热力学
第二章 热力学第一定律
入口处： p1A1 d x = p1 d V1 = p1 v1 d m1
出口处： p2A2 d x = p2 d V2 = p2 v2 d m2
流动功：系统为维持工质流动所需的功。 （p v ) = p2 v2 – p1 v1 3. 几点说明： （1）是工质在开口系统中流动而传递的能量； （2）只有在工质流动过程中才出现； （3）工质在传递流动功时，没有热力状态的变化， 也没有能量形态的变化
1 2 2 (c f 2 c f 1 ) h1 h2 2
说明 ：工质流经喷管时，动能的增加等于 焓值的减少。
同学们：
上课铃声即将敲响， 你们准备好了吗？！
同学们：
现在开始上课。 请翻开你们的书、笔记本，
拿起笔。 并请保持课堂安静。谢谢！
例1：对定量的某种气体加热100kJ，使之由状态1 沿路径1a 2变化到状态2，同时对外作功60kJ。若外 界对气体作功40kJ，使之从状态2沿路径2b1返回状 态1，如图，问返回过程中工质与外界交换的热量 是多少？是吸热用力的存在所具有 的位能，与气体的比体积有关。 化学能，原子核能，电磁能。
单位：焦耳 J，符号 U 比热力学能：单位质量物质的热力学能，u, J / kg 2. 热力学能是温度和比体积的函数，是状态参数。 3. 热力学能的大小是相对的。 二. 宏观动能和宏观位能 1. 宏观动能：由于宏观运动速度而具有的动能。EK 2. 宏观位能：由于其在重力场中的位置而具有的位 能。 EP 三. 总储存能 （stored energy) 总储存能：系统的热力学能，宏观动能，宏观位 能之和，用E表示，单位J，KJ。 比储存能 e = u + e k+ ep
Q = W + U = W + U2 - U1
什么是热力学
什么是热力学热力学是一门研究物质能量转化和传递的学科，主要研究热、功、能量和熵等宏观物理量的性质和相互关系。
热力学最早源于18世纪后期，由于当时工业革命的兴起，人们对热能的研究需求日益增加。
热力学的基本理论被奥地利科学家卡诺、英国物理学家开尔文、英国工程师瓦特等人提出，并逐渐发展成为一个独立的学科。
热力学的研究对象是宏观的物质系统，它的基本假设是系统的守恒性，即能量守恒和物质守恒。
热力学系统分为封闭系统、开放系统和孤立系统。
封闭系统与外界的物质交换不发生，但能量交换允许；开放系统与外界的物质和能量交换都允许；孤立系统与外界的物质和能量交换都不允许。
热力学的基本物理量有热量、功、内能和熵。
热量是指由于温度差而传递的能量，通常用Q表示；功是指外力对系统做的可逆过程所做的功，通常用W表示；内能是指系统中所有微观粒子的能量总和，通常用U表示；熵是一个描述系统无序程度的物理量，通常用S表示。
根据能量守恒定律，可得到热力学第一定律：能量守恒定律，即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。
热力学的第二定律是关于能量传递方向的定律，也是描述自然界过程发展方向的定律。
它包括热力学第二定律和熵增定律两个部分。
热力学第二定律规定了热量的反向传递是不可能的，热量只能从高温物体传递到低温物体。
熵增定律则表明孤立系统的熵是不断增加的，即系统的无序程度不断增加。
这是因为自然界中几乎所有过程都是不可逆的，无法回到初始状态。
热力学的应用非常广泛，几乎涉及到各个领域。
在物理学中，热力学用于研究物质的热力学性质、相变和热力学平衡等；在化学中，热力学用于研究化学反应的能量变化和反应的平衡等；在工程学中，热力学用于热能转化和能量利用的优化等。
热力学的应用也延伸到生物学、地球科学和环境科学等多个学科领域。
总之，热力学是研究物质能量转化和传递的科学，通过研究热、功、能量和熵等物理量之间的关系，揭示了自然界中各种宏观过程的规律。
热力学公式地总结
(1)组成摩尔分数y B (或X B)=体积分数订二y B V”m，B/v y AV ■ m,AA式中m=v mB为混合气体的总质量,B n = a nB为混合气体总的物质的量。
上B第一章气体的pVT关系主要公式及使用条件1. 理想气体状态方程式pV =(m/M )RT = nRT或pV m 二p(V/ n) = RT式中P, V，T及n单位分别为Pa, m, K及mol。
