解读“焓”与“熵”
焓与熵的定义
焓与熵的定义引言焓和熵是热力学中两个重要的概念。
它们描述了物质在热力学过程中的性质和变化。
本文将对焓和熵的定义进行全面详细、完整且深入的阐述，以便更好地理解和应用这些概念。
焓的定义焓（enthalpy）是热力学中一个重要的状态函数，通常用符号H表示。
焓可以理解为系统的内能和对外界做功之间的关系。
焓的定义如下：H = U + PV其中，H表示焓，U表示系统的内能，P表示系统的压强，V表示系统的体积。
焓的单位通常是焦耳（J）或卡路里（cal）。
焓的定义可以通过对焓的微分形式进行推导得到：dH = dU + PdV + VdP根据热力学第一定律，系统的内能变化等于系统所吸收的热量与对外界做的功之和：dU = δQ - δW将上式代入焓的微分形式中，可以得到焓的微分形式表达式：dH = δQ - δW + PdV + VdP根据热力学第二定律，对于可逆过程，系统的熵变可以表示为：δQ = TdS将上式代入焓的微分形式中，可以得到焓的微分形式的另一种表达式：dH = TdS - δW + PdV + VdP通过以上推导，我们可以看出焓的定义与系统的内能、压强、体积和熵之间有着密切的关系。
熵的定义熵（entropy）是热力学中一个重要的状态函数，通常用符号S表示。
熵可以理解为系统的混乱程度或无序程度。
熵的定义如下：S = k ln W其中，S表示熵，k表示玻尔兹曼常数，W表示系统的微观状态数。
熵的单位通常是焦耳/开尔文（J/K）或卡路里/开尔文（cal/K）。
熵的定义可以通过对熵的微分形式进行推导得到：dS = δQ / T其中，dS表示熵的微分，δQ表示系统吸收的热量，T表示系统的温度。
根据热力学第二定律，对于可逆过程，可以得到：dS = dQ / T通过以上推导，我们可以看出熵的定义与系统吸收的热量和温度之间有着密切的关系。
焓与熵的关系焓和熵之间存在着一定的关系。
根据焓和熵的定义，可以得到焓和熵的关系式如下：dH = TdS + VdP上式表明，在恒温恒压条件下，焓的变化等于系统吸收的热量与温度的乘积，再加上系统的体积和压强的乘积。
关于焓和熵的理解
关于焓和熵的理解熵：物理学上指热能除以温度所得的商，标志热量转化为功的程度。
表示物质系统状态的一个物理量(记为S)，它表示该状态可能出现的程度。
在热力学中，是用以说明热学过程不可逆性的一个比较抽象的物理量。
孤立体系中实际发生的过程必然要使它的熵增加。
熵的单位就是焦耳每开尔文，即J/K。
熵是热力系内微观粒子无序度的一个量度，熵的变化可以判断热力过程是否为可逆过程。
（可逆过程熵不）热力学能与动能、势能一样，是物体的一个状态量。
能可以转化为功，能量守恒定律宣称，宇宙中的能量必须永远保持相同的值。
那么，能够把能量无止境地转化为功吗？既然能量不灭，那么它是否可以一次又一次地转变为功？1824年，法国物理学家卡诺证明：为了作功，在一个系统中热能必须非均匀地分布，系统中某一部分热能的密集程度必须大于平均值，另一部分则小于平均值，所能荼得的功的数量妈决于这种密集程度之差。
在作功的同时，这种差异也在减小。
当能量均匀分布时，就不能再作功了，尽管此时所有的能量依然还存在着。
德国物理学家克劳修斯重新审查了卡诺的工作，根据热传导总是从高温到低温而不能反过来这一事实，在1850年的论文中提出：不可能把热量从低温物体传到高温物体而不引起其他变化。
这就是热力学第二定律，能量守恒则是热力学第一定律。
1854年，克劳修斯找出了热与温度之间的某一种确定产关系，他证明当能量密集程度的差异减小时，这种关系在数值上总在增加，由于某种原因，他在1856年的论文中将这一关系式称作“熵”（entropy),entropy一诩源于希腊语，本意是“弄清”或“查明”，但是这与克劳修斯所谈话的内容似乎没有什么联系。
热力学第二定律宣布宇宙的熵永远在增加着。
然而，随着类星体以及宇宙中其他神秘能源的发现，天文学家们现在已经在怀疑：热力学第二定律是否果真在任何地方任何条件下都成立熵与温度、压力、焓等一样，也是反映物质内部状态的一个物理量。
它不能直接用仪表测量，只能推算出来，所以比较抽象。
热力学中的焓变和熵变的计算
热力学中的焓变和熵变的计算热力学是研究能量转化和能量转移规律的学科，而焓变和熵变则是热力学中重要的概念。
焓变描述了热力学体系在恒定压力下的内能变化，而熵变则描述了热力学体系的无序程度的变化。
本文将详细介绍焓变和熵变的计算方法。
一、焓变的计算在热力学中，焓（Enthalpy）指的是热力学系统的内能和对体系周围产生的压力所做的功之间的和。
焓变（ΔH）是指体系在恒定压力下发生的化学反应或物理变化过程中的焓的变化量。
计算焓变的常见方法有以下两种：1. 利用化学反应方程式计算焓变。
以化学反应为例，考虑以下简化的反应方程式：aA + bB → cC + dD其中，A、B、C、D为化学物质，a、b、c、d为反应物与生成物的摩尔系数。
根据热力学第一定律，焓变（ΔH）等于生成物的总焓减去反应物的总焓。
焓变的计算公式为：ΔH = Σ(nHf(生成物) - mHf(反应物))其中，n为生成物的摩尔系数，m为反应物的摩尔系数，Hf为标准摩尔焓。
2. 利用热容和温度差计算焓变。
当无法利用化学反应方程式计算焓变时，可以利用热容和温度差来估算焓变。
热容是指物质在温度变化时吸收或释放的热量的比例。
热容可以通过实验测量得到。
焓变的计算公式为：ΔH = mcΔT其中，m为物质的质量，c为物质的热容，ΔT为温度变化的差值。
二、熵变的计算熵（Entropy）是热力学中衡量系统无序程度的物理量。
