简述热力学能、焓、熵的概念。

化学中的化学热力学知识点化学热力学是研究化学反应中能量的转化与变化的学科，它对我们理解化学现象和反应行为起着重要的作用。

本文将介绍化学热力学的一些基本知识点，包括热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等。

1. 热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在化学反应中的应用。

热力学第一定律表明，系统的内能变化等于系统吸收的热量与对外做功之和。

这可以表示为以下公式：ΔU = q + w其中，ΔU表示系统的内能变化，q表示系统吸收的热量，w表示系统对外做的功。

2. 热力学第二定律热力学第二定律是热现象的方向性规律。

它表明自发过程在整个宇宙中是朝熵增加的方向进行的。

热力学第二定律可以通过熵的概念来描述，熵是衡量系统无序程度的物理量。

根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加，直到达到最大值。

3. 焓焓是一个物质在常压条件下的热力学函数，通常用H表示。

在常压下，焓的变化可以表示为下式：ΔH = q焓变表示物质的热量变化，正值表示系统吸热，负值表示系统放热。

4. 熵熵是衡量系统无序程度的物理量，通常用S表示。

根据热力学第二定律，一个孤立系统的熵在自发过程中不断增加。

熵的变化可以表示为下式：ΔS = q/T其中，ΔS表示系统的熵变，q表示系统吸收的热量，T表示系统的温度。

5. 自由能自由能是描述系统在恒温、恒压条件下能量转化的热力学函数，通常用G表示。

自由能包括内能和对外做功两个方面的能量，可以表示为以下公式：G = H - TS其中，H表示焓，T表示温度，S表示熵。

当系统的自由能变化ΔG为负值时，表示该过程是自发进行的。

总结：化学热力学是研究化学反应中能量转化与变化的学科，主要涉及热力学第一定律、热力学第二定律、焓、熵和自由能等知识点。

热力学第一定律描述了能量守恒定律在化学反应中的应用，热力学第二定律说明了自发过程进行的方向性规律。

焓是在常压下物质的热力学函数，熵是衡量系统无序程度的物理量，自由能描述了系统在恒温、恒压条件下的能量转化情况。

化学反应的热力学分析和计算热力学是研究物质在能量变化下的行为的科学。

在化学反应中，热力学可以用来分析和计算反应的热效应、熵变和自由能变化，从而帮助我们理解和预测化学反应的发生性质和程度。

本文将介绍化学反应的热力学分析和计算的基本原理和方法。

一、热力学基本概念热力学研究的基本量有能量、熵和自由能。

能量是一切物质存在和发展的基本要素，它可以分为内能、焓和吉布斯自由能。

熵是度量物质无序程度的物理量，描述了物质变化的趋势。

自由能是系统可用能量的度量，反应是否发生和反应的进行方向都与自由能变化密切相关。

二、热力学定律热力学定律是热力学理论的基石，它们是根据大量实验事实总结出来的。

热力学定律包括零th定律、第一定律和第二定律。

零th定律：如果两个系统与第三个系统分别处于热平衡，那么两个系统之间也处于热平衡。

第一定律：能量守恒定律，能量不会凭空消失或产生，只会从一种形式转化为另一种形式。

第二定律：自然界的某些过程是可逆的，而大多数过程是不可逆的；任何一个不可逆过程，总是使世界的熵增加。

三、热力学函数和状态函数热力学函数是描述系统状态的函数，包括内能、焓、熵和自由能。