V m=V /n称为气体的摩尔体积，其单位为m • mol-1。
R=8.314510 J • mol-1• K-1，称为摩尔气体常数。
此式适用于理想气体，近似地适用于低压的真实气体。
2. 气体混合物n A为混合气体总的物质的量。
V”m,A表示在一定T，p下纯气体A的摩尔体积。
'• y A V”mA为在一定T，p下混合之前各纯组分体积的总和。
A(2)摩尔质量M mix 八Y B M B二m/ n 八M B/' n B述各式适用于任意的气体混合物。
(3) y B 二“B /n 二P B/ p 二V B /V式中P B为气体B,在混合的T，V条件下，单独存在时所产生的压力，称为B的分压力。
V B为B气体在混合气体的T，p下，单独存在时所占的体积。
3. 道尔顿定律pB = y B p，P =為P BB上式适用于任意气体。
对于理想气体P B= nBRT/V4. 阿马加分体积定律*V B = n B RT / p此式只适用于理想气体。
第二章热力学第一定律主要公式及使用条件1. 热力学第一定律的数学表示式U 二Q W或dU = 8Q = 9Q - P amb dV SW'规定系统吸热为正，放热为负。
系统得功为正，对环境作功为负。
式中P amb为环境的压力，W为非体积功。
上式适用于封闭体系的一切过程。
2. 焓的定义式H -U pV3. 焓变(1) H = U (pV)式中丄(pV)为PV乘积的增量，只有在恒压下MpV)二PM -V1)在数值上等于体积功。
大学物理~热力学基础
气体的内能
E i RT
2
(内能是态函数！)
气体的内能的增量
E i RT
2
二. 功
热量
P
S
dl
（1）功
计算系统在准静态膨胀过程中所作的功： dW F dl P S dl PdV
当活塞移动一段有限距离时
压强作功
W V2 P dV V1
V2
W PdV
热机发展简介
1698年萨维利和1705年纽可门先后发 明了蒸气机 ，当时蒸气机的效率极低 . 1765年瓦特进行了重大改进 ，大大提高了 效率 . 人们一直在为提高热机的效率而努 力，从理论上研究热机效率问题， 一方面 指明了提高效率的方向， 另一方面也推动 了热学理论的发展 .
各种热机的效率
大型柴油机效率
通过外界对系统作功的方法，提高系统的温 度，当系统的温度高于外界时，系统将当初所 吸的热量及由外界作功所转变的内能全部交还 给外界，系统恢复了原状。
外界呢？总能量没减少，但原来付出的机械能 变成了热能，外界没有恢复原状。所以
结论
热量从高温物体传到低温物 体的过程是不可逆的！
（3）气体的自由膨胀过程
dQ dE CV ( dT )V (dT )V
∵
1mol理想气体dE=
i 2
RdT
∴
Cv
=
i 2
R
（i为分子自由度）
所以，理想气体内能表达式又可写成
E CvT
2.定压摩尔热容量（Cp）：
1mol气体在定压过程中吸收热量dQ与温度的变化dT之比
Cp
dQ ( dT )p
dE+PdV ( dT )p
热学三大公式
热学三大公式
热学是物理学中的一个重要分支，涉及到热量、热力学能量、热传递等方面的知识。
在热学中，有三个非常重要的公式，分别是:
1. 热力学第一定律公式:Q = U + W
这个公式表示热量 Q 等于内能 U 加上摩擦功 W。
它表明了热量和内能之间的关系，说明了热传递的根本原因是物体之间的内能差异。
这个公式在解释热传递现象和计算热传递的热量时非常有用。
2. 热力学第二定律公式:N = Q - W
这个公式表示净热量 N 等于热量传递 W 减去摩擦功 N。
它表明了热量传递的方向和热量传递的多少取决于内能差异的大小，而与摩擦功无关。
这个公式在解释热传递的规律和计算热量传递的效率时非常有用。
3. 热力学第三定律公式：热量不可能自发地从低温物体传到高
温物体
这个公式表示热量传递是一种自发的过程，也就是说，热量传递是从高温物体向低温物体传递的。
这个公式表明了热传递是一种不可避免的自然现象，同时也说明了热量传递的根本原因是物体之间的内能差异。
