物理化学笔记公式c超强
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g Ni i
i N i！
i N i！
波兹曼分布： Ni ＝
g e－i kT i
N
g e－i kT i
i
在A、B两个能级上粒子数之比： N A ＝ g A e－A / kT
NB
g e－B / kT B
波色－爱因斯坦统计：Ni＝
gi e －－ i
－1
费米－狄拉克统计：Ni＝
gi e －－ i
＋1
分子配分函数定义：q＝
（T1—T2）
热机效率：η＝ T2－T1 T2
冷冻系数：β＝－Q1/W
可逆制冷机冷冻系数：β＝ T1 T2－T1
焦汤系数：
μJ－T＝
T p
H
＝－
H pT
Cp
实际气体的ΔH和ΔU：
ΔU＝ U dT ＋ U dV
T V
V T
ΔH＝
H T
P
dT
＋H pT来自dp化学反应的等压热效应与等容热效应的关系：Qp＝QV＋ΔnRT
1
热力学第一定律
功：δW＝δWe＋δWf
（1）膨胀功 δWe＝p外dV
膨胀功为正，压缩功为负。
（2）非膨胀功δWf＝xdy
非膨胀功为广义力乘以广义位移。如δW（机械功）＝fdL，δW（电功）
＝EdQ，δW（表面功）＝rdA。
热 Q：体系吸热为正，放热为负。
热力学第一定律： △U＝Q—W
焓 H＝U＋pV
vap H m RT 2
（3）外压对蒸汽压的影响：
ln
pg
p
g
＝
Vm l
RT
p
e－p
g
pg是在惰性气体存在
总压为pe时的饱和蒸汽压。
物理化学笔记公式c超强
热力学第一定律功：δW ＝δW e ＋δW f（1） 膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正，压缩功为负。
（2） 非膨胀功δW f ＝xdy 非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW （机械功）＝fdL ，δW （电功）＝EdQ ，δW （表面功）＝rdA 。
热 Q ：体系吸热为正，放热为负。
热力学第一定律： △U ＝Q ＋W ＝Q —W e ＝Q —p 外dV （δW f ＝0） 焓 H ＝U ＋pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C ＝δQ/dT（1） 等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝ （∂H/∂T ）p （2） 等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝ （∂U/∂T ）v理想气体ΔU,ΔH 的计算： 对理想气体的简单状态变化过程：定温过程：Δ U =0； Δ H =0变温过程：对理想气体， 状态变化时 dH=dU+d(PV) 若理想气体的摩尔热容没有给出，常温下有：理想气体绝热可逆过程方程式:标准态：气体的标准态：在任一温度T 、标准压力 P 下的纯理想气体状态；液体(或固体)的标准态：在任一温度T 、标准压力下的纯液体或纯固体状态。
标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态。
摩尔反应焓：单位反应进度(ξ=1mol)的反应焓变Δr H m 。
标准摩尔生成焓：一定温度下由热力学稳定单质生成化学计量数 νB=1的物质B 的标准摩尔反应焓，称为物质B 在该温度下的标准摩尔生成焓。
用 表示 (没有规定温度，一般298.15 K 时的数据有表可查)标准摩尔燃烧焓:一定温度下， 1mol 物质 B 与氧气进行完全燃烧反应，生成规定的燃烧产物时的标准摩尔反应焓，称为B 在该温度下的标准摩尔燃烧焓。
用 表示.单位：J mol-1为可逆过程中体积功的基本计算公式，只能适用于可逆过程。
计算可逆过程的体积功时，须先求出体系的 p~V 关系式，然后代入积分。
⎰-=21d V V V p W 2112ln ln p pnRT V V nRT W -=-=适用于理想气体定温可逆过程。
物理化学公式总结
物理化学公式总结物理化学是研究物质变化及其中发生的物理现象的学科，公式是物理化学研究的基础工具之一。
本文将对一些常用的物理化学公式进行总结和解析，帮助读者更好地理解这些公式的实际应用。
1. 状态方程状态方程描述了物质的状态及其性质与条件之间的关系。
