三个熵判据标准
热力学三个判据及适用条件
热力学三个判据及适用条件哎呀，热力学，这个听起来就高深莫测的名词，其实就跟咱们日常生活中那些有趣的现象息息相关。
要说热力学的三个判据，那可是如同三位老朋友，咱们一个个聊聊，别让他们冷落了。
第一个就是“能量守恒”，这可真是个老生常谈的事情。
咱们一喝水，身体就开始把这些水转化为能量，给我们提供动力。
想想，吃饭的时候，米饭、肉菜统统化作能量，这可是一种神奇的转变。
热力学告诉我们，能量从来不会凭空消失，也不会凭空出现，就像你钱包里的钱，没事儿不会莫名其妙多出来，也不会自己消失。
真是生活中的小哲学。
聊聊第二个判据，“熵增定理”。
这可是个挺有趣的概念。
简单说就是，宇宙总是在向无序发展，就像你家里的一团乱，时间一长，怎么也整理不回来。
记得有次我家里大扫除，刚整理完，没多久就又变得乱七八糟。
熵增定理就像是个无形的魔法，让一切都慢慢走向混乱。
我们也经常听到“人心隔肚皮”，这说的就是人心复杂，永远不会有绝对的秩序。
所以啊，熵增定理不止是热力学里的事儿，也是咱们生活中的常态。
你想要保持整洁，得花时间、花心思，不然一切都会回归到那个“乱”的状态。
咱们来聊聊第三个判据，卡诺定理。
这家伙可不简单，是热机效率的一个标准。
简单说，就是说如果你想要让热机工作得更有效率，就得让热量从高温物体传递到低温物体。
想想你夏天的时候，开空调，外面热得要命，屋里却凉快得像个冰箱。
可要是外面也凉快，那空调的工作效率就高了。
卡诺定理就像是个智者，告诉我们如何在资源有限的情况下，发挥最大的效能。
生活中，咱们也应该学会优化资源的利用，像是买菜时精打细算，买个性价比高的商品，绝对不能盲目消费。
这三个判据，其实和我们的生活联系得紧紧的。
无论是能量的转化，还是混乱的不可避免，甚至是追求效率的智慧，都是在告诉我们生活的道理。
你想啊，热力学不仅仅是高冷的公式和计算，它其实就在我们身边，时刻提醒我们如何与这个世界相处。
就像老话说的，“知行合一”，理论和实践结合，才能让我们更好地理解这个复杂而美妙的世界。
熵的定义
热力学第二定律和熵专业：能源与动力工程班级：能源14-3班姓名:王鑫学号：1462162330熵的表述在经典热力学中，可用增量定义为式中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第二定律引出的一个反映自发过程不可逆性的物质状态参量。
热力学第二定律是根据大量观察结果总结出来的规律，有下述表述方式：①热量总是从高温物体传到低温物体，不可能作相反的传递而不引起其他的变化；②功可以全部转化为热，但任何热机不能全部地，连续不断地把所接受的热量转变为功（即无法制造第二类永动机）；③在孤立系统中，实际发生过程，总使整个系统的熵值增大，此即熵增原理。
摩擦使一部分机械能不可逆地转变为热，使熵增加。
热量dQ由高温（T1）物体传至低温(T2)物体，高温物体的熵减少dS1=dQ/T1，低温物体的熵增加dS2=dQ/T2，把两个物体合起来当成一个系统来看，熵的变化是dS=dS2－dS1>0，即熵是增加的。
熵的相关定义1.比熵：在工程热力学中，单位质量工质的熵，称为比熵。
表达式为δq=Tds，s称为比熵，单位为J/ (kg·K) 或kJ/ (kg·K)。
2．熵流：系统与外界发生热交换，由热量流进流出引起的熵变。
熵流可正可负，视热流方向而定。
3．熵产：纯粹由不可逆因素引起的熵的增加。
熵产永远为正，其大小由过程不可逆性的大小决定，熵产为零时该过程为可逆过程。
熵产是不可逆程度的度量。
熵增原理孤立系统的熵永不自动减少，熵在可逆过程中不变，在不可逆过程中增加。
熵增加原理是热力学第二定律的又一种表述，它比开尔文、克劳修斯表述更为概括地指出了不可逆过程的进行方向；同时，更深刻地指出了热力学第二定律是大量分子无规则运动所具有的统计规律，因此只适用于大量分子构成的系统，不适用于单个分子或少量分子构成的系统实质:熵增原理指出:凡事是孤立系统总熵减小的过程都是不可能发生的，理想可逆的情况也只能实现总熵不变，实际过程都不可逆，所以实际热力过程总是朝着使孤立系统总熵增大的方向进行，dS＞0。
