化學商變
1、多數熵增加的反應在常溫常壓下均可自發進行。產生氣體的反應、氣體物質的量增加的反應，熵變都是正值，為熵增加反應。
2、有些熵增加的反應在常溫下不能自發進行，但在較高溫度下則可自發進行。如碳酸鈣的分解。
3、個別熵減少的反應，在一定條件下也可自發進行。如鋁熱反應的△S== —133.8 J·mol—1·K—1，在點燃的條件下即可自發進行。
常見的熵增反應：
（1）產生氣體的反應；
（2）有些熵增加的反應在常溫常壓下不能進行，但是在高溫下的時候可以自發進行。
（3）有些熵減小的反應也可以自發進行。
(1)化學商變擴展閱讀
影響因素：
1、熵變(ΔS)與體系中反應前後物質的量的變化值有關：
a.對有氣體參加的反應：
主要看反應前後氣體物質的量的變化值即Δn(g)，Δn(g)正值越大，反應後熵增加越大；Δn(g)負值越大，反應後熵減越多；
b.對沒有氣體參加的反應：
主要看各物質總的物質的量的變化值即Δn(總)，Δn(總)正值越大，熵變正值越大；Δn(總)負值絕對值越大，熵變也是負值的絕對值越大，但總的來說熵變在數值上都不是特別大。
2、熵變(ΔS)值隨溫度的改變變化不大，一般可不考慮溫度對反應熵變(ΔS)的影響。
3、熵變(ΔS)值隨壓力的改變變化也不大，所以可不考慮壓力對反應熵變的影響。
Ⅱ 化學反應中的熵變
熵的概來念是由德國物理學家克自勞修斯於1865年所提出。克氏定義一個熱力學系統中熵的增減：在一個可逆性程序里，被用在恆溫的熱的總數（δQ）。
玻爾茲曼定義S = k×lnΩ公式中的k是玻爾茲曼常數，Ω則為該宏觀狀態中所包含之微觀狀態數量。這個被稱為玻爾茲曼原理的假定是統計力學的基礎。
作用：自發反應總是向體系與環境熵之和增大的方向進行。
焓：定義：H=U+pV
作用：自發的物理和化學過程都具有對外作功的能力。實際熵這種對外作功的能力就是自發過程的推動力。從自發過程對外作功這個角度出發，便可推導出焓和熵的組合形式。在化學熱力學中把這種組合形式定義為自由焓，並用「G」表示。自由焓的定義式：G=H-TS
自發過程總是向著體系自由減少的方向進行，直到自由焓變等於零為止。這就是最小自由焓原理。自由焓是一種能量組合形式，又叫自由能，最小自由焓原理又叫自由能降低原理
Ⅲ 高中化學（熵變、焓變）
自發反應與非自發反應的區別在於可逆熵變大於等於實際反應的熱溫熵，dS>= dQ/T，因此判斷自發與非自發是要根據反應的溫度來的
Ⅳ 化學中熵變如何求得
熵的概念是復由德國物制理學家克勞修斯於1865年所提出。克氏定義一個熱力學系統中熵的增減：在一個可逆性程序里，被用在恆溫的熱的總數（δQ）。玻爾茲曼定義S = k×lnΩ公式中的k是玻爾茲曼常數，Ω則為該宏觀狀態中所包含之微觀狀態數量。這個被稱為玻爾茲曼原理的假定是統計力學的基礎。作用：自發反應總是向體系與環境熵之和增大的方向進行。焓：定義：H=U+pV作用：自發的物理和化學過程都具有對外作功的能力。實際熵這種對外作功的能力就是自發過程的推動力。從自發過程對外作功這個角度出發，便可推導出焓和熵的組合形式。在化學熱力學中把這種組合形式定義為自由焓，並用「G」表示。自由焓的定義式：G=H-TS自發過程總是向著體系自由減少的方向進行，直到自由焓變等於零為止。這就是最小自由焓原理。自由焓是一種能量組合形式，又叫自由能，最小自由焓原理又叫自由能降低原理
參考資料：《物理化學》，傅獻彩等著。
Ⅳ 請問熵變是什麼是化學里的△S嗎怎麼計算以及如何判斷它大於還是小於0呢
在一個過程中，系統混亂度發生改變，稱之為熵變，也就是△S。對於化學反應而言，若反應物和產物都處於標准狀態下，則反應過程的熵變，即為該反應的標准熵變。