其中，最为著名的状态方程是理想气体状态方程：PV = nRT。
它表达了气体的压强（P）、体积（V）、摩尔数（n）与温度（T）之间的关系，其中 R 是气体常数。
2. 阿伏伽德罗定律阿伏伽德罗定律是描述理想气体摩尔浓度与分压之间的关系的公式。
根据阿伏伽德罗定律，理想气体的摩尔浓度与其分压成正比：C = kP，其中 C 是摩尔浓度，P 是分压，k 是比例常数。
3. 物质的摩尔浓度物质的摩尔浓度表示单位体积或单位质量物质中包含的物质的量。
它可以用以下公式表示：C = n/V，其中 C 是摩尔浓度，n 是物质的摩尔数，V 是溶液的体积。
4. 热力学公式热力学是研究能量转化和能量变化规律的学科。
热力学公式中最为著名的是热力学第一定律：ΔU = q + w，其中ΔU 是系统内能的变化量，q 是系统吸热量，w 是系统对外做功。
5. 熵的变化熵是描述系统混乱程度的物理量，它可以用来分析物质在化学反应中的状态变化。
熵的变化可以用以下公式表示：ΔS = ΔS_prod - ΔS_react，其中ΔS 是熵的变化量，ΔS_prod 是生成物的总熵变，ΔS_react 是反应物的总熵变。
6. 酸碱中和反应酸碱中和反应是常见的化学反应类型之一。
在酸碱中和反应中，酸和碱反应生成盐和水。
一些重要的酸碱中和反应公式包括酸的离解方程式（例如 HCl -> H+ + Cl-）和碱的离解方程式（例如NaOH -> Na+ + OH-）。
7. 溶解度平衡常数溶解度平衡常数是描述溶液中溶质的溶解程度的物理化学参数。
对于一般的溶液，溶解度平衡常数可以用以下公式表示：Ksp =[A+]^m[B-]^n，其中 Ksp 是溶解度平衡常数，[A+] 是阳离子的浓度，[B-] 是阴离子的浓度，m 和 n 是阳离子和阴离子在化学方程式中的系数。
大学物理化学公式总结
大学物理化学公式总结大学物理化学是自然科学中的重要分支，主要研究物质的结构、性质和变化规律。
在物理化学的学习中，公式是不可或缺的工具，能够帮助我们更好地理解和计算各种物理和化学现象。
下面我将总结一些常见的物理化学公式。
一、热力学1. 熵变公式：ΔS = S_final - S_initial2. 焓变公式：ΔH = H_final - H_initial3. 内能变化公式：ΔU = Q + W4. 等温过程熵变：ΔS = nRln(V_final/V_initial)5. 等温过程内能变化：ΔU = 0二、量子力学1. 德布罗意波长：λ = h/(mv)2. 薛定谔方程：Ĥψ = Eψ3. 单电子波函数：ψ = ψ(r,t)4. 束缚能级：E = -13.6eV/n^25. 能态数：N = 2n^2三、热力学平衡1. 平衡常数表达式：K = ([C]^c[D]^d) / ([A]^a[B]^b)2. 平衡常数和自由能变化的关系：ΔG = -RTlnK3. 反应速率表达式：v = k[A]^a[B]^b4. 阿累尼乌斯方程：ln(k2/k1) = (Ea/R)(1/T1 - 1/T2)四、电化学1. 法拉第定律：i = nFv2. 电解质浓度与导电率的关系：κ = λC3. 电解质浓度与摩尔导电率的关系：κ = λC4. 电解质摩尔导电率与离子浓度的关系：λ = κ/C五、化学动力学1. 反应速率表达式：v = k[A]^a[B]^b2. 速率常数和反应物浓度的关系：k = Ae^(-Ea/RT)3. 反应活化能：Ea = RT(ln(k/T) - ln(A))4. 反应级数：n = d(log[A])/dt = d(log[B])/dt = ...六、光化学1. 光电效应能量关系：E = hf = h(c/λ)2. 跃迁能级差：ΔE = E_final - E_initial3. 确定量子数：nλ = 2πr4. 单色光弹性散射能量变化：ΔE = 2(E_final - E_initial)以上只是其中一部分常见的物理化学公式，这些公式在研究和解决物理化学问题时起到了重要的作用，帮助我们理解和预测各种现象。
最全物理化学公式集
最全物理化学公式集以下是一个详细的物理化学公式集合，包含了许多常用的公式和方程式。
这些公式可以帮助学生更好地理解物理化学的理论，并应用于解决相关问题。
1.经典力学：-牛顿第一定律：物体保持匀速直线运动或静止，直到有外力作用。
-牛顿第二定律：物体的加速度与作用在其上的力成正比，与物体的质量成反比。
-牛顿第三定律：对于任何两个物体，彼此之间的作用力大小相等，方向相反。