热力学函数与物质的状态有关，与过程的路径无关。

内能是系统的全部能量之和，在常压下的焓等于内能加上对外界的功。

焓是热力学函数的基本概念，等于内能加上系统对外界做功。

熵是一个用来衡量体系无序程度的物理量，是热力学系统基本状态函数。

自由能是用来揭示体系变化趋势和判断反应可逆性的物理量，是描述宏观热力学状态和变化趋势的基本概念。

四、热力学分析和计算方法热力学分析和计算可以通过实验和理论推导来获得。

实验方法包括测量和计算反应的热效应和熵变。

理论方法包括推导和计算自由能变化、反应平衡常数和温度等相关物理量。

1. 实验测量热力学实验可以通过测量反应过程中释放或吸收的能量来获得热效应。

常见的实验方法包括恒温箱、热量计和卡诺循环等。

熵变的测量可以通过测量物质状态的变化来获得。

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。

熵和焓的关系
熵和焓是热力学中的两个基本概念，它们之间存在着密切的关系。

熵是一个系统的无序程度的度量，而焓则是一个系统的内部能量和外部对其做功的和。

根据热力学第一定律，能量守恒，系统的内能变化等于热量传递与功的和，因此焓的变化可以表示为内能变化和功的和。

另一方面，根据热力学第二定律，一个系统的熵总是自发地增加。

因此，在恒定压力下，系统的焓变化可以表示为温度和熵变化的积。

总之，熵和焓的关系是热力学中重要的概念，它们的相互作用对于理解能量转换和热力学过程的本质具有重要意义。

- 1 -。

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。

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。

化学反应中的熵变与焓变热力学动力学热力学动力学热力学动力学动力学在化学反应中，熵变与焓变是热力学动力学的重要概念。

熵变（ΔS）衡量了化学系统的混乱程度的变化，而焓变（ΔH）则表示了化学反应中的能量变化。

本文将探讨熵变和焓变在化学反应中的意义，以及它们对化学反应速率和平衡态的影响。

一、熵变（ΔS）的概念及其意义熵是热力学中衡量系统无序程度的物理量，即系统的混乱程度。

熵变（ΔS）是指化学反应前后系统熵的变化。

正的熵变表示系统的混乱程度增加，负的熵变表示系统的混乱程度减少。

熵变在化学反应中起着重要的作用。

首先，根据熵增原理，对于孤立系统，化学反应朝着增加总熵的方向进行。

也就是说，自发进行的化学反应通常具有正的熵变。

其次，熵变还与化学反应的可逆性相关。

根据熵增原理，一个反应进行到达平衡态时，熵变为零。

而对于可逆反应来说，熵变为零的条件也是反应达到平衡态的条件之一。

二、焓变（ΔH）的概念及其意义焓是热力学中的一个基本概念，表示系统的总能量。

焓变（ΔH）是指化学反应前后系统焓的变化。

正的焓变表示能量吸收，负的焓变表示能量释放。

焓变在化学反应中有重要的意义。

首先，焓变可以用于判断化学反应的放热性质。

当焓变为负时，表示反应是放热反应，释放能量到周围环境中；当焓变为正时，表示反应是吸热反应，吸收能量来自周围环境。

其次，焓变还与化学反应的速率有关。

一般来说，焓变越大，反应的速率越快。

这是因为焓变的变化与反应物的势能垒相关，越高的势能垒需要更大的能量差来克服，从而反应越慢。

三、熵变与焓变对化学反应速率的影响熵变和焓变对化学反应速率有着重要的影响。

根据反应速率理论，反应速率与活化能有关。

