物理化学复习重点
物理化学复习知识点归纳
物理化学复习知识点归纳物理化学作为化学的一个主要分支，关注物质的物理性质、化学反应、能量转化等方面的研究。
下面将对物理化学的基本知识点进行归纳和复习。
1.原子结构和化学键：-定义：原子是化学物质中最小的粒子，由质子（正电荷）、中子（中性）和电子（负电荷）组成。
-原子核：由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，中子数可以影响同位素的形成。
-电子壳层结构：分为K、L、M等壳层，每个壳层能容纳的电子数量有限，遵循2n^2的规律（n为壳层编号）。
-原子键：包括离子键、共价键和金属键。
离子键由离子间的电荷作用力形成，共价键由相互共享电子形成，金属键由金属原子之间的电子云相互作用形成。
2.分子的构象和反应动力学：-构象：指分子在空间中的排列方式，由键角和键长决定。
分子的构象决定了其物理和化学性质。
-电离平衡：涉及酸碱反应的平衡，Kw表示了水的离子化程度和酸碱强度。
-化学动力学：研究化学反应的速率和机理。
反应速率受温度、浓度、反应物的结构和催化剂等因素影响。
3.热力学和热化学：-热力学：研究物质能量转化和热平衡的学科。
包括物质的内能、焓、熵、自由能等概念。
-熵：表示体系的无序度，体系越有序，熵值越小。
熵的增加是自然趋势，反映了热力学第二定律。
-热化学：研究化学反应中能量变化的学科。
包括焓变、标准焓变、热容、热效应等概念。
-反应热力学：研究反应的方向和热效应。
根据吉布斯自由能的变化可以判断反应是否自发进行。
4.量子化学：-波动粒子二象性：根据波粒二象性原理，微观粒子既可以表现出粒子性质，也可以表现出波动性质。
-波函数和波动函数：描述微观粒子在空间中的波动性质和定域性质。
波函数的平方可以给出粒子出现在一些空间区域的概率。
-氢原子的定态：薛定谔方程描述了电子在氢原子中的定态和能级。
以上是物理化学的一些基本知识点的归纳和复习。
在复习过程中，建议结合教材和课堂笔记，注重理解和记忆重点概念和公式，同时通过做习题和实践操作巩固知识。
物理化学复习要点
dS ≥
δ Qr
T −T 1 T 2
热机将热转换为功时的最高效率,非热机不遵守卡诺定律 -如电池
不可逆过程要设计成始终态相同的可逆过程进行计算,如过冷液体的凝固等 (4)化学反应过程的 ΔS=∑ν B S Bе
F = U − TS G = H − TS 自发变化的方向 ΔGT,p ≤ 0 ΔFT,V ≤ 0
ΔC p = 0, ΔH 与温度无关
1 1 ΔH 和温度的通用关系式： Δ r H m = Δ r H m,0 + ΔaT + ΔbT 2 + ΔcT 3 2 3
第二定律 卡诺定律
η = 2
(可逆过程的热温熵等于熵变,不可逆过程小于熵变) T 熵是系统混乱度的量度,熵是有绝对值的 熵增加原理:孤立系统自发变化的方向是熵增加的方向 ΔSm 计算: (1)ΔS = ΔH m Qr T T (恒温); (2)ΔS = C pln 2 , ΔS = CV ln 2 (变温过程) : (3)ΔS = (可逆相变) T T1 T1 T (5)电池反应: ΔS=zF( ∂E )p ∂T (6)其它
H 2 O(208K,g,100kPa) → H 2 O(298K,l,100kPa)
8. 扩展表面
恒温恒压不做非膨胀功时,自发变化的方向 ΔGT,p < 0 恒温恒压做非膨胀功时, 自发变化的方向 ΔGT,p ≤ −We
ΔGT,p = 0 是平衡
四个基本公式和 ΔG 的计算
中国药科大学物理化学教研室 2008 年 6 月
l A 电解质Λm和c的关系 电导率-
κ = L⋅
摩尔电导率- Λm =
k c
测电导用韦斯电桥,要用交流信号源
