化学反应中的焓变与熵变
高二化学 第二章 化学反应速率与化学平衡(人教版选修4)：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，必须综合考虑体系的焓变和熵变．四、焓变和熵变与化学反应进行的方向．结论：一个化学反应能否自发进行，既与反应的焓变有关，又与反应的熵变有关．一般来说体系能量减小和混乱度增加都能促使反应自发进行，焓变和熵变共同制约着化学反应进行的方向，但焓和熵都不是唯一因素，我们不能单纯地根据焓变或熵变来判断某个反应是否自发进行．在等温、等压条件下，化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同决定的．化学反应自发进行的最终判据是吉布斯自由能变，自由能一般用△G来表示．且△G=△H-T△S：当△G=△H-T△S＜0时，反应向正反应方向能自发进行．当△G=△H-T△S=0时，反应达到平衡状态．当△G=△H-T△S＞0时，反应不能向正反应方向自发进行．【重难点指数】★★★★【重难点考向一】反应熵变的判断【例1】下列反应中，熵减小的是()A．(NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g) B．2N2O5(g)=4NO2(g)+O2(g)C．MgCO3(s)=MgO(s)+CO2(g) D．2CO(g)=2C(s)+O2(g)【答案】D【重难点点睛】考查熵变的判断，物质的由固态或液态变为气态，或生成的气体越多，则混乱度越大，熵值越大，反之越小。
化学反应的热力学参数
化学反应的热力学参数热力学是研究能量变化和转化的物理学分支，而化学反应的热力学参数则是描述反应的能量特征和行为的重要指标。
本文将围绕化学反应的热力学参数展开讨论，探究其含义、计算方法以及对反应过程的影响。
一、热力学参数的含义化学反应涉及物质的能量转化和物质结构的变化。
热力学参数是用于描述反应过程能量状态和稳定性的物理量。
其中最常用的参数包括焓变（ΔH）、熵变（ΔS）和自由能变（ΔG）。
焓变（ΔH）表示反应过程中吸热（ΔH>0）或放热（ΔH<0）的情况，即系统与周围环境之间的能量交换。
焓变为正值时，反应吸收能量；焓变为负值时，反应放出能量。
熵变（ΔS）是反应过程中体系内部的混乱度变化。
熵是物质无序程度的度量，熵变体现了反应过程中物质结构的变化。
当物质的有序性增加，熵变为负值；当物质的有序性减少，熵变为正值。
自由能变（ΔG）是描述反应驱动力的参数，它判断反应的可逆性和方向。
自由能变为负值时，反应是可逆的；自由能变为正值时，反应是不可逆的。
自由能变为零时，反应达到平衡。
二、热力学参数的计算方法热力学参数的计算需要借助热力学公式和实验数据。
以焓变为例，焓变的计算公式为：ΔH = ∑(H生成物 - H反应物)其中ΔH表示焓变，H表示反应物和生成物的焓值。
焓值可以通过测量反应物和生成物在标准状态下的热量变化得到。
熵变和自由能变的计算也需要根据各自的计算公式，其中熵变的计算需要考虑温度对熵的影响。
自由能变的计算通常会结合焓变和熵变，使用以下公式：ΔG = ΔH - TΔS其中ΔG表示自由能变，T表示系统的温度。
三、热力学参数对反应过程的影响热力学参数反映了反应过程中能量的流动和转化，对反应速率、平衡态和可逆性等方面有重要影响。
1. 反应速率：焓变和熵变共同影响反应速率。
一般来说，反应焓变越大，反应速率越快；反应熵变越大，反应速率也越快。
焓变和熵变对反应速率的影响可以通过活化能来解释，其中焓变决定反应的初速度，熵变决定反应的传递过程。
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 mr θ )()()(2aq Cl aq H g HCl O H ∞+∞−−→−-+ 114.75)(-⋅-=∆mol KJ T H c mr θ )(02)(2)(2)(22l H s AgCl g HCl s O Ag +=+ 19.324)(-⋅-=∆mol KJ T H c mr θ 注：)(c mr 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 。
通过上述分析可以初步得出这样的结论：当0<∆H 时，有利于化学反应向正反应方向进行。