这个公式在解释热传递现象和计算热传递的热量时非常有用。
这三个公式是热学中最基本的公式，对于理解热学概念和应用具有非常重要的意义。
此外，热学还有很多其他的公式和规律，例如热力学第二定律的另一种表述方式——熵增定律，以及热力学第三定律的应用，等等，这些都需要深入学习才能掌握。
第二章 热力学第一定律
进入系统的能量－离开系统的能量＝系统能量的增加 （2－9） 进入系统的能量－离开系统的能量＝ － ）
1 2 Q = m2 (u2 + cf 2 + gz2 ) + m2 p2 v2 2 1 2 − m1 (u1 + cf 1 + gz1 ) − m1 p1v1 + Wi 2
1 2 wt = (cf 2 − cf21 ) + g ( z 2 − z1 ) + wi 2
比较式（2－10b)和（2－16） 比较式（ － 和 － ）
(2 − 19)
q = ∆u + w q = ∆h + wt = ∆u + ∆( pv) + wt 1 2 w = ∆( pv) + wt = ∆( pv) + ∆cf + g∆z + wi 2
由于m 由于 1=m2=m, 整理上式得
1 2 Q = m(u2 + p2 v2 + cf 2 + gz2 ) 2 1 2 − m(u1 + p1v1 + cf 1 + gz1 ) + Wi 2 令 H = U + pV 代入上式得
1 Q = ∆H + m∆cf2 + mg∆z + Wi 2 1 2 δQ = dH + mdcf + mgdz + δWi 2
m1 = m2 = m
∆ECV = 0
稳定系统的能量分析： 稳定系统的能量分析： 进入系统的能量： 进入系统的能量：
1 2 Q + E1 + p1V1 = Q + m1 (u1 + cf 1 + gz1 ) + m1 p1v1 2 离开系统的能量： 离开系统的能量： 1 2 E2 + p2V2 + Wi = m2 (u 2 + cf 2 + gz 2 ) + m2 p2 v2 + Wi 2
第二章 热力学第一定律-1
系
δQ 环境
统
δW 环境
所 以：
dU体系热力学能量的增量 Q W
注 意：
Ⅰ. d 表示全微分， 表示非全微分。
Ⅱ. 凡是使体系（热力学）能量增加的功和热都取正值，反之取负值。
三、焦耳（Joule）实验
搅 拌 器 活塞
真空
实验前——左边容器空气，
右边容器真空；容器置于一
系统分类——根据系统与环境之间是否有物质和能量交换：
（1）封闭体系：无物质交换，有能量交换。 （2）敞开体系：既有物质交换，又有能量交换。 （3）隔离体系：既无物质交换，也无能量交换。
注意：系统与环境的区分具有相对性；系统的选择具有任意 性。
3. 系统的性质——广度性质与强度性质
（1） 广度性质（容量性质）——如果在没有任何其他变化的情况下，
二、热力学的基本概念和术语
• 1. 引言
高楼大厦是由沙石等基础元件构成的；同样的道理，任何一 个理论体系都是建立在一定的基础元件上的。例如：英语由26个 字母构筑而成；日语由50个片假名和平假名构成而成。热力学体 系也一样由它的基本概念和术语构筑而成。——所以先来讨论热 力学的基本概念和术语。
2. 系统与环境
C. 恒容过程—— V体系＝Cons tan t
D. 绝热过程——体系与外界环境无热交换。
E. 循环过程——系统经历一系列具体途径后又回到原来的状态； 其特点是：状态函数的变化值为零，但体系与环境所交换的功 和热不一定为零。
★ 第二种分类方法（分类标准——按组成分类）：
A．简单状态变化 ；B．相变 ；C．化学反应
0 0
8. 热力学能（旧称：内能）
（1）定义——系统内部所有粒子除整体动能和整体势能外的全部能量之和，用符
第3章热力学
第三章热力学思考题3-1令金属棒的一端插人冰水混合的容器中，另一端与沸水接触，待一段时间后棒上各处温度不随时间变化，这时全属棒是否处于平衡态为什么答: 不是平衡态。
因平衡态是，在不受外界影响的条件下，一个系统的宏观性质不随时间改变的状态。
因金属棒是在外界条件影响下达到平衡的，所以不是平衡态。
3-2 在热力学中为什么要引入准静态过程的概念答：在系统从一个平衡态过渡到另一个平衡态的过程中，如果任一个中间状态都可看作是平衡状态，这个过程就叫准静态过程。