∞ ∞ 无限稀释定律 Λ∞ m =ν+ λm,+ +ν−λm,−
物理化学复习知识点
物理化学复习知识点第⼀章热⼒学第⼀定律1.基本概念 1.1体系和环境系统（System ）－被划定的研究对象称为系统。
环境（surroundings ）－与系统密切相关、有相互作⽤或影响所能及的部分称为环境。
1.2状态函数*状态函数——由系统的状态确定的系统的各种热⼒学性质称为系统的状态函数。
*它具有以下特点：（1）状态函数是状态的单⼀函数。
（2）系统的状态发⽣变化，状态函数的变化值取决于系统始、终态。
与所经历的途径⽆关。
（3）状态函数的微⼩变化，在数学上是全微分。
（4）不同状态函数的集合（和、差、积、商）也是状态函数。
1.3体积功功（work ）--系统与环境之间传递的除热以外的其它能量都称为功，⽤符号W 表⽰。
体积功就是体积膨胀或缩⼩所做的功。
系统对环境作功，W <0 环境对体系作功，W >0 1.4可逆过程（下）1.5各种热⼒学函数（U, H, Q,W)U 和H 是状态函数，Q 和W 不是状态函数。
1.6标准摩尔⽣成焓概念在标准压⼒下，反应温度时，由最稳定的单质合成标准状态下⼀摩尔物质的焓变，称为该物质的标准摩尔⽣成焓，⽤下述符号表⽰：（物质，相态，温度）2 体系和环境 2.1 体系（系统）*敞开系统（open system ）系统与环境之间既有物质交换，⼜有能量交换。
*封闭系统（closed system ）系统与环境之间⽆物质交换，但有能量交换。
*孤⽴系统（isolated system ）系统与环境之间既⽆物质交换，⼜⽆能量交换。
热⼒学上有时把系统和环境加在⼀起的总体看成是孤⽴系统。
2.2状态函数体系的⼀些性质，其数值仅取决于体系所处的状态，⽽与体系的历史⽆关；它的变化值仅取决于体系的始态和终态，⽽与变化的途径⽆关。
具有这种特性的物理量称为状态函数。
对于循环过程：所有状态函数的改变值均为零 2.3可逆过程体系经过某⼀过程从状态（1）变到状态（2）之后，如果能使体系和环境都恢复到原来的状态⽽未留下任何永久性的变化，则该过程称为热⼒学可逆过程。
物理化学期末复习知识点
物理化学期末复习知识点第二章热力学第一定律一、热力学基本概念1.状态函数状态函数，是指状态所持有的、描述系统状态的宏观物理量，也称为状态性质或状态变量。
系统有确定的状态，状态函数就有定值；系统始、终态确定后，状态函数的改变为定值；系统恢复原来状态，状态函数亦恢复到原值。
2.热力学平衡态在指定外界条件下，无论系统与环境是否完全隔离，系统各个相的宏观性质均不随时间发生变化，则称系统处于热力学平衡态。
热力学平衡须同时满足平衡（△T=0）、力平衡（△p=0）、相平衡（△μ=0）和化学平衡（△G=0）4个条件。
二、热力学第一定律的数学表达式1.△U=Q+W或dU=ΔQ+δW=δQ-p amb dV+δW`规定系统吸热为正，放热为负。
系统得功为正，对环境做功为负。
式中p amb为环境的压力，W`为非体积功。
上式适用于封闭系统的一切过程。
2．体积功的定义和计算系统体积的变化而引起的系统和环境交换的功称为体积功。
其定义式为：δW=-p amb dV（1）气体向真空膨胀时体积功所的计算W=0（2）恒外压过程体积功W=p amb（V1-V2）=-p amb△V对于理想气体恒压变温过程W=-p△V=-nR△T（3）可逆过程体积功W r=-⎰21pVVdV(4)理想气体恒温可逆过程体积功W r=⎰21pVVdV=nRTln(V1/V2)=nRTln(p2/p1)(5)可逆相变体积功W=-pdV三、恒热容、恒压热，焓1.焓的定义式H def U + p V2．焓变（1）△H=△U+△(pV)式中△(pV)为p V乘积的增量，只有在恒压下△(pV)=p(V2-V1)在数值上等于体积功。
