焓变与熵变的计算规则
在化学反应热力学中，焓变（ΔH）和熵变（ΔS）的计算遵循统一的核心规则：生成物的相应热力学值减去反应物的相应热力学值。即 ΔH = H(生成物) - H(反应物)，ΔS = S(生成物) - S(反应物)。这一规则基于体系状态函数变化的定义，其物理意义是衡量反应前后体系能量和混乱度的变化。
具体计算方法与实例说明
计算时通常需要利用标准摩尔生成焓（ΔfH°）和标准摩尔熵（S°）的数据。对于反应 aA + bB → cC + dD，标准焓变 ΔH° = [c·ΔfH°(C) + d·ΔfH°(D)] - [a·ΔfH°(A) + b·ΔfH°(B)]。若ΔH°为负值，表明反应放热。标准熵变 ΔS° = [c·S°(C) + d·S°(D)] - [a·S°(A) + b·S°(B)]。熵变的正负反映了反应前后体系混乱度的增减。需注意，计算熵变时直接使用物质的绝对熵值，而非生成熵。
记忆要点与常见误区
牢记“生成物减反应物”是避免混淆的关键。一个常见的记忆方法是联想反应进程：反应从反应物开始，最终得到生成物，因此变化量是“终态减初态”。若错误地用反应物减生成物，得到的数值符号将与实际相反，导致对反应放热/吸热或熵增/熵减的判断完全颠倒。正确计算ΔH和ΔS是进一步利用吉布斯自由能公式（ΔG = ΔH - TΔS）判断反应自发性的基础。