氨气的焓和熵
解读“焓”与“熵”
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
化学反应中的焓变与熵变
化学反应中的焓变与熵变化学反应是物质之间相互转化的过程，包括生成、分解、氧化、还原等。
在化学反应中，焓变和熵变是描述反应过程中能量和混乱程度变化的重要物理量。
本文将就化学反应中的焓变和熵变进行讨论。
一、焓变焓变（ΔH）是指化学反应过程中热量的变化量。
焓是热力学函数，常用来描述在恒压条件下反应过程中的能量变化。
ΔH为正值表示吸热反应，反应过程中吸收了外界热量；ΔH为负值表示放热反应，反应过程中释放了热量。
化学反应的焓变可以通过实验测量得到。
在常温常压下，可以使用燃烧弹量热计等设备进行实验测定。
在热力学中，焓变可以通过ΔH=ΔU+PΔV计算得到，其中ΔU为内能变化，P为常压。
焓变的正负值与反应的方向有关，用于判断反应是吸热反应还是放热反应。
二、熵变熵变（ΔS）是指化学反应过程中系统熵的变化量。
熵是热力学函数，常用来描述物质的无序程度。
ΔS为正值表示反应过程中系统的熵增加，物质的无序程度增加；ΔS为负值表示反应过程中系统的熵减少，物质的无序程度减少。
熵变也可以通过实验测量得到。
在反应前后测量系统的混乱程度，可以得到系统的熵变。
若反应中生成了更多的气体或溶液的溶解度增加等现象，则系统的熵增加。
三、焓变与熵变的关系根据热力学第二定律，ΔG=ΔH-TΔS，其中ΔG为自由能变化，T为温度。
焓变和熵变通过ΔG的计算可以得到反应的驱动力和方向。
当ΔG为负值时，反应是自发的；当ΔG为正值时，反应是不自发的。
焓变和熵变对于能量和混乱程度的变化进行了定量描述，在化学反应中起到了重要的作用。
通过对焓变和熵变的研究，可以预测反应的方向和速率，指导合成新物质和优化反应条件。
结论在化学反应中，焓变和熵变是描述能量变化和混乱程度变化的重要物理量。
焓变描述反应过程中的热量变化，而熵变描述反应过程中的混乱程度变化。
焓变和熵变通过计算自由能变化ΔG来判断反应的驱动力和方向。
通过对焓变和熵变的研究，可以预测反应的发生性和优化反应条件。
化学反应中的焓变和熵变是热力学研究的重要内容，对于理解和控制化学反应过程具有重要意义。
《热力学》理想气体热力学能、焓、比热容和熵的计算
U U1 U2 Un
H H1 H2 Hn
• 混合物的u、h按组成气体参数的质量分数加权平均
u w1u1 w2u2 wnun iui h w1h1 w2h2 wnhn ihi
2020年10月25日
第三章 理想气体热力学能、焓、比热容和熵的计算
可逆定压过程 (dh)p (δq)p cpdT
则任意过程
dh cp0dT
h h2 h1 12 cp0dT
通常规定： T 0K 时理想气体 u0 0 kJ kg
则 h0 u0 p0v0 u0 RgT0 0 kJ kg
2020年10月25日
第三章 理想气体热力学能、焓、比热容和熵的计算
cp0
dh dT
d dT
u
pv
du d dT dT
RgT
cV 0 Rg
即
c p0 cV 0 Rg 梅耶公式
C p0,m CV 0,m R
令 比热容比 cp0
cV 0
则
cV 0
1
1
Rg
cp0
1
Rg
1 Rg
cV 0
2020年10月25日
第三章 理想气体热力学能、焓、比热容和熵的计算
1 mi 1 m Mi
1
i
Mi
第三章 理想气体热力学能、焓、比热容和熵的计算
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3. 混合物的折合气体常数
Rg
R M
R i
Mi
i
R Mi
i Rgi
R yiM i
1
1 R
yi
M
i
1
yi
Mi R
1 yi
化工热力学的名词解释
化工热力学的名词解释引言：化工热力学是化学工程中非常重要的一门学科，它研究的是化学反应过程中的能量转化、传递和平衡等热力学原理与方法。
以下将对化工热力学中的一些关键名词进行解释，帮助读者更好地理解和应用这些概念。
一、焓（Enthalpy）：焓是化工热力学中一个非常重要的量，它表示系统的内能和对外界做的功之间的总和。
焓的变化是化学反应或物质相变等过程中的重要参量。
在常温常压下，焓通常使用标准焓表示，记为ΔH°。
通过计算物质的吸热或放热量，可以用来确定反应的热效应。
二、熵（Entropy）：熵是表示系统无序程度或混乱程度的物理量。
化工热力学中的熵是指系统能量的一种度量，常用符号为S。