熵变（ΔS）是指体系在化学反应或物理变化过程中熵的变化量。
计算熵变的常见方法有以下两种：1. 利用熵变的参照态计算。
熵变的计算公式为：ΔS = Σ(nSf(生成物) - mSf(反应物))其中，n为生成物的摩尔系数，m为反应物的摩尔系数，Sf为标准摩尔熵。
2. 利用熵变与焓变的关系计算。
当无法利用化学反应方程式计算熵变时，可以利用焓变和温度的关系来估算熵变。
根据熵变与焓变的关系：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG为自由能变化，T为温度。
通过测量焓变和温度差，可以计算出熵变的估计值。
熵和焓的理解
熵entropy描述的重要态函数之一。
熵的大小反映系统所处状态的稳定情况，熵的变化指明热力学过程进行的方向，熵为提供了定量表述。
为了定量表述热力学第二定律，应该寻找一个在可逆过程中保持不变，在不可逆过程中单调变化的态函数。
克劳修斯在研究卡诺热机时，根据卡诺定理得出，对任意循环过程都有，式中 Q是系统从温度为T的热源吸收的微小热量，等号和不等号分别对应可逆和不可逆过程。
可逆循环的表明存在着一个态函数熵，定义为对于绝热过程Q＝0，故S≥0，即系统的熵在可逆绝热过程中不变，在不可逆绝热过程中单调增大。
这就是熵增加原理。
由于孤立系统内部的一切变化与外界无关，必然是绝热过程，所以熵增加原理也可表为：一个孤立系统的熵永远不会减少。
它表明随着孤立系统由非平衡态趋于平衡态，其熵单调增大，当系统达到平衡态时，熵达到最大值。
熵的变化和最大值确定了孤立系统过程进行的方向和限度，熵增加原理就是热力学第二定律。
能量是物质运动的一种量度，形式多样，可以相互转换。
某种形式的能量如内能越多表明可供转换的潜力越大。
熵原文的字意是转变，描述内能与其他形式能量自发转换的方向和转换完成的程度。
随着转换的进行，系统趋于平衡态，熵值越来越大，这表明虽然在此过程中能量总值不变，但可供利用或转换的能量却越来越少了。
内能、熵和热力学第一、第二定律使人们对与热运动相联系的能量转换过程的基本特征有了全面完整的认识。
从微观上说，熵是组成系统的大量微观粒子无序度的量度，系统越无序、越混乱，熵就越大。
热力学过程不可逆性的微观本质和统计意义就是系统从有序趋于无序，从概率较小的状态趋于概率较大的状态。
在信息论中，熵可用作某事件不确定度的量度。
信息量越大，体系结构越规则，功能越完善，熵就越小。
利用熵的概念，可以从理论上研究信息的计量、传递、变换、存储。
此外，熵在控制论、概率论、数论、天体物理、生命科学等领域也都有一定的应用。
注：熵的增加系统从几率小的状态向几率大的状态演变，也就是从有规则、有秩序的状态向更无，更无秩序的演变。
熵和焓是什么？有什么区别？焓变与熵变又是什么？怎么计算？
熵和焓是什么？有什么区别？焓变与熵变又是什么？怎么计算？1.熵与焓是什么？熵是描述物质混乱程度的物理量，用符号S来表示，单位是J/（mol·K)焓也是物质的一种物理量，跟内能有点关系，但又不是内能，是在做一些计算时，人为引入的一个物理量。
用符号H来表示，单位是kJ/mol。
焓值与内能的关系可以用一个公式表示：H=U+pV（U是内能，p是压强，V是体积）但是在高中可以把焓简单认为是物质的内能。
由此可见，熵是对物质混乱程度的描述，而焓是有关“内能”的物理量，区别还是很大的。
2.熵的大小比较与熵变熵值的大小关系：物质越混乱熵值越大，对于同一种物质，熵值大小关系是气态＞液态>固态；在一个化学反应中，由固态变成液态或者气态，或者由液态变成气态，以及气态分子数由少变多的等过程熵的值都会增加。
至于熵值是如何得出来的，一般可以根据实验数据、按一定规律计算，也可以按统计力学方法计算，方法较为复杂，这里暂时不做探讨。
如果想要知道具体某个物质的熵值是多少，如果是常见的物质，可以直接通过查询标准熵值表得到，这些熵值是科学家们通过实验和计算得到的，可以自行搜索。
在一个化学反应中，从反应物变为生成物的过程中，熵的值是会发生变化的，这个变化的值我们称为“熵变”，用生成物的熵减去反应物的熵来得到，公式如下：熵变这个公式既是熵变的定义，也能直接用于计算熵变的具体值，只要查询熵值表找到生成物与反应物的熵值就能进行计算。
注意，熵值增大，熵变为正值，熵值减小，熵变为负值。
3.焓的大小比较与焓变焓值的大小关系：一般内能越高，焓值越大，但是一种物质的内能是无法直接测定的，也就无法得到焓值的具体数值。
但是我们可以通过实验或者计算比较一个化学变化中生成物与反应物的焓值的差值，这样的差值我们称作“焓变”，公式如下：焓变注意，这个公式是焓变的定义公式，但是无法用它计算焓变的具体值，因为反应物和生成物的焓值是无法得到的。
那么如何得到某个反应焓变的具体值呢，一个方法就是在恒压的环境中，实验测定该化学反应释放或吸收的热量（注意要求释放出的能量只做体积功，不做非体积功），而这个热量就是焓变的绝对值。
焓和熵的介绍
焓(enthalpy)，符号H，是一个系统的热力学参数。
定义一个系统内: H = U + pV 式子中"H"为焓，U为系统内能，p为其压强，V则为体积。
焓不是能量,仅具有能量的量纲,它没有明确的物理意义。
焓有下述一些特性: 焓的绝对值无法求得,使用配分函数求出的焓值也不是绝对值。
焓是系统的容量性质,与系统内物质的数量成正比。
焓是一个状态函数,也就是说,系统的状态一定,焓是值就定了。
单位质量的物质所含有的热量叫作焓. "系统的状态一定,焓值也确定了。
" 焓是代表流动工质沿着流动方向往前方传递的总能量（内能、推动功、动能、势能）中，直接取决于热力状态的那部分能量。