而活化能与熵变和焓变的变化有直接关系。

在反应速率较低的情况下，正的熵变可以提高反应物分子的无序程度，降低反应物的活化能，从而加快反应速率。

反之，负的熵变会减小反应物的无序程度，增加反应物的活化能，使反应速率变慢。

焓变对反应速率的影响也很明显。

化学反应热力学的反应焓与反应熵解析化学反应热力学是研究化学反应中能量变化的学科。

而反应焓与反应熵是研究化学反应热力学时经常使用到的两个重要概念。

本文将对反应焓与反应熵进行解析，并探讨它们在化学反应热力学中的作用。

一、反应焓（ΔH）反应焓是指化学反应在常压下吸收或释放的热量。

它是反应热力学中最为常用的物理量之一，通常用ΔH表示。

反应焓的符号取决于反应过程中热量的流向。

当反应吸热时，反应焓为正值，表示反应物到产物过程中吸热；当反应放热时，反应焓为负值，表示反应物到产物过程中释放热量。

反应焓可以通过实验测定或计算得到。

实验测定的方法包括燃烧热测定法、量热器测定法等。

计算方法则是通过反应物和产物的标准生成焓之差得出。

在化学反应中，反应焓的正负与反应物和产物之间的化学键的断裂和形成有关。

当化学键的断裂需要吸热时，反应焓为正值；而形成新的化学键时，会释放热量，反应焓为负值。

二、反应熵（ΔS）反应熵是指化学反应过程中系统的混乱程度的变化。

它是热力学中描述无序程度的物理量，通常用ΔS表示。

反应熵可以从微观角度理解为分子的自由度和排列方式的变化。

当反应物分子自由度增加，分子结构更加无序时，反应熵会增加；反之，如果反应物分子结构更有序，则反应熵会减小。

与反应焓不同，反应熵的正负并不能直接通过实验测量或计算得到，但可以通过ΔS和其他热力学量的关系，例如反应焓和温度来推导。

化学反应的热力学性质是通过反应焓和反应熵的综合作用来描述的。

根据吉布斯自由能（ΔG）的定义，可以得到以下公式：ΔG = ΔH - TΔS其中ΔG为反应的自由能变化，ΔH为反应焓变化，ΔS为反应熵变化，T为温度。

由上述公式可以看出，反应焓和反应熵的符号及大小决定了反应的自由能变化。

若ΔG为负值，则反应是自发进行的；若ΔG为正值，则反应是非自发进行的；而在ΔG为零时，反应处于平衡态。

三、反应焓与反应熵在化学反应中的作用反应焓与反应熵是热力学研究中非常重要的指标，它们对化学反应的影响具有以下几个方面的作用：1. 反应速率：反应焓和反应熵的变化能影响反应的速率。

熵：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。

表示物质系统
状态的一个物理量(记为S)，它表示该状
态可能出现的程度。

在热力学中，是用
以说明热学过程不可逆性的一个比较抽
象的物理量。

孤立体系中实际发生的过
程必然要使它的熵增加。

熵的单位就是
焦耳每开尔文，即J/K
焓：热力学中表示物质系统能量的一个状态函数，常用符号H表示。

数值上等于系
统的内能U加上压强p和体积V的乘积，即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
焓：单位质量的物质所含的全部热能。

焓的单位为kJ/kg
摄氏温度(F)：冰点时温度为0摄氏度,沸点为100摄氏度
而华氏温度把冰点温度定为32华氏度,沸点为212华氏度
所以1摄氏度等于1.8华氏度
摄氏温度与华氏温度的换算式是：5（F- 50º）= 9(C-10º) 式中F-华氏温度，C-摄氏温度
开氏温度（k）：摄氏温度等于开氏温度加273。