当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 mr θ)()()(2aq Cl aq K s KCl O H ∞+∞−−→−-+ 118.17)(-⋅+=∆mol KJ T H c mr θ 这些化学反应是向着吸热方向进行的，也就是向着体系焓值增加，焓变为正值()0>∆H 的方向进行的。
【知识解析】用焓变与熵变综合判断反应方向
用焓变与熵变综合判断反应方向1 化学反应方向的判据在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与反应焓变有关，又与反应熵变有关。
研究表明，在等温、等压及除了体积功以外不做其他功的条件下，化学反应的方向可以用反应的焓变和熵变来综合判断，判据为ΔH－TΔS。
ΔH－TΔS＜0 反应正向能自发进行ΔH－TΔS＝0 反应达到平衡状态ΔH－TΔS＞0 反应正向不能自发进行上述判据可表述为在等温、等压及除了体积功以外不做其他功的条件下，自发反应总是向着ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至达到平衡状态。
2 反应方向的吉布斯自由能判据（1）吉布斯自由能①符号：G。
②定义式：G＝H－TS。
（2）吉布斯自由能变（ΔG）①含义：表示一个封闭体系在等温、等压条件下做最大非体积功的能力。
②表达式：ΔG＝ΔH－TΔS。
（3）吉布斯自由能判据在等温、等压及除了体积功以外不做其他功的条件下，反应的方向可依据ΔG来判断。
ΔG＜0 反应正向能自发进行ΔG＝0 反应达到平衡状态ΔG＞0 反应正向不能自发进行在以上条件下，自发反应总是朝着吉布斯自由能减小的方向进行，直至达到平衡状态。
名师提醒（1）ΔH与ΔS共同影响一个化学反应在一定条件下能否自发进行。
若只简单地用焓变或熵变中的一个来判断同一个化学反应的方向，可能会出现相反的判断结果。
所以在判断化学反应的方向时，应该同时考虑两个因素，用ΔH－TΔS作为判据。
（2）化学反应方向与反应条件有关，不能随意将常温、常压下的结论用于其他温度、压强条件下发生的反应。
（3）“ΔH－TΔS判据”只能用于判断等温、等压条件下的反应，不能用于判断其他条件（如等温、等容）下的反应。
（4）“ΔH－TΔS判据”只能用于判断等温、等压及除了体积功以外不做其他功条件下反应正向自发进行的趋势，即反应发生的可能性，但它并不能说明在该条件下可能正向自发进行的反应能否实际发生，这是因为反应能否实际发生还涉及反应速率问题。
如涂有防锈漆和未涂防锈漆的钢制器件，其腐蚀过程的自发性是相同的，但只有后者会发生腐蚀。
热力学练习题计算化学反应的焓变和熵变
热力学练习题计算化学反应的焓变和熵变热力学练习题：计算化学反应的焓变和熵变在化学反应中，焓变（ΔH）和熵变（ΔS）是重要的热力学参数，用于描述反应的能量变化和混乱程度的变化。
本练习将引导您计算化学反应的焓变和熵变。
以下为两个练习题供您练习。
练习题1：氢氧化钠和盐酸反应的焓变和熵变考虑下列反应方程式：NaOH(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)根据该反应方程，我们可以得到化学式的平衡态：Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)焓变（ΔH）的计算：焓变可以通过配平反应方程得到。
首先，我们需要确定初始物质和最终物质的摩尔系数。
由化学方程式可知，1 mol的NaOH和1 mol的HCl反应生成1 mol的NaCl和1 mol的H2O。
接下来，我们需要找到各物质的标准生成焓（ΔHf）值。
标准生成焓是在标准状况下（25℃、1 atm）1 mol物质生成过程中释放或吸收的能量。
假设标准生成焓值：ΔHf[NaCl(aq)] = -407 kJ/mol，ΔHf[H2O(l)] = -286 kJ/mol。
根据反应方程，焓变ΔH = Σ（生成物的标准焓 - 反应物的标准焓）ΔH = [1*(-407 kJ/mol) + 1*(-286 kJ/mol)] - [1*0 kJ/mol + 1*0 kJ/mol] = -407 kJ/mol - 286 kJ/mol= -693 kJ/mol因此，氢氧化钠和盐酸反应的焓变（ΔH）为-693 kJ/mol。
熵变（ΔS）的计算：熵变可以通过摩尔熵值的差异计算。
