熵焓自由能
(完整word版)热力学与统计物理期末复习题
热力学统计物理1、请给出熵、焓、自由能和吉布斯函数的定义和物理意义解：熵的定义：S B−S A=∫dQT ⟹B A dS=dQT沿可逆过程的热温比的积分，只取决于始、末状态，而与过程无关，与保守力作功类似。
因而可认为存在一个态函数，定义为熵。
焓的定义：H=U+pV焓的变化是系统在等压可逆过程中所吸收的热量的度量。
自由能的定义：F=U−TS自由能的减小是在等温过程中从系统所获得的最大功。
吉布斯函数的定义：G =F+pV= U – TS + pV在等温等压过程中，系统的吉布斯函数永不增加。
也就是说，在等温等压条件下，系统中发生的不可逆过程总是朝着吉布斯函数减少的方向进行的。
2、请给出热力学第零、第一、第二、第三定律的完整表述解：热力学第零定律：如果两个热力学系统中的每一个都与第三个热力学系统处于热平衡(温度相同)，则它们彼此也必定处于热平衡。
热力学第一定律：自然界一切物体都具有能量，能量有各种不同形式，它能从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过程中能量的总和不变。
热力学第二定律：克氏表述：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；开氏表述：不可能从单一热源吸热使之完全变成有用的功而不引起其他变化。
热力学第三定律：能氏定理：凝聚系的熵在等温过程中的改变随热力学温度趋于零，即limT→0(∆S)T=0绝对零度不能达到原理：不肯能通过有限的步骤使一个物体冷却到热力学温度的零度。
通常认为，能氏定理和绝对零度不能达到原理是热力学第三定律的两种表述。
3、请给出定压热容与定容热容的定义，并推导出理想气体的定压热容与定容热容关系式：C p−C V=nR解：定容热容： C V=(ðUðT )V表示在体积不变的条件下内能随温度的变化率；定压热容：C p=(ðUðT )p−p(ðVðT)P=(ðHðT)P表示在压强不变的情况下的熵增；对于理想气体，定容热容C V的偏导数可以写为导数，即C V=dUdT（1）定压热容C p的偏导数可以写为导数，即C P=dHdT（2）理想气体的熵为 H=U+pV=U+nRT（3）由（1）（2）（3）式可得理想气体的定压热容与定容热容关系式：C p−C V=nR4、分别给出体涨系数α，压强系数β和等温压缩系数κT的定义，并证明三者之间的关系：α=κTβp解：体涨系数：α=1V (ðVðT)P，α 给出在压强不变的条件下，温度升高1 K所引起的物体的体积的相对变化；压强系数：β=1p (ðp ðT )v ，β 给出在体积不变的条件下，温度升高1 K 所引起的物体的体积的相对变化；等温压缩系数：κT =−1V (ðV ðp )T ，κT 给出在温度不变的条件下，增加单位压强所引起的物体的体积的相对变化；由于p 、V 、T 三个变量之间存在函数关系f （p ，T ，V ）=0，其偏导数存在以下关系：(ðV ðp )T (ðp ðT )v (ðT ðV )P =−1 因此α， β， κT 满足α=κT βp5、分别给出内能，焓，自由能，吉布斯函数四个热力学基本方程及其对应的麦克斯韦关系式解：内能的热力学基本方程：dU =TdS −pdV对应的麦克斯韦关系式：(ðT ðV )S =−(ðp ðS )V 焓的热力学基本方程：dH =TdS +Vdp对应的麦克斯韦关系式：(ðT ðp )s =(ðV ðS )p 自由能的热力学基本方程：dF =−SdT +Vdp对应的麦克斯韦关系式：(ðS ðV )T =(ðp ðT )V 吉布斯函数的热力学基本方程：dG =−SdT −pdV对应的麦克斯韦关系式： (ðS ðp )T =−(ðV ðT )p 6、选择T ，V 为独立变量，证明：C V =T (ðS ðT )V ，(ðU ðV )T = T (ðp ðT )V −p 证明：选择T ，V 为独立变量，内能U 的全微分为dU =(ðU ðT )V dT +(ðU ðV )T dV （1） 又已知内能的热力学基本方程 dU =TdS −pdV （2）以T ，V 为自变量时，熵S 的全微分为dS =(ðS ðT )V dT +(ðS ðV )T dV （3） 将（3）式代入（2）式可得dU =T (ðS ðT )V dT +[T (ðS ðV )T −P]dV （4） 将（4）式与（1）式比较可得C V =(ðU ðT )V =T (ðS ðT )V （5） (ðU ðV )T = T (ðp ðT )V −p （6） 7、简述节流过程制冷，气体绝热膨胀制冷，磁致冷却法的原理和优缺点解：节流过程制冷：原理：让被压缩的气体通过一绝热管，管子的中间放置一多孔塞或颈缩管。
化学热力学反应焓熵与自由能计算练习题
化学热力学反应焓熵与自由能计算练习题热力学是研究物质能量转化和能量转移规律的科学，是化学的重要分支之一。
在热力学中，焓、熵和自由能是描述化学反应系统热力学性质的重要参量。
本文将通过几个练习题来帮助读者理解热力学反应焓熵和自由能的计算方法。
题目一：计算反应焓变和反应熵变已知以下反应的化学方程式：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)根据该反应的化学方程式，我们可以列出反应物和生成物的化学计量数关系：反应物：H2(g) O2(g)生成物：H2O(l)根据热力学基本原理，该反应的焓变和熵变可以通过反应物和生成物的焓和熵之差来计算：ΔH = ΣH(生成物) - ΣH(反应物)ΔS = ΣS(生成物) - ΣS(反应物)根据热力学数据手册或其他可靠的来源，我们可以查到H2(g)、O2(g)和H2O(l)的标准焓变（ΔH°）和标准熵（ΔS°）值：H2(g)：ΔH° = 0 kJ/mol；ΔS° = 130.7 J/(mol·K)O2(g)：ΔH° = 0 kJ/mol；ΔS° = 205.2 J/(mol·K)H2O(l)：ΔH° = -285.8 kJ/mol；ΔS° = 69.9 J/(mol·K)代入以上数值，我们可以计算出反应的焓变和熵变：ΔH = 2 × ΔH°(H2O(l)) - 2 × ΔH°(H2(g)) - ΔH°(O2(g))= 2 × (-285.8 kJ/mol) - 2 × (0 kJ/mol) - 0 kJ/mol= -571.6 kJ/molΔS = 2 × ΔS°(H2O(l)) - 2 × ΔS°(H2(g)) - ΔS°(O2(g))= 2 × (69.9 J/(mol·K)) - 2 × (130.7 J/(mol·K)) - 205.2 J/(mol·K)= -327.8 J/(mol·K)题目二：计算反应标准自由能变化根据热力学基本关系式，反应的标准自由能变化（ΔG°）可以通过焓变和熵变来计算：ΔG° = ΔH° - TΔS°其中，ΔH°和ΔS°分别为反应的焓变和熵变，T为温度（K）。