准静态过程是无限缓慢的过程。
由于pV图上的任何一个点都代表了一个稳定的平衡态，因而pV图上任何一条光滑的曲线都代表了一个准静态过程。
如果假定系统在状态变化过程中所经历的实际过程是准静态过程的话，那么这个过程就可以在pV图上画出来，从而使对状态变化的研究变得简单而直观了。
因此，在热力学中引入准静态过程的方法实际上是一种将过程简化的理想化方法。
3-3 怎样区别内能与热量下面哪种说法是正确的(1) 物体的温度越高，则热量越多；(2) 物体的温度越高，则内能越大。
答：内能与热量是两个不同的概念。
内能是由热力学系统状态所决定的能量．从微观的角度看，内能是系统内粒子动能和势能的总和。
关于内能的概念，应注意以下几点：(a) 内能是态函数，是用宏观状态参量(比如p、T、V)描述的系统状态的单值函数，对于理想气体，系统的内能是温度T的单值函数；(b) 内能的增量只与确定的系统状态变化相关，与状态变化所经历的过程无关；(c) 系统的状态若经历一系列过程又回到原状态，则系统的内能不变； (d) 通过对系统做功或者传热，可以改变系统的内能。
热量是由于系统之间存在温度差而传递的能量。
从微观的角度看，传递热量是通过分子之间的相互作用完成的．对系统传热可改变系统的内能。
关于热量，应注意以下几点：(a) 热量是过程量，与功一样是改变系统内能的一个途径，对某确定的状态，系统有确定的内能，但无热量可言；(b) 系统所获得或释放的热量，不仅与系统的初、末状态有关，也与经历的过程有关，过程不同，系统与外界传递热量的数值也不同；(c) 在改变系统的内能方面，传递热量和做功是等效的，都可作为系统内能变化的量度。
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2 热力学第一定律本章学习要求：1．掌握热力学的基本概念，重点掌握状态函数的特点。
2．明确热力学能（U）和焓（H）都是状态函数，热（Q）和功（W）都是与过程相关的物理量。
3．初步掌握用状态函数分析和处理问题的方法。
4．理解可逆过程与最大功的概念。
5．掌握热力学第一定律的表述与数学表达式，学会计算理想气体单纯状态变化过程、相变、化学变化过程的△U、△H、Q及W。
6．理解反应进度与反应热效应的概念，掌握热力学第一定律与黑斯定律的关系，能熟练地应用黑斯定律由生成热与燃烧热计算常温下的反应热。
7．学会应用基尔霍夫定律计算不同温度下的反应热。
在生产实践与科学研究中，我们常碰到这样一些问题：一个物理或化学过程发生后能量得失关系如何？是吸热还是放热？一个新的制备方案能否实现？如何反映最佳反应条件？在一定条件下反应的最高产量可达多少？热力学就是解决这些关系的。
热力学是研究能量互相转换所遵循规律的科学。
将热力学基本原理用来研究化学现象以及与化学有关的物理现象就是化学热力学。
它的主要内容是利用热力学第一定律计算化学反应的热效应；利用热力学第二定律解决化学反应的方向与限度以及与平衡有关的问题。
热力学两个定律在化学过程以及与化学有关的物理过程中的应用就形成了化学热力学。
从热力学定律出发用演绎法讨论具体对象的宏观性质。
热力学方法有以下几个特点：（1）热力学研究的对象是大量粒子的集合体，所得的结论具有统计性质，而不适应于个别分子，原子或离子。
（2）热力学不考虑物质的内部结构，也不管反应进行的机理。
（3）热力学没有时间因素，不涉及速率问题。
热力学的优点是：用热力学方法研究问题，只需要知道研究对象的始态和终态以及过程进行的外界条件，就可以做相应的计算，它不需要知道物质的微观结构和过程进行的细节，应用上比较方便。
热力学的局限性是明显的。
由于热力学不涉及物质内部结构，就无从了解反应或过程的细节，对现象只有宏观的了解，不能做微观的说明。
由于热力学不包含时间因素，因此也无法解决有关的反应速率问题。
例如根据热力学的计算，H2与O2在常温下生成H2O的反应自发倾向很大，但若将H2与O2放在一起常温下却不会起反应，乃至几年也不会有什么变化。
因此凭热力学只能解决反应的可能性与限度性问题。
虽然热力学方法有些局限性，但它仍不失为强有力的理论工具。