摩尔熵是在标准状况下1 mol 物质的混乱程度。
假设摩尔熵值：ΔS[NaCl(aq)] = 72.1 J/K·mol，ΔS[H2O(l)] = 69.9J/K·mol。
根据反应方程，熵变ΔS = Σ（生成物的熵 - 反应物的熵）ΔS = [1*(72.1 J/K·mol) + 1*(69.9 J/K·mol)] - [1*(0 J/K·mol) + 1*(0J/K·mol)]= 72.1 J/K·mol + 69.9 J/K·mol= 142 J/K·mol因此，氢氧化钠和盐酸反应的熵变（ΔS）为142 J/K·mol。
化学反应中的热力学参数计算
化学反应中的热力学参数计算热力学是研究能量转化与能量转移规律的科学，对于化学反应来说，热力学参数的计算对于了解反应的特性和驱动力至关重要。
本文将介绍化学反应中的热力学参数计算方法。
1. 反应焓变（ΔH）的计算方法反应焓变表示在常压下，反应物转变为生成物时放出或吸收的热量。
它可以通过实验测得或根据热力学数据进行计算。
常用的计算方法包括：- 根据生成物和反应物的燃烧热进行计算，应用了常见化合物的燃烧热数据；- 根据反应物和生成物的标准生成焓计算，通过查找热力学数据手册或在线数据库来获取；- 利用反应热量计进行实验测定。
2. 反应熵变（ΔS）的计算方法反应熵变表示反应发生时系统熵的变化。
熵是描述系统无序程度的物理量，反应熵变可以通过以下方法进行计算：- 利用标准熵数据，通过查找热力学数据手册或在线数据库来获取；- 根据化学式计算，使用统计力学等方法来估算。
3. 反应自由能变（ΔG）的计算方法反应自由能变表示在常温常压下反应物转变为生成物时产生的自由能变化。
它可以通过反应焓变和反应熵变来计算，常用的计算方法有：- 利用ΔG = ΔH - TΔS 进行计算，其中T为反应的温度；- 利用反应平衡常数（K）进行计算，通过ΔG = -RTlnK 计算ΔG。
4. 反应平衡温度（T0）的计算方法反应平衡温度表示在该温度下反应物与生成物达到平衡状态的温度。
它可以通过反应平衡常数（K）和反应焓变（ΔH）来计算，常用的计算方法有：- 利用反应焓变和反应熵变计算ΔG，并通过ΔG = -RTlnK 得到T0。
5. 反应速率常数（k）的计算方法反应速率常数表示反应在单位时间内发生的速率，它可以通过温度和活化能（Ea）来计算，常用的计算方法有：- 利用阿伦尼乌斯方程（Arrhenius equation）计算k，k = Aexp(-Ea/RT)，其中A为指前因子，R为气体常数。
总结：热力学参数在化学反应中具有重要的意义，可以帮助我们理解反应的热力学特性和驱动力。
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。
化学平衡的熵变 焓变和Gibbs自由能变化的关系
化学平衡的熵变焓变和Gibbs自由能变化的关系化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化的关系在化学反应中，平衡态是指反应物转化成产物的速率相互之间达到平衡的状态。
化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化是描述平衡态的重要物理量。
本文将探讨化学平衡中的熵变，焓变和Gibbs自由能的关系。
1. 熵变的概念及计算熵是描述系统无序程度的物理量，其变化量称为熵变。
在化学反应中，熵变的计算可以通过以下公式得出：ΔS = Σn_S(products) - Σn_S(reactants)其中，ΔS表示熵变，Σn_S表示各物质的摩尔熵。
2. 焓变的概念及计算焓是系统内部能量的一种表现形式，焓变则是反映反应热效应的物理量。
在化学反应中，焓变的计算可以通过以下公式得出：ΔH = Σn_H(products) - Σn_H(reactants)其中，ΔH表示焓变，Σn_H表示各物质的摩尔焓。
3. Gibbs自由能变化的概念及计算Gibbs自由能是描述系统是否能够自发发生变化的物理量。
在化学反应中，Gibbs自由能变化可以通过以下公式得出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示Gibbs自由能变化，T表示温度，ΔH表示焓变，ΔS表示熵变。
