第一章熱力學第一定律
1、熱力學三大系統：
（1）敞開系統：有物質和能量交換；
（2）密閉系統：無物質交換，有能量交換；
（3） 隔絕系統（孤立系統）：無物質和能量交換。
2、狀態性質（狀態函式）：
（1）容量性質（廣度性質）：如體積，質量，熱容量。
數值與物質的量成正比；具有加和性。
（2）強度性質：如壓力，溫度，粘度，密度。
數值與物質的量無關；不具有加和性，整個系統的強度性質的數值與各部分的相同。
特徵：往往兩個容量性質之比成為系統的強度性質。
3、熱力學四大平衡：
（1）熱平衡：沒有熱隔壁，系統各部分沒有溫度差。
（2）機械平衡：沒有剛壁，系統各部分沒有不平衡的力存在，即壓力相同
（3）化學平衡：沒有化學變化的阻力因素存在，系統組成不隨時間而變化。
（4）相平衡：在系統中各個相（包括氣、液、固）的數量和組成不隨時間而變化。
4、熱力學第一定律的數學表示式：
u = q + w q為吸收的熱（+），w為得到的功（+）。
12、在通常溫度下，對理想氣體來說，定容摩爾熱容為：
單原子分子系統 =
雙原子分子（或線型分子）系統 =
多原子分子（非線型）系統
定壓摩爾熱容：
單原子分子系統
雙原子分子（或線型分子）系統
多原子分子（非線型）系統
可以看出：
13、的兩種經驗公式： （t是熱力學溫度，a,b,c,c』 是經
驗常數，與物質和溫度範圍有關）
14、在發生一絕熱過程時，由於，於是
理想氣體的絕熱可逆過程，有：
>1.
15、：
＞0 經節流膨脹後，氣體溫度降低；
＜0 經節流膨脹後，氣體溫度公升高；
=0 經節流膨脹後，氣體溫度不變。
16、氣體的節流膨脹為一定焓過程，即。
17、化學反應熱效應：在定壓或定容條件下，當產物的溫度與反應物的溫度相同而在反應過程中只做體積功不做其他功時，化學反應所吸收或放出的熱，稱為此過程的熱效應，或「反應熱」。
18、化學反應進度： （對於產物v取正值，反應物取負值）
時，，19、（1）標準摩爾生成焓（）：在標準壓力和指定溫度下，由最穩定的單質生成單位物質的量某物質的定壓反應熱，為該物質的標準摩爾生成焓。
（2）標準摩爾燃燒焓（）：在標準壓力和指定溫度下，單位物質的量的某種物質被氧完全氧化時的反應焓，為該物質的標準摩爾燃燒焓。
任意一反應的反應焓等於反應物燃燒焓之和減去產物燃燒焓之和。
20、反應焓與溫度的關係-------基爾霍夫方程
即產物熱容小於反應物熱容，則，即溫度公升高時反應焓減小。
即產物熱容大於反應物熱容，則，即溫度公升高時反應焓增大。
或很小時，反應焓將不隨溫度而改變。
21、基爾霍夫方程的應用：
適用條件：溫度變化範圍不大時，將近似看作常數，與溫度無關。
第二章熱力學第二定律
1、熱力學第二定律的經典表述：人們不可能設計成這樣一種機器，這種機器能不斷迴圈工作，它僅僅從單一熱源吸熱變為功而沒有任何其他變化。
2、卡諾迴圈：
過程1 保持t2定溫可逆膨脹。故
過程2 絕熱可逆膨脹。由於系統不吸熱，，故
過程3 保持t1定溫可逆壓縮。故
過程4 絕熱可逆壓縮。故
卡諾熱機的效率製冷效率：
3、卡諾定理：
（1）在兩個不同溫度的熱源之間工作的任意熱機，以卡渃熱機的效率為最大。否則將違
反熱力學第二定律。
（2）卡諾熱機的效率只與兩個熱源的溫度有關，而與工作物質無關。否則也將違反熱力學第二定律。
4、熱力學第二定律人數學表示式--------克勞修斯不等式
是系統的熵變，是實際過程中傳遞的熱，t是熱源溫度，是實際過程中的熱溫商。該式的等號適用於可逆過程；大於號適用於不可逆過程。它的含義是：
（1） 假如某一過程的發生將使系統的熵變大於熱溫商，則該過程是乙個不違反熱力學第二定律的、有可能進行的不可逆過程。
（2） 假如某一過程發生時，系統的熵變為熱溫商相等地，則該過程是乙個可逆過程。
（3） 的過程不可能發生。
（4） 克勞修斯不等式用於孤立系統時，,即孤立系統中所發生的任意過程總是向著熵增大的方向進行。
5、熵變的計算：
（1）定溫過程中的熵變：
（2）定壓過程的熵變：
（3）定容過程的熵變：
（4）相變化的熵變： （定溫定壓，兩相平衡，可逆）
6、熵是系統混亂度的度量
是熱力學概率，是玻耳茲曼常數。
7、熱力學第二定律的本質：一切自發過程，總的結果都是向混亂度增加的方向進行。
8、熱力學第三定律：在0k時，任何純物質的完美晶體其熵值為零。
9、有反應：
熵變計算：