举例：单位时间内锅炉主蒸汽的热焓-（锅炉给水的热焓+排污水的热焓）/单位时间内进炉煤的低位发热值，就是锅炉的效率啊。
引用焓的概念，可使热工计算大为简单，对借助于图解法来研究工质的热力过程更为方便。
熵的说明：热量是工质与外界存在温差时所传递的能量，则温度T是传热的推动力，只要工质与外界有微小的温差就能传热，于是相应地也应有某一状态参数的变化来标志有无传热，这个状态参数定名为熵。
根据熵的变化，可以判断工质在可逆过程中是吸热、放热，还是绝热。
熵的更重要的作用是用以恒量过程的不可逆程度。
如：蒸汽经过节流孔板，喷嘴等处可以理解为等熵绝热过程的。
焓是单位物质所含能量的多少！汽轮机中就是一个焓降的过程，焓降的过程就是对外做功的过程！实际上，哪怕效率非常高的机组，焓降也不会很高，我们为什么不能让焓降更大呢？这就引出了熵，霍金语：“熵是一种新的世界观” 熵的多少代表了我们利用这些能量所需要付出代价的多少。
焓降的过程伴随着熵增，当焓降到一定程度，熵会增到一定程度，也就说我们利用这些能所需要的代价越来越高，熵增到一定程度，需要付出的代价已经不划算利用这些能源了！熵是一种代价，它决定了我们不能靠能量守恒定律而尽情挥霍能源。
举例，同样参数的汽轮机，背压机组能发电20-30MW，凝气机组能发电100MW，因为我们建立了真空，付出了循环水的“代价”熵描述热力学系统的重要态函数之一。
关于焓和熵的概念
熵和焓的概念(2008-11-22 15:23:21)转载标签：杂谈解释 1、焓是物体的一个热力学能状态函数。
在介绍焓之前我们需要了解一下分子热运动、热力学能和热力学第一定律： 1827年，英国植物学家布朗把非常细小的花粉放在水面上并用显微镜观察，发现花粉在水面上不停地运动，且运动轨迹极不规则。
起初人们以为是外界影响，如振动或液体对流等，后经实验证明这种运动的的原因不在外界，而在液体内部。
原来花粉在水面运动是受到各个方向水分子的撞击引起的。
于是这种运动叫做布朗运动，布朗运动表明液体分子在不停地做无规则运动。
从实验中可以观察到，布朗运动随着温度的升高而愈加剧烈。
这表示分子的无规则运动跟温度有关系，温度越高，分子的无规则运动就越激烈。
正因为分子的无规则运动与温度有关系，所以通常把分子的这种运动叫做分子的热运动。
在热学中，分子、原子、离子做热运动时遵从相同的规律，所以统称为分子。
既然组成物体的分子不停地做无规则运动，那么，像一切运动着的物体一样，做热运动的分子也具有动能。
个别分子的运动现象（速度大小和方向）是偶然的，但从大量分子整体来看，在一定条件下，他们遵循着一定的统计规律，与热运动有关的宏观量——温度，就是大量分子热运动的统计平均值。
分子动能与温度有关，温度越高，分子的平均动能就越大，反之越小。
所以从分子动理论的角度看，温度是物体分子热运动的平均动能的标志（即微观含义，宏观：表示物体的冷热程度）。
分子间存在相互作用力，即化学上所说的分子间作用力（范德华力）。
分子间作用力是分子引力与分子斥力的合力，存在一距离r0使引力等于斥力，在这个位置上分子间作用力为零。
分子引力与分子斥力都随分子间距减小而增大，但是斥力的变化幅度相对较大，所以分子间距大于r0时表现为引力，小于r0时表现为斥力。
因为分子间存在相互作用力，所以分子间具有由它们相对位置决定的势能，叫做分子势能。
分子势能与弹簧弹性势能的变化相似。
物体的体积发生变化时，分子间距也发生变化，所以分子势能同物体的体积有关系。
化学热力学的基本概念
化学热力学的基本概念化学热力学是研究化学反应中能量转化和热效应的科学，它研究的是物质的能量变化和反应过程中产生的热量。
在化学反应中，反应物与生成物之间的能量变化对于了解反应的性质和趋势具有重要意义。
本文将介绍化学热力学的基本概念，包括焓、熵和自由能的定义和计算方法，以及它们在化学反应中的应用。
1. 焓（enthalpy）焓是热力学中表示系统的能量的物理量，常用于描述化学反应中热效应的大小。
焓的符号是H，单位是焦耳（J）。
在化学反应中，焓的变化可以用来判断反应是吸热反应还是放热反应。
2. 熵（entropy）熵是热力学中表示系统混乱程度的物理量，也是描述热平衡和反应趋势的重要参数。
熵的符号是S，单位是焦耳/摄氏度（J/K）。
熵的增加意味着系统的混乱程度增加，而熵的减少则表示系统的有序性增加。
3. 自由能（free energy）自由能是热力学中用于描述系统能量变化和可能性的重要概念。
自由能的符号是G，单位是焦耳（J）。
自由能的变化可以用来判断反应的进行方向和可逆性。
其中，焓、熵和自由能之间的关系由吉布斯自由能方程给出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示系统自由能变化，ΔH表示焓变化，ΔS表示熵变化，T表示温度。
吉布斯自由能方程是化学热力学中最基本的方程之一，它将焓、熵和温度联系在一起，描述了化学反应的驱动力和可逆性。
化学热力学的基本概念在化学工程、材料科学和生物化学等领域具有广泛应用。
通过了解和掌握热力学的基本概念，我们可以预测和优化化学反应过程，改善工艺条件，提高产率和能源利用效率。
总结：化学热力学的基本概念包括焓、熵和自由能。
焓表示系统的能量，熵表示系统的混乱程度，自由能描述了反应的可能性和方向。
它们之间的关系由吉布斯自由能方程给出。
了解和掌握化学热力学的基本概念对于理解和预测化学反应具有重要意义，能够指导实际的化学工程和材料科学应用。
化学反应热力学的反应焓与反应熵解析
