化学熵变焓变如何计算

⑴ 什么是化学中的焓变、熵变

焓变(enthalpy)即物体焓的变化量。
焓是物体的一个热力学能状态函数，即热函：一个系统中的热力作用，等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压力的乘积的总和
熵变是指体系混乱程度的变化，熵变为正值说明体系的混乱程度增加，熵变为负值说明混乱程度减小

⑵ 化学里的 熵变和焓变

△G=0才是平衡的，那时候正逆方向都是一样的。△G>0和△G<0都是指朝那个方向进行从而达到平衡。△S小于0，对于是自发的来说，△H可以大于零也可以小于零，只要总和△H-T△S是小于零即可。

⑶ 化学反应焓变和熵变

判断反应能否自发进行，依据的是Gibbs函数变(吉布斯函数变或自由能变）。
有公式：△G = △H - T△S (T为反应温度，单位是开尔文，故T>0)
△G<0,则反应可以自发进行；大于零反之。
所以，首先可以看出，如果正、逆反应都可在一定条件下自发进行，那么△H与△S一定为同号。
我们设△H、△S分别是正反应的单位摩尔焓变与熵变，则逆反应的焓变、熵变与正反应是相反数。
如果△H>0，△S<0，则正反应的△G在只改变温度的情况下，一定大于零，正反应不可能自发进行，而逆反应一定自发进行。
如果△H<0，△S>0，则逆反应的△G在只改变温度的情况下，一定大于零，逆反应不可能自发进行，而正反应一定自发进行。
又因为题目给的条件是，高温正反应可自发进行，则暗含着高温时，T△S项需要足够大，这样在：△G = △H - T△S 中，△G才可能小于零，反应才可以自发进行。这样，就需要 △S>0了。这样一来，△H必须也大于零。
我们再把这个结果带入逆反应中，逆反应：△G 逆= -△H + T△S，低温时，T△S项小，因此易于保证：△G 逆 小于零。
所以，结果是
△H>0，△S>0

⑷ 知道熵变与焓变怎么计算反应能自发进行的温度

定义式是dS=dQ/T,T是开氏温度,只是在算熵变的时候与温度有这样的关系.
熵的一些特点：
1.熵是体系的状态函数,其值与达到状态的过程无关；
2.熵的定义式是：dS=dQ/T,因此计算某一过程的熵变时,必须用与这个过程的始态和终态相同的过程的热效应dQ来计算.
3.TdS的量纲是能量,而T是强度性质,因此S是广度性质.计算时,必须考虑体系的质量；

熵增等于该过程吸收的热量于温度的比值；焓的定义是该工质的内能与推动功的总和.焓可以在某种程度上表征工质做功能力.而熵微观上表征物质内部分子混乱程度.熵增分为熵流和熵产.熵流表示由于与系统与外界传热引起的熵增,熵产表示不可逆产生的熵增.熵和焓在工程上应用都极为广泛。