比如100度就是开氏的373。

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。

热力学循环中焓变与熵变的关系热力学是研究能量转化和传递的学科，而热力学循环则是能量在系统中循环流动的过程。

在热力学循环中，焓变和熵变是两个重要的概念，它们与能量转化和系统状态的变化密切相关。

首先，我们来了解一下焓变的概念。

焓是热力学中的一个重要参数，表示系统的内能和对外界所做的功之间的和。

焓变则是指系统在热力学循环中的焓的变化。

在一个闭合系统中，焓变可以通过两个方面进行计算：热交换和功交换。

当系统与外界发生热交换时，热量的吸收或释放会导致系统的焓变。

而当系统与外界发生功交换时，功的输入或输出也会引起系统的焓变。

因此，焓变可以看作是能量的转化，是系统内部能量与外界能量交换的结果。

接下来，我们来探讨一下熵变的概念。

熵是热力学中的另一个重要参数，表示系统的无序程度。

熵变则是指系统在热力学循环中的熵的变化。

在一个热力学循环中，系统的熵变可以通过两个方面进行计算：热交换和熵产生。

当系统与外界发生热交换时，热量的吸收或释放会导致系统的熵变。

而当系统内部发生熵产生时，系统的熵也会发生变化。

熵变可以看作是系统无序程度的变化，是系统内部能量转化为无序能量的结果。

焓变和熵变之间存在着密切的关系。

根据热力学第一定律，能量守恒定律，系统的焓变等于系统所吸收的热量与对外界做功的和。

而根据热力学第二定律，熵是一个不断增加的量，即系统的熵变总是大于等于零。

因此，在一个热力学循环中，焓变和熵变之间的关系可以通过以下公式表示：ΔH = Q - WΔS ≥ 0其中，ΔH表示焓变，Q表示热量，W表示功，ΔS表示熵变。

根据这两个公式，我们可以得出结论：焓变和熵变之间存在着一种权衡关系。

当焓变增加时，系统吸收的热量或对外界做的功增加，系统的熵变也会增加。

当焓变减少时，系统吸收的热量或对外界做的功减少，系统的熵变也会减少。

因此，焓变和熵变是相互联系的，它们共同决定了系统在热力学循环中的能量转化和状态变化。

总结起来，热力学循环中的焓变和熵变是两个重要的概念，它们与能量转化和系统状态的变化密切相关。

熵shang释义1：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。

2: 科学技术上用来描述、表征体系混乱度的函数。

亦被社会科学用以借喻人类社会某些状态的程度。

3：熵是生物亲序，是行为携灵现象。

科学家已经发明了测量无序的量，它称作熵，熵也是混沌度，是内部无序结构的总量。

英译entropy熵指的是体系的混乱的程度，它在控制论、概率论、数论、天体物理、生命科学等领域都有重要应用，在不同的学科中也有引申出的更为具体的定义，是各领域十分重要的参量。

熵由鲁道夫·克劳修斯（Rudolf Clausius）提出，并应用在热力学中。

后来克劳德·艾尔伍德·香农（Claude Elwood Shannon）第一次将熵的概念引入到信息论中来。

历史1850年，德国物理学家鲁道夫·克劳修斯首次提出熵的概念，用来表示任何一种能量在空间中分布的均匀程度，能量分布得越均匀，熵就越大。

一个体系的能量完全均匀分布时，这个系统的熵就达到最大值。

在克劳修斯看来，在一个系统中，如果听任它自然发展，那么，能量差总是倾向于消除的。

让一个热物体同一个冷物体相接触，热就会以下面所说的方式流动：热物体将冷却，冷物体将变热，直到两个物体达到相同的温度为止。

克劳修斯在研究卡诺热机时，根据卡诺定理得出了对任意循环过程都都适用的一个公式：dS=（dQ/T）。

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。

1948年，香农在Bell System Technical Journal上发表了《通信的数学原理》（A Mathematical Theory of Communication）一文，将熵的概念引入信息论中。

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。

吉布斯自由能的基本概念吉布斯自由能的基本概念一、引言吉布斯自由能是热力学中一个重要的概念，它描述了系统在恒温、恒压条件下的可逆变化时所能释放的最大功。

吉布斯自由能可以用来预测化学反应是否会发生，以及反应达到平衡时的平衡常数。

二、熵和焓在理解吉布斯自由能之前，我们需要先了解两个概念：熵和焓。

1. 熵熵是描述系统无序程度的物理量，通常表示为S。

熵增加意味着系统越来越无序。

根据热力学第二定律，任何孤立系统都必须经历一个不可逆过程，使得其总熵增加。

2. 焓焓是描述系统内部能量状态和外部环境之间相互作用的物理量，通常表示为H。

焓变化可以用来描述化学反应中吸热或放热的过程。

三、吉布斯自由能1. 定义吉布斯自由能是一个物理量，通常表示为G。

它可以通过以下公式计算：G = H - TS其中，H是焓，T是温度，S是熵。

这个公式可以解释为，吉布斯自由能是系统能够释放的最大功。

如果一个系统在恒温、恒压条件下发生可逆变化，那么这个变化所能释放的最大功就等于吉布斯自由能的变化。

2. 物理意义吉布斯自由能可以用来预测化学反应是否会发生。

如果一个反应的吉布斯自由能变化为负值，那么这个反应是可逆的，且会自发发生。

反之，如果吉布斯自由能变化为正值，那么这个反应是不可逆的，需要外界提供能量才能发生。

此外，在达到平衡时，系统的吉布斯自由能达到最小值。

因此，通过计算反应物和产物在平衡状态下的吉布斯自由能差可以得到平衡常数K。

3. 应用在工业上，吉布斯自由能被广泛用于控制化学反应过程。

例如，在制备氨气时，通过控制温度和压力来调节氨气和氮气之间的平衡常数K。

此外，在生物学中也有很多应用。

例如，在细胞内部代谢过程中，通过调节代谢产物和底物之间的吉布斯自由能差来控制代谢通路的方向。

四、结论吉布斯自由能是一个重要的热力学概念，它可以用来预测化学反应是否会发生，以及反应达到平衡时的平衡常数。

在工业和生物学中都有广泛的应用。