熵焓自由能
熵焓自由能This model paper was revised by the Standardization Office on December 10, 2020熵、焓、自由能熵.熵：热量与温度之商乘坐熵，记作S。
S = Q / T .熵变; 熵的变化量称为熵变，记作ΔSΔS = ΔQ / T .Q 为系统吸收的热量，T为系统的温度。
熵变等于系统从热源吸收的热量与系统的热力学温度之比，可用于度量热量转变为功的程度。
熵表示热量转化为功的程度，也表示系统中的无序程度，1、熵越大，其做功能力下降，无序程度增加。
2、熵是表示物质系统状态的一个物理量，它表示该状态可能出现的程度。
、3、孤立体系（即绝热体系）中实际发生的过程必然要使它的熵增加。
4、对于纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零.：有两种表述形式。
表述1：不可能用有限个手段和程序使一个物体冷却到绝对温度零度。
表述2：一切纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零。
标准熵：1 mol物质在下所计算出的熵值，称标准摩尔熵，简称标准熵。
用ST q表示，单位：J·mol-1 ·K－1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，越大，结构越复杂，熵值越大；S qCuSO4(s) < S qCuSO4·H2O(s) < SqCuSO4·3H2O(s) < SqCuSO4·5H2O (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。
真空膨胀过程的功,热,内能,焓,熵,自由能的表达式
在真空膨胀过程中，考虑理想气体的情况下，可以得到以下表达式：
1. 功（Work）：
在真空膨胀过程中，由于系统对外做功，无外界对系统做功，因此外界对系统的功为负值。
功的表达式为：
\[W = -P_{\text{外}} \cdot \Delta V\]
其中，\(P_{\text{外}}\)为外界对系统施加的压强，\(\Delta V\)为系统体积的变化量。
2. 热（Heat）：
真空膨胀过程中没有与外界发生热交换，因此热的表达式为：
\[Q = 0\]
3. 内能（Internal Energy）：
内能的变化量可以通过热和功的关系求得：
\(\Delta U = Q + W = -P_{\text{外}} \cdot \Delta V\)
4. 焓（Enthalpy）：
在真空膨胀过程中，系统没有与外界发生热交换，因此焓的表达式为：\(H = U + PV = U\)
因为压强和体积都为零。
5. 熵（Entropy）：
在真空膨胀过程中，由于没有与外界发生热交换，系统的熵保持不变，即：
\(\Delta S = 0\)
6. 自由能（Free Energy）：
自由能的变化量可以通过熵和内能的关系求得：
\(\Delta F = \Delta U - T \cdot \Delta S = -P_{\text{外}} \cdot \Delta V\)
需要注意的是，以上的表达式仅适用于理想气体在真空中的膨胀过程。
对于其他系统或者考虑更多复杂的情况，表达式可能会有所不同。
反应的焓变、熵变和自由能变化的符号
一、概述在化学和物理学中，我们经常会遇到反应的焓变、熵变和自由能变化的概念。
这些物理量可以帮助我们理解化学反应和物质变化的过程。
在本文中，我们将深入探讨这些概念的符号表示及其意义。
二、焓变的符号表示1. 反应的焓变表示为ΔH，其中Δ表示变化。
2. 当ΔH为正值时，表示反应吸热；当ΔH为负值时，表示反应放热。
3. 焓是系统的热力学函数，表示系统的内能加上压力乘以体积的乘积。
焓变则表示反应前后系统焓的变化。
三、熵变的符号表示1. 反应的熵变表示为ΔS，其中Δ表示变化。
2. 当ΔS为正值时，表示系统的熵增加；当ΔS为负值时，表示系统的熵减少。
3. 熵是系统的无序程度的度量，熵变则表示反应前后系统熵的变化。
四、自由能变化的符号表示1. 反应的自由能变化表示为ΔG，其中Δ表示变化。
2. 当ΔG为负值时，表示反应是自发进行的，即反应是在标准状态下自发进行的；当ΔG为正值时，表示反应是不自发进行的；当ΔG为零时，表示反应处于平衡状态。
3. 自由能是系统可供做非体积功的能量，自由能变化则可以表示反应的驱动力及反应的方向。
五、结论通过以上的讨论，我们可以看出反应的焓变、熵变和自由能变化在化学和物理学中是非常重要的物理量。
它们可以帮助我们理解化学反应和物质变化的过程，指导我们进行实验和工程应用。
在实际应用中，我们可以根据反应的焓变、熵变和自由能变化来预测反应的进行性质，以及调控反应的方向和速率。
希望本文可以为大家对这些概念有一个更加清晰的认识。
六、参考资料1. Atkins P., de Paula J. Atkins' Physical Chemistry. Oxford University Press, 2006.2. Chang R. General Chemistry: The Essential Concepts. McGraw-Hill, 2010.七、深入探讨焓变、熵变和自由能变化的意义在化学和物理学领域中，焓变、熵变和自由能变化是研究化学反应和物质变化过程中的重要物理量。