計算公式：一般地，對於反應：mA+nB=xC+yD，DrSmq=[x Sq,C+y Sq,D]–[m Sq,A+n Sq,B]。
判斷：往混亂度增大的方向反應，則△S大於零，反之則△S小於零。
一般來說，氣體大於液體大於固體，所以生成氣體越多，熵變越大。
例如，水蒸氣冷凝成水，△S<0；乙烯聚合成聚乙烯，△S<0；CaCO₃(s)=CaO(s) +CO₂(g)，△S>0；N₂O₄(g)=2NO₂(g)，△S>0。
(5)化學商變擴展閱讀
影響因素
1、熵變與體系中反應前後物質的量的變化值有關
（1）對有氣體參加的反應
主要看反應前後氣體物質的量的變化值即Δn(g)，Δn(g)正值越大，反應後熵增加越大；Δn(g)負值越大，反應後熵減越多。
（2）對沒有氣體參加的反應
主要看各物質總的物質的量的變化值即Δn(總)，Δn(總)正值越大，熵變正值越大；Δn(總)負值絕對值越大，熵變也是負值的絕對值越大，但總的來說熵變在數值上都不是特別大。
2、溫度的高低
熵變值隨溫度的改變變化不大，一般可不考慮溫度對反應熵變的影響。
3、壓力的大小
熵變值隨壓力的改變變化也不大，所以可不考慮壓力對反應熵變的影響。
Ⅵ 化學反應焓變和熵變
判斷反應能否自發進行，依據的是Gibbs函數變(吉布斯函數變或自由能變）。
有公式：△G = △H - T△S (T為反應溫度，單位是開爾文，故T>0)
△G<0,則反應可以自發進行；大於零反之。
所以，首先可以看出，如果正、逆反應都可在一定條件下自發進行，那麼△H與△S一定為同號。
我們設△H、△S分別是正反應的單位摩爾焓變與熵變，則逆反應的焓變、熵變與正反應是相反數。
如果△H>0，△S<0，則正反應的△G在只改變溫度的情況下，一定大於零，正反應不可能自發進行，而逆反應一定自發進行。
如果△H<0，△S>0，則逆反應的△G在只改變溫度的情況下，一定大於零，逆反應不可能自發進行，而正反應一定自發進行。
又因為題目給的條件是，高溫正反應可自發進行，則暗含著高溫時，T△S項需要足夠大，這樣在：△G = △H - T△S 中，△G才可能小於零，反應才可以自發進行。這樣，就需要 △S>0了。這樣一來，△H必須也大於零。
我們再把這個結果帶入逆反應中，逆反應：△G 逆= -△H + T△S，低溫時，T△S項小，因此易於保證：△G 逆 小於零。
所以，結果是
△H>0，△S>0
Ⅶ 高中化學熵變，急求
先查表，得到各物質的熱力學參數中的Sm值（標准狀態下）
C 5.7J/mol.K
H2O 氣態內188.8J/mol.K（液態70.0J/mol.K你沒有寫清楚狀態我按照容氣態算的）
CO 197.7J/mol.K
H2 130.7J/mol.K
反應熵變=生成物熵變-反應物熵變（注意反應系數）
ΔS=130.7+197.7-（188.8+5.7）=133.9J/mol.K
該反應為熵增反應。
要是還有什麼不明白的地方給我網路的ID留言就可以了。樓上的是粗略估計法，
也有其適用范圍。精確值就按照上述方法計算，考試中會給出相對的熱力學函數值（就好比相對原子質量），不用擔心，掌握公式就可以了。
高中化學中關於熵變一般不用計算。可以直接用混亂度來考慮熵變，物質分布越混亂熵值越大，由於固體中分子（或原子，離子）排布最有規律，混亂度最小，所以熵值最小，液體次之，氣體最混亂，熵值也就最大。
Ⅷ 熵變與化學反應有什麼關系
這么說吧，生成物分子的活動范圍變大了，或是活動范圍大的分子增多了（即體系的混亂度變大了），那麼就是熵增加。如：1有固體反應物生成液體乃至氣體產物。2
反應物中氣體物質少，產物中氣體物質變多。
反之，則是熵變小。但是要正確判斷反應方向究竟向哪邊進行，則需要綜合焓變和熵變的影響。