4. 熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间的关系根据热力学第二定律，当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。
因此，ΔG可以用来预测反应是否会发生和反应的方向。
而ΔG的正负与焓变和熵变之间存在如下关系：当ΔH为负，ΔS为正时，ΔG一定为负，反应为自发进行的。
当ΔH为正，ΔS为正时，ΔG在高温下可能为负，低温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。
当ΔH为负，ΔS为负时，ΔG在低温下一定为负，高温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。
当ΔH为正，ΔS为负时，ΔG一定为正，反应不会自发进行。
总结：化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间存在密切的关系。
根据热力学第二定律，当Gibbs自由能变化ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。
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化学反应中的焓变与熵变
化学反应是物质发生变化的过程，在反应中会伴随着能量的转化。
焓变和熵变是描述化学反应中能量变化和混乱度变化的重要概念。
本
文将介绍焓变和熵变的概念、计算方法以及它们在化学反应中的应用。
一、焓变（ΔH）
焓（Enthalpy）是描述化学系统内部能量变化的物理量，它表示在
等压条件下化学反应过程中系统吸收或释放的热量。
焓变（ΔH）则是
指化学反应前后焓的差值。
焓变的计算方法可以通过化学方程式中反应物和生成物的摩尔数以
及它们的标准焓变来求得。
标准焓变是指在标准状态（100 kPa，298 K）下，反应物和生成物之间的焓变。
焓变的正负表示了化学反应过程中热量的吸收或释放。
当焓变为正
值时，表示反应过程中系统吸收热量，反应被称为吸热反应；当焓变
为负值时，表示反应过程中系统释放热量，反应被称为放热反应。
例如，燃烧反应是一个放热反应，燃烧过程中化合物与氧气反应生
成二氧化碳和水。
这一反应的焓变是负值，表示系统释放热量。
二、熵变（ΔS）
熵（Entropy）是描述系统混乱度或无序度的物理量，它表示化学反
应中系统的混乱程度的变化。
熵变（ΔS）是指化学反应前后熵的差值。
根据熵变的正负可以判断化学反应的混乱度变化。
当熵变为正值时，表示反应过程中系统的无序度增加，反应被称为熵增反应；当熵变为
负值时，表示反应过程中系统的无序度减少，反应被称为熵减反应。
例如，化学物质溶解在溶液中是一个熵增的过程，这是因为溶解过
程会增加系统的混乱度。
三、焓变和熵变在化学反应中的关系
焓变和熵变是描述化学反应过程中系统能量和混乱度变化的两个关
键概念。
它们之间的关系可以通过热力学第二定律的熵增原理来解释。
热力学第二定律指出，在孤立系统中，熵的总体变化必定大于或等
于零。
换言之，系统的熵减是不可逆反应的，而熵增是可逆反应的。
焓变和熵变可以通过下式结合起来描述化学反应的自发性：ΔG = ΔH - TΔS
其中，ΔG表示系统的自由能变化，ΔH表示焓变，ΔS表示熵变，T
表示绝对温度。
当ΔG小于零时，系统的自由能减少，反应是自发的；当ΔG等于
零时，系统的自由能不发生变化，反应处于平衡态；当ΔG大于零时，系统的自由能增加，反应是不自发的。
四、焓变和熵变的应用
焓变和熵变在化学反应中有广泛的应用。
它们可以用来预测反应的
自发性、控制反应的方向、优化反应条件等。
通过计算焓变和熵变，可以根据ΔG的正负来预测反应的自发性。
当焓变和熵变的符号相反时，需要根据温度来判断反应是否自发。
焓变和熵变还可以用来控制反应的方向。
例如，在工业上合成氨的
过程中，通过调节温度和压力来改变焓变和熵变的大小，从而控制反
应的方向，提高合成氨的产率。
此外，还可以通过分析焓变和熵变来优化化学反应的条件。
例如，
可以通过提高温度或者选择适当的催化剂，来减小焓变和熵变的影响，提高反应速率和产率。
总结：
焓变和熵变是化学反应中能量和混乱度变化的量化描述。
通过计算
焓变和熵变，可以预测反应的自发性，控制反应的方向，优化反应条件。
研究焓变和熵变对于理解和掌握化学反应的基本原理具有重要意义。