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。
热力学熵变与自由能公式整理
热力学熵变与自由能公式整理热力学是研究能量转化和传递的科学分支。
其中，熵变和自由能是热力学中的重要概念，用于描述系统的变化和稳定性。
本文将对熵变和自由能公式进行整理，以帮助读者更好地理解和应用这些概念。
一、熵变公式熵是描述系统无序程度的物理量，熵的变化可以反映系统经历的过程中对无序程度的改变。
熵变的公式为：ΔS = S_final - S_initial其中，ΔS表示熵变，S_final表示系统在末态时的熵，S_initial表示系统在初态时的熵。
根据熵变公式，我们可以得出以下几点结论：1. 当系统的熵增加时，ΔS为正值；当系统的熵减少时，ΔS为负值。
这是因为自然趋向于无序的状态，系统向更无序的状态转变时，熵增加；系统向更有序的状态转变时，熵减少。
2. 对于可逆过程，系统的熵变为零。
可逆过程指的是系统在经历某个过程后能够回到初始状态，且不对外界造成影响。
由于可逆过程中系统的无序程度不变，所以熵变为零。
3. 对于不可逆过程，系统的熵变为正值。
不可逆过程指的是系统在经历某个过程后无法回到初始状态，且对外界造成影响。
由于不可逆过程中系统的无序程度增加，所以熵变为正值。
二、自由能公式自由能是描述系统在恒温、恒压条件下的稳定性的物理量。
自由能的公式为：G = H - TS其中，G表示系统的自由能，H表示系统的热力学焓，T表示系统的温度，S表示系统的熵。
根据自由能公式，我们可以得出以下几点结论：1. 自由能与系统的稳定性相关。
对于一个封闭系统，在恒温、恒压条件下，系统的稳定性与其自由能的大小有关。
自由能越小，系统越稳定。
2. 自由能的变化可以衡量系统在外界约束下的可逆功。
当系统发生变化时，自由能的变化量可以表示系统对外界进行的最大可逆功。
当自由能减少时，系统对外界做功；当自由能增加时，系统从外界吸收能量。
3. 自由能的单位为焦耳（J）。
在国际单位制中，自由能的单位为焦耳，它表示系统可以产生的最大可逆功。
三、熵变与自由能的关系熵变与自由能之间存在着密切的关系，它们可以通过以下公式相互关联：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示自由能的变化量，ΔH表示焓的变化量，ΔS表示熵变，T表示温度。
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。
热力学函数与物理化学平衡的自由能变化关系
热力学函数与物理化学平衡的自由能变化关系热力学是研究物质能量转化与传递规律的科学，而自由能则是描述物质在化学平衡条件下的稳定性的重要指标。
在热力学中，各种热力学函数如焓、熵和自由能之间存在密切联系，而它们与物理化学平衡的自由能变化之间也有着紧密的关系。
一、热力学函数及其关系在了解热力学函数与自由能变化关系之前，我们先了解一下常见的热力学函数。
1. 焓（enthalpy）焓是热力学函数之一，通常用H表示，它代表了物质在化学反应过程中吸热或放热的能力。
焓的变化（ΔH）等于化学反应系统吸收或释放的热量。
2. 熵（entropy）熵是物质无序程度的度量，用S表示，它反映了物质的分子状态和排列方式。
熵的变化（ΔS）描述了物质在反应过程中的无序程度变化。
3. 自由能（free energy）自由能是刻画物质在化学平衡条件下稳定性的函数，通常用G表示。
自由能包括起始物质的自由能（G1），终止物质的自由能（G2），以及反应的自由能变化（ΔG）。
自由能变化（ΔG）是判断化学反应是否自发进行的重要指标，当ΔG<0时，反应是自发进行的；当ΔG>0时，反应是不自发进行的；而当ΔG=0时，则系统处于热力学平衡态。
二、热力学函数与自由能变化关系热力学函数之间的变化与自由能变化之间有着紧密的联系。
以焓、熵和自由能为例，它们之间的关系可以通过以下方程来描述：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG为自由能变化，ΔH为焓的变化，T为温度，ΔS为熵的变化。
通过上述方程，我们可以总结以下几点：1. 在化学反应中，焓变化和熵变化对自由能变化有着直接影响。
焓变化（ΔH）为负且熵变化（ΔS）为正时，ΔG一定为负，反应是自发进行的。
反之，当ΔH为正且ΔS为负时，ΔG一定为正，反应是不自发进行的。
2. 温度也对自由能变化有着重要影响。
当ΔH和ΔS同时为正（或负）时，ΔG的正负取决于T的值。
当温度较低时，ΔG一定为正，反应不自发进行；而当温度较高时，ΔG一定为负，反应自发进行。
自由能-焓-熵
自由能-焓-熵吉布斯自由能吉布斯自由能（Gibbs free energy）在化学热力学中为判断过程进行的方向而引入的热力学函数。
又称自由焓、吉布斯自由能或自由能。
自由能指的是在某一个热力学过程中，系统减少的内能中可以转化为对外做功的部分。
自由能(free energy)在物理化学中，按照亥姆霍兹的定容自由能F与吉布斯的定压自由能G 的定义。
吉布斯自由能是自由能的一种。
吉布斯自由能又叫吉布斯函数，（英Gibbs free energy,Gibbs energy or Gibbs function; also known as free enthalpy）是热力学中一个重要的参量，常用G表示，它的定义是：G = U ? TS + pV = H ? TS，吉布斯自由能的微分形式是：dG = ? SdT + Vdp + μdN，其中μ是化学势，也就是说每个粒子的平均吉布斯自由能等于化学势。
提出：1876年美国著名数学物理学家，数学化学家吉布斯在康涅狄格科学院学报上发表了奠定化学热力学基础的经典之作《论非均相物体的平衡》的第一部分。
1878年他完成了第二部分。
这一长达三百余页的论文被认为是化学史上最重要的论文之一，其中提出了吉布斯自由能，化学势等概念，阐明了化学平衡、相平衡、表面吸附等现象的本质。
定义ΔG=ΔH－TΔS （Kj/mol)因为H、T、S均为状态函数，所以G为状态函数。
特点ΔG叫做吉布斯自由能变吉布斯自由能的变化可作为恒温、恒压过程自发与平衡的判据。
吉布斯自由能改变量。