（2）△H=⎰21,T T m p dT nC此式适用于理想气体单纯p VT 变化的一切过程，或真实气体的恒压变温过程，或纯的液、固态物质压力变化不大的变温过程。
3. 内能变 (1)△U=Qv式中Qv 为恒热容。
此式适用于封闭系统，W`=0、dV=0的过程。
物理化学考研复习要点总结
恒容过程ΔU1＝CV，mdT 两者终态的温度相同
恒压过程 ΔU2＝ΔU1＋ΔU3 ∴ ΔU3=0 ∴ ΔU2＝ΔU1＝CV，mdp
即 1mol理想气体不论什么过程，只要变到相同温度的终态其ΔU 总是等于CV，mdT
16.“稳定单值的焓值等于零”；“化合物摩尔生成热就是 1mol 该物质所具有的焓值”
对吗？为什么？
答：不对。稳定单质的焓值并不等于零。但可以说标准状态下稳定单质的规定焓值等
于零，人为规定标准状态下，稳定单质的生成焓，即规定焓为0。化合物的摩尔生
成热不是 1mol 物质所具有的焓的绝对值，而是相对于生成它的稳定单质的焓的相
对值。即是以标准状态下稳定单质生成热为零作基线，得出的相对值。
17. 证明由键焓计算反应的 ΔHm 的公式是：ΔrHm＝(-∑nii)(反应物－产物)
答：化合物的Δf?H＝∑ni(ΔH原子)－(∑njj)
而反应热效应 Δr?Hm＝∑νB(ΔHm，f)B＝∑νB[∑ni(ΔH原子)－∑(njj)]B
在无摩擦等消耗效应存在的情况下，经过由一系列无限接近平衡状态，又回到A态的
循环过程才是可逆循环过程。总之可逆过程与循环过程是两个完全不同的概念。
20. 气体同一初态(p1，V1)出发分别经等温可逆压缩与绝热可逆压缩，至终态，终态体
积都是V2，哪一个过程所作压缩功大些？为什么？
吸热。但在有非体积功，或者非等压条件下，ΔHm≠Qp ，ΔHm＞0，Qp可以小于0，
等于0，不一定吸热。例如，绝热容器中H2与Ｏ2 燃烧，ΔHm＞0，但Q＝0，
不吸热。
19. “可逆过程一定是循还过程，循还过程一定是可逆过程”这种说法对吗? 为什么?
化学学科考研复习建议物理化学核心知识点
化学学科考研复习建议物理化学核心知识点考研复习是每个考生所面临的重要任务，在化学学科考研中，物理化学是一个重要的知识点。
本文将从基本概念、重点章节及复习方法等方面为大家介绍化学学科考研复习建议物理化学核心知识点。
一、基本概念物理化学是研究物质的性质和变化规律的一门学科，它结合了物理、化学和数学等多个学科，是考研中的重点知识点之一。
物理化学主要包括热力学、量子化学、动力学等内容。
二、重点章节1. 热力学热力学是物理化学的基础和核心内容，包括物质的热力学性质、状态函数、气体状态方程、热力学定律等。
在热力学的学习中，重点关注理想气体的性质和定律，以及热力学过程中的能量变化和熵变。
2. 量子化学量子化学是研究微观世界的理论体系，研究微观粒子的运动和性质。
在量子化学的学习中，重点理解波粒二象性理论、薛定谔方程、波函数和波函数解释、原子的电子结构等内容。
3. 动力学动力学是研究物质反应速率和反应机理的学科，主要包括化学动力学和平衡态动力学。
在动力学的学习中，重点关注反应速率的表达式、反应速率常数、反应机理、平衡态动力学等内容。
三、复习方法1. 系统查漏补缺首先，应该对物理化学的基本概念进行系统的学习和掌握，查漏补缺。
对于已经学过但不够熟悉的内容，可以通过参考教材、习题册等资料进行复习和演练，加深对核心知识点的理解和记忆。
2. 精简笔记重点复习在复习过程中，可以结合自己的理解和记忆特点，对重点知识点进行精简整理，并制作成精简笔记。
通过不断的复习和反复演练，加深对重点知识点的掌握。
3. 解析习题巩固知识掌握理论知识的同时，要加强对习题的解析和理解。