化学反应热力学的反应焓与反应熵解析化学反应热力学是研究化学反应中能量变化的学科。
而反应焓与反应熵是研究化学反应热力学时经常使用到的两个重要概念。
本文将对反应焓与反应熵进行解析，并探讨它们在化学反应热力学中的作用。
一、反应焓（ΔH）反应焓是指化学反应在常压下吸收或释放的热量。
它是反应热力学中最为常用的物理量之一，通常用ΔH表示。
反应焓的符号取决于反应过程中热量的流向。
当反应吸热时，反应焓为正值，表示反应物到产物过程中吸热；当反应放热时，反应焓为负值，表示反应物到产物过程中释放热量。
反应焓可以通过实验测定或计算得到。
实验测定的方法包括燃烧热测定法、量热器测定法等。
计算方法则是通过反应物和产物的标准生成焓之差得出。
在化学反应中，反应焓的正负与反应物和产物之间的化学键的断裂和形成有关。
当化学键的断裂需要吸热时，反应焓为正值；而形成新的化学键时，会释放热量，反应焓为负值。
二、反应熵（ΔS）反应熵是指化学反应过程中系统的混乱程度的变化。
它是热力学中描述无序程度的物理量，通常用ΔS表示。
反应熵可以从微观角度理解为分子的自由度和排列方式的变化。
当反应物分子自由度增加，分子结构更加无序时，反应熵会增加；反之，如果反应物分子结构更有序，则反应熵会减小。
与反应焓不同，反应熵的正负并不能直接通过实验测量或计算得到，但可以通过ΔS和其他热力学量的关系，例如反应焓和温度来推导。
化学反应的热力学性质是通过反应焓和反应熵的综合作用来描述的。
根据吉布斯自由能（ΔG）的定义，可以得到以下公式：ΔG = ΔH - TΔS其中ΔG为反应的自由能变化，ΔH为反应焓变化，ΔS为反应熵变化，T为温度。
由上述公式可以看出，反应焓和反应熵的符号及大小决定了反应的自由能变化。
若ΔG为负值，则反应是自发进行的；若ΔG为正值，则反应是非自发进行的；而在ΔG为零时，反应处于平衡态。
三、反应焓与反应熵在化学反应中的作用反应焓与反应熵是热力学研究中非常重要的指标，它们对化学反应的影响具有以下几个方面的作用：1. 反应速率：反应焓和反应熵的变化能影响反应的速率。
熵与焓
熵shang释义1：物理学上指热能除以温度所得的商，标志热量转化为功的程度。
2: 科学技术上用来描述、表征体系混乱度的函数。
亦被社会科学用以借喻人类社会某些状态的程度。
3：熵是生物亲序，是行为携灵现象。
科学家已经发明了测量无序的量，它称作熵，熵也是混沌度，是内部无序结构的总量。
英译entropy熵指的是体系的混乱的程度，它在控制论、概率论、数论、天体物理、生命科学等领域都有重要应用，在不同的学科中也有引申出的更为具体的定义，是各领域十分重要的参量。
熵由鲁道夫·克劳修斯（Rudolf Clausius）提出，并应用在热力学中。
后来克劳德·艾尔伍德·香农（Claude Elwood Shannon）第一次将熵的概念引入到信息论中来。
历史1850年，德国物理学家鲁道夫·克劳修斯首次提出熵的概念，用来表示任何一种能量在空间中分布的均匀程度，能量分布得越均匀，熵就越大。
一个体系的能量完全均匀分布时，这个系统的熵就达到最大值。
在克劳修斯看来，在一个系统中，如果听任它自然发展，那么，能量差总是倾向于消除的。
让一个热物体同一个冷物体相接触，热就会以下面所说的方式流动：热物体将冷却，冷物体将变热，直到两个物体达到相同的温度为止。
克劳修斯在研究卡诺热机时，根据卡诺定理得出了对任意循环过程都都适用的一个公式：dS=（dQ/T）。
对于绝热过程Q＝0，故S≥0，即系统的熵在可逆绝热过程中不变，在不可逆绝热过程中单调增大。
这就是熵增加原理。
由于孤立系统内部的一切变化与外界无关，必然是绝热过程，所以熵增加原理也可表为：一个孤立系统的熵永远不会减少。
它表明随着孤立系统由非平衡态趋于平衡态，其熵单调增大，当系统达到平衡态时，熵达到最大值。
熵的变化和最大值确定了孤立系统过程进行的方向和限度，熵增加原理就是热力学第二定律。
1948年，香农在Bell System Technical Journal上发表了《通信的数学原理》（A Mathematical Theory of Communication）一文，将熵的概念引入信息论中。
焓,熵及其微分方程式
焓,熵及其微分方程式
焓（enthalpy）是一种物理量，它表示热力学系统内的热能。
焓是内能（internal energy）与压力（pressure）和体积（volume）之间的函数，可以用如下的式子表示：
H = U + PV
其中，H是焓，U是内能，P是压力，V是体积。
熵（entropy）是一种物理量，它表示热力学系统内的混沌程度。
熵是热力学系统内能量分布的度量，可以用来衡量系统的热力学过程。
熵增加表示热力学系统内能量分布变得更加混乱，熵减少表示热力学系统内能量分布变得更加有序。
熵的微分方程式可以用如下的式子表示：
dS = δQ/T
其中，S是熵，dS是熵的微分，δQ是热量，T是温度。
这个方程式表示熵的变化等于热量与温度的比值。
熵的另一种表示方式是用热力学定律表示：
ΔS = ΔQ/T
其中，ΔS是熵的变化量，ΔQ是热量，T是温度。
这个方程式表示熵的变化等于热量与温度的比值。
热力学循环中焓变与熵变的关系
热力学循环中焓变与熵变的关系热力学是研究能量转化和传递的学科，而热力学循环则是能量在系统中循环流动的过程。
在热力学循环中，焓变和熵变是两个重要的概念，它们与能量转化和系统状态的变化密切相关。
首先，我们来了解一下焓变的概念。
焓是热力学中的一个重要参数，表示系统的内能和对外界所做的功之间的和。
焓变则是指系统在热力学循环中的焓的变化。