表明状态函数G是体系所具有的在等温等压下做非体积功的能力。
反应过程中G的减少量是体系做非体积功的最大限度。
这个最大限度在可逆途径得到实现。
反应进行方向和方式判据。
等温公式吉布斯自由能随温度和压强变化很大。
为了求出非标准状况下的吉布斯自由能，可以使用范特霍夫等温公式：ΔG = ΔG0 + RT·ln Q其中，ΔG0是同一温度、标准压强下的吉布斯自由能，R是气体常数，Q是反应熵。
热力学知识：热力学熵和自由能
热力学知识：热力学熵和自由能热力学是研究热力学体系之间的关系以及变化规律的科学，在热力学中，熵和自由能是两个极为重要的概念。
一、热力学熵熵是描述某个热力学体系混乱程度的物理量，也是描述随机性、无序性、混乱程度的指标。
熵是热力学的基本概念之一，与能量、工作等一样重要。
熵的量纲是热力学温度的倒数，即J/K。
热力学熵可以用以下公式进行计算：∆S = ∫dQ/T其中，∆S表示热力学系统的熵量增加，dQ表示传入热力学体系的热量，T则表示温度。
对于一个封闭系统，其内部的熵增加必然大于等于0，也就是说，系统的熵总是趋向于增加。
这是热力学第二定律的重要表述，即熵的增加趋势是不可逆的。
二、热力学自由能热力学自由能是描述热力学体系与环境之间的稳定性的物理量。
在化学反应中，自由能差是描述化学反应是否会进行的一个重要指标。
自由能越小，反应越有可能进行。
热力学自由能可以用以下公式进行计算：G = H - TS其中，G为热力学自由能，H表示焓，S表示熵，T表示温度。
自由能的负数代表某个热力学体系与环境之间是稳定的，而正数则代表体系是不稳定的。
自由能也可以表示为一个函数的极小值：dG = 0即在热力学体系达到稳定状态时，热力学自由能取得最小值。
此时，热力学体系的熵也处于一个最大值。
三、热力学熵和自由能在化学反应中的应用在化学反应中，可以利用自由能差来判断某个反应是否会进行。
如果两个反应物在反应后的自由能值变小，代表反应是自发的，反之则反应不会进行。
在化学反应中，也可以通过改变反应条件（如温度、压力等），以改变反应前后的熵变和自由能变化。
可以通过分析热力学体系的熵和自由能的变化情况，了解反应过程中是否伴随着放热或者吸热等热现象。
总体来说，熵和自由能在热力学中起着至关重要的作用，熵代表混乱程度，自由能则代表热力学体系与环境之间的稳定性。
在化学反应中，通过分析熵和自由能的变化情况，可以了解反应过程中伴随的热现象和反应是否自发发生。
化学反应中的自由能与熵
化学反应中的自由能与熵化学反应是化学研究中的重点之一，反应的转化是由能量和熵变所决定的。
其中，自由能与熵是影响化学反应的重要因素。
本文将探讨化学反应中自由能与熵的关系。
一、化学反应的自由能自由能是用来描述化学反应能否进行的物理量。
它的符号为G，表示系统的化学势，它是能量（H）的一部分，还包括熵（S）的贡献。
自由能变化量ΔG表示反应可逆的方向，若ΔG < 0则反应不可逆的方向。
化学反应的自由能变化ΔG可以根据Gibbs自由能方程进行计算，即ΔG = ΔH - TΔS（其中T表示温度，ΔH表示焓变化，ΔS表示熵改变），如果ΔG > 0，则反应不能自发进行，反之则反应可自发进行。
二、化学反应的熵改变熵是描述系统无序度的物理量，也就是描述分子运动状态的一个量。
在化学反应中，分子之间的相互作用会发生改变，产生新的物质，化学键的创造和断裂会引起分子的无序程度的改变，而熵改变ΔS就是反应物到产物的无序度变化。
化学反应的自由能变化ΔG是由能量变化和熵改变共同决定的。
ΔG = ΔH - TΔS。
对于吸热反应，由于吸收的热能增加了产物的无序度，因此ΔS对应为正值。
而如果反应受热，会使反应物的无序程度增加，此时ΔS为负数。
化学反应的熵改变与温度也有关，温度越高，分子的无序程度越高，ΔS值也相应的增加。
三、自由能与反应速率在化学反应的过程中，自由能与反应速率也是密切相关的。
在活化能达到一定程度的情况下，反应速率受到自由能和温度的影响。
当ΔG 除以T 的比值（ΔG/T）越大，反应速率就越慢。
这是因为高自由能状态需要更多的能量来激发发生反应，而ΔG/T越大，代表高能状态需要越大的能量来进行转化，在常温下，自由能高的物质稳定性也更强，因此，较高的自由能会抑制反应速率。
四、自由能与反应平衡在平衡状态下，反应的自由能ΔG等于零。
在反应过程中，如果ΔG值为正数，代表反应不可逆的方向，若ΔG值变小，反应的可逆性就会得以提高，从而达到平衡。
热力学中的熵变与自由能公式整理
热力学中的熵变与自由能公式整理热力学是一门研究能量转移和转化规律的学科，而熵变和自由能是热力学中重要的概念。
本文将对熵变与自由能的公式进行整理与探讨。
一、熵变（ΔS）的概念与计算公式熵是热力学中的一种状态函数，它是表示系统无序程度的物理量。
熵的变化是指在热力学过程中，系统的无序程度发生的变化。
这种变化是熵变（ΔS），其计算公式为：ΔS = S_final - S_initial其中，S_final表示系统最终状态的熵，S_initial表示系统初始状态的熵。
熵变的单位是焦耳/开尔文（J/K）。
二、自由能（G）的概念与计算公式自由能是描述系统在恒定温度和压力下可做的最大非体积功的物理量。
它包括自由能的熵部分和非体积功部分。
自由能的计算公式为：G = H - TS其中，G表示系统的自由能，H表示系统的焓，T表示系统的温度，S表示系统的熵。
三、熵变与自由能的关系熵变与自由能有着密切的关系。
根据熵变的定义以及自由能的计算公式，我们可以推导出以下关系：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示系统的自由能变化，ΔH表示系统的焓变，T表示系统的温度，ΔS表示系统的熵变。
这个公式被称为吉布斯自由能方程。
四、熵变与可逆过程在可逆过程中，系统的熵变可以通过以下公式计算：ΔS = Q_rev/T其中，Q_rev表示可逆过程中系统吸收的热量，T表示系统的温度。
这个公式表明，在可逆过程中，系统的熵变正比于系统吸收的热量，并与系统的温度成反比。
五、熵变与自由能的应用熵变和自由能的概念与公式在热力学中有着广泛的应用。
它们可以用来判断化学反应的方向性和行进程度。