状态函数--熵
QA1A2 nCV ,m T2 T1
QA2 B2
nRT2
ln
V2 V1
QB2 B1 nCV ,m T1 T2
等容变温
可逆等温膨胀
等容变温
Qre,2
nRT2
lnLeabharlann V2 V1A1 A3 B3 B1
类似的处理得到，
Qre,3
Q
dS Te
热力学第二定律的一种数学表示
dSiso 0
“>” 不可逆、自发过程 “=” 平衡态、可逆过程
又称为熵增原理
对于非隔离系统，把与系统相关的环境包容进来，即 可视为一个大的隔离体系：
Siso S Se 0
由于环境可以选取无限大，任意有限量的热输入或输 出，对环境说来都只能引起无限小的改变，故均可视 为可逆过程，
可逆相变的共同特征：
T,p
若， Wf 0
那么由 相到 相的可逆相变，其摩尔相变热就是
摩尔相变焓，
Hm T, p Hm T, p Hm T, p Qp Qre
对纯固体或纯液体，压力为100 kPa（用符号 p 表示）
、温度为 T 的状态称为标准态（由于温度没有给定，
27835 353
78.9J.K 1
(4)Siso S Se nvapSm Se 8.3J.K 1 0
5 状态函数-自由能 为更方便地判断在特定条件下自发过程的方向与限度 ，Helmholtz和Gibbs分别又定义了两个新的热力学状 态函数。
(1) Helmholtz自由能 A
•
n1,n2
o1,o2
6
（2，2）
能量判据、熵判据、及综合判据化学笔记
能量判据、熵判据、及综合判据化学笔记摘要：一、引言二、能量判据1.定义与概念2.能量守恒定律3.实际应用举例三、熵判据1.定义与概念2.熵增原理3.实际应用举例四、综合判据1.能量与熵的综合考虑2.应用实例五、总结正文：一、引言在化学反应过程中，选择合适的判据对反应方向进行预测是非常重要的。
本文将对能量判据、熵判据以及综合判据进行详细的阐述和讨论。
二、能量判据1.定义与概念能量判据是指根据反应物和生成物的总能量变化来判断反应进行的方向。
当反应物的总能量低于生成物的总能量时，反应是吸热的，反应方向与能量降低的方向一致；反之，当反应物的总能量高于生成物的总能量时，反应是放热的，反应方向与能量增加的方向一致。
2.能量守恒定律在封闭系统中，能量守恒定律是绝对成立的。
反应过程中，反应物和生成物之间的能量变化必须满足能量守恒定律。
3.实际应用举例以水的分解反应为例，可以通过能量判据来预测反应进行的方向。
水分解成氢气和氧气的过程是吸热的，因此反应在高温条件下更容易进行。
三、熵判据1.定义与概念熵判据是指根据反应物和生成物的熵变来判断反应进行的方向。
熵是描述系统混乱程度的物理量，当反应物的熵低于生成物的熵时，反应是熵减的，反应方向与熵减小的方向一致；反之，当反应物的熵高于生成物的熵时，反应是熵增的，反应方向与熵增加的方向一致。
2.熵增原理熵增原理表明，在一个孤立系统中，自然过程总是使系统的熵增加。
在化学反应过程中，熵增原理同样适用。
3.实际应用举例以氨气的合成反应为例，可以通过熵判据来预测反应进行的方向。
氨气合成过程中，反应物的熵低于生成物的熵，因此反应在高温、高压条件下更容易进行。
四、综合判据1.能量与熵的综合考虑在实际应用中，能量判据和熵判据往往需要综合考虑。
一个反应在进行时，不仅需要满足能量守恒定律，还需要满足熵增原理。
2.应用实例以水的电解反应为例，可以通过综合判据来预测反应进行的方向。
水的电解过程是吸热的，同时也是一个熵减的过程。
第二章化学热力学基础学习重点