在一个闭合系统中，焓变可以通过两个方面进行计算：热交换和功交换。
当系统与外界发生热交换时，热量的吸收或释放会导致系统的焓变。
而当系统与外界发生功交换时，功的输入或输出也会引起系统的焓变。
因此，焓变可以看作是能量的转化，是系统内部能量与外界能量交换的结果。
接下来，我们来探讨一下熵变的概念。
熵是热力学中的另一个重要参数，表示系统的无序程度。
熵变则是指系统在热力学循环中的熵的变化。
在一个热力学循环中，系统的熵变可以通过两个方面进行计算：热交换和熵产生。
当系统与外界发生热交换时，热量的吸收或释放会导致系统的熵变。
而当系统内部发生熵产生时，系统的熵也会发生变化。
熵变可以看作是系统无序程度的变化，是系统内部能量转化为无序能量的结果。
焓变和熵变之间存在着密切的关系。
根据热力学第一定律，能量守恒定律，系统的焓变等于系统所吸收的热量与对外界做功的和。
而根据热力学第二定律，熵是一个不断增加的量，即系统的熵变总是大于等于零。
因此，在一个热力学循环中，焓变和熵变之间的关系可以通过以下公式表示：ΔH = Q - WΔS ≥ 0其中，ΔH表示焓变，Q表示热量，W表示功，ΔS表示熵变。
根据这两个公式，我们可以得出结论：焓变和熵变之间存在着一种权衡关系。
当焓变增加时，系统吸收的热量或对外界做的功增加，系统的熵变也会增加。
当焓变减少时，系统吸收的热量或对外界做的功减少，系统的熵变也会减少。
因此，焓变和熵变是相互联系的，它们共同决定了系统在热力学循环中的能量转化和状态变化。
总结起来，热力学循环中的焓变和熵变是两个重要的概念，它们与能量转化和系统状态的变化密切相关。
高中物理热力学问题中的焓和熵的概念及计算
高中物理热力学问题中的焓和熵的概念及计算热力学是物理学中的一个重要分支，它研究的是物质的热现象和能量转化。
在高中物理课程中，热力学是一个重要的内容，其中焓和熵是两个基本概念。
本文将重点介绍焓和熵的概念及计算方法，并通过具体题目的分析和解答来帮助高中学生更好地理解和应用这些概念。
一、焓的概念及计算焓是热力学中的一个重要物理量，它表示系统在恒压条件下的内能和对外做功的总和。
在化学反应和热力学过程中，焓的变化可以帮助我们判断反应的放热或吸热性质。
焓的计算公式为：H = U + PV其中，H表示焓，U表示内能，P表示压强，V表示体积。
焓的单位是焦耳（J）。
例如，某个系统的内能为1000J，压强为2Pa，体积为0.5m³。
那么这个系统的焓为多少？根据焓的计算公式，我们可以得到：H = U + PV = 1000J + 2Pa × 0.5m³ = 1000J+ 1J = 1001J因此，这个系统的焓为1001焦耳。
二、熵的概念及计算熵是热力学中描述系统无序程度的物理量，也是一个衡量系统混乱程度的指标。
熵的增加表示系统的无序程度增加，熵的减少表示系统的有序程度增加。
熵的计算公式为：ΔS = Q/T其中，ΔS表示熵的变化量，Q表示系统吸收或释放的热量，T表示温度。
熵的单位是焦耳/开尔文（J/K）。
例如，某个系统吸收了500J的热量，温度为300K。
那么这个系统的熵变是多少？根据熵的计算公式，我们可以得到：ΔS = Q/T = 500J / 300K = 1.67 J/K因此，这个系统的熵变为1.67焦耳/开尔文。
三、题目分析与解答下面我们通过具体的题目来进一步说明焓和熵的应用。
题目一：某个物体的焓变为300J，压强为1Pa，体积为0.2m³。
求该物体的内能变化量。
解答：根据焓的计算公式，我们可以得到：H = U + PV将已知数据代入公式，可得：300J = U + 1Pa × 0.2m³解方程，可得：U = 300J - 0.2J = 299.8J因此，该物体的内能变化量为299.8焦耳。
热力学知识：热力学化学反应熵变和焓反应
热力学知识：热力学化学反应熵变和焓反应热力学化学反应熵变和焓反应热力学是研究物质的热现象和能量转换的学科，是自然科学中重要的一个分支。
热力学中的熵是指物质内部的无序程度，是评价物质稳定性和自发过程的一种重要物理量。
同时，热力学中的焓是指物质的热容和化学反应所引起的能量变化之和，也是评价物质转化过程的一个重要参数。
化学反应是一种物质转化的过程，常常伴随着热量的变化。
在热力学中，化学反应可以通过熵变和焓反应来描述和计算。
熵变是指化学反应中产生的熵的变化。
熵的单位是焦耳每开尔文（J/K），其计算公式为：ΔS = S(final state) - S(initial state)其中，ΔS表示熵变，S(final state)表示反应后的状态，S(initial state)表示反应前的状态。
根据热力学第二定律，所有自发过程都会使熵增加，因此熵变亦为正值。
如果熵减少，说明反应是非自发的，需要外界能量的输入。
熵变的值可以通过计算物质在化学反应过程中的自由能ΔG来得到。
自由能计算公式为：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔH和ΔS分别表示焓和熵的变化，T表示温度。
根据热力学第二定律，ΔG的值必须为负，才能保证反应是自发进行的。
如果ΔG的值为正，则反应是不可逆的。
焓反应是指化学反应中产生的焓变化，包括热量的吸收和放出。
焓的单位是焦耳（J），其计算公式为：ΔH = H(products) - H(reactants)其中，H(products)和H(reactants)分别表示反应后和反应前的焓。
如果焓变为正，说明反应是吸热反应，需要外界能量的输入。
如果焓变为负，说明反应是放热反应，会释放能量。
