对熵变和焓变的认识
对熵变和焓变的认识
您对反应方向一课的核心概念焓变和熵变是怎样认识的？
自发反应从字面上看，自发反应就是能够自动进行的反应，但确切一点应该这么说，在一定的条件下（如一定的温度压力的条件下），反应能够靠体系自身的力量而不借助于外力，譬如光电等能量的影响，而能够自动进行的反应叫自发反应。也就是说自发反应一定考虑到条件，因为某个条件下不是自发的反应，换了另一个条件可能就是自发的了。所以我认为对自发反应的理解有两点很关键，一个是不借助于外力靠自身的能力来进行的反应；第二个一定要指明是在什么方向上自发或者不自发，这两个条件是判断自发反应的基础条件
对于反应的方向，假如说一个反应我们已经判断了它是可以正向自发的，那也只是说判断了它有朝这个方向进行的一个趋势而已，而未必说我们真正的就能够看到这个反应发生了、有产物生成了，因为反应的发生、产物的生成可能还涉及到动力学的速率问题以及平衡问题。我认为判断一个反应能够自发进行，并不见得它一定发生。譬如氢气加氧气在热力学上是自发反应，但是在常温常压下面，我们把氢气氧气放一起，几乎不会发生反应，说明真正能够实际进行这个反应还要一定的条件，譬如说水能从高处往低处流，但是未必见得水一定从高处往低处流，比如我们可以用盆把水从地处端到高处。
焓变和熵变这两个概念比较抽象的，在理解的时候应该注意:
1.焓跟熵是反应方向的两个影响因素，焓呢比较多的从能量角度来考虑，熵呢就比较从无序跟有序的角度来考虑，将这两个因素结合起来才能构成对化学反应方向的判据，单凭一个因素往往不足以肯定这个反应是不是自发的。所以我们在书上讲的是△H-T△S，实际上是这样的，我们的课标里面没有引入自由能这个概念，实际上△H-T△S就是△G，也就是自由能的改变量，自由能降低的方向也就是化学反应发生的方向，自由能，是物质的化学反应能力的一种体现。熵因素和焓因素结合在一起就是自由能，自由能是物质进行化学变化的方向的一种度量。此外，自由能虽然带一个“能”字，但是它跟我们通常讲的光能、热能、电能是不一样的，它不是一种单纯的能量形式。它是综合了能量即△H和体系的混乱度即△S这样两个因素在一起之后的一个综合的指标。
2.我们不能介绍更深层次的熵的问题，所以，形象的来说熵变就是混乱度；熵增加的方向就是混乱度增变大的方向，那么这样说起来大家似乎容易理解，但实际上混乱度这个词还有点不好理解，混乱度实际上就是均匀程度，混乱度最大就是最均匀。通常大家以为均匀跟混乱度好像是完全相反，实际上均匀就是混乱度，任何一个体系均匀了，就是混乱度最大了，过去同学们都不太理解这个问题。譬如我们把一滴墨水滴到水里头去最后变成均匀了，那就是熵增加了、混乱度增加了，变化的方向是指由不均匀到均匀、由有序到无序，所以熵变的方向实际上预示着熵增加的方向就是由有序到无序、由比较不乱到很混乱的变化，我认为从这个角度理解熵可能比较现实一些。而实际上熵的概念要比我们现在的理解更宽泛，但是在高中教材
里面不能把它展开的太多，所以我们只是引入熵的概念，在以后适当机会还可以更深入的来探讨。
3.从热力学角度看可逆反应和不可逆反应的本质区别到底在哪儿？从中
学教学的角度来说，把可逆、不可逆看成一个方向问题比较好。可逆反应是什么呢?就是在正向跟逆向同时都能进行的反应；不可逆反应就是只能单向进行的反应。在高中教学里头我觉得谈到这个程度就够了，但是实际上可逆和不可逆在热力学里面有更深的意思，譬如进行的方向、进行的过程中间，可逆反应有它特定的条件，同样的反应，可以按可逆方式进行，也可以按不可逆方式进行，这个在高中就不再深入的探讨。譬如氢气加氧气虽然是可逆反应，但是当它们以爆炸方式进行时是不可逆的，当它们以可逆电磁方式进行时，比如氢氧燃料电池是就是以可逆方式进行的。所以我认为在高中教学中只要强调方向就够了，不要去探究过程中间的每一个细节，因为可逆不可逆要考虑到这个反应的细节。因为化学反应有两类，一类是达到一定的平衡再不能进行下去了。一类是永远进行下去直到反应物全部反应掉，这个实际上是不可逆的反应——单向进行的反应。那么我们所说的平衡都是指双向进行的反应达到的一种状态叫化学平衡。以合成氨为例，我们从热力学上判断这是一个自发反应，同时这又是一个可逆反应。按照可逆反应的定义，在中学里边可逆反应的定义就是在相同条件下能同时向正反两个方向发生的反应，那么，在相同的条件下能生成氨，氨也能够分解。可是按照这个反应方向的判断出来，如果生成氨的方向是能够自发进行的，那反过来把数据带进去，在相同条件下的氨分解的△G就是大于零的，就不能自发进行了。这种观点把热力学跟动力学混淆起来了。