通过解析习题，可以巩固知识点，掌握解题技巧。
4. 考前模拟考试在考前阶段，可以进行模拟考试来检验自己的复习水平。
通过模拟考试，可以了解自己的薄弱环节，并针对性地进行复习和强化。
综上所述，化学学科考研复习中，物理化学是一个重要的知识点。
合理的复习方法和策略可以帮助考生顺利应对考试，取得好成绩。
物理化学复习重点
物理化学总复习 第一章 热力学第一定律δWe= - p e d V d U =δQ +δW基本要求1 熟悉基本概念，系统与环境、状态与状态函数、过程与途径、热和功、准静态过程与可逆过程、能与焓等。
2 掌握各种过程Q 、W 、U ∆和H ∆的计算。
3 掌握应用Hess 定律、生成焓及燃烧焓计算反应热的方法。
4 熟悉反应热与温度的关系，能用基尔霍夫定律求算各温度的反应热。
容提要第二节 热力学基本概念1系统与环境：敞开系统、封闭系统、孤立系统。
2系统的性质 3热力学平衡态 4状态函数与状态方程 5过程与途径 6热和功第三节 热力学第一定律1热力学第一定律 2 热力学能3 热力学第一定律的数学表达式第四节 可逆过程与体积功1体积功 2功与过程 3可逆过程 第五节 焓1焓的定义H=U+ pV2恒容热效应和恒压热效应V Q U ＝∆ p Q H =Δ 第六节 热容1 热容的定义。
2 定容热容与定压热容V C p C 第七节 热力学第一定律的应用1 热力学第一定律应用于理想气体 2理想气体的C p 与V C 之差 3 理想气体的绝热过程 第八节 热化学1化学反应的热效应 2 反应进度 3 热化学方程式第九节 化学反应热效应的计算1Hess 定律2生成焓和燃烧焓 O mf H ∆ Om c H ∆3反应热与温度的关系——基尔霍夫定律第二章 热力学第二定律d 0Q S Tδ-≥2221,,1112ln ln ln ln V m p m T V T p S nC nR nC nR T V T p ∆=+=+基本要求1理解热力学第二定律的建立过程，S 的引入及引入F 和G 的原因； 2掌握克劳修斯不等式，过程可逆性判断； 3掌握∆S 、∆F 、∆G 在各种变化过程中的计算；变化过程单纯状态函数变化相变化学变化恒温过程恒压过程恒容过程绝热过程恒温恒压可逆相变恒压过程恒容过程可逆过程不可逆过程4理解热力学第三定律及规定熵，掌握在化学变化中标准状态函数的计算；5 掌握吉布斯－亥姆霍兹公式； 容提要第一节自发过程的特征 第二节 热力学第二定律克劳修斯表述“热量由低温物体传给高温物体而不引起其它变化是不可能的”。
物理化学复习题纲
物理化学复习题纲一．期中考部分概念回顾1.实际气体在温度不太低，压力不太高的条件下可近似看作理想气体2.状态是性质的总和。
3.热力学只研究平衡态。
4.正常相变点下体系的功函的变量不一定为0，因为可能会有体积的变化(dA=-SdT-PdV)。
5.平动能和转动能对体系内能的贡献都是1/2K,因为振动能一般不会被激发。
6.简单体系：单组分，单相，封闭，（要确定其状态，只需确定两个强度性质T,P）7.可借助气体的绝热膨胀获得低温，因为体系对外所做的功等于体系内能的降低，降低的内能不可能从外部得到补偿，所以温度必下降。
8.绝热膨胀的压力下降程度大于等温膨胀的压力下降程度，因为绝热膨胀压力的下降不仅来自于因膨胀而导致的下降，还来自于温度下降导致的下降（P↓V=nR T↓）.9.自发过程要使体系复原，环境应失去功而得到热。
10.自发与否有体系始终态的本质决定，可逆与否是过程的方式11.等温，等体过程，△A可能增大，但增大值一定小于环境的W 非12.内能包括分子的平动能，转动能，振动能，分子间相互作用能，分子内部电子和原子核的能量。