熵的变化是系统在吸热或放热过程中的重要参量。
熵增定律是指孤立系统熵总是增加的规律，可用来描述自然界中的很多过程。
三、自由能（Free Energy）：自由能是一个系统在恒定温度下能做的最大可逆功的最大减值。
它是描述系统在恒定温度和压力下它达到一个平衡状态的程度的一个非常重要的物理量。
自由能的变化可用来预测反应是否会自发进行以及反应的方向。
四、热力学平衡（Thermodynamic Equilibrium）：热力学平衡是指系统的各种宏观性质在连续不断的时间变化之后趋于稳定的状态。
对于化学反应的热力学平衡，反应物和生成物的浓度或物相的比例保持不变，且反应速率达到一种动态平衡，正反应速率相等。
热力学平衡状态是实现可持续化学反应的重要条件。
五、化学势（Chemical Potential）：化学势是描述物质在一定温度、压力和组分条件下的自由能变化的关键物理量。
化学势的变化可以预测化学反应的趋势以及化学平衡的位置。
通过研究化学势的变化可以探索最佳反应条件和反应过程的优化。
六、热容（Heat Capacity）：热容是指系统在吸收或释放一定量热量时温度变化的情况。
它是描述物质对热能的存储和释放能力的物理量。
热容可以分为等压热容和等容热容，分别对应恒定压力和恒定体积条件下的热容。
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。
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。
化学热力学：焓熵和自由能
化学热力学：焓熵和自由能化学热力学：焓、熵和自由能热力学是研究能量转化和能量传递规律的学科。
在热力学中，焓、熵和自由能是重要的概念。
本文将介绍焓、熵和自由能的定义、计算以及在化学反应中的应用。
一、焓（Enthalpy）焓是热力学中的一个重要量，通常用H表示。
焓的定义为系统的内能与系统所施加的外界压力乘积之和。
焓的单位是焦耳（J）或卡路里（cal）。
在恒压条件下，焓变表示为ΔH。
当ΔH为正值时，表示反应吸热，即吸收热能；当ΔH为负值时，表示反应放热，即释放热能。
焓变的计算可以利用反应前后的反应物和产物的摩尔数与焓变的标准摩尔焓变之间的关系进行。
二、熵（Entropy）熵是系统的无序程度的度量，通常用S表示。
熵的定义为系统所处的状态的无序性程度。
熵的单位是焦耳/开尔文（J/K）。
熵的增加表示系统的无序程度增加，反之则减小。
在化学反应中，根据熵的变化可以判断反应的趋向性。
当ΔS为正值时，表示反应是自发进行的；当ΔS为负值时，表示反应是不可逆进行的；当ΔS等于零时，表示反应处于平衡状态。
三、自由能（Free Energy）自由能是描述系统能量可利用性的指标。
通常用G表示。
自由能的定义为系统的焓减去系统的熵与温度的乘积，即G = H - TS。
根据自由能的定义，可以得出系统的自由能变化关系为ΔG = ΔH - TΔS。
当ΔG为负值时，表示反应是自发进行的；当ΔG为正值时，表示反应是不可逆进行的；当ΔG等于零时，表示反应处于平衡状态。
四、焓熵图焓熵图是研究热力学反应趋势的常用工具。
焓熵图将焓变与熵变的数值表示在坐标轴上，通过分析焓熵图可以判断反应的自发性。
在焓熵图中，焓变为横轴，熵变为纵轴。
对于一定温度下的反应，焓变为正值时，熵变为负值时，反应处于不可逆状态，即反应不会自发进行；焓变为负值时，熵变为正值时，反应处于自发状态，即反应会自发进行；焓变和熵变在同一侧时，反应的自发性取决于温度。
五、化学反应中的焓、熵和自由能焓、熵和自由能在化学反应中的应用非常广泛。
《氨气》 讲义
《氨气》讲义一、氨气的基本性质氨气，化学式为 NH₃，是一种具有强烈刺激性气味的无色气体。
它的相对分子质量约为 1703，密度比空气小。
氨气易被液化成无色的液体，在常温常压下，1 体积的水大约能溶解 700 体积的氨气。
氨气的沸点为－335℃，熔点为－777℃。
这使得氨气在常温下很容易气化，从而使其具有较强的挥发性。
氨气具有碱性，能与酸发生中和反应生成相应的铵盐。
二、氨气的制备方法1、工业制法工业上制取氨气主要采用哈伯法。
其反应原理是在高温高压和催化剂的作用下，氮气（N₂）和氢气（H₂）发生反应生成氨气。
化学方程式为：N₂＋ 3H₂⇌ 2NH₃（高温、高压、催化剂）。
这个反应是一个可逆反应，需要控制好反应条件以提高氨气的产率。