热力学化学反应熵变和焓反应是化学反应过程中重要的热力学参数。
通过计算熵变和焓反应可以判断化学反应是否会自发进行，以及反应过程中释放或者吸收的能量大小。
了解热力学化学反应熵变和焓反应能够帮助我们更好地理解化学反应的本质和真实含义，同时也为我们设计和优化化学反应提供了科学的方法和手段。
焓和熵的由来
焓和熵的由来熵S：物理学上指热能除以温度所得的商，标志热量转化为功的程度。
熵的单位就是焦耳每开尔文，即J/K。
熵是热力系内微观粒子无序度的一个量度，熵的变化可以判断热力过程是否为可逆过程。
（可逆过程熵不变）热力学能与动能、势能一样，是物体的一个状态量。
能量可以转化为功，能量守恒定律宣称，宇宙中的能量必须永远保持相同的值。
那么，能够把能量无止境地转化为功吗？既然能量不灭，那么它是否可以一次又一次地转变为功？1824年，法国物理学家卡诺证明：为了作功，在一个系统中热能必须非均匀地分布，系统中某一部分热能的密集程度必须大于平均值，另一部分则小于平均值，所能荼得的功的数量妈决于这种密集程度之差。
在作功的同时，这种差异也在减小。
当能量均匀分布时，就不能再作功了，尽管此时所有的能量依然还存在着。
德国物理学家克劳修斯重新审查了卡诺的工作，根据热传导总是从高温到低温而不能反过来这一事实，在1850年的论文中提出：不可能把热量从低温物体传到高温物体而不引起其他变化。
这就是热力学第二定律，能量守恒则是热力学第一定律。
1854年，克劳修斯找出了热与温度之间的某一种确定产关系，他证明当能量密集程度的差异减小时，这种关系在数值上总在增加，由于某种原因，他在1856年的论文中将这一关系式称作“熵”（entropy)。
在作理论分析时，有时用熵的概念比较方便。
在自然界发生的许多过程中，有的过程朝一个方向可以自发地进行，而反之则不行。
例如，一个容器的两边装有温度、压力相同的两种气体，在将中间的隔板抽开后，两种气体会自发地均匀混合，但是，要将它们分离则必须消耗功。
混合前后虽然温度、压力不变，但是两种状态是不同的，单用温度与压力不能说明它的状态。
两个温度不同的物体相互接触时，高温物体会自发地将热传给低温物体，最后两个物体温度达到相等。
但是，相反的过程不会自发地发生。
上述现象说明，自然界发生的一些过程是有一定的方向性的，这种过程叫不可逆过程。
焓和熵,你必须掌握的知识
焓和熵，你必须掌握的知识焓hán英语为：enthalpy在介绍焓之前我们需要了解一下分子热运动、热力学能和热力学第一定律：1827年，英国植物学家布朗把非常细小的花粉放在水面上并用显微镜观察，发现花粉在水面上不停地运动，且运动轨迹极不规则。
起初人们以为是外界影响,如振动或液体对流等,后经实验证明这种运动的的原因不在外界,而在液体内部.原来花粉在水面运动是受到各个方向水分子的撞击引起的。
于是这种运动叫做布朗运动，布朗运动表明液体分子在不停地做无规则运动。
从实验中可以观察到，布朗运动随着温度的升高而愈加剧烈。
这表示分子的无规则运动跟温度有关系，温度越高，分子的无规则运动就越激烈。
正因为分子的无规则运动与温度有关系，所以通常把分子的这种运动叫做分子的热运动。
在热学中，分子、原子、离子做热运动时遵从相同的规律，所以统称为分子。
既然组成物体的分子不停地做无规则运动，那么,像一切运动着的物体一样，做热运动的分子也具有动能。
个别分子的运动现象（速度大小和方向）是偶然的，但从大量分子整体来看，在一定条件下，它们遵循着一定的统计规律，与热运动有关的宏观量--温度，就是大量分子热运动的统计平均值。
分子动能与温度有关，温度越高,分子的平均动能就越大，反之越小。
所以从分子动理论的角度看,温度是物体分子热运动的平均动能的标志（即微观含义,宏观：表示物体的冷热程度)。
分子间存在相互作用力，即化学上所说的分子间作用力（范德华力）。
分子间作用力是分子引力与分子斥力的合力，存在一距离r0使引力等于斥力，在这个位置上分子间作用力为零。
分子引力与分子斥力都随分子间距减小而增大,但是斥力的变化幅度相对较大，所以分子间距大于r0时表现为引力，小于r0时表现为斥力。
因为分子间存在相互作用力，所以分子间具有由它们相对位置决定的势能，叫做分子势能。
分子势能与弹簧弹性势能的变化相似。
物体的体积发生变化时,分子间距也发生变化,所以分子势能同物体的体积有关系。
焓判据和熵判据
焓判据和熵判据1. 焓判据焓判据是热力学中用于判断系统热力学性质的一种依据。
焓（Enthalpy）是热力学中的一个重要物理量，通常用H表示，定义为系统的内能U与压力P乘积的和，即H = U + PV。
焓判据可以用于判断系统的热力学变化过程中是否放热或吸热，以及判断系统的稳定性和平衡状态。
根据焓判据，当系统的焓增加时，表示系统吸收了热量，即放热过程；当系统的焓减少时，表示系统释放了热量，即吸热过程。
焓判据的应用十分广泛，特别在化学反应和工程热力学中有着重要的意义。
在化学反应中，焓判据可以用于判断反应是否放热或吸热，从而预测反应的方向和速率。
在工程热力学中，焓判据可以用于优化能量转换过程，提高能源利用效率。
2. 熵判据熵判据是热力学中用于判断系统混乱程度和可逆性的一种依据。
熵（Entropy）是热力学中的另一个重要物理量，通常用S表示，定义为系统的微观状态数目的对数，即S = k ln W，其中k为玻尔兹曼常数，W为系统的微观状态数目。
熵判据可以用于判断系统的热力学变化过程中是否可逆进行，以及判断系统的稳定性和平衡状态。
根据熵判据，当系统的熵增加时，表示系统的混乱程度增加，即不可逆过程；当系统的熵减少时，表示系统的混乱程度减少，即可逆过程。