⑸ 高中化学 焓变熵变

ΔG=ΔH-TΔS

凡是ΔG<0的反应都可以自发进行
当ΔH<0，ΔS>0时，ΔG是肯定<0的

放热反应不一定要加热
比如水和活泼金属的反应

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⑹ 求关于焓变和熵变的具体内容

焓变(enthalpy)即物体焓的变化量。焓是物体的一个热力学能状态函数，即热函：一个系统中的热力作用，等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压力的乘积的总和 熵变 1. 熵：体系混乱度(或无序度)的量度。S 表示熵 2. 热力学第三定律：对于纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零。 3. 标准熵：1 mol物质在标准状态下所计算出的 标准熵值，用ST q表示，单位： J�6�1mol-1 �6�1K－1 4. 熵的规律： (1) 同一物质，气态熵大于液态熵，液态熵大于固态熵； ST q(g) > ST q(l) > ST q(s) S q H2O (g) > H2O (l) > H2O (s) (2) 相同原子组成的分子中，分子中原子数目越多，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) 相同元素的原子组成的分子中，分子量越大,熵值越大； S q CH3Cl(g) < S q CH2Cl2 (g) < S q CHCl3(g) (4) 同一类物质，摩尔质量越大，结构越复杂，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) 固体或液体溶于水时，熵值增大，气体溶于水时，熵值减少； 5. 反应熵变的计算公式 一般地，对于反应：m A + n B =x C + y D DrSmq ＝ åSq,(生成物) - åSq,(反应物) ＝ [x Sq,C + y Sq,D] – [m Sq,A + n Sq,B] 6.热力学第二定律： 孤立体系（绝热体系）的自发过程是体系熵增加的过程，即： 状态I ® 状态II， SII > SI DS = SII - SI > 0 DS > 0，过程自发进行； DS < 0，逆过程自发进行； DS = 0，平衡状态 化学反应的标准摩尔熵变 对于化学反应而言，若反应物和产物都处于标准状态下，则反应过程的熵变，即为该反应的标准熵变。当反应进度为单位反应进度时，反应的标准熵变为该反应的标准摩尔熵变，以△rSm表示。与反应的标准焓变的计算相似，化学反应的标准摩尔熵变，可由生成物与反应物的标准熵求得。对于反应aA+Bb=eE+dD，有 △rSm一=（eSm一+dHm一）-（aHm一+bHm一） 例3、计算反应203=302在298K时的△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 答该反应的标准摩尔熵变为137.5Jmol-1K-1 熵变和反应方向 对于孤立体系而言，在其中发生的任何反应变化必然是自发的。热力学第二定律告诉我们：在孤立体系中发生的任何变化或化学反应，总是向着熵值增大的方向进行，即向着△S孤立0的方向进行的。而当达到平衡时△S孤立=0，此时熵值达到最大。 假如不是孤立体系，则可以把体系与其四周的环境一起作为一个新的孤立体系考虑，熵增原理仍然是适用的。由此可以得出，自发反应是向着0的方向进行的。大家知道，在常压下，当温度低于273K时，水会自发地结成冰。这个过程中体系的熵是减小的，似乎违反了熵增原理。但应注重到，这个体系并非孤立体系。在体系和环境间发生了热交换。从水变成冰的过程中体系放热给环境。环境吸热后熵值增大了，而且环境熵值的增加超过了体系熵值的减小。因而体系的熵变加上环境的熵变仍是大于零的，所以上述自发反应是符合热力学第二定律的。

⑺ 在热化学反应方程式中，后头的焓变量和熵变量是怎么算的

生成物焓的总和减去反应物焓的总和；熵变的计算方法与焓变的计算方法相同

⑻ 焓变和熵变分别是怎么算的，是反应物减生成物，还是生成物减反应物

焓变是生成物与反应物的焓值差。作为一个描述系统状态的状态函数，焓变没有明确的物理意义。 ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。 ΔH=ΔU+Δ（pV） 在恒压条件下，ΔH(焓变)可以表示过程的热力学能变 焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。 熵增焓减，反应自发； 熵减焓增，反应逆向自发； 熵增焓增，高温反应自发； 熵减焓减，低温反应自发

对于化学反应而言，若反应物和产物都处于标准状态下，则反应过程的熵变，即为该反应的标准熵变。当反应进度为单位反应进度时，反应的标准熵变为该反应的标准摩尔熵变，以△rSm表示。与反应的标准焓变的计算相似，化学反应的标准摩尔熵变，可由生成物与反应物的标准熵求得。

⑼ 高中化学（熵变、焓变）

A比如有很多燃烧反应都要点燃,吸热比如氢氧化钡和铵盐
C
自由能公式套进去
S是越大越分散
G=-TS(熵变)+H者当中GSH都是变化量，就是发生变化
△G< 0
即：△G<0，过程自发；△G>0，过程不自发（逆过程自发）；△G=0,达到平衡态。一个自发过程，随着过程的发展，△G的绝对值渐渐减小，过程的自发性渐渐减弱，直到最后，△G=0，达到平衡。
所以可判定反应能否发生,能否自发发生

⑽ 化学反应焓变的计算方法有哪些

采用t-t曲线外推法可以计算出反应的活化能，而用反应平衡前后的温度差计算，因为不知道反应平衡的位置，反应后最高温度可能没有达到化学反应平衡。一般情况下，如果没有给出图像可以用反应平衡前后的温度差计算，如果给出图像就用t-t曲线外推法。