当ΔG小于0时，系统为自发过程，反应向正向进行；当ΔG等于0时，系统处于平衡状态；当ΔG大于0时，系统反应不利，需要外界输入能量才能进行。
另外，熵变和自由能还可以用于计算混合热力学过程中的熵变和自由能变化，以及计算化学反应的平衡常数等。
总结：熵变和自由能是热力学中重要的概念和物理量。
热力学与统计物理期末复习题
热力学统计物理1、请给出熵、焓、自由能和吉布斯函数的定义和物理意义解：熵的定义：S B−S A=∫dQT ⟹B A dS=dQT沿可逆过程的热温比的积分,只取决于始、末状态,而与过程无关，与保守力作功类似。
因而可认为存在一个态函数，定义为熵。
焓的定义：H=U+pV焓的变化是系统在等压可逆过程中所吸收的热量的度量。
自由能的定义：F=U−TS自由能的减小是在等温过程中从系统所获得的最大功.吉布斯函数的定义：G =F+pV= U – TS + pV在等温等压过程中,系统的吉布斯函数永不增加。
也就是说,在等温等压条件下,系统中发生的不可逆过程总是朝着吉布斯函数减少的方向进行的。
2、请给出热力学第零、第一、第二、第三定律的完整表述解：热力学第零定律：如果两个热力学系统中的每一个都与第三个热力学系统处于热平衡(温度相同）,则它们彼此也必定处于热平衡.热力学第一定律：自然界一切物体都具有能量，能量有各种不同形式，它能从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过程中能量的总和不变。
热力学第二定律:克氏表述：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;开氏表述:不可能从单一热源吸热使之完全变成有用的功而不引起其他变化。
热力学第三定律：能氏定理：凝聚系的熵在等温过程中的改变随热力学温度趋于零，即limT→0(∆S)T=0绝对零度不能达到原理：不肯能通过有限的步骤使一个物体冷却到热力学温度的零度。
通常认为，能氏定理和绝对零度不能达到原理是热力学第三定律的两种表述。
3、请给出定压热容与定容热容的定义,并推导出理想气体的定压热容与定容热容关系式：C p−C V=nR解：定容热容: C V=(ðUðT )V表示在体积不变的条件下内能随温度的变化率;定压热容:C p=(ðUðT )p−p(ðVðT)P=(ðHðT)P表示在压强不变的情况下的熵增；对于理想气体，定容热容C V的偏导数可以写为导数，即C V=dUdT（1）定压热容C p的偏导数可以写为导数，即C P=dHdT(2）理想气体的熵为 H=U+pV=U+nRT (3）由（1)（2）（3）式可得理想气体的定压热容与定容热容关系式：C p−C V=nR4、分别给出体涨系数α，压强系数β和等温压缩系数κT的定义,并证明三者之间的关系：α=κTβp解:体涨系数:α=1V (ðVðT)P，α 给出在压强不变的条件下，温度升高1 K所引起的物体的体积的相对变化;压强系数：β=1p (ðp ðT )v ，β 给出在体积不变的条件下，温度升高1 K 所引起的物体的体积的相对变化；等温压缩系数：κT =−1V (ðV ðp )T ,κT 给出在温度不变的条件下，增加单位压强所引起的物体的体积的相对变化；由于p 、V 、T 三个变量之间存在函数关系f （p ,T ，V ）=0，其偏导数存在以下关系：(ðV ðp )T (ðp ðT )v (ðT ðV )P =−1 因此α， β, κT 满足α=κT βp5、分别给出内能，焓，自由能，吉布斯函数四个热力学基本方程及其对应的麦克斯韦关系式解:内能的热力学基本方程：dU =TdS −pdV对应的麦克斯韦关系式：(ðT ðV )S =−(ðp ðS )V 焓的热力学基本方程:dH =TdS +Vdp对应的麦克斯韦关系式:(ðT ðp )s =(ðV ðS )p 自由能的热力学基本方程:dF =−SdT +Vdp对应的麦克斯韦关系式：(ðS ðV )T =(ðp ðT )V 吉布斯函数的热力学基本方程：dG =−SdT −pdV对应的麦克斯韦关系式： (ðS ðp )T =−(ðV ðT )p 6、选择T ，V 为独立变量，证明：C V =T (ðS ðT )V ,(ðU ðV )T = T (ðp ðT )V −p 证明:选择T ，V 为独立变量，内能U 的全微分为dU =(ðU ðT )V dT +(ðU ðV )T dV （1） 又已知内能的热力学基本方程 dU =TdS −pdV （2）以T ，V 为自变量时，熵S 的全微分为dS =(ðS ðT )V dT +(ðS ðV )T dV （3） 将（3）式代入（2)式可得dU =T (ðS ðT )V dT +[T (ðS ðV )T −P]dV （4） 将（4)式与（1）式比较可得C V =(ðU ðT )V =T (ðS ðT )V （5) (ðU ðV )T = T (ðp ðT )V −p （6） 7、简述节流过程制冷，气体绝热膨胀制冷，磁致冷却法的原理和优缺点解：节流过程制冷:原理:让被压缩的气体通过一绝热管,管子的中间放置一多孔塞或颈缩管。
化学反应中的熵和自由能变化
化学反应中的熵和自由能变化在化学领域中，熵（entropy）和自由能变化（free energy change）是研究化学反应和化学平衡的重要参数。
熵是描述物质的无序程度的物理量，而自由能则是描述反应体系能量状态的指标。
本文将详细探讨化学反应中的熵和自由能变化的原理和应用。
1. 熵的概念和意义熵是热力学中的基本概念之一，它用来描述一个系统的无序程度。
在化学反应中，熵的变化可以帮助我们理解反应的趋势和过程。
当一个系统的熵增加时，系统的无序程度增加，反应趋向于更为自由和无序的状态。
反之，熵减少则意味着系统趋向于有序和组织化的状态。
2. 熵的计算和单位熵的计算可以通过计算系统的状态数来实现。
在微观层面上，一个系统的状态数是指能满足它的宏观观测参数的微观排列数。
根据热力学基本关系，熵的计算公式为ΔS = k ln(W)，其中ΔS表示熵的变化，k 是玻尔兹曼常数，W是系统的状态数。
熵的单位为焦耳/开尔文（J/mol·K）。
3. 熵和化学反应化学反应中，熵的变化可以通过计算不同反应物和产物的熵之差来评估。
一般而言，物质的气相状态的熵大于液相状态的熵，而固相的熵则相对较小。