10、定溫定容的系統--------亥姆霍茲函式a
（1）定義
（2） 等式表示可逆，不等式表示不可逆。
在定溫定容條件下，系統亥姆霍茲函式的減少等系統所能做的最大有效功（絕對值）。
（3），表示能夠發生的不可逆過程。
，表示可逆過程（或平衡）
，表示不可能發生的過程
11、定溫定壓系統吉布斯函式g
（1）定義：
（2） 等式表示可逆，不等式表示不可逆。
在定溫定壓條件下，系統亥姆霍茲函式的減少等系統所能做的最大有效功（絕對值）。
（3），表示能夠發生的不可逆過程。
，表示可逆過程（或平衡）
，表示不可能發生的過程
12、熱力學的基本公式：
當系統只做體積功不做其他功時
13、麥克斯韋關係式
14、計算：
（1）定溫：
（2）發生相變：始態和終態的兩個相平衡，且溫度和壓力相同，則
始態和終態不平衡，則設計可逆過程來計算。
（3）化學反應：
（4）溫度的變化--------吉布斯--亥姆霍茲公式
定溫：應用式：
附第二章化學勢
1、 （1）偏摩爾量的定義：多組分系統的任一種容量性質x（x可分別代表v，u，h，s，a，g等），可以看成是溫度t、壓力p及各物質的量，…的函式：
定義：則
稱為b的「偏摩爾量」。
（2）偏摩爾量的集合公式：……
2、（1）化學勢定義：
（2）物理意義：決定物質傳遞方向和限度的強度因素。
（3）定溫定壓下： ，也就是說是定溫度定壓條件下一多組分均相系統在發生狀態變化時所能做出的最大有效功。
（4）在不做其他功的條件下，是能夠進行的過程；，過程即達平衡。
3、理想氣體化學勢表示式：
4、對於理想氣體混合物來說，其中某種氣體的行為與該氣體單獨占有混合氣體總體積時的
行為相同。即
5、實際氣體的化學勢：
定義逸度校正因子稱為逸度係數或逸度因子。
6、拉烏爾定律：一定溫度時，溶液中溶劑的蒸氣壓與溶劑在溶液中的物質的量分數成正比，其比例是純溶劑在該溫度時的蒸氣壓（上標「*」表示純物質）。即：
（溶液蒸氣壓的降低與溶質在溶液中的摩爾分數成正比）
7、（1）理想液態混合物：在一定的溫度和壓力下液態混合物中任意一種物質在任意濃度下均遵守拉烏耳定律的液態混合物。
（2）理想液態混合物中物質的化學勢：液態混合物與蒸氣相達成平衡時，有：
，其中8、亨利定律：一定溫度時，稀溶液中揮發性溶質的平衡分壓與溶質在溶液中的摩爾分數成正比： ，
是與溶液平衡的溶質蒸氣的分壓，是溶質在溶液中的摩爾分數，是比例常數，
稱為亨利係數。其數值在一定溫度下不僅與溶質性質有關，還有溶劑性質有關，可以大於
或小於純溶質的飽和蒸汽壓。
9、理想稀溶液的定義：一定的溫度和壓力下，在一定的濃度範圍內，溶劑遵守拉烏爾定律、溶質遵守亨利定律的溶液稱為理想稀溶液。
10、不揮發性溶質理想稀溶液的依數性：
（1）凝固點降低： （與溫度無關） = ，其中是溶液中溶質的質量摩爾濃度。
是凝固點降低常數（是溶劑的摩爾質量，單位）
（2）沸點公升高：
沸點公升高常數則
（3）半透膜兩邊平衡時，純溶劑的壓力為、溶液的壓力為，則
，壓力差稱為滲透壓，
滲透壓（4）求算活度：
第三章化學平衡
1、理想氣體的化學反應：
標準平衡常數
活度商標準吉布斯函式變化
當時，，反應能夠正向進行。
當時，，反應能夠逆向進行。
當時，，反應達到平衡。。
2、平衡常數的表示法：
（1）氣相反應： （）
與溫度、壓力有關）=
總結：（2）液相反應：
理想液態混合物： 理想稀溶液： 非理想稀溶液：
（3）復相反應：
3、（1）溫度對平衡常數的影響：
（2）壓力、惰性氣體的影響：
第四章多相平衡
1、相：系統中，物理及化學性質完全均一的部分。
氣體：乙個系統中，無論有多少氣體，都只能形成乙個氣相。
液體：由於不同液體的相互溶解的程度不同，乙個系統中可以有乙個或兩個液相，但不會超過三個。
固體：如果系統中的不同固體達到分子程度的均勻混合，形成固溶體，一種固溶
體是乙個固相；否則，不論固體有多碎，系統中有多少固體，就有多少個
固相。2、 物種數s：系統中所含的化學物質。
3、 組分數k：足以表示系統中各相組成所需要的最少獨立物種數。
4、 獨立化學平衡數r，獨立溶度關係數r』
5、 6、 自由度：在不引起舊相消失和新相形成的前提下，可以在一定範圍內獨立變動的強度性質。
物理化學 下 總結
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