-动能定理：物体的动能等于其质量乘以速度的平方的一半。
-动量定理：物体的动量变化等于作用在其上的力乘以时间间隔。
-弹性碰撞：在碰撞中，总动量和总动能守恒。
2.热力学：-热力学第一定律：能量不会自行产生或消失，只会转化为其他形式。
-热容量公式：物体吸收或释放的热量与其质量、温度变化以及物体的热容量有关。
-理想气体状态方程：PV=nRT，其中P是压力，V是体积，n是物质的摩尔数，R是气体常数，T是温度。
-熵变方程：ΔS=Q/T，其中ΔS是系统的熵变，Q是吸收或释放的热量，T是温度。
3.电化学：-法拉第定律：通过电解的物质的质量与通过电解的电荷数成正比。
-电动势公式：电动势等于化学反应中产生的能量与电荷数的比值。
- 纳尔斯特方程：E = Eo - (RT/nF)ln(Q)，其中E是电池的电动势，Eo是标准电动势，R是气体常数，T是温度，n是电子转移数，F是法拉第常数，Q是反应物的活性。
4.量子力学：-布罗意波长：λ=h/p，其中λ是波长，h是普朗克常数，p是物体的动量。
-不确定性原理：ΔxΔp≥h/(4π)，其中Δx是位置的不确定度，Δp是动量的不确定度，h是普朗克常数。
5.光学：- 折射率公式：n₁sinθ₁ = n₂sinθ₂，其中n₁和n₂是介质的折射率，θ₁和θ₂是光线的入射和折射角度。
-焦距公式：1/f=1/u+1/v，其中f是透镜的焦距，u是物体的距离，v是像的距离。
6.分析化学：-摩尔浓度公式：C=n/V，其中C是溶液的摩尔浓度，n是溶质的物质的摩尔数，V是溶液的体积。
物理化学公式总结
物理化学公式总结物理化学是研究物质的结构、性质和变化的科学，它使用数学和物理的原理来解释化学现象。
在物理化学的研究过程中，涉及到许多重要的公式，这些公式是揭示物质性质和相互作用规律的基础。
下面我将为大家总结一些物理化学中常见的公式。
1. 热力学公式热力学公式描述了物质在热平衡状态下的性质和能量转化规律。
其中最基本的公式是热力学第一定律（能量守恒定律）：∆U = q + w其中，∆U表示系统内能的变化，q表示传递给系统的热量，w 表示系统对外界做的功。
2. 热力学第二定律热力学第二定律描述了能量的定向流动规律。
其中最著名的公式是卡诺热机效率公式：η = 1 - Tc/Th其中，η表示卡诺热机的效率，Tc表示冷热源的温度，Th表示热源的温度。
3. 热力学公式一般表达式根据热力学第一定律，可以推导出一般的热力学公式：dU = TdS - PdV其中，dU表示系统内能的微小变化，T表示温度，dS表示系统的熵变化，P表示压力，dV表示体积的微小变化。
4. 热力学常用关系根据热力学公式一般表达式，可以得到一些重要的热力学关系：Gibbs自由能（G）与焓（H）的关系：G = H - TS其中，G表示Gibbs自由能，H表示焓，T表示温度，S表示熵。
5. 气体状态方程气体状态方程描述了理想气体和实际气体之间的关系。
最常见的气体状态方程是理想气体状态方程：PV = nRT其中，P表示压力，V表示体积，n表示气体的摩尔数，R表示气体常数，T表示温度。
6. 麦克斯韦速率分布定律麦克斯韦速率分布定律描述了气体分子速度的分布规律。
根据麦克斯韦速率分布定律，可以得到气体分子的平均动能（等于温度的能量）：KE = (3/2) kT其中，KE表示气体分子的平均动能，k表示玻尔兹曼常数，T表示温度。
7. 热容公式热容公式描述了物质温度变化时的热量和温度之间的关系。
最常用的热容公式是：C = q/∆T其中，C表示热容，q表示吸收或释放的热量，∆T表示温度变化。
物理化学公式集合,非常有用
物理化学 热力学第一定律功：δW ＝δW e ＋δW f（1）膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正，压缩功为负。
（2）非膨胀功δW f ＝xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW （机械功）＝fdL ，δW （电功）＝EdQ ，δW （表面功）＝rdA 。
热 Q ：体系吸热为正，放热为负。