我们说合成氨是可逆反应，是指氮跟氢可以变成氨，在同样的条件下，氨也可以分解成氮跟氢，这是一个反应的趋势。但是这个反应到底以什么样的速率进行呢？不知道。我们所说的合成氨是指氮跟氢反应的倾向比氨分解成氮跟氢的倾向比较起来，前者占主导地位，这时反应处在不平衡状态，氮跟氢合成氨，而氨分解成氮跟氢基本上没有进行，但是并没有说明氨不能分解成氮跟氢。我们说这个反应是可逆的，但并不是意味着这个反应就是平衡了。所以我们要区分“是不是进行了”和“有没有能力进行”这是两个角度。
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。过程前后的两个状态是不等价的。用什么物理量来度量这种不等价性呢?通过研究，找到了“熵”这个物理量。有些过程在理想情况下有可能是可逆的，例如气缸中气体膨胀时举起一个重物做了功，当重物下落时有可能将气体又压缩到原先的状态。根据熵的定义，熵在一个可逆绝热过程的前后是不变的。而对于不可逆的绝热过程，则过程朝熵增大的方向进行。或者说，熵这个物理量可以表示过程的方向性，自然界自发进行的过程总是朝着总熵增加的方向进行，理想的可逆过程总熵保持不变。对上述的两个不可逆过程，它们的终态的熵值必大于初态的熵值。 在制氧机中常遇到的节流阀的节流膨胀过程和膨胀机的膨胀过程均可近似地看成是绝热过程。二者膨胀后压力均降低。但是，前者是不可逆的绝热膨胀，膨胀前后熵值肯定增大。后者在理想情况下膨胀对外作出的功可以等于压缩消耗的功，是可逆绝热膨胀过程，膨胀前后熵值不变，叫等熵膨胀。实际的膨胀机膨胀会有损失，也是不可逆过程，熵也增大。但是，它的不可逆程度比节流过程小，增加的熵值也小。因此，熵的增加值反映了这个绝热过程不可逆程度的大小。
对熵变和焓变的认识
对熵变和焓变的认识 您对反应方向一课的核心概念焓变和熵变是怎样认识的？ 自发反应从字面上看，自发反应就是能够自动进行的反应，但确切一点应该这么说，在一定的条件下（如一定的温度压力的条件下），反应能够靠体系自身的力量而不借助于外力，譬如光电等能量的影响，而能够自动进行的反应叫自发反应。也就是说自发反应一定考虑到条件，因为某个条件下不是自发的反应，换了另一个条件可能就是自发的了。所以我认为对自发反应的理解有两点很关键，一个是不借助于外力靠自身的能力来进行的反应；第二个一定要指明是在什么方向上自发或者不自发，这两个条件是判断自发反应的基础条件 对于反应的方向，假如说一个反应我们已经判断了它是可以正向自发的，那也只是说判断了它有朝这个方向进行的一个趋势而已，而未必说我们真正的就能够看到这个反应发生了、有产物生成了，因为反应的发生、产物的生成可能还涉及到动力学的速率问题以及平衡问题。我认为判断一个反应能够自发进行，并不见得它一定发生。譬如氢气加氧气在热力学上是自发反应，但是在常温常压下面，我们把氢气氧气放一起，几乎不会发生反应，说明真正能够实际进行这个反应还要一定的条件，譬如说水能从高处往低处流，但是未必见得水一定从高处往低处流，比如我们可以用盆把水从地处端到高处。 焓变和熵变这两个概念比较抽象的，在理解的时候应该注意:
1.焓跟熵是反应方向的两个影响因素，焓呢比较多的从能量角度来考虑，熵呢就比较从无序跟有序的角度来考虑，将这两个因素结合起来才能构成对化学反应方向的判据，单凭一个因素往往不足以肯定这个反应是不是自发的。所以我们在书上讲的是△H-T△S，实际上是这样的，我们的课标里面没有引入自由能这个概念，实际上△H-T△S就是△G，也就是自由能的改变量，自由能降低的方向也就是化学反应发生的方向，自由能，是物质的化学反应能力的一种体现。熵因素和焓因素结合在一起就是自由能，自由能是物质进行化学变化的方向的一种度量。此外，自由能虽然带一个“能”字，但是它跟我们通常讲的光能、热能、电能是不一样的，它不是一种单纯的能量形式。它是综合了能量即△H和体系的混乱度即△S这样两个因素在一起之后的一个综合的指标。 2.我们不能介绍更深层次的熵的问题，所以，形象的来说熵变就是混乱度；熵增加的方向就是混乱度增变大的方向，那么这样说起来大家似乎容易理解，但实际上混乱度这个词还有点不好理解，混乱度实际上就是均匀程度，混乱度最大就是最均匀。通常大家以为均匀跟混乱度好像是完全相反，实际上均匀就是混乱度，任何一个体系均匀了，就是混乱度最大了，过去同学们都不太理解这个问题。譬如我们把一滴墨水滴到水里头去最后变成均匀了，那就是熵增加了、混乱度增加了，变化的方向是指由不均匀到均匀、由有序到无序，所以熵变的方向实际上预示着熵增加的方向就是由有序到无序、由比较不乱到很混乱的变化，我认为从这个角度理解熵可能比较现实一些。而实际上熵的概念要比我们现在的理解更宽泛，但是在高中教材