根据熵的变化，我们可以判断一个反应是自发进行还是需要外界的干预。
当ΔS > 0 时，反应的熵增加，反应是自发的；当ΔS < 0 时，反应的熵减少，反应需要外界的干预或能量输入。
4. 自由能变化和化学反应自由能变化是描述化学反应发生方向和驱动力的参数。
自由能变化可以通过计算反应物和产物的自由能之差来评估。
根据自由能变化，我们可以预测反应的方向和判断反应的可逆性。
根据吉布斯自由能变化的公式，ΔG = ΔH - TΔS，其中ΔG表示自由能变化，ΔH为焓变化，T为反应温度，ΔS为熵变化。
当ΔG < 0 时，反应是自发进行的；当ΔG > 0 时，反应需要外界的干预才能发生；当ΔG = 0 时，反应处于平衡状态。
5. 应用案例：溶解反应溶解反应是化学中常见的反应类型之一。
热力学中的反应焓熵和自由能变化
热力学中的反应焓熵和自由能变化在热力学中，反应焓熵和自由能变化是描述化学反应性质和方向的重要概念。
这些变化量可以帮助我们理解反应是否会发生以及反应发生的驱动力。
本文将介绍反应焓熵和自由能变化的概念、意义以及它们在化学反应中的应用。
一、反应焓变反应焓变（ΔH）是反应过程中吸热或放热的量的度量。
它表示与反应相关的热量的变化。
当一个化学反应发生时，反应物和生成物之间的化学键会被破裂和形成，伴随着能量的吸收或释放。
这些能量变化会导致反应体系整体的热能变化。
ΔH的正负号表示反应是吸热还是放热。
当ΔH为正时，表示反应是吸热的，需要外界提供热量使反应进行。
反之，当ΔH为负时，表示反应是放热的，反应体系释放热量给周围。
反应焓变与反应的放热或吸热性质密切相关，它能够帮助我们预测反应的热学性质。
二、反应熵变反应熵变（ΔS）是反应体系在发生化学反应时，由于微观状态的改变所引起的混乱程度的度量。
熵是描述系统无序程度的物理量，生活中常常用来表示混乱程度。
在化学反应中，反应物分子的排列和结构发生变化，导致了体系的无序程度的变化。
ΔS的正负号表示反应体系的熵变。
当ΔS为正时，表示反应体系变得更加无序，混乱程度增加。
例如，当固体溶解成液体或气体时，颗粒的无序程度增加，ΔS就是正值。
当ΔS为负时，表示反应体系变得更加有序，混乱程度减小。
例如，气体凝聚为液体或固体时，粒子的无序程度减小，ΔS为负值。
反应熵变可以帮助我们理解反应过程中的混乱程度的变化，进而判断反应是否会自发进行。
三、反应自由能变反应自由能变（ΔG）是判断化学反应是否自发进行的重要指标。
自由能是热力学中的重要函数，用来描述体系的稳定性和可逆性。
在化学反应中，ΔG表示反应体系从非平衡状态转变为平衡状态时随之发生的能量变化。
反应自由能变与反应的方向相关。
当ΔG为负时，表示反应是自发进行的，反应体系的自由能降低，趋向于平衡。
反之，当ΔG为正时，表示反应不自发进行，需要外界施加能量来推动反应。
化学反应的热力学分析：焓变、熵变和自由能变化
热力学是研究能量转化的科学领域，而热力学分析则是分析化学反应中能量的变化情况。
在化学反应中，焓变、熵变和自由能变化是热力学分析的重要内容。
焓变是指化学反应在常压下吸热或放热的过程。
焓变的数值等于反应物和生成物焓的差值，用ΔH表示。
ΔH为正值时，表示吸热反应，反应物的能量低于生成物；ΔH为负值时，表示放热反应，反应物的能量高于生成物。
焓变的大小直接影响反应的放热或吸热程度以及反应速率。
在实际应用中，通过测量反应物和生成物的温度变化得到焓变的估计值。
熵变是指化学反应中系统的混乱程度的变化。
它与反应物和生成物的组态数和排列方式有关，用ΔS表示。
ΔS为正值时，表示反应使系统的混乱程度增加，反应偏向熵增的方向；ΔS为负值时，表示反应使系统的混乱程度减少，反应偏向熵减的方向。
熵变与温度密切相关，一般情况下，熵变的数值与温度成正比。
熵变的测定方法相对复杂，常见的方法是通过比较标准态和非标准态的熵值差得到。
自由能变化是指化学反应中系统能够做的非体积功。
自由能变化有两个重要的热力学参数，即ΔG和ΔG0。
ΔG是在任意温度、任意压力下计算的自由能变化，而ΔG0是在标准状况下计算的自由能变化。
ΔG的数值等于ΔH减去TΔS （其中T为温度），即ΔG=ΔH-TΔS。
当ΔG为负值时，表示反应是自发的，反应能够进行；当ΔG为正值时，表示反应是不自发的，反应不会发生；当ΔG为零时，表示反应处于平衡态。
ΔG0可以通过模拟实验获得，从而判断反应是否自发发生。
化学反应的热力学分析对于了解反应的能量变化以及反应的发生性质至关重要。
通过热力学分析，可以判断反应是放热还是吸热，反应发生的驱动力是内能变化还是熵变化，以及反应是自发的还是不自发的。
这些信息对于优化反应条件、节约能源以及设计和改进化学工艺具有重要指导意义。
总之，化学反应的热力学分析是研究化学反应中能量变化的重要手段。
焓变、熵变和自由能变化是热力学分析的核心内容。
通过热力学分析，可以对反应的能量变化进行定量分析，从而探索反应的发生性质及其驱动力，为化学研究和应用提供重要的理论指导。
热力学熵变与自由能变化
热力学熵变与自由能变化热力学是研究能量转化和能量传递规律的科学，而熵变与自由能变化是热力学中非常重要的概念。
本文旨在介绍熵变与自由能变化的含义、计算方法以及与化学反应相关的应用。
一、熵变的含义与计算方法熵（Entropy）是热力学中一个重要的状态函数，用来描述系统的无序程度。
熵的变化可以通过熵的差值来计算。
对于一个孤立系统，在一个循环或者一个自发过程中，熵的变化为零。
而对于一个开放系统，其熵的变化则有分之多少热量与温度有关。
熵变（ΔS）是指系统在一个过程中熵的变化。
对于可逆过程而言，熵变可以通过以下公式求得：ΔS = ∫ (dQ / T)其中，ΔS表示系统的熵变，dQ表示系统吸收或者放出的热量，T为系统的温度。
需要注意的是，该公式只适用于可逆过程，对于不可逆过程，我们需要采用熵的不等式来计算熵变。
二、自由能变化的含义与计算方法自由能（Free Energy）是描述系统在一定温度下可利用的能量，自由能变化可以用来预测反应的进行方向及反应条件的影响。
自由能变化的计算可以通过以下公式得到：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示系统自由能的变化，ΔH为系统的焓变化，ΔS为系统的熵变化，T为系统的温度。