热力学第一定律： △U ＝Q —W 焓 H ＝U ＋pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C ＝δQ/dT（1）等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝ （∂H/∂T ）p （2）等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝ （∂U/∂T ）v 常温下单原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＝3R/2常温下双原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＋C v ，m r ＝5R/2 等压热容与等容热容之差：（1）任意体系 C p —C v ＝[p ＋（∂U/∂V ）T ]（∂V/∂T ）p （2）理想气体 C p —C v ＝nR 理想气体绝热可逆过程方程：pV γ＝常数 TV γ-1＝常数 p 1-γT γ＝常数 γ＝C p / C v 理想气体绝热功：W ＝C v （T 1—T 2）＝11－γ（p 1V 1—p 2V 2）理想气体多方可逆过程：W ＝1nR－δ（T 1—T 2）热机效率：η＝212T T T － 冷冻系数：β＝－Q 1/W可逆制冷机冷冻系数：β＝121T T T －焦汤系数： μJ －T ＝HpT⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝－()p T C p H ∂∂ 实际气体的ΔH 和ΔU ： ΔU ＝dT T U V ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＋dV V U T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ ΔH ＝dT T H P ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＋dp pH T⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂ 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系：Q p ＝Q V ＋ΔnRT 当反应进度 ξ＝1mol 时， Δr H m ＝Δr U m ＋∑BB γRT化学反应热效应与温度的关系：()()()dTB C T H T H 21T T m p B1m r 2m r ⎰∑∆∆，＋＝γ热力学第二定律Clausius 不等式：0TQS BAB A ≥∆∑→δ—熵函数的定义：dS ＝δQ R /T Boltzman 熵定理：S ＝kln Ω Helmbolz 自由能定义：F ＝U —TS Gibbs 自由能定义：G ＝H －TS 热力学基本公式：（1）组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程：dU ＝TdS －pdV dH ＝TdS ＋Vdp dF ＝－SdT －pdV dG ＝－SdT ＋Vdp （2）Maxwell 关系： T V S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂＝VT p ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂ Tp S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂＝－p T V ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂ （3）热容与T 、S 、p 、V 的关系：C V ＝T VT S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂ C p ＝T p T S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂ Gibbs 自由能与温度的关系：Gibbs －Helmholtz 公式 ()pT /G ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂T ＝－2TH ∆单组分体系的两相平衡： （1）Clapeyron 方程式：dTdp ＝mX m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap ，fus ，sub 。