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。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，
阅读材料：化学反应的熵变与焓变在化学中的应用
化学反应的熵变与焓变在化学中的应用 化学热力学，是研究化学变化和物理学变化中伴随发生的热量转换和传递学 科。在对化学反应进行的方向和进行的程度做定量研究中，化学反应的熵变和焓 变是判断化学反应能否自发进行的重要因素，它对解释化学疑难问题起着重要的 理论指导作用。 一、化学反应方向和熵 1、焓变()H ?不能做化学反应方向的判据 事实证明，有许多化学反应是放热反应。例如： )()()(22g CO g O g C =+ 15.393)(-?-=?mol KJ T H c m r θ )()()(2aq Cl aq H g HCl O H ∞+∞??→?-+ 114.75)(-?-=?mol KJ T H c m r θ )(02)(2)(2)(22l H s AgCl g HCl s O Ag +=+ 19.324)(-?-=?mol KJ T H c m r θ 注：)(c m r T H θ?：上标“θ”代表压力为标准压力θp ,c T 表示298.15K 。在反应式中用“g ”代表气体，用“l ”代表液体，“s ”代表固体，“aq ∞”代表无限稀释溶液。 这些反应的共同特点是放出热量。这些反应之所以能自发进行，皆因为体系 放出热量之后热量降低了，从而处于一种稳定状态。这些热量的传导方向总是从 高温到低温，水流的方向总是从高位到低位道理是一样的。体系都有从高能到低 能，从不稳定到稳定状态的自发倾向。这是自然界的规律之一。上述事实说明， 化学反应方向与焓变有关，自发的化学反应是向着体系焓值减少的方向进行的， 反应的焓变为负值()0?H 时，不利于化学反应向正反应方向进行，而有利于化学反应向逆反 应方向进行。 但是，还不能因为上述事实存在，而简单的把焓变()H ?作为判断化学反应方 向的独立根据，因为还有些是吸热反应。例如： )()()(34g HCl g NH g Cl NH += 142)(-?+=?mol KJ T H c m r θ
焓熵的相关概念
焓是物体的一个热力学能状态函数。<br/>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：<br/>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。<br/>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。<br/>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）。<br/>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。<br/>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，焓是流动式质的热力学能和流动功之和，也可认为是做功能力。<br/>2、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。<br/>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？<br/>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。<br/>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。<br/>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。<br/>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<br/>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。在作理论分析时，有时用熵的概念比较方便。<br/> 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，如图4a所示，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，
第二章重难点十二 焓变与熵变
