第一章氣體的pvt關係
一、 理想氣體狀態方程
pv=（m/m）rt=nrt1.1）
或pvm=p（v/n）=rt1.2）
式中p、v、t及n的單位分別為pa、m3、k及mol。vm=v/n稱為氣體的摩爾體積，其單位為m3·mol。r=8.314510j·mol-1·k-1稱為摩爾氣體常數。
此式適用於理想，近似於地適用於低壓下的真實氣體。
二、理想氣體混合物
1．理想氣體混合物的狀態方程1.3）
pv=nrt=（）rt
pv=mrt/mmix1.4）
式中mmix為混合物的摩爾質量，其可表示為
mmixmb1.5mmix=m/n1.6）
式中mb為混合物中某一種組分b的摩爾質量。以上兩式既適用於各種混合氣體，也適用於液態或固態等均勻相混合系統平均摩爾質量的計算。
2.道爾頓定律
pb=nbrt/v=ybp1.7）
p1.8)
。而混合氣體的總壓即等於各組分單獨存在於混合氣體的溫度、體積條件下產生壓力的總和。以上兩式適用於理想氣體混合系統，也近似適用於低壓混合系統。
3.阿馬加定律
vb*=nbrt/p=ybv1.9）
v=∑vb1.10）
vb*表示理想氣體混合物中物質b的分體積，等於純氣體b在混合物的溫度及總壓條件下所占有的體積。理想氣體混合物的體積具有加和性，在相同溫度、壓力下，混合後的總體積等於混合前各組分的體積之和。以上兩式適用於理想氣體混合系統，也近似適用於低壓混合系統。
三、臨界引數
每種液體都存在有乙個特殊的溫度，在該溫度以上，無論加多大壓力，都不可能使氣體液化，我們把這個溫度稱為臨界溫度，以tc或tc表示。我們將臨界溫度tc時的飽和蒸氣壓稱為臨界壓力，以pc表示。在臨界溫度和臨界壓力下，物質的摩爾體積稱為臨界摩爾體積，以vm,c表示。
臨界溫度、臨界壓力下的狀態稱為臨界狀態。
四、真實氣體狀態方程
1.范德華方程
（p+a/vm2）(vm-b)=rt1.11)
或（p+an2/v2）(v-nb)=nrt1.12)
上述兩式中的a和b可視為僅與氣體種類有關而與溫度無關的常數，稱為范德華常數。a的單位為pa·ｍ６·mol，b的單位是m3mol.-1。
該方程適用於幾個兆帕氣壓範圍內實際氣體p、v、t的計算。
2.維里方程
z(p，t)=1+bp+cp+dp1.13）
或z(vm, ,t)=1+b/vm+c / vm2 +d/ vm31.14）
上述兩式中的z均為實際氣體的壓縮因子。比例常數b』,c』,d』…的單位分別為pa-1,pa-2,pa-3…;比例常數b,c,d…的單位分別為摩爾體積單位[vm]的一次方，二次方，三次方…。它們依次稱為第二，第三，第四……維里係數。
這兩種大小不等,單位不同的維里係數不僅與氣體種類有關，而且還是溫度的函式。
該方程所能適用的最高壓力一般只有一兩個mpa，仍不能適用於高壓範圍。
五、對應狀態原理及壓縮因子
1.壓縮因子的對應式
z pv/(nrt) =pvm/(rt1.15）
壓縮因子z是個量綱為1的純數，理想氣體的壓縮因子恒為1。一定量實際氣體的壓縮因子不僅與氣體的t，p有關，而且還與氣體的性質有關。在任意溫度下的任意實際氣體，當壓力趨於零時，壓縮因子皆趨於1。
此式適用於純實際氣體或實際氣體混合系統在任意t，p下壓縮因子的計算。
2.對應狀態原理
pr=p/pc1.16)
vr=vm/vm,c1.17)
t=t/tc1.18)
pr、vr、tc分別稱為對比壓力、對比體積和對比溫度，又統稱為氣體的對比引數，三個量的量綱均為1。各種不同的氣體，只要有兩個對比引數相同，則第三個對比引數必定（大致）相同，這就是對應狀態原理。
第二章熱力學第一定律
一、 熱力學基本概念
1. 狀態函式
狀態函式，是指狀態所持有的、描述系統狀態的巨集觀物理量，也稱為狀態性質或狀態變數。系統有確定的狀態，狀態函式就有定值；系統始、終態確定後，狀態函式的改變為定值；系統恢復原來狀態，狀態函式亦恢復到原值。
2. 熱力學平衡態
在指定外界條件下，無論系統與環境是否完全隔離，系統各個相的巨集觀性質均不隨時間發生變化，則稱系統處於熱力學平衡態。熱力學平衡須同時滿足平衡（△t=0）、力平衡（△p=0）、相平衡（△μ=0）和化學平衡（△g=0）4個條件。
二、熱力學第一定律的數學表示式
1.△u=q+w
或du=δq+δw=δq-pambdv+δw`
規定系統吸熱為正，放熱為負。系統得功為正，對環境做功為負。式中pamb為環境的壓力，w`為非體積功。上式適用於封閉系統的一切過程。
2．體積功的定義和計算
系統體積的變化而引起的系統和環境交換的功稱為體積功。其定義式為：
δw=-pambdv
（1） 氣體向真空膨脹時體積功所的計算
w=0（2） 恒外壓過程體積功
w=pamb（v1-v2）=-pamb△v
對於理想氣體恆壓變溫過程
w=-p△v=-nr△t
（3） 可逆過程體積功
wr=(4)理想氣體恆溫可逆過程體積功
wr==-nrtln(v1/v2)=-nrtln(p1/p2)
(5)可逆相變體積功
w=-pdv
三、恆熱容、恆壓熱，焓
1.焓的定義式
hu + p v
2．焓變
（1）△h=△u+△(pv)
式中△(pv)為p v乘積的增量，只有在恆壓下△(pv)=p(v2-v1)在數值上等於體積功。
（2）△h=
此式適用於理想氣體單純p vt變化的一切過程，或真實氣體的恆壓變溫過程，或純的液、固態物質壓力變化不大的變溫過程。
3. 內能變
(1)△u=qv
式中qv為恆熱容。此式適用於封閉系統，w`=0、dv=0的過程。
△ u==
式中為摩爾定容熱容。此式適用於n、cv,m恆定，理想氣體單純p、v、t變化的一切過程。
4. 熱容
（1） 定義
當一系統由於加給一微小的熱容量δq而溫度公升高dt時，δq/dt這個量即熱容。
（2） 摩爾定容熱容cv，m
cv，m=cv/n=()v (封閉系統，恆容，w非=0)
(3)摩爾定壓熱容cp,m
cp,m= （封閉系統，恆壓，w非=0）
(4) cp, m與 cv，m的關係
系統為理想氣體，則有cp, m—cv，m=r
系統為凝聚物質，則有cp, m—cv，m≈0
（5）熱容與溫度的關係，通常可以表示成如下的經驗式
cp, m=a+bt+ct2
或cp, m=a+b`t+c`t-2
式中a、b、c、b`及c`對指定氣體皆為常數，使用這些公式時，要注意所適用的溫度範圍。
（6）平均摩爾定壓熱容p,m
p,m= (t2-t1)
四、理想氣體可逆絕熱過程方程
=1=1
=1上式γ=/,稱為熱容比（以前稱為絕熱指數），以上三式適用於為常數，理想氣體可逆絕熱過程，p,v,t的計算。
五、反應進度
ξ=△nb/vb
上式適用於反應開始時的反應進度為零的情況，△nb=nb-nb，0，nb，0為反應前b的物質的量。
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