当ΔG小于零时，表示反应是自发进行的；当ΔG等于零时，反应处于平衡状态；而当ΔG大于零时，反应是不可逆的。
三、熵变与自由能变化的化学应用熵变与自由能变化在化学反应中有着重要的应用。
化学反应的进行方向可以通过自由能变化来预测。
当ΔG小于零时，反应会向生成物的方向进行；当ΔG大于零时，反应会向反应物的方向进行；而当ΔG等于零时，反应处于平衡状态。
化学反应在一定的温度下，熵的变化对自由能变化有着重要的影响。
当熵变（ΔS）为正值时，即系统的无序程度增加，反应的自由能变化（ΔG）更容易小于零，反应更容易发生。
相反，当熵变（ΔS）为负值时，系统的无序程度减少，反应的自由能变化（ΔG）更容易大于零，反应更不容易发生。
总结：热力学熵变与自由能变化是热力学的重要概念，它们描述了系统在一个过程中的无序程度以及可利用的能量。
熵焓自由能
熵.熵：热量与温度之商乘坐熵，记作S。
S=Q/T.熵变;熵的变化量称为熵变，记作ΔSΔS=ΔQ/T.Q为系统吸收的热量，T为系统的温度。
熵变等于系统从热源吸收的热量与系统的热力学温度之比，可用于度量热量转变为功的程度。
熵表示热量转化为功的程度，也表示系统中的无序程度，1、熵越大，其做功能力下降，无序程度增加。
2、熵是表示物质系统状态的一个物理量，它表示该状态可能出现的程度。
、3、孤立体系（即绝热体系）中实际发生的过程必然要使它的熵增加。
4、对于纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零.热力学第三定律：有两种表述形式。
表述1：不可能用有限个手段和程序使一个物体冷却到绝对温度零度。
表述2：一切纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零。
标准熵：1mol物质在标准状态下所计算出的熵值，称标准摩尔熵，简称标准熵。
用STq表示，单位：J·mol-1·K－1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；STq(g)>STq(l)>STq(s)SqH2O(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；SqO2(g)<SqO3(g)SqNO(g)<SqNO2(g)<SqN2O4(g)SqCH2=CH2(g)<SqCH3-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；SqCH3Cl(g)<SqCH2Cl2(g)<SqCHCl3(g)(4)同一类物质，摩尔质量越大，结构越复杂，熵值越大；SqCuSO4(s)<SqCuSO4·H2O(s)<SqCuSO4·3H2O(s)<SqCuSO4·5H2O(s)SqF2(g)<SqCl2(g)<SqBr2(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。
焓熵自由能
V
S (V
)
T
• 1.3 自由能作为热力学函数
d) 系统自由能的减少是在等温过程中系统对外所能作的最
大功（最大功定理）
• 热二定律 TdS dU W • 等温过程 d(TS) dU W
W d(U TS)
W（对外做功） dF（自由能减小）
e) 对于给定(T, V)的系统，自由能最低是热力学平衡态的判 据
• 上面公式给出 dF W
• 等容条件下做功为零（只有体积变化功的情况） 故
dF 0
自由能的讨论1：朗道连续相变理论
自由能的讨论2：内能和熵的竞争
• 由前面得到的关系
T
U S
V
• 等容条件下熵大意味着内能 H
V
p
T
p
S
（5）麦克斯韦关系（二阶关系）
T
p
S
(V ) S p
p T
V
S (V
)
T
p S V
T
T
• 故可以将(U, V)当做熵作为热力学函数的自变量
b) 把S( U, V) 作为热力学函数，则它已经包含了热力学平衡 态的全部信息：
• 一阶导数
1 T
S U
V
p T
S V
U
单原子理想气体
应用前面的关系可得：
如果S不是以(U, V)为自变量，那么这个函数不能给出平衡态 的全部信息。
• 自由能 F = U – T S 最小意味着内能尽可能小但同时熵尽可能 大，两者是不能同时满足的，需有取舍
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熵、焓、自由能熵.熵：热量与温度之商乘坐熵，记作S。
S = Q / T .熵变; 熵的变化量称为熵变，记作ΔSΔS = ΔQ / T .Q 为系统吸收的热量，T为系统的温度。
熵变等于系统从热源吸收的热量与系统的热力学温度之比，可用于度量热量转变为功的程度。
熵表示热量转化为功的程度，也表示系统中的无序程度，1、熵越大，其做功能力下降，无序程度增加。
2、熵是表示物质系统状态的一个物理量，它表示该状态可能出现的程度。
、3、孤立体系（即绝热体系）中实际发生的过程必然要使它的熵增加。
4、对于纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零.：有两种表述形式。
表述1：不可能用有限个手段和程序使一个物体冷却到绝对温度零度。
表述2：一切纯物质的晶体，在热力学零度时，熵为零。
标准熵：1 mol物质在下所计算出的熵值，称标准摩尔熵，简称标准熵。
用ST q 表示，单位：J·mol-1 ·K－1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，越大，结构越复杂，熵值越大；S qCuSO4(s) < S qCuSO4·H2O(s) < SqCuSO4·3H2O(s) < SqCuSO4·5H2O (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。