一、焓变与熵变的定义： 1．焓变：焓变是指体系内能的变化，焓变为正值说明反应放热体系能量减小，焓变为负值说明反应吸热体系能量增加． 2．熵变：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． 二、焓变与化学反应方向的关系 体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态(这时体系往往会对外做功或释放能量)．这一经验规律是能量判断的依据，即焓变是决定一个化学反应能否自发进行的一个重要因素； 1．多数能自发进行的化学反应是放热反应． 2．有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下却能自发进行．例如：在室温和较高温度下均为吸热过程的CaCO3的分解反应． 3．有不少吸热反应在室温条件下也能自发进行． 结论：反应放热有利于反应自发进行，反应吸热也有可能自发进行，这说明反应的焓变只是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素． 三、熵变与化学反应方向的关系 在同一条件下，不同的物质熵值不同，且一物质的熵与其聚集状态及外界条件还有关，一般来说，S(g)＞S(l)＞S (s)．在密闭的条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向，该变化过程体系的熵增大．熵值越大，体系的混乱程度越大． 1．许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行．产生气体或气体物质的物质的量增大的反应，熵变通常都是正值，为熵增加反应． 2．有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行．例如：CaCO3(s)高温CaO(s)+CO2(g) 3．有不少熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行． 例如：2Al(s)+Fe2O3(s)高温Al2O3(s)+2Fe(s) 结论：熵增加有利于反应自发进行，熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行．故熵增原理是解释反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素．由此可见，焓变和熵变都与反应的自发性有关，又都不能独立地作为自发性的判据，要判断反应进行的方向，必
焓&熵
焓enthalpy 为了引出焓这个概念，我们先讨论恒容和恒压过程的热效应。 对于一个封闭体系，△U=Q-W，封闭体系，恒容变化（不做体积功），且不做非体积功时，△U=Q，即封闭系、恒容、W'=0时，△U=Q v（Q v为恒容热效应），dU=δQ v。 上式是热力学中常用的一个公式，使用此公式时，一定要满足前面的条件，请大家注意，在热力学中用公式必须满足条件。 在化学中，我们更关心恒压过程，因为化学效应一般是在恒压条件下进行的。 封闭体系、恒压时，△U=Q p-W，若W'=0,则Q p=△U+W=△U+P e△V=U2-U1+ （P e V2-P e V1）,因恒压P e=P1=P2，则Q p=（U2+P2V2）-（U1+P1V1），为了数学表达的方便，引进一个物理量，焓：H=U+PV，这里要说明一下，焓在这里无明确的物理意义，可以理解为，为了表达方便，专门设为一个符号，H即U+PV，之所以要提出焓这一物理量，是因为U+PV经常会用到，所以专门用一个符号来代替它。则上式 Qp=H2-H1=△H。 ∴封闭体系、恒压、W'=0时, Qp=△H，dH=δQ p。 这里要特别说明的是，H是状态系数，因为U、P、V都是状态系数，状态确定，U、P、V都是一定值，当然H也是确定值，也就是说从始态→终态，所有途径的△H都是的一样的，也就是说，在计算△H时，可以设计一条方便计算得途径。 焓是热力学的基本概念之一，以后经常要用到。总的来说，封闭体系不做非体积功时的过程，内能变化可以通过测定恒容热效应来求，焓变可以通过测恒压热效应求得。 焓 焓(enthalpy)，符号H，是一个系统的热力学参数。 物理意义：⑴H=U+pV 焓=流动内能+推动功 ⑵焓表示流动工质所具有的能量中，取决于热力状态的那部分能量 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。 对于在大气内进行的化学反应，压强一般保持常值，则有 ΔH = ΔU + pΔV 规定放热反应的焓取负值。如：