13.内能的物理意义：封闭体系，不做非体积功，体系在等容过程中所吸的热等于体系内能的增加14.孤立体系，焓可能不守恒因为如果体系有化学变化，T,P会改变，从而导致焓改变15.卡诺热机效率=W/Q,其中Q指的是热机从高温热源吸收的能量。
16.不可逆过程的热温熵不是熵变17.△S体=Q r/T=nRLn(V2/V1)=nRLn(P1/P2)适用于理想气体的任意过程。
习题课习题：第三章1.298K和标准压力下，苯和甲苯混合组成X苯=0.8的理想溶液，将1mol苯从X苯=0.8的状态用甲苯稀释到X苯=0.6的状态，求此过程所需的最小功。
解：始态终态1mol苯+1/4mol甲苯→1mol苯+2/3甲苯稀释剂:纯甲苯X=2/3-1/4=5/12moldG=-SdT+VdP+∑Uidni 等温等压时，dG=∑Uidni 即（△G）T,P=∑Uidni(终)-∑Uidni(始)∑Uidni(始)=n苯U苯+N甲苯u甲苯+XU甲苯⊙=1*（U⊙苯+RTLnX苯）+1/4(u甲苯+RTLn X甲苯)+5/12 U甲苯⊙= U⊙苯+8/12 U甲苯⊙+RTLn0.8+1/4RTLn0.2∑Uidni(终) )=n苯U苯+N甲苯u甲苯+XU甲苯⊙=1*（U⊙苯+RTLnX苯）+ 2/3 (u甲苯+RTLn X甲苯)-Wr’=RTLn(0.6/0.8)+2/3RTLn0.4-1/4RTLn0.2=-1230J2.液体A,B形成理想溶液，现有一含A物质的量分数为0.4的蒸气相，放在一个带活塞的汽缸中，恒温下将蒸汽慢慢压缩，已知P*A和P*B 分别为0.4P⊙和1.2 P⊙，求（1）当液体开始凝聚出来时的蒸汽总压力（2）同温度下，气相全部液化后A物质在液相中的物质的量分数为0.4时，溶液又开始汽化时的气相组成解：（1）刚凝聚时，气液平衡气相总压力P=P A+P B=P*A X A+P*B X B=0.4 P⊙X A +1.2 P⊙(1- X A)=1.2 P⊙-0.8P⊙X A根据道尔顿分压定律Pi=Pyi (气相)y A= P A/P= P*A X A=0.4=0.4 P⊙X A /(1.2 P⊙-0.8 P⊙X A)解得X A=0.667 P总=1.2×105-0.8×105×0.667=6.67×104Pa （2）液相组成X A =0.4 X B=1-X A= 0.6P=P A+P B=P*A X A+P*B X B=1.2 P⊙-0.8 P⊙X A=1.2×105-0.8×105×0.4=8.92×104Pa所以y A= P A/P= P*A X A=0.4 P⊙X A /（8.92×104）=0.18 Y B=1-0.18=0.823.将装有288.9mgN2O4的玻璃小泡放入体积为500.00cm3的石英容器中，将此容器抽成真空并放入恒温槽中，然后打破玻璃小泡（其体积可忽略不计），当温度为35℃时测其平衡压力为0.2395×105 Pa，试求反应的△r H m⊙及△r S m⊙（△C P=0）解：N2O4（g）→2 NO2始/mol： n0 0平/mol：n0- n0x 2n0x∑n= n0- n0x +2n0x= n0(1+ x) x=(∑n/ n0)-1M N2O4=92.0g/mol n0=0.2889/92.0=3.14×10-3molPV=nRT=∑nRT25℃时∑n=0.2143×105×500×10-6/(8.314×298)=4.32×10-3 mol x=(∑n/ n0)-1=(4.32×10-3/3.14×10-3)-1=0.376K⊙=K X(P/ P⊙)△V=｛2n0x×P/〔( n0- n0x) P⊙〕｝2/｛( n0- n0x) P/〔( n0+ n0x) P⊙〕｝= 4x2P/〔(1- x2) P⊙〕=0.13935℃时∑n=0.2395×105×500×10-6/(8.314×308)= 4.68×10-3mol x=(∑n/ n0)-1=(4.68×10-3/3.14×10-3)-1=0.489K⊙=4x2P/〔(1- x2) P⊙〕=0.298△r G m⊙(298K)=-RTLn K⊙(298K)=△r H m⊙-298△r S m⊙ (1)△r G m⊙(308K)=-RTLn K⊙(308K)=△r H m⊙-308△r S m⊙(2)联立(1) (2)得△r H m⊙=58.2KJ/mol△r S m⊙=178.9 J/(k.mol)4.