高中物理化学公式总结
高中物理化学公式总结高中物理化学公式总结一、常见物理公式1. 力的等效原理：F = m·aF为物体所受的力，m为物体的质量，a为物体的加速度。
2. 牛顿第二定律：F = m·aF为作用在物体上的力，m为物体的质量，a为物体的加速度。
3. 弹力公式：F = k·xF为弹力的大小，k为弹簧的弹性系数，x为弹簧伸长或压缩的长度。
4. 万有引力定律：F = G·(m₁·m₂)/r²F为两个物体之间的引力，G为引力常量，m₁和m₂分别为两个物体的质量，r为两个物体之间的距离。
5. 动能公式：KE = (1/2)·m·v²KE为物体的动能，m为物体的质量，v为物体的速度。
6. 功的定义：W = F·s·cosθW为所作的功，F为作用力的大小，s为力所产生的位移，θ为力的方向与位移方向之间的夹角。
7. 功的公式：W = ΔEW为所作的功，ΔE为物体的能量变化。
8. 功率公式：P = W/tP为功率，W为所作的功，t为所用的时间。
9. 波速公式：v = λ·fv为波速，λ为波长，f为频率。
10. 折射公式：n₁·sinθ₁ = n₂·sinθ₂n₁和n₂分别为两种介质的折射率，θ₁和θ₂分别为入射角和折射角。
二、常见化学公式1. 摩尔质量公式：M = m/nM为物质的摩尔质量，m为物质的质量，n为物质的摩尔数。
2. 摩尔浓度公式：C = n/VC为溶液的摩尔浓度，n为溶质的摩尔数，V为溶液的体积。
3. 摩尔分数公式：X = n/(n₁ + n₂ + ...)X为溶质的摩尔分数，n为溶质的摩尔数，n₁、n₂为溶剂的摩尔数。
4. 理想气体状态方程：PV = nRTP为气体的压强，V为气体的体积，n为气体的摩尔数，R为理想气体常数，T为气体的温度（单位为开尔文）。
5. 颓变反应速率公式：v = k·[A]^m·[B]^nv为反应速率，k为反应速率常数，[A]和[B]为反应物的浓度，m和n为反应物的反应级数。
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热力学第一定律功：δW ＝δW e ＋δW f（1） 膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正，压缩功为负。
（2） 非膨胀功δW f ＝xdy 非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW （机械功）＝fdL ，δW （电功）＝EdQ ，δW （表面功）＝rdA 。
热 Q ：体系吸热为正，放热为负。
热力学第一定律： △U ＝Q ＋W ＝Q —W e ＝Q —p 外dV （δW f ＝0） 焓 H ＝U ＋pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C ＝δQ/dT（1） 等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝ （∂H/∂T ）p （2） 等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝ （∂U/∂T ）v理想气体ΔU,ΔH 的计算： 对理想气体的简单状态变化过程：定温过程：Δ U =0； Δ H =0变温过程：对理想气体， 状态变化时 dH=dU+d(PV) 若理想气体的摩尔热容没有给出，常温下有：理想气体绝热可逆过程方程式:标准态：气体的标准态：在任一温度T 、标准压力 P 下的纯理想气体状态；液体(或固体)的标准态：在任一温度T 、标准压力下的纯液体或纯固体状态。
标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态。
摩尔反应焓：单位反应进度(ξ=1mol)的反应焓变Δr H m 。
标准摩尔生成焓：一定温度下由热力学稳定单质生成化学计量数 νB=1的物质B 的标准摩尔反应焓，称为物质B 在该温度下的标准摩尔生成焓。
用 表示 (没有规定温度，一般298.15 K 时的数据有表可查)标准摩尔燃烧焓:一定温度下， 1mol 物质 B 与氧气进行完全燃烧反应，生成规定的燃烧产物时的标准摩尔反应焓，称为B 在该温度下的标准摩尔燃烧焓。
用 表示.单位：J mol-1为可逆过程中体积功的基本计算公式，只能适用于可逆过程。
计算可逆过程的体积功时，须先求出体系的 p~V 关系式，然后代入积分。