化学：《焓变和熵变对化学反应方向的共同影响》优秀教案(鲁科选修)
焓变和熵变对化学反应方向地共同影响 学习目标 1、通过分析焓变与熵变地反应地共同影响，了解这两个因素地影响不是孤立地而是相互关联地. 2、能通过关系式△H-T△S由给定地△S数据定量判断反应地方向 3、通过分析关系式△H-T△S，能够根据反应焓变地吸热或放热、反应熵变地熵增或熵减来定性判断焓变和反应熵变对反应方向地影响. 4、能够接触热力学理论，初步了解热力学理论研究地重要意义 教材重点：根据定量关系式△H-T△S及给定数据判断反应方向 难点：熵变、焓变对反应方向共同影响地规律 学习过程： 温故知新（请复述下列问题地答案） 1、反应焓变对反应方向地影响规律 2、反应熵变地定义、定义式、表示字母、单位 3、熵变对反应方向地影响规律 4、正、逆反应地熵变地关系是怎样地 新知探索 阅读课本P37 小结新知 一、反应方向地判据是：； 该判据成立地条件是； 该判据中各个符号表示地意义和单位分别是 △H：意义、单位、 △H﹥0；△H﹤0. T：意义、单位. △S：意义、单位、 △S﹥0、△S﹤0. 二、判断结果 通过给定地△H、△S地具体数值地计算、会出现下列三种情况 1、△H-T△S﹥0、正反应； 逆反应； 2、△H-T△S =0 正反应； 逆反应；
3、△H-T△S﹤0 正反应、 逆反应； 注意、利用该判据作题时，一定要注意地问题是 . 三、例题示范 汽车尾气处理反应：2NO(g)+2CO(g)==N2(g)+2CO(g) 已知298K、100KPa下该反应地△H=-746.8KJ/mol △S==-197.5J.mol-1.K-1 试判断该反应在室温下能否自发？ 解：已知：T==298K △H=-746.8KJ/mol △S==-197.5J.mol-1.K-1 据：△H-T△S ==-746.8KJ/mol -298K ×(-197.5×10-3KJ.mol-1.K-1) ==-687.9KJ/mol﹤0 知 该反应在室温下能自发. 四、自测小结 判断下列反应在常温、常压下能否自发？改变条件结果怎样？ 1、2KClO3(s)==2KCl(s)+3O2(g) △H== -79.03KJ/mol △S==+494.4 J.mol-1.K-1如升高或降低温度还能自发吗？ 2、CO(g)==C（S、石墨）+1/2O2(g) △H==+110.5KJ/mol △S==-89.4J.mol-1.K-1 如升高或降低温度还能自发吗？ 3、4F e(O H)2(s)+2H2O（l）+O2(g)==F e(O H)3(s) △H==-444.3KJ/mol △S==-280.1J.mol-1.K-1 升高温度能自发吗？
熵焓自由能
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ΔS ΔS = 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：
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 enthalpy
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.jpg 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。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：熵的增加表示系统从几率小的状态向几率大的状态演变，也就是从比较有规则、有秩序的状态向更无规则，更无秩序的状态演变。 焓 enthalpy 热力学中表征物质系统能量的一个重要状态参量，常用符号H表示。对一定质量的物质,焓定义为H＝U+pV,式中U为物质的内能，p为压力，V为体积。单位质量物质的焓称为比焓，表示为h＝u+p/ρ,u为单位质量物质的内能（称为比内能），ρ为密度，1/ρ为单位质量物质的体积。焓具有能量的量纲。一定质量的物质按定压可逆过程由一种状态变为另一种状态，焓的增量便等于在此过程中吸入的热量。