2、实验室制法在实验室中，通常使用氯化铵（NH₄Cl）和氢氧化钙 Ca(OH)₂混合加热来制取氨气。
化学反应方程式为：2NH₄Cl ＋ Ca(OH)₂＝CaCl₂＋ 2NH₃↑ ＋ 2H₂O 。
实验装置包括发生装置、收集装置和尾气处理装置。
发生装置采用固固加热型，收集氨气时要用向下排空气法，因为氨气的密度比空气小。
由于氨气有刺激性气味且对环境有污染，所以需要进行尾气处理，一般采用水或稀硫酸来吸收多余的氨气。
三、氨气的用途1、化工领域氨气是制造硝酸、铵盐和纯碱等化工产品的重要原料。
硝酸可以用于制造炸药、化肥等；铵盐广泛应用于农业作为氮肥；纯碱则在玻璃、造纸、纺织等工业中有着重要的用途。
2、制冷剂由于氨气易液化，气化时会吸收大量的热，所以氨气常被用作制冷剂，在大型冷库和工业制冷系统中发挥着重要作用。
3、农业领域氨气经过一系列化学反应可以制成氮肥，如尿素、碳酸氢铵等，为农作物提供氮元素，促进植物的生长和发育，提高农作物的产量和质量。
4、其他领域氨气还在医疗、制药、环保等领域有一定的应用。
例如，在某些医疗过程中用作消毒和杀菌；在环保方面，用于处理废水和废气中的有害物质。
四、氨气的危害与安全防护1、氨气的危害氨气具有强烈的刺激性气味，对人体的眼睛、呼吸道和皮肤有强烈的刺激和腐蚀作用。
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。
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。
制冷系统的“焓”、“熵”弄明白了吗？
制冷系统的“焓”、“熵”弄明白了吗？一、压焓图1焓是一种能量，用来表明制冷剂所处状态的热力状态参数，它表示制冷剂所具有总能量的大小；即：制冷剂的焓等于制冷剂内能与外能的总和（H=U+pV）。
焓用符号“h”或“i”表示，单位是“J/kg”或“kJ/kg”。
在热力学中，焓的物理意义是指在特定温度下物质所含有的热量。
在制冷过程中，制冷工质在系统中流动时，其内能和外功总是同时出现的，所以，引入“焓”这个状态参数，可以使热力计算得到简化：dQ =dh（式中Q为热量、h为焓、d为变量）焓是状态参数，只与系统的初、终状态有关而与过程无关。
例如：某一制冷剂由状态1（含热量为h1）通过吸热变化为状态2（含热量为h2），那么，其在吸热过程中所吸收的热量（热变量）dQ就是吸热前与吸热后两个状态点的焓差；即：dQ = h2– h1，而与吸热的过程没有关系。
2制冷系统热力计算——焓的使用上图为某制冷系统的压焓图，再来看看这些状态点的参数：那么制冷系统的单位制冷量我们就可以算出来了：如果有了制冷剂的流量，我们就可以计算出制冷系统的制冷量了。
二、温熵图1熵是一种用来表明制冷剂所处状态的热力状态参数，用符号“s”表示，单位“J/kg·K”或“kJ/kg·K”。
熵所描述的是在某一温度条件下制冷剂所具有的热量。
当制冷剂吸收热量时，熵值增大；制冷剂放出热量时，熵值减小；制冷剂既不吸热也不放热，熵值就不会变化。
压缩机在压缩的过程，是制冷剂从低压到高压的过程，此时的制冷剂既不吸热也不放热，所以压缩机的压缩过程是一个等熵压缩的过程。
制冷剂在状态变化过程中吸收或放出的热量“dQ”和此时制冷剂的热力学温度“T”的比值，就是熵的变化量，即：ds =dQ/T = s2–s1那么：dQ =ds·T =（s2–s1）T也就是说，物质吸收或放出的热量，等于物质的热力学温度和熵的变化量的乘积。
2制冷系统温-熵图： T-S 图制冷系统热力循环在T-S 图上的表示：压焓图曲线的含义可以用一点（临界点）、二线（饱和液体线、饱和蒸汽线）、三区（液相区、两相区、气相区）、五态（过冷液状态、饱和液状态、过热蒸汽状态、饱和蒸汽状态、湿蒸汽状态）和八线（等压线、等焓线、饱和液线、饱和蒸汽线、等干度线、等熵线、等比体积线、等温线）来概括。
关于焓和熵的概念
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。
热力学知识：热力学焓变和熵变
热力学知识：热力学焓变和熵变热力学是研究能量转化和传递的科学，其中热力学焓变和熵变是热力学中非常重要的概念。
本文将详细介绍热力学焓变和熵变的定义、计算方法以及应用。
一、热力学焓变热力学焓变是指在恒压下，物质从一个状态变为另一个状态时，物质的焓发生的变化。
定义公式为：ΔH = H₂ - H₁其中，ΔH表示焓变，H₁和H₂分别表示物质在状态1和状态2时的焓。