第二章化学热力学基础学习重点一.理解并熟悉热力学有关的概念:体系和环境状态和状态函数过程和途径常见的三个体系:敞开、封闭、孤立体系常见的三个过程:等压、等容、等温过程热和功热力学能(内能)和焓变化学反应热,等容反应热、等压反应热生成焓和标准生成焓;键能和离解能,键能和反应热的关系熵和熵变,标准摩尔熵Gibbs自由能和Gibbs自由能变,标准摩尔生成Gibbs自由能二.理解并熟练运用几个定律(包括两个判据)1.盖斯定律2.热力学第一定律:△U=Q-W3.热力学第二定律:△S(孤立)= △S(体系)+ △(环境)4.热力学第三定律:0K时,任何纯物质的完美晶体,S=05.两个判据:ⅰ.熵判据:△S(孤立)= △S(体系)+ △S(环境) ………………自发过程△S(孤立)= △S(体系)+ △S(环境) ………………不能进行ⅱ.G判据:等温等压吓,体系的G减小的方向是不能做非体积功的化学反应进行的方向.不及化学反应如此,任何等温等压虾,不做非体积功的自发过程的G都将减小.这正是热力学第二定律的另一种表述形式.△G＜0 …………………自发进行△G＞0 …………………不能自发进行△G=0 …………………可逆发应三.熟练掌握并运用几个热力学攻势(方程式)进行计算1.△U=Q-W2.Q v=△U3.Q p=△HH=U+PV △H=△U+△(PV)4.△r H mθ=∑υB△f H mθ(B)5.△S=Q r/T △r S mθ=∑υB△f S mθ(B)6.△G=△H-T△S 并分析自发进行的四种情况△r G mθ=∑υB△f G mθ(B)四.热力学的标准状态,尤其要注意所给定的热力学条件五.热力学化学方程式的书写六.问题:1.P△V和△(PV)2.H和Q。
能量判据、熵判据、及综合判据化学笔记
能量判据、熵判据、及综合判据化学笔记【实用版】目录1.引言2.能量判据3.熵判据4.综合判据5.化学笔记6.结论正文1.引言在化学反应中，我们常常需要判断反应的方向和进行性。
为了解决这个问题，我们可以从能量的角度和熵的角度来进行分析。
同时，我们还可以结合两者，使用综合判据来更准确地预测化学反应。
在本篇化学笔记中，我们将探讨能量判据、熵判据以及综合判据。
2.能量判据能量判据主要依据吉布斯自由能公式，即ΔG = ΔH - TΔS，其中ΔG 表示反应的自由能变化，ΔH 表示反应的焓变化，T 表示温度，ΔS 表示反应的熵变化。
当ΔG 小于零时，表示反应可以自发进行；当ΔG 大于零时，表示反应不能自发进行。
能量判据可以帮助我们判断反应的方向，但仅考虑能量因素可能不足以描述反应的复杂性。
3.熵判据熵判据主要关注反应过程中熵的变化，即ΔS。
当ΔS 大于零时，表示反应过程中混乱度增加，反应更易进行；当ΔS 小于零时，表示反应过程中混乱度减小，反应不易进行。
熵判据可以帮助我们判断反应进行性，但仅考虑熵因素也可能不足以描述反应的复杂性。
4.综合判据为了更准确地预测化学反应，我们可以将能量判据和熵判据结合起来，形成综合判据。
综合判据通过计算吉布斯自由能变化ΔG，结合反应的焓变化ΔH 和熵变化ΔS，来判断反应的方向和进行性。
当ΔG 小于零且ΔH-TΔS 小于零时，表示反应可以自发进行；当ΔG 大于零且ΔH-TΔS 大于零时，表示反应不能自发进行。
综合判据能够更全面地描述化学反应，为我们提供更可靠的预测依据。
5.化学笔记在实际应用中，我们需要根据具体的化学反应情况，灵活运用能量判据、熵判据和综合判据。
同时，我们还需要掌握判断反应进行性和方向的方法，以便更好地分析化学反应。
化学是一门实验科学，我们需要在实践中不断探索和总结，提高我们的化学知识和技能。
6.结论能量判据、熵判据和综合判据是化学反应方向和进行性判断的重要工具。
通过学习和掌握这些判据，我们可以更好地理解化学反应，为实验和理论研究提供有力支持。
热力学第三定律与化学变化过程熵变的计算
V2 V1
A (U TS) U TS
G (H TS) H TS
答案：(c); (a); (b); (b)
例: 已知1000K时:
反应1: C(石墨)+O2(g)=CO2(g), ΔrGm(1) = –396 kJ·mol–1 反应2: CO(g)+ 1/2O2(g)=CO2(g), ΔrGm (2) = –196 kJ·mol–1 求: 1000K时反应3: C(石墨)+1/2O2(g)=CO (g), ΔrGm(3) = ？
恒温恒压 或 恒温恒容 、 W′=0的过程， 方向与限度?