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。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。用符号“S”表示，单位为：j/K 焓(enthalpy)，符号H，是一个系统的热力学参数。物理意义：⑴H=U+pV 焓=流动内能+推动功⑵焓表示流动工质所具有的能量中，取决于热力状态的那部分能量定义一个系统内: 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。对于在大气内进行的化学反应，压强一般保持常值，则有ΔH = ΔU + pΔV 规定放热反应的焓取负值。如： SO3(g)+H2O(l)==H2SO4(l)；ΔH= -130.3 kJ/mol 表示每生成1 mol H2SO4 放出 130.3 kJ 的热。严格的标准热化学方程式格式: H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l) ΔrHθm=-286kJ·mol-1 (θ表示标准态,r 表示反应,m表示1mol反应.含义为标准态下进行一摩尔反应的焓变) 熵熵 shāng entropy 物理意义：物质微观热运动时，混乱程度的标志。热力学中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；下标“可逆”表示加热过程所引起的变化过程是可逆的。若过程是不可逆的,则dS＞(dQ/T)不可逆。单位质量物质的熵称为比熵,记为s。熵最初是根据热力学
熵变题目及其答案解析
【巩固练习】 1．已知氧化性：Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2；还原性：I－＞Fe2+＞Br－＞Cl－。下列反应能正向自发进行的是（）A．Br2+2Fe2+==2Fe3++2Br－B．2Fe3++2I－==2Fe2++I2 C．I2+2Fe2+==2Fe3++2I－D．2Fe3++2Cl－==2Fe2++Cl2↑ 2．下列说法正确的是（） A．凡是放热反应都是自发的，凡是吸热反应都是非自发的 B．自发反应的熵一定增大，非自发反应的熵一定减小 C．常温下，反应C（s）+CO2（g）?2 CO（g）不能自发进行，则该反应的△H＞0 D．反应2Mg（s）+CO2（g）= C（s）+2MgO（s）能自发进行，则该反应的△H＞0 3．在25℃、1.01×105 Pa时，反应2N2O5 (g)==4NO2 (g)+O2 (g) ΔH=+57.7 kJ / mol能自发进行的原因是（）A．是吸热反应B．是放热反应 C．是熵减小的反应D．熵增效应大于能量效应 4．已知在等温等压条件下，化学反应方向的判据为： ΔH－TΔS＜0 反应能正向自发进行 ΔH－TΔS＝0 反应达到平衡状态 ΔH－TΔS＞0 反应不能自发进行 设反应A==D+E ΔH－TΔS=(－4500+11T / K) J·mol－1，要防止反应发生，温度必须（）A．高于409 K B．低于136 K C．高于136 K而低于409 K D．低于409 K 5．下列过程属于熵（S）增加的是（） A．一定条件下，水由气态变成液态 B．高温高压条件下使石墨转变成金刚石 C．4NO2(g)+O2(g)一定条件2N2O5(g) D．CaCO3(s) 高温CaO(s)+ CO2(g) 6．下列关于冰融化为水的过程判断正确的是（） A．ΔH＞0，ΔS＜0 B．ΔH＜0，ΔS＞0 C．ΔH＞0，ΔS＞0 D．ΔH＜0，ΔS＜0 7．金属锡的冶炼常用焦炭做还原剂：SnO2 (s)+2C (s)==Sn (s)+2CO (g)，反应过程中能量的变化如图所示。下列有关该反应的ΔH、ΔS的说法中正确的是（） A．ΔH＜0、ΔS＜0 B．ΔH＞0、ΔS＜0 C．ΔH＜0、ΔS＞0 D．ΔH＞0、ΔS＞0 8．碳酸铵(NH4)2CO3在室温下就能自发地分解产生氨气，对其说法正确的是（）
焓和熵,你必须掌握的知识学习资料
焓和熵, 你必须 掌握的 知识
焓和熵，你必须掌握的知识 焓h印 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）o
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。 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：做功和热传递。一个物体，如果它跟外界不发生热交换，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： AJ仁W 如果物体对外界做功，则W为负值，热力学能增加量△ U1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： AJ2=Q 如果物体放热，则Q为负值，热力学能增加量△ U2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： AJ= AJ1+ AJ2=Q+W 因为热力学能U 是状态量，所以： AJ= AJ末态-A U初态=Q+W 上式即热力学第一定律的表达式。