熵判据的应用也非常广泛。
在热力学中，熵判据可以用于判断系统的热平衡和化学平衡，从而预测反应的方向和平衡常数。
在工程中，熵判据可以用于优化能量转换过程，提高系统的效率。
3. 焓判据和熵判据的关系焓判据和熵判据是热力学中两个重要的判据，它们之间存在着密切的关系。
首先，焓判据和熵判据都是用于判断系统平衡状态和热力学性质的依据。
焓判据主要用于判断系统的热量变化和能量转换过程，而熵判据主要用于判断系统的混乱程度和可逆性。
两者结合起来可以更全面地描述系统的热力学性质。
其次，焓判据和熵判据之间存在着定量的关系。
根据热力学基本方程dU = TdS - PdV，可以得到焓的全微分表达式dH = TdS + VdP。
焓判据和熵判据
焓判据和熵判据摘要：一、引言二、焓判据1.定义与概念2.应用场景3.优缺点分析三、熵判据1.定义与概念2.应用场景3.优缺点分析四、总结正文：一、引言在热力学领域，系统的稳定性分析是至关重要的。
焓判据和熵判据是两种常用的稳定性判据，可以帮助我们判断系统在不同条件下的稳定性。
本文将对这两种判据进行详细介绍和分析。
二、焓判据1.定义与概念焓判据，又称做能量判据，是根据系统在等温过程中自由能的变化来判断系统稳定性的方法。
在等温过程中，系统的内能U 保持不变，焓H 与自由能F 的关系为：F = H - TS，其中T 为系统的温度，S 为系统的熵。
当系统的自由能F 在等温过程中单调增加时，系统是稳定的；若自由能F 单调减少，则系统不稳定。
2.应用场景焓判据广泛应用于相变、化学反应等热力学过程的稳定性分析。
例如，在相变过程中，可以根据相变潜热与温度的关系，判断相变是否发生；在化学反应中，可以通过计算反应的自由能变化，判断反应是否可以自发进行。
3.优缺点分析优点：焓判据在等温过程中对系统稳定性进行了直观的判断，适用于许多实际问题。
缺点：在非等温过程中，焓判据的适用性有限，需要与其他判据结合使用。
三、熵判据1.定义与概念熵判据，又称做混乱度判据，是根据系统在等压过程中的熵变来判断系统稳定性的方法。
在等压过程中，系统的压力P 保持不变，熵S 与自由能G 的关系为：G = H - TS，其中H 为系统的焓。
当系统的自由能G 在等压过程中单调增加时，系统是稳定的；若自由能G 单调减少，则系统不稳定。
2.应用场景熵判据同样广泛应用于相变、化学反应等热力学过程的稳定性分析。
例如，在相变过程中，可以根据相变熵变与温度的关系，判断相变是否发生；在化学反应中，可以通过计算反应的熵变，判断反应是否可以自发进行。
3.优缺点分析优点：熵判据在等压过程中对系统稳定性进行了直观的判断，适用于许多实际问题。
缺点：在非等压过程中，熵判据的适用性有限，需要与其他判据结合使用。
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编年史 @ 制冷原理
曹小军 2014-6-7
以生成物的焓小于反应物的焓。 2. 如果单纯通过热传递来改变物体的内能，内能的变化可以用传递热量的多少来度量，这时物体内 能的增加（或减少)量△U 就等于外界吸收（或对外界放出）热量 Q 的数值，即△U=Q。 3. 在做功和热传递同时存在的过程中，物体内能的变化，则要由做功和所传递的热量共同决定。在 这种情况下，物体内能的增量△U 就等于从外界吸收的热量 Q 和对外界做功 W 之和。即△U=W+Q 能量守恒定律： 能量既不能凭空产生，也不能凭空消失，它只能从一种形式转化为另一种形式，或者从一个物体 转移到另一个物体，在转移和转化的过程中，能量的总量不变。 能量的多样性： 物体运动具有机械能、分子运动具有内能、电荷具有电能、原子核内部的运动具有原子能等等， 可见，在自然界中不同的能量形式与不同的运动形式相对应。 不同形式的能量转化： “摩擦生热”是通过克服摩擦力做功将机械能转化为内能；水壶中的水沸腾时水蒸气对壶盖做功 将壶盖顶起，表明内能转化为机械能；电流通过电热丝做功可将电能转化为内能。 。 。这些实例说明了 不同形式的能量之间可以相互转化，且这一转化过程是通过做功来完成的。 能量守恒的意义： 1.能的转化与守恒是分析解决问题的一个极为重要的方法，它比机械能守恒定律更普遍。例如物体在 空中下落受到阻力时，物体的机械能不守恒，但包括内能在内的总能量守恒。 2. 能量守恒定律是 19 世纪自然科学中三大发现之一，也庄重宣告了第一类永动机幻想的彻底破灭。 3.能量守恒定律是认识自然、改造自然的有力武器，这个定律将广泛的自然科学技术领域联系起来。 第一类永动机 不消耗任何能量却能源源不断地对外做功的机器。 其不可能存在，因为违背的能量守恒定律。 热力学第二定律 热力学第二定律有几种表述方式： 克劳修斯表述：热量可以自发地从温度高的物体传递到较冷的物体，但不可能自发地从温度低的物体 传递到温度高的物体； 开尔文-普朗克表述：不可能从单一热源吸取热量，并将这热量变为功，而不产生其他影响。 熵表述：随时间进行，一个孤立体系中的熵总是不会减少。——“熵”的引入 熵在热力学中是表征物质状态的参量之一，通常用符号 S 表示。在经典热力学中，可用增量定义为 dS=(dQ/T)，式中 T 为物质的热力学温度；dQ 为熵增过程中加入物质的热量。有了熵的概念，热力学 第二定律可以从数学上表述为熵增加原理， 他揭示了自然界中这样的一个事实： 在一个可逆的过程中， 系统的熵越大，就越接近平衡状态，虽然此间能量的数量不变，但可供利用或者是转化的能量却是越 来越少。 意义： 在可逆微变化过程中，熵的变化等于系统从热源吸收的热量与热源的热力学温度之比，可用于度 量热量转变为功的程度。 在不可逆微变化过程中，实际发生的过程总使整个系统的熵值增大，此即熵增原理，熵的增加就 意味着有效能量的减少，一定的能量就被转化成了不能再做功的无效能量。 就这样，热力学第一定律阐明了热在转化过程中各种能量总是保持不变的规律，熵增加原理则定 量地揭示出宏观过程的方向性和限度，两个定律相互交织，构成了一幅完整的图画，使人们对热现象 的能量转化过程的基本特征有了全面的认识。 关系