异构化反应：正戊烷＜＝＞异戊烷已知298K时气相异构化反应的K⊙=13.24，液体正戊烷和异戊烷的蒸汽压与温度的关系可表示为，正戊烷：Ln(P*/ P⊙)=9.146-2453/(T-41)异戊烷：Ln(P*/ P⊙)=9.002-2349/(T-40)试求算298K时液相异构化反应的K⊙，假设形成的溶液为理想溶液。
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第一章气体
液体的饱和蒸汽压是其自身的固有性质，其值只与温度有关。
T↑，饱和蒸汽压↑
在敞口容器中加热液体，当蒸气的压力略高于外压时，液体开始沸腾，这时的温度称为沸点。
液体饱和蒸气压越大，沸点越低。
降低外压，其沸点也随之降低。
易液化的气体临界温度较高NH3, 难液化的气体临界温度较低H2,He
理想气体不能液化，真实气体才可以
V随P变化不大：凝聚相，液体很难压缩
水平线，气液平衡，饱和蒸气压
第二章热力学基本原理
2.1 热力学概论和一些基本概念
2.2 热力学第一定律
2.3 功和过程
2.4 热和热容
2.5 热力学第一定律的应用
2.6 热力学第二定律
2.7 Carnot循环和Carnot定理
2.8 熵的概念及其物理意义
2.9 Helmholtz自由能和Gibbs自由能
2.10 过程方向和限度的热力学判据
2.11 热力学函数之间的相互关系
2.1 热力学概论和一些基本概念
(1) 系统与环境：系统+环境=大的孤立系统
(2) 系统的(宏观)性质
广度性质具有加和性，强度性质不具有。
(3) 热力学平衡态
热平衡、力平衡、相平衡、化学平衡
(4) 状态与状态函数
状态函数在数学上具有全微分的性质，当系统的状态发生了一个无限小的变化，状态函数 Z 的变化记为dZ ，状态函数 Z 的变化为，非状态函数不能积分，变化用δ，区别于状态函数的d.
（5） 过程与途径
(6) 热和功
热和功是系统和环境间能量交换的两种不同形式。
都与过程相联系，即使始态和终态相同，过程不同，交换的热和功也会不同。
不是状态函数！ 微小变化用δ表示，以区别于d ；某一过程的热（或功）交换用Q (或W)表示，不用ΔQ (或ΔW )。
热是大量分子无规则运动的一种表现。
由于温差,系统与环境之间传递的能量称为热
符号Q 单位J ，系统吸热 Q > 0 系统放热 Q < 0
除热外,系统与环境间传递的其他能量称为功，是大量分子(或粒子)有序运动的一种表现。
符号W 单位J ，系统得到功W > 0，系统做功W < 0
热和功的特点1. 是传递的能量,一定要与过程相联系2. 不是状态函数
膨胀功(体积功) We ；非膨胀功Wf ：电功 表面功
2.2 热力学第一定律
系统的总能量（E ）由T(动能)、V (势能)和系统内部的能量U 三部分构成。
经典热力学的研究对象是不涉及整体运动的平衡系统，不考虑T 和V 。
U 称为热力学能。
U 又称内能，是系统内部分子运动的平动能、转动能、振动能、电子和核的能量和分子相互间作用的势能等能量的总和。
其绝对总量是未知的，不可直接测量；但过程的变化量 (ΔU ) 是可以得到的。
U 是状态函数,是系统的广度性质，摩尔热力学能是强度性质.