熵变和焓变备课讲稿
关于熵变、焓变的教学设计构想 在新教材必修4增加了新知识《化学反应原理》，对化学反应的理解有了更进一步的要求。 新增内容熵变和焓变，只用来判断化学反应的方向比较容易理解，但对其本质原因却难以把握。从 教材编排的层次上看，并不要求通过深刻分析讲解后给熵变、焓变下定义，只要求学生知道熵变、焓 变是判断化学反应方向的重要依据；能用焓变和熵变说明化学反应的方向；要求学生知道化学反应发 生的总趋向是体系能量降低和熵的增加即可。 教材安排的教学层次大致为： 一.以学生熟悉的自发进行的放热反应为例，介绍化学反应有向能量降低的方向自发进行的倾向——焓 判据；以生活现象为例，说明混乱度（熵）增加是自然界的普遍规律，也是化学反应自发进行的一种 倾向——熵判据。 二.用实例说明单独运用上述判断依据中的任一种，都可能出现错误，都是不全面的。
三.要正确的判断化学反应的方向，需要综合考虑焓变和熵变的复合判据。 四.简单介绍了用“自由能”作为判断依据的结论性内容。 教学设计： <设疑引入>引导学生讨论生活中常见的哪些现象的实质是化学变化，哪些化学变化是自发的发生， 其中哪些是有害的，不利于生产生活和环境的？ 学生都具有最基本的常识：钢铁腐蚀、汽车尾气、白色污染等 <创设教学情景>现代都市空气中的主要污染物--汽车尾气中的主要污染物是氮的氧化物以及燃料燃 烧不完全所产生的一氧化碳。为了减轻大气污染，人们提出通过以下反应来处理汽车尾气： 2NO(g) + 2CO(g) = N2(g) + 2CO2(g)试判断这一方案是否可行？理论依据是什么？ <设计意图>引出正题---判断化学反应方向的依据。 举例讲解以下相关过程及概念 1.认识自发过程和自发反应
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
浙江高考化学总复习讲义专题八焓变、熵变及自发反应
第2课时焓变、熵变及自发反应 命题调研(2016～2019四年大数据) 真题重现 1.(2019·浙江4月选考节选)水是“生命之基质”，是“永远值得探究的物质”。 关于反应H2(g)＋1 2O2(g)===H2O(l)，下列说法不正确的是() A.焓变ΔH<0，熵变ΔS<0 B.可以把反应设计成原电池，实现能量的转化 C.一定条件下，若观察不到水的生成，说明该条件下反应不能自发进行
D.选用合适的催化剂，有可能使反应在常温常压下以较快的速率进行 解析氢气在氧气中燃烧生成液态水的反应是一个放热且熵减的反应，A项正确；该反应是一个自发的氧化还原反应，可以将该反应设计成原电池，将化学能转化为电能，B项正确；是否能观察到有水生成除了与反应能否自发进行有关外，还与反应的速率有关，观察不到有水生成，不能说明该条件下反应不能自发进行，C 项错误；使用合适的催化剂，有可能使氢气和氧气在常温常压下快速反应，D项正确，故选C。 答案 C 2.(2018·浙江4月选考节选)乙酸乙酯一般通过乙酸和乙醇酯化合成： CH3COOH(l)＋C2H5OH(l)浓H2SO4 △CH3COOC2H5(l)＋H2O(l)ΔH＝－2.7 kJ·mol－1 已知纯物质和相关恒沸混合物的常压沸点如下表： 纯物质沸点/℃恒沸混合物(质量分数) 沸点/℃乙醇78.3 乙酸乙酯(0.92)＋水(0.08) 70.4 乙酸117.9 乙酸乙酯(0.69)＋乙醇(0.31) 71.8 乙酸乙酯77.1 乙酸乙酯(0.83)＋乙醇(0.08)＋水(0.09) 70.2 关于该反应，下列说法不合理的是(双选)() A.反应体系中硫酸有催化作用 B.因为反应方程式前后物质的化学计量数之和相等，所以反应的ΔS等于零 C.因为反应的ΔH接近于零，所以温度变化对平衡转化率的影响大 D.因为反应前后都是液态物质，所以压强变化对化学平衡的影响可忽略不计 解析根据反应方程式可知，硫酸做催化剂和吸水剂，A合理；不存在熵变为零的反应，B不合理；焓变接近于零，说明温度对于平衡移动的影响小，C不合理；因为前后均是液态物质，所以压强对于平衡影响可忽略，D合理；所以答案不合理的是BC。 答案BC 3.(2018·浙江11月选考节选)实际生产中，常用工艺条件：Fe作催化剂，控制温度773 K、压强3.0×107 Pa，原料气中N2和H2物质的量之比为1∶2.8。 关于合成氨工艺的下列理解，正确的是________(填字母)。 A.合成氨反应在不同温度下的ΔH和ΔS都小于零