⎰-=21d V V V p W 2112ln ln p pnRT V V nRT W -=-=适用于理想气体定温可逆过程。
V V dU C dT nC dTV,m ==p p p dH C dT nC dT ,m ==体系的热力学能、焓的变化可由该二式求得 2,2,'p p Ca bT cTC a bT c T -=++=++m m 热容与温度的关系： a,b,c.c ′是经验常数,可在物化手册上查到, 使用这些公式时要注意适用的温度范围。
适用于：理想气体的任何变温过程（无化学反应、无相变化、只是单纯的PVT 变化）。
⎰⎰==∆1212d d m ,T T T T V V T nC T C U ⎰⎰==∆1212d d m ,T T T T p p T nC T C H T C U T T V d 21⎰=∆⎰=∆21d T T p T C H p,m V,m nC dT =nC dT +nRdT0W '=,2112V mRCT V T V ⎛⎫⎛⎫= ⎪ ⎪⎝⎭⎝⎭mV mp CR C R V V p p T T ,,211212⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛=⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛=⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛,m ,m p V C C R-=()fmΔH B规定产物： 标准摩尔反应焓的计算：盖斯（Γecc ）定律:反应热仅与始、末状态有关，而与具体途径无关。
热力学第二定律（1）克劳修斯Clausius 不等式：熵函数的定义：dS ＝δQ R /T 熵单位: J·K －1熵增加原理:孤立系统内发生的过程总是自发地向着熵增加的方向进行，直到体系的熵增加到最大值时，体系达到平衡态。
计算熵变时先判断过程是否可逆； 若为可逆-----可直接代公式计算；若为不可逆-----要在相同的始末态间设计一条包含已知条件在内的可逆途径，然后进行计算。
若要判断变化的自发性-----计算环境的熵差。
计算熵差的基本公式：（2）环境熵变的计算:（3）pvT 变化过程熵变的计算：理想气体恒温: 理想气体恒容:理想气体恒压:（4）相变过程熵变的计算：①可逆相变：（恒温恒压－须是某温度的平衡压力）②不可逆相变：（不恒温或不恒压）通常要设计一条包括有可逆相变步骤在内的可逆途径，此可逆途径的热温商才是该不可逆过程的熵变。
气液间可逆相变（恒T 、P ）P 是液体在T 时的饱和蒸汽压。
气固间可逆相变（恒T 、P ）P 是固体在T 时的饱和蒸汽压。
固液间可逆相变（恒T 、P ）T 是固体在P 时的熔点。
热力学第三定律经典表述：热力学第一、二定律联合公式（1）吉布斯Gibbs 自由能定义：G ＝H －TSG —吉布斯自由能，体系的状态函数，广度性质，具能量量纲：J 或kJ()∑p,m V,m B B Q =Q +νg RT ()∑p,m V,m B BQ =Q +νg RT()B B Bν⎛⎫⎛⎫∆== ⎪ ⎪⎝⎭⎝⎭∑∑∑r m B B -B 产物反应物B H H H H 定温、定压下化学反应热等于产物焓的总和与反应物焓的总和之差。
()δδ142Q Q S S T T∆21d ≥≥-⎰不可逆不可逆或可逆可逆rQ dU pdVδ=+21sys r,e e e e e e Q S T T T δ∆Q Q ===-⎰1212m ,ln ln V VnR T T nC S V +=∆21,m 12ln ln p p T S nC nR T p ∆=+()()()()()2222,,,C CO g H H O l S SO g N N g Cl HCl l -----B f m Br m (B)H H ν∆∆=∑212112ln ln V V V p nRdV S nR nR V V p ∆===⎰12,,ln 21T T nC T dT nC S m V T T m V ==∆⎰12,,ln 21T T nC T dT nC S m p T T m p ==∆⎰TH n S m βα∆=∆()()00,0lim 0==**→K S S m mK T 完美晶体或完美晶体－ d U ＋T d S － p e d V ≥－ δW ′> 不可逆= 可 