由于热力学的基础是人类长期试验得到的，有着牢固实验基础的经验定律，用的是严格的演绎法，故其结论具有高度的可靠性与普遍性。
热力学它是化学反应器以及精馏、吸收、萃取、结晶等单元操作的理论基础，在工艺路线选择，工业装置设计、操作条件确定等方面有重要的指导意义。
热力学为我们指出了实验的方向。
如果热力学指出在某种条件下反应不能发生，则不必在该条件下进行实验，以免浪费人力物力。
历史上曾有过这样的例子，铁的氧化物在熔炉里还原：Fe3O4+4CO=3Fe+4CO2在烟囱里排出的气体中发现有大量的CO，当时以为是反应不完全，矿石与CO 接触时间不够，于是修建更高的高炉，结果CO还是没有减少。
实际上根据热力学的计算，CO的大量存在是不可避免的。
再例如由石墨制造金刚石的实验，以前很多人曾进行多次实验都未获成功。
后来通过热力学计算才知道，在常温常压下石墨非常稳定，只有当压力超过1500×101.3KPa时才有可能变成金刚石。
在热力学理论的指导下，现已成功地实现了这个转变过程。
热力学还为我们指出了改进工作的方向。
例如确定某产品的制备方案时，如果热力学的计算表明是可行的，但产率较低，我们就可改进工作，如改变反应条件，寻找合适的催化剂等。
2.1 基本概念2.1.1系统和环境自然科学所研究的对象是千变万化、丰富多彩的自然界，其中各种事物，各个部分是不断相互影响并相互联系的。
但为研究问题的方便，需先确定研究对象的范围和界限，亦即将某一部分物体或空间，人为地和自然界的其余部分分开来，作为研究的重点。
被划出来作为研究对象的这部分物体或空间，称为系统。
系统以外的其它部分，则称为环境。
实际上，环境通常是指与系统有相互影响的有限部分。
系统可大可小，大到一座电弧炉及其几十吨钢液与炉渣，小到一个烧杯内盛的少量水，一个系统最少包含一种物质，多者可由几种物质来组成。
例如，炼钢过程中当钢水为系统时，与其有关的炉衬、炉渣及炉气则为环境。
假若研究脱硫、脱磷反应，因为这些反应发生在钢、渣两相界面处，可以把钢液与炉渣视为系统，而与系统有关的炉衬和炉气等则成为环境。
系统与环境间可以存在真实界面，也可以不存在界面。
例如，钢瓶中的氧气为系统，则钢瓶为环境，钢瓶内壁就是一个真实的界面；当研究空气中的氧气时，则空气中的其它气体为环境，此时则不存在界面。
所以不能以有无界面来划分系统与环境。
根据系统与环境间是否有物质交换与能量传递，可将系统分类如下：（1）敞开系统：与环境之间既有物质交换，也有能量的传递的系统，称为敞开系统（或开放系统）。
例如，一个盛有热水的玻璃杯，敞开放置，将会向空气中挥发水蒸气，同时散发热量。
（2）封闭系统：与环境之间只有能量传递而没有物质交换的系统，称为封闭系统。
例如，将上例的玻璃杯加盖后，就成为一个封闭系统。
在封闭系统内，可以发生化学变化和由此引起成分变化，只要不从环境引入或向环境输出物质即可。
物理化学上常常讨论这种系统。
冶金过程常把冶金炉（如电炉、高炉、转炉）等看作一个封闭系统，忽略挥发掉的很少量物质。
（3）隔离系统：与环境之间既无物质交换，也无能量传递的系统，称为隔离系统（或孤立系统）；例如，把盛有热水的玻璃杯盖起来，并把它放在一个绝热箱内，把整个绝热箱内的所有物质（水杯和空气）作为一个新系统，那么这个新系统就成为隔离系统。
因为这个系统与环境之间既没有物质交换，也没有能量交换。
从上述的例子还可以了解到，如果一个系统虽然不是隔离系统，只要把与这个系统有物质交换和能量传递的那一部分环境加到这个系统中，就可组成一个新系统，则这个新系统就成为隔离系统了。
热力学中常常要用到这种处理方法。
严格地说，自然界中并不存在绝对的隔离系统，因为每一事物的运动都和它的周围其他事物互相联系和互相影响。
例如，绝热箱的绝热效果再好，也不可能把热传递绝对地排除掉。
但是，当这种影响小到可以忽略不计的程度时，就可以将它设想为隔离系统了。
因此，与前述的理想气体概念一样，隔离系统是科学抽象出来的概念，实际上只能近似地体现。
系统还有一种分类法：单相系统或均匀系，多相系统或不均匀系。
一个系统中，任何具有相同物理、化学性质的均匀部分，叫做相。