热力学第一定律的文字表达:（1）热力学第一定律是能量守恒定律在热现象领域内所具有的特殊形式。
系统和环境间可以有能量交换（包括Q 和W ），但总量不变。
（2）第一类永动机是不可能造成的
热力学第一定律的数学表达式:∆U=Q+W; 对微小量变化 d U=δQ+δW; W 包括膨胀功和非膨胀功
2.3 功和过程 21
d Z Z Z Z ∆==-
⎰
,
(1) 真空（自由）膨胀1e e d 0 (0)
W p V p =-==⎰ (2) 可逆膨胀=nRTlnp2/p1 可逆过程：① 液体在其饱和蒸汽压下的蒸发
② 固体在其凝固点时的熔化③ 电池在电动势与外电压几乎相等时充、放电
等温可逆膨胀过程中，系统对环境做最大功(绝对值)；等温可逆压缩过程中，环境对系统做最小功。
2.4 热和热容
等容热 系统的焓变等于等压热效应 焓的特点:(1) 焓是状态函数，广度性质；(2) 焓具有能量单位，绝对值无法测量
热容：无相变、无化学变化、不做非膨胀功的均相封闭系统，使系统温度升高1K 所吸的热。
2.5 热力学第一定律的应用
2.5.1 对单纯物理变化过程的应用
从Joule 实验得到的结论：理想气体在真空膨胀过程中温度不变，热力学能不变。
在封闭系统中，理想气体的热力学能、焓仅是温度的函数
纯物质在其相平衡温度和压力下发生的相变称可逆相变，否则称不可逆相变。
可逆相变等温、等压，相变热就是相变焓。
2.5.2 对化学反应的应用——热化学
化学反应热：反应物与生成物的温度相同，且无非体积功时净的热效应
化学反应的标准摩尔焓变：指参与反应的各物质都处于标准态时，化学反应的摩尔焓变。
（标准摩尔反应焓）
标准态的定义：
气体 标准压力p0下仍具有理想气体性质的纯气体
固体 标准压力p0下最稳定的晶体状态
液体 标准压力p0下最稳定的纯液体
标准摩尔焓变没有规定温度，在任一反应温度T 时，都有一个标准摩尔焓变。
一般的热力学数据表列出的是在298 K 时的数值。
绝热反应
对实际反应，温度可能发生变化。
极端情况：绝热反应。
绝热恒压燃烧：恒压剧烈燃烧，热量来不及逸散，全部用于使产物（和未反应的反应物）升温。
最高火焰温度：Qp = ΔH=0 例2-8 （p.35）
爆炸 (绝热恒容反应）：容器内剧烈反应，热量来不及逸散，全部用于使产物（和未反应的反应物）升温升压，导致爆炸。
可看作恒容反应。
爆炸的最高温度和最大压力：QV = ΔU=0
2.6 热力学第二定律
热力学第一定律：核心是能量守恒(U 和H)
热二律：核心是判断过程的方向和限度。
f e W W W =+e e d l W F δ=-e d p V =-4e d W p V
=-∑1
2ln V nRT V =V U Q ∆=p H Q ∆=H U pV =+
自发过程的特点：不可逆，单向性，做功能力的损失！
自发过程的限度是系统在该条件下的平衡状态。
自发过程的不可逆性，最后都归结为热与功转换的不可逆性，即热不可能全部变为功而不留下任何影响。
自发过程可以对环境做功（有做功能力），这是人们所期望的，任其自动发生就是做功能力的损失；其逆过程必须是环境对系统做功。
热二律表达：
Clausius 说法：不可能把热从低温物体传到高温物体,而不引起其他变化。
Kelvin 说法：不可能从单一热源取出热使之完全变为功,而不引起其他变化。
Ostwald：第二类永动机是造不成的
2.7 Carnot循环和Carnot定理
绝热系统中ΔS只能作为可逆/不可逆的判据！不能判断自发/不自发。
绝热条件下发生的不可逆过程，可以是自发的（如绝热真空膨胀），也可以是非自发的（如绝热压缩），但系统的熵总是增加的。
熵增加原理:
绝热的条件下，系统只可能发生熵增加或熵不变的过程，不可能发生熵减小的过程。
d S > =0 >：不可逆 =：可逆
隔离系统中，任何变化都是向着熵增加的方向自发进行，直至达到熵值最大的平衡状态。
d S iso >=0 >：不可逆自发 =：可逆平衡
热是分子无序运动的体现,功是分子的有序运动,从有序到无序是自发、不可逆过程的方向。
Nernst 热定理（20世纪初利用电池研究低温反应时）
任何凝聚系统的等温过程，其熵变随温度趋于 0 K而趋近于0（即熵值不变）。
热力学第三定律(Planck，1912年。
Lewis和Gibbs)
在 0 K 时，任何纯物质完美晶体的熵等于零。
根据第三定律规定的相对标准所计算的熵，称为规定熵。
亦称第三定律熵。