1. 亥姆霍兹函数
由热力学第二定律 dS
δQ 不可逆 T 可逆
恒温、恒容且 W
dS
0 δQV dU
dU 不可逆 T 可逆
不可逆 dU TdS 0 可逆
A 亥姆霍兹函数
因T 恒定
d U TS
不可逆 0 可逆
（1）定义
A def U TS
——A称为亥姆霍兹（Helmholtz）函数
Sm T f (T)
4. 标准摩尔反应熵
恒T，反应物、产物均处于p 时1mol反应的熵变，
即为标准摩尔反应熵： Δr Sm T
aA（α） T＋
标准态
bB（β）
T 标准态Leabharlann r Sm T 假想过程
yYγ
T
＋
标准态
zZ（δ）
T 标准态
Δr Sm T νBSm B
B
298.15K时各物质的Sm 可以通过化工手册查到
▪ (b)在绝热密闭的耐压钢瓶中进行一化学反应，应采 。
▪ (c) 将1mol 温度为100℃、压力为101.325kPa的液体水投入一 密封的真空容器中，并完全蒸发为同温同压下的水蒸气，判
熵判据的公式及使用条件
熵判据的公式及使用条件
熵判据是判断信息是否随机的一种方法，其公式如下：
H = -Σ(p*log2p)
其中，H表示信息的熵值，p表示信息中一种状态出现的概率。
根据熵判据，当信息的熵值越大，说明其越随机，反之越有序。
使用熵判据需要满足以下条件：
1. 信息必须具有离散性，即只有有限个离散状态。
2. 在给定概率分布的情况下，信息状态是等可能的。
3. 概率分布必须已知。
熵判据在信息论、密码学等领域有广泛的应用，可以用于评估信息的随机程度以及加密算法的强度等。
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三个熵判据标准
熵判据
熵判据，反应中物质混乱度的变化，一般熵增，也就是混乱度增大的反应更容易发生，分子量大的，气态的物质混乱度较大，主要影响因素还是物质聚集状态，纯物质构成的完美晶体（完整有序晶体）在绝对温度为零时熵为零。
熵判据只能用于孤立系统,熵变大于0是自发,等于0是平衡,熵判据应用很有限.绝热系统中的熵变只能用来判断过程是否可逆,大
于0不可逆,等于0可逆.但不能用来判断方向,因为自发过程和不自发过程都是不可逆过程.一般使用的判据是吉布斯判据,它只要求体
系等温等压,就可以利用吉布斯函数变量判断方向,小于0正向自发,大于0反向自发,等于0平衡。
dS-δQ/T≥0 (6)
将式子应用于封闭系统的绝热过程，则δQ=0，
有 dS>0,不可逆过程△S>0,不可逆过程
dS=0,可逆过程△S=0,可逆过程
表明，当系统经绝热过程由始态到终态时，系统的熵变不会小于0，在绝热可逆过程中，熵变等于0;在绝热不可逆过程中，熵变大于0。
这就是熵增加原理。
将式子应用于隔离系统时，由于隔离系统内发生的任何过程都是绝热的，即δQ=0。
则有 dS>0,自发过程△S>0,自发过程
dS=0,平衡状态△S=0,平衡状态
表明，在隔离系统中发生的过程都是熵增过程，自发过程。
当熵增加至最大时，系统达到平衡。
此式称为熵判据。