热力学焓变一般用于描述化学反应和物质相变过程中的能量变化。
化学反应中的能量变化常用焓变来描述，并且可以通过热化学方程式计算得到。
物质相变过程中，由于物质间的相互作用力导致物质的热力学状态发生变化，因此热力学焓变也是相变过程中一个非常重要的物理量。
二、热力学熵变热力学熵变是指在一个系统的温度和压力不变的情况下，其熵发生的变化。
定义公式为：ΔS = S₂ - S₁其中，ΔS表示熵变，S₁和S₂分别表示系统在状态1和状态2时的熵。
熵变的正负代表了系统对热量的吸收或者释放。
如果熵变为正值，则表示系统的熵增加，系统对热量的吸收增加了复杂性，失去了一部分的有序性；如果熵变为负值，则表示系统的熵减小，系统对热量的释放增加了有序性，也就是物质压缩或凝聚。
熵变在物理化学中有着广泛的应用。
例如，在相变过程中，熵变的正负会影响到相变的方向和速率。
在生物学中，熵变用于描述生命活动和热传递的复杂性。
三、焓变和熵变的关系热力学焓变和熵变在描述物质的状态变化时通常被一起使用。
由于焓变和熵变都可以描述物质状态变化的能量变化，因此它们的关系是非常密切的。
根据热力学基本方程：dH = TdS + VdP其中，dH表示微小的焓变，TdS表示熵的微小变化，VdP表示微小的体积变化，并且T为温度。
可以看出，焓变和熵变是相互联系的，因为两者都可以用于描述同一系统状态的变化。
四、结语综上所述，热力学焓变和熵变是热力学中非常重要的概念，它们可以用于描述化学反应、物质相变等过程中的能量和热力学性质的变化。
关于焓和熵的概念
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。
化学反应的热力学参数
化学反应的热力学参数在我们的日常生活和科学研究中，化学反应无处不在。
从食物的消化到工业生产中的大规模化学反应，了解化学反应的本质和规律对于我们控制和利用这些反应至关重要。
而化学反应的热力学参数就是帮助我们理解和预测化学反应能否发生、进行的方向以及反应限度的重要工具。
首先，让我们来了解一下什么是热力学参数。
热力学参数主要包括焓（H）、熵（S）和自由能（G）。
焓，简单来说，就是反应系统在恒压条件下的热量变化。
如果一个反应的焓变是负值，意味着反应放出热量，这被称为放热反应；反之，如果焓变是正值，反应吸收热量，就是吸热反应。
比如煤炭的燃烧就是一个典型的放热反应，它为我们提供了热能；而植物的光合作用则是吸热反应，它需要吸收太阳光的能量来将二氧化碳和水转化为有机物和氧气。
熵，反映的是系统的混乱程度。
一个系统越混乱，其熵值越大。
在化学反应中，如果生成物的混乱程度大于反应物，熵变就是正值；反之则为负值。
比如气体分子的扩散，气体从一个小空间扩散到一个大空间，分子的运动更加自由和混乱，熵增加。
自由能，是一个综合考虑了焓和熵的参数。
自由能的变化（ΔG）决定了一个化学反应能否自发进行。
如果ΔG ＜ 0，反应能够自发进行；如果ΔG ＝ 0，反应处于平衡状态；如果ΔG ＞ 0，反应不能自发进行，但在外界条件改变时，可能会发生。
接下来，我们看看这些热力学参数如何影响化学反应的方向和限度。
当一个反应的焓变和熵变都有利于反应进行时，比如一个放热且熵增的反应，它在任何温度下都能自发进行。
但如果一个反应是吸热且熵减的，那么在任何温度下它都不能自发进行。
而对于那些既有吸热又有熵增，或者既有放热又有熵减的反应，温度就成为了决定反应能否自发进行的关键因素。
例如，氯化铵分解为氨气和氯化氢的反应，在低温下，由于吸热导致焓变正值，熵增虽然使得熵变正值，但综合起来ΔG 为正，反应不能自发进行；但在高温时，熵增的影响变得更加重要，使得ΔG 变为负值，反应能够自发进行。
熵和焓的理解
熵entropy描述热力学系统的重要态函数之一。
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，熵为热力学第二定律提供了定量表述。
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Image:熵１.jpg ，式中 Image:熵２.jpgQ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Image:熵３.jpg表明存在着一个态函数熵，定义为Image:熵４.jpg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。