，PB为组分气体的分压P为标准压力105pa。对于溶液中反应，在败庆卖本课中，稀溶液各物质的活度可用浓度代替。利用等温方程式可以求算在等温（即指定TK）下体系处于任意活度配比情况下的ΔrGm并用于判断该条件下反应自发进行的方向。
化学反应处于平衡状态时ΔrGm=0Ja=Ka
化学等温方程式就变成了ΔrGm=－RtlnKa
∴ΔrGm=－RTlnKn+RtlnJa是等温方程式的另一种表达形式它表明了非平衡时化学反应的Gibbj自由能变化与平衡常数的关系。由此计算出的平衡常数Ka称为热力学平衡常数，是无量纲量，察逗数值与实验测得平衡常数Kc、Kp一样。由此，我们可以根据浓度商及自由能变两种判别反应方向的方法：
若Ja=Ka则ΔrGm=0表明反应达到平衡

❸ 压力商怎么计算

J=p(CO2)/标准大气压
生成物虚迅的和反应物的差让此都要,是相除,但只取滑弯气体和溶液

❹ 如何计算化学反应的熵变

计算熵变的三个公式如下：

1、已知定压比热、温度、压力：根据公式△S1-2=CPln(T2/T1)-Rgln(P2/P1)进行计算其中，△S1-2为由状态1到状态2的熵变化量，J/(kg·K)。

CP为定压比热，J/(kg·K)；T1、T2为状态1和2的热辩乱力学温度，K；P1、P2为状态1和2的绝对压力，Pa；Rg为气体常数，J/(kg·K)。

2、已知定容比热、温度、比体积：

根据公式△S1-2=CVln(T2/T1)+Rgln(v2/v1)进行计算其中，△S1-2为由状态1到状态2的熵变化量，J/(kg·K)；CV为定容比热，J/(kg·K)。

T1、T2为状态1和2的热力学温度，K；v1、v2为状态1和2的比体积，m3/kg；Rg为气体常数，J/(kg·K)。

3、已知定容比热、定压比热、压力、比体积：

根据公式△S1-2=CVln(P2/P1)+CPln(v2/v1)进行计算其中，△S1-2为由状态1到状态2的熵变化量，J/(kg·K)；CV为定容比热，J/(kg·K)；CP为定压比热，J/(kg·K)；P1、P2为状态1和2的绝对压力，Pa；v1、v2为状态1和2的比体积，m3/kg。

化学中的熵变

体系混乱度的状态函数为熵，熵是有加和性质的状态函数。在一个过程中，系统混乱度发生改变，称之为熵变，也就是△S。计算

①应用公式S＝klnΩ 进行时△S＝S2-S1

②恒温可逆过程△S＝Qr/T

③应用吉布斯汪灶锋自由能方程计算困晌△G＝△H-△TS

往混乱度增大的方向反应△S大于零，相反△S小于零。比较混乱度方法固＜液＜气 同状态，分子构成原子数相同，分子体积越大，混乱度越大。

❺ 化学标准平衡常数和反应商 急

系统内物质微观粒子的混乱度是与物质的聚集状态有关的。在绝对零度时，理想晶体内分子的热运动(平动、转动和振动等)可认为完全停止，物质微观粒子处于完全整齐有序的情况。热力学中规定：在绝对零度时，任何纯净的完整晶态物质的熵等于零①。因此，若知道某一物质从绝对零度到指定温度下的一些热化学数据如热容等，就可以求出此温度时的熵值，称为这一物质的规定熵(与内能和焓不同，物质的内能和焓的绝对值是难以求得的)。单位物质的量的纯物质在标准条件下的规定熵叫做该物质的橘山标准摩尔熵，以表示，本书仍按习惯简写为标准熵

Sθ。书末附录3中也列出了一些单质和化合物在298.15K时的标准熵Sθ(298.15K)的数据；注意：Sθ(298.15K)的SI单位为J·mol-1。K-1。

与标准生成焓相似，对于水合离子，因溶液中同时存在正、负离子，规定处于标准条件时水合H+离子的标准熵值为零，通常把温度选定为298.15K，从而得到一些水合离子在298.15K时的标准熵(这与水合离子的标准生成焓相似，也是相对值)。书末附录4中也列出了一些水合离子在298.15K时的标准熵的数据。

根据上面讨论并比较物质的标准熵值，可以得出下面的一些规律。

(1)对同一物质而言，气态时的标准熵大于液态时的，而液态时的标准熵又大握隐于固态时的。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)同一物质在相同的聚集状态时，其标准熵值随温度的升高而增大。例如：

Sθ(Fe，s，500K)＝41.2J·mol-1·K-1

＞Sθ(Fe，s，298.15K)=27.3J·mol-1·K-1

(3)一般说来，在温度和聚集状态相同时，分子或晶体结构较复杂(内部微观粒子较多)的物质的标准熵大于(由同样元素组成的)分子或晶体结构较简单(内部微观粒子较少)的物质的标准熵。例如：

Sθ(C2H6，g，298.15K)=229J·mol-1·K-1

＞Sθ(CH4，g，298.15K)=186J·mol-1·K-1

熵也是状态函数，反应的标准摩尔熵变以表示，本书正文中简写为标准熵变△Sθ，其计算及注意点与△Hθ的相似，只是反应aA＋bB＝gG＋dD中各物质的标准熵Sθ的数值均是正值。

△Sθ(298.15K)

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

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

应当指出，虽然物质的标准圆皮中熵随温度的升高而增大，但只要温度升高时，没有引起物质聚集状态的改变，则每个生成物的标准熵乘上其化学计量数所得的总和随温度升高而引起的增大与每个反应物的标准熵乘上其化学计量数所得的总和的增大通常相差不是很大。所以反应的△Sθ与△Hθ相似，通常在近似计算中，可忽略温度的影响，而用△Sθ(298.15K)来代替其他温度T时的△Sθ(T)。