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曹小军 2014-6-7
热力学第二定律的两种表述（前 2 种）看上去似乎没什么关系，然而实际上他们是等效的，即由其中 一个，可以推导出另一个。 意义 热力学第二定律的每一种表述，揭示了大量分子参与的宏观过程的方向性，使人们认识到自然界中进 行的涉及热现象的宏观过程都具有方向性。 微观意义 一切自然过程总是沿着分子热运动的无序性增大的方向进行。 第二类永动机（不可能制成） 只从单一热源吸收热量，使之完全变为有用的功而不引起其他变化的热机。 ∵第二类永动机效率为 100%，虽然它不违反能量守恒定律，但大量事实证明，在任何情况下，热机都 不可能只有一个热源，热机要不断地把吸取的热量变成有用的功，就不可避免地将一部分热量传给低 温物体，因此效率不会达到 100%。第二类永动机违反了热力学第二定律。 热力学第三定律 热力学第三定律通常表述为绝对零度时， 所有纯物质的完美晶体的熵值为零。 或者绝对零度 （T=0K） 不可达到。 R.H.否勒和 E.A.古根海姆还提出热力学第三定律的另一种表述形式： 任何系统都不能通过有限的步骤 使自身温度降低到 0K,称为 0K 不能达到原理。 热力学第零定律 热力学第零定律：如果两个热力学系统均与第三个热力学系统处于热平衡，那么它们也必定处于热平 衡 。也就是说热平衡是递传的。 热力学第零定律是热力学三大定律的基础。 克劳修斯把热力学第一、第二定律扩大到适用于整个宇宙范围，他认为宇宙的能量是个常数，宇 宙的熵趋于某一最大值。此后，他在一次讲演中进一步指出：宇宙的熵越接近某一最大的极限值，那 么它变化的可能性越小，宇宙将永远处于一种惰性的死寂状态。这就是所谓的“热寂说” 。克劳修斯 这个观点显然是错误的。恩格斯在这种理论刚出现不久，就对它进行了批判，指出导致热寂说错误的 一个重要原因是克劳修斯赞同“能消失了，如果不是在量上，那也是在质上消失了” 。现代自然科学 证明，宇宙中热循环的形式是多种多样的，各种运动形式都可以互相转化，宇宙间熵的增加和减少的 系统都是存在的。
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曹小军 2014-6-7
热力学三大定律
—Hale Waihona Puke 解读“焓”与“熵” 名词术语 焓：在恒压和只做体积功的特殊条件下，Q=ΔH，即反应的热量变化。(出自热力学第一定律)
熵： 熵的变化等于系统从热源吸收的热量与热源的热力学温度之比， 可用于度量热量与功之间的转变程度。
( 出自热力学第二定律) 热力学第一定律 热力学第一定律也就是能量守恒定律。自从焦耳以无以辩驳的精确实验结果证明机械能、电能、 内能之间的转化满足守恒关系之后，人们就认为能量守恒定律是自然界的一个普遍的基本规律。 内容： 一个热力学系统的内能增量等于外界向它传递的热量与外界对它做功的和。 （如果一个系统与环 境孤立，那么它的内能将不会发生变化。 ） 表达式:△E=-W+Q △ E= △U+△KE+△PE 符号规律： 热力学第一定律的数学表达式也适用于物体对外做功，向外界散热和内能减少的情况，因此在使 用 : △ E=-W+Q 时，通常有如下规定： ①外界对系统做功，W>0,即 W 为正值。 ②系统对外界做功，W<0,即 W 为负值。 ③系统从外界吸收热量，Q>0，即 Q 为正值 ④系统从外界放出热量，Q<0，即 Q 为负值 ⑤系统内能增加，△U>0，即△U 为正值 ⑥系统内能减少，△U<0，即△U 为负值 理解： 从三方面理解 1. 如果单纯通过做功来改变物体的内能，内能的变化可以用做功的多少来度量，这时物体内能的增 加（或减少)量△U 就等于外界对物体（或物体对外界）所做功的数值，即△U=W 焓值的引入： W=W 体积=-p 外(V2-V1)=-(p2V2-p1V1) 其中 W 为外界对系统做的功，所以系统对外做功为负。 （压强乘以体积的改变量是系统对外做的功，可以按照 p=F/S，V=Sh，∴Fh=pV 来理解。 ） 将其代入热一定律表达式得： Q= Δ U-W=U2-U1+(p2V2-p1V1)=(U2+p2V2)-(U1+p1V1) 因为 U+pV 是状态函数（即状态量）的组合（即一个状态只有一个热力学能 U，外界压强 p 和 体积 V） ，所以将它定义为一个新的状态函数——焓，并用符号 H 表示， H=U+pV 所以上式可变为： Q=H2-H1=ΔH 它表明恒压过程中的热等于系统焓的变化，也就是说，只要确定了过程恒压和只做体积功的 特点，Q 就只决定于系统的初末状态。 焓的物理意义可以理解为恒压和只做体积功的特殊条件下，Q=ΔH，即反应的热量变化。因 为只有在此条件下，焓才表现出它的特性。例如恒压下对物质加热，则物质吸热后温度升高，Δ H>0，所以物质在高温时的焓大于它在低温时的焓。又如对于恒压下的放热化学反应，ΔH<0，所
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