在不同的相之间，有明显的界面，一般可用机械方法将它们分开。
只有一个相的系统，称单相系统，具有两个或两个以上的相的系统，称多相系统。
气体物质及其混合物，一般为均匀的单相；液体物质，如两者相互溶解，则形成一个相；如互不相溶，混合时，则形成有明显界面分开的两个液相，前者如酒精与水，后者如四氯化碳和水的情况。
固态物质较为复杂，它有晶态和非晶态之分，晶态中又有多种结构，分属不同的相。
2.1.2状态和状态函数系统的性质取决于状态。
这里所说的状态指的是平衡状态，即平衡态。
因为只有在平衡态下，系统的性质才能确定。
所谓平衡态应是在一定条件下系统的各种性质均不随时间的推移而变化的状态。
系统的平衡态指的是它处于如下的四种平衡时的状态。
热平衡：系统内部温度相同。
若系统不是绝热的，系统的温度应等于环境的温度。
当系统内有绝热壁隔开时，绝热壁两侧物质的温差不会引起两侧状态的变化，因而这种温度的不同不再是确定系统是否处于平衡态的条件。
力平衡：系统内部压力相同。
若系统是在带有活塞的气缸中（活塞无质量，活塞与器壁无摩擦），系统的压力应等于环境的压力。
当系统内有刚性壁隔开时，刚性壁两侧的压差不会引起两侧状态的变化，因而这种压力的不同不再是确定系统是否处于平衡态的条件。
相平衡：系统内各个相的组成及数量均不发生变化。
化学平衡：系统内所有化学反应中各组分的数量均不发生变化。
这里需要说明的是：系统的平衡态一般应是热力学上的平衡态，即在系统的温度和压力下它最可能稳定的状态。
例如在100kPa下，将液态水H2O（l）冷却至－5℃，系统的热力学平衡态应是固态冰H2O（s）；又如在400℃、28MPa下N2（g）与H2（g）混合物的热力学平衡态应是在该温度、压力下处于化学平衡状态的N2（g）、H2（g）、NH3（g）的气体混合物。
这两个系统的热力学平衡态是很容易达到的。
一般来说，将H2O（l）冷却至－5℃即可得到H2O（s），N2（g）与H2（g）在催化剂的存在下即可合成NH3（g），并且它们之间成化学平衡。
但是若将极纯的H2O（l）小心缓慢地冷却至－5℃时，仍可呈液态存在而不结冰（即过冷水）；若在没有催化剂存在时，N2（g）和H2（g）在上述条件下可以长时间不发生化学反应。
尽管上述－5℃的H2O（l）和未发生化学反应的N2（g）与H2（g）均不是在该条件下的热力学平衡态，但它们所处的状态在一定时间范围内可以维持不变，系统的性质可以确定，在这种情况下，这两种状态仍可按平衡态处理。
至于如何判断系统在一定条件下的状态，要根据具体情况。
例如在l00kPa 下将水H2O（l）加热到120℃的过热水，则终态为液态水H2O（l）；若在l00kPa 下将水H20（1）加热到120℃的平衡态，则终态为水蒸气H2O（g）。
系统的宏观性质，如温度T、压力p、体积V、体积质量（即密度）ρ、恒压热容Cp ，以及本章与下一章要引入的热力学能U、焓H、熵S等，均取决于状态，它们的数值均随状态的改变而改变，故称这些物理量均是状态函数。
状态函数就是指描述系统状态的宏观物理量。
从上述内容知，凡属系统的状态函数，必具有如下特点：（1）状态函数与状态是一一对应的关系，只要系统的状态确定，所有的状态函数都有确定的数值。
反之，状态函数一定时，那么系统的状态也就确定了。
（2）系统由某一状态变化到另一状态，其状态函数的变化只取决于始态和终态，而与变化的途径无关。
常用下标“2”和“1”分别表示终态和始态，而以符号“Δ”表示状态函数在系统发生一个过程后的改变量。
例如，系统温度由25℃升到100℃，温度的变化ΔT = T2 －T1 = 373K－298K = 75K。
至于如何变化，是先加热到120℃再变到100℃，还是先冷却到0℃再加热到100℃都无关，温度的变化量只取决于始态和终态。
状态函数的这一特点在热力学中有广泛的应用。
（3）任何状态函数都是其它状态函数的函数。
换句话说，在同一状态下，状态函数的任意组合或运算仍为状态函数。
例如，理想气体的体积V nRT p =；密度pM RT ρ=等。
但必须注意在不同状态下状态函数的组合就不能表示为新的状态函数。
例如，21T T T ∆=- ，T ∆就不是新的状态函数。