例2.1试计算石灰石(CaCO3)热分解反应的△Hθ(298.15K)和△Sθ(298.15K)并初步分析该反应的自发性。

解：写出化学方程式，从附录3查出反应物和生成物的△fHθ(298.15K)和Sθ(298.15K)的值，并在各物质下面标出之。

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

根据式(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

根据式(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

反应的△Hθ(298.15K)为正值，表明此反应为吸热反应。从系统倾向于取得最低的能量这一因素来看，吸热不利于反应自发进行。但反应的△Sθ(298.15K)为正值，表明反应过程中系统的熵值增大。从系统倾向于取得最大的混乱度这一因素来看，熵值增大，有利于反应自发进行。因此，该反应的自发性究竟如何？还需要进一步探讨(见表2.1及例2.2)。

要探讨反应的自发性，就需对系统的△H与△S所起的作用进行相应的定量比较。在任何化学反应中，由于有新物质生成，系统的焓值一般都会发生改变，而在一定条件下，反应或过程的焓变是可以与系统的熵变联系起来。以下面的物质聚集状态的变化过程为例。在101.325kPa和273.15K时冰与水的平衡系统中水可以变成冰而放热，冰也可以变成水而使无序度或混乱度增加，冰和水的共存表明这两种相反方向的倾向达到平衡。若适当加热使系统的热量增加(系统仍维持273.15K)，则平衡就向着冰熔化成水的方向移动，固态水分子由于吸热使无序度或混乱度突然增加而成为液态水分子。这就是说，冰吸热熔化成水，使水分子熵增大。

根据热力学的推导，在特定条件下的恒温过程①中系统所吸收或放出的热量(以qr表示)与系统的熵变△S有着下列关系：

对于上述冰熔化成水的过程：

H2O(S，101.325kPa，273.15K)

=H2O(l，101.325kPa，273.15K)

如果尽可能设法使符合上述关系的条件，则就能自冰在101.325kPa和273.15K时的熔化热qfus(H2O)(fus代表fusion熔化)，计算出冰熔化的熵变。

已知101.325kPa和273.15K下，此过程的qr即为qfus(H2O)，等于6007J·mol-1，可得

式(2.2)表明在特定条件下的恒温过程中，T△S=qr。所以T△S是相应于能量的一种转化形式，可以与通常的q或△H相比较。

既然化学反应自发性的判断不仅与焓变△H有关，而且与熵变△S有关，能否把这两个因素以能量的形式组合在一起，作为反应或过程自发性的统一的衡量标准？我们将在下面讨论这一问题。

3.反应的吉布斯函数变

仍以冰和水的相互转变为例来探讨自发过程进行的条件，可表达如下式：

在101.325kPa和273.15K时，冰和水可以共存，即达到平衡；在273.15K以上如298K时，冰将熔化而转变为水；在273.15K以下如248K时，水将凝固而转变为冰。简单分析如下。

(1)由于冰转变为水的熔化过程是吸热的，△H为正值，不利于过程的自发进行；而从固体转变为液体时，熵值将增大，△S为正值，有利于过程的自发进行。在273.15K时前一因素的能量△Hθ数值为6007J·mol-1，与后一因素的能量形式T△Sθ的数值273.15×21.99J·mol-1恰好相等，因而处于平衡状态。

(2)随着温度的改变，△Hθ和△Sθ的数值都将发生一些变化，但变化小，可近似地以△Hθ(273.15K)和△Sθ(273.15K)的数值来处理。这样，在298K时，由于T自273.15K增大到298K，T△Sθ的数值将大于△Hθ的数值，即熵值增大使T△S的影响占优势，于是冰转变为水的过程能自发进行。

(3)在248K时，由于T自273.15K减小到248K，T△Sθ的数值将小于△Hθ的数值，即△Hθ这因素占优势，于是冰转变为水的过程不能自发进行，相反，水转变为冰的放热过程能自发进行。

综合上述，并将T△Sθ与△Hθ的相互比较关系推论至T△S与△H，则可得

△H＜T△S 冰→水 过程可自发进行

△H=T△S 冰 水 平衡状态

△H＞T△S 冰←水 非自发过程，但逆过程可自发进行这就是说自发过程的条件应为

△H＜T△S

或 △H-T△S＜0

若以H1和S1分别表示系统始态时的H和S，H2和S2分别表示系统终态时的H和S，则

△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是热力学函数的一种组合形式，若以G表示这种组合，即

G=H-TS①

G叫做系统的吉布斯函数。它是由系统的状态函数H和T、S所组合的，当然也是状态函数。可认为吉布斯函数G是经过系统内熵值(实际是TS)校正后的焓。

定温条件下 △G=△H-T△S

或写成 △Gr=Hr-T△Sr(2.3)

上述自发过程的条件则变为

G2-G1=△G＜0

△G表示反应或过程的吉布斯函数的变化，简称吉布斯函数变。

从能量和作功的意义来说，反应的△G是反应在定温定压条件下进行时可用来作非体积功(如电功)的那部分能量

❻ 关于反应商的问题

理论上应该是这样的

❼ 大学化学的反应商专题怎么做

这题很简单啊，是6除100就是0.06，20除100再平方是0.04，反应商就是0.06除0.04

❽ 反应商怎么计算

代表商可以自主选择每个商岩缺拆扮颂品对应的提点比例，喜地会每个月粗枣按照产品的销售情况以及代表商选择的提点比例，与代表商结算当月的收入。