2）熵与分子的组成有关:
对不同的物质,其组成分子越复杂,熵就越大.而简单分子的熵值一般较小.
3）熵与体系物质的量n有关:
体系的n值越大,其熵值越大.
4）熵与温度有关:
熵随着体系温度的升高而增大.
5）熵与压力有关:
随着体系压力的加大,熵值减小.因为压力加大,体系的有序程度加大,则熵就减小.
2.化学反应熵变的大小
1）熵变（ΔS）与体系中反应前后物质的量的变化值有关:
a.对有气体参加的反应:
主要看反应前后气体物质的量的变化值即Δn（g）,Δn（g）正值越大,反应后熵增加越大;Δn（g）负值越大,反应后熵减越多。
b.对没有气体参加的反应:
主要看各物质总的物质的量的变化值即Δn（总）,Δn（总）正值越大,熵变正值越大;Δn（总）负值绝对值越大,熵变也是负值的绝对值越大,但总的来说熵变在数值上都不是特别大.
2）熵变（ΔS）值随温度的改变变化不大,一般可不考虑温度对反应熵变（ΔS）的影响.
3）熵变（ΔS）值随压力的改变变化也不大,所以可不考虑压力对反应熵变的影响.
焓
焓
焓是一个状态函数，也就是说，系统的状态一定，焓的值就定了。
焓的定义式（物理意义）是这样的：
H=U+PV。
其中U表示热力学能，也称为内能（InternalEnergy），即系统内部的所有能量；
P是系统的压力（Pressure），V是系统的体积（Volume）。
焓变
焓变（enthalpy）即物体焓的变化量。
焓是物体的一个热力学能状态函数，即热函：
表示一个系统中的热力作用，等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压力的乘积的总和
焓变是生成物与反应物的焓值差。
作为一个描述系统状态的状态函数，焓变没有明确的物理意义。
ΔH（焓变）表示的是系统发生一个过程的焓的增量。
ΔH=ΔU+Δ（pV）.
在恒压条件下，ΔH（焓变）可以表示过程的热力学能变
焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一，另一个是熵变。
熵增焓减，反应自发；
熵减焓增，反应逆向自发；
熵增焓增，高温反应自发；
熵减焓减，低温反应自发。
相关知识
在了解焓变时我们需要弄清分子热运动、热力学能和热力学第一定律：
分子的热运动
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。
热力学能
在热学中，分子、原子、离子和原子团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）。
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：
ΔU1=W
如果物体对外界做功，则W为负值，热力学能增加量ΔU1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：
ΔU2=Q
如果物体放热，则Q为负值，热力学能增加量ΔU2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：
ΔU=ΔU1+ΔU2=Q+W
热力学第一定律
体积功：
是系统由于体积改变而与环境交换的能量称为体积功。
W体积=
注意：
公式中的P指的是外界压强,有时称作外界压力。
因为热力学能U是状态量，所以得到：
热力学第一定律：
ΔU=ΔU末态-ΔU初态=Q+W
=系统从外界吸收的热量（Q）+外界对系统做的功（W）
化学反应都是在一定条件下进行的，其中以恒容与恒压最为普遍和重要。
1、在密闭容器内的化学反应就是恒容过程。
因为系统体积不变，而且系统只对外做体积功。
由于是恒容过程，所以W体积=0，，那么
W=-W体积=0。
代入热力学第一定律表达式得：
Q=ΔU
它表明恒容过程的系统吸收的热量等于系统热力学能的变化，也就是说，只要确定了过程恒容和系统只对外做体积功的特点，Q就只决定于系统的初末状态。
2、 在敞口容器中进行的化学反应就是恒压过程。
所谓恒压是控制系统的压强P等于环境压强P外，并保持恒定不变，即P=P外=常数。
由于过程恒压和系统只对外做体积功，所以：
W=-W体积=-P外（V2-V1）=-（P2V2-P1V1）.
其中W为外界对系统做的功，W体积为系统对外做的功（即体积功）。
W=-W体积
压强乘以体积的改变量是系统对外做的功，可以按照P=F/S，V=Sh，
∴Fh=PV来理解。
将其代入热力学第一定律表达式得：
Q=ΔU-W=（U2-U1）+（P2V2-P1V1）
=（U2+P2V2）-（U1+P1V1）.
因为U+pV是状态函数（即状态量）的组合（即一个状态只有一个热力学能U，外界压强P和体积V），所以将它定义为一个新的状态函数——焓，并用符号H表示，H=U+PV。
注意这里压力与体积的乘积PV不
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