反应熵变的计算公式一般地，对于标准状态下的反应：m A + n B =x C + y D熵变 =(x × C 的标准熵 + y × D的标准熵)-(m × A的标准熵+ n × B的标准熵)= [x Sq,C + y Sq,D] – [m Sq,A + n Sq,B]热力学第二定律：孤立体系（即绝热体系）的自发过程是体系熵增加的过程，即：状态1 变化为状态I2，△S = S2 – S1 .△S > 0，过程自发进行；△S < 0，逆过程自发进行；△S = 0，平衡状态化学反应的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。
例3、计算反应203=302在298K时的△rSm一。
【解】查表得Sm=Sm=△rSm一=3Sm-2Sm=3=答该反应的标准摩尔熵变为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。
熵的影响因素1)熵与物态有关:对同一物质,其固态的熵值小于液态的熵小于气态的熵，即S固<S液<S气.2) 熵与分子的组成有关:对不同的物质,其组成分子越复杂,熵就越大.而简单分子的熵值一般较小.3) 熵与体系物质的量n有关:体系的n值越大,其熵值越大.4) 熵与温度有关:熵随着体系温度的升高而增大.5) 熵与压力有关:随着体系压力的加大,熵值减小.因为压力加大,体系的有序程度加大,则熵就减小.2. 化学反应熵变的大小1) 熵变(ΔS)与体系中反应前后物质的量的变化值有关:a. 对有气体参加的反应:主要看反应前后气体物质的量的变化值即Δn(g),Δn(g)正值越大,反应后熵增加越大;Δn(g)负值越大,反应后熵减越多。
b. 对没有气体参加的反应:主要看各物质总的物质的量的变化值即Δn(总),Δn(总)正值越大,熵变正值越大;Δn(总)负值绝对值越大,熵变也是负值的绝对值越大,但总的来说熵变在数值上都不是特别大.2) 熵变(ΔS)值随温度的改变变化不大,一般可不考虑温度对反应熵变(ΔS)的影响.3) 熵变(ΔS)值随压力的改变变化也不大,所以可不考虑压力对反应熵变的影响.焓焓是一个，也就是说，系统的状态一定，焓的值就定了。
焓的定义式（物理意义）是这样的：H =U +PV。
其中U表示，也称为(Internal Energy)，即系统内部的所有能量；P是系统的(Pressure)，V是系统的体积(Volume) 。
焓变焓变(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：表示一个系统中的热力作用，等于该加上其体积与外界作用于该系统的压力的乘积的总和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能否发生的重要因素之一，另一个是。
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。
相关知识在了解焓变时我们需要弄清、热力学能和：分子的热运动1827年，植物学家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的撞击引起的。
于是这种运动叫做布朗运动，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。
热力学能在热学中，、、和原子团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。
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，即化学上所说的分子间作用力（）。
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，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，叫做。
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。
物体中所有分子做热运动的动能和分子势能的总和叫做物体的热力学能，也叫做内能。
热力学能与动能、势能一样，是物体的一个状态量。
初中我们学过，改变物体内能的方式有两个：和。
一个物体，如果它跟外界不发生，也就是它既没有吸收热量也没有放出热量，则外界对其做功等于其热力学能的增量：ΔU1=W如果物体对外界做功，则W为负值，热力学能增加量ΔU1也为负值，表示热力学能减少。
如果外界既没有对物体做功，物体也没有对外界做功，那么物体吸收的热量等于其热力学能的增量：ΔU2=Q如果物体放热，则Q为负值，热力学能增加量ΔU2也为负值，表示热力学能减少。
一般情况下，如果物体跟外界同时发生做功和热传递的过程，那么物体热力学能的增量等于外界对物体做功加上物体从外界吸收的热量，即：ΔU=ΔU1+ΔU2=Q+W热力学第一定律体积功：是系统由于体积改变而与环境交换的能量称为体积功。
PW体积 = V dV注意：公式中的P指的是外界压强,有时称作外界压力。
因为热力学能U是状态量，所以得到：热力学第一定律：ΔU=ΔU末态-ΔU初态 = Q + W= 系统从外界吸收的热量(Q ) + 外界对系统做的功(W) 化学反应都是在一定条件下进行的，其中以恒容与恒压最为普遍和重要。
1、在密闭容器内的化学反应就是恒容过程。
因为系统体积不变，而且系统只对外做体积功。
由于是恒容过程，所以 W体积=0，，那么W =- W体积 = 0 。
代入热力学第一定律表达式得：Q = ΔU它表明恒容过程的系统吸收的热量等于系统热力学能的变化，也就是说，只要确定了过程恒容和系统只对外做体积功的特点，Q就只决定于系统的初末状态。
2、在敞口容器中进行的化学反应就是恒压过程。
所谓恒压是控制系统的压强P等于环境压强P外，并保持恒定不变，即P=P外=常数。
由于过程恒压和系统只对外做体积功，所以：W= - W体积=-P外(V2-V1)=-(P2V2-P1V1) .其中W为外界对系统做的功，W体积为系统对外做的功（即体积功）。
W= - W体积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。
将其代入热力学第一定律表达式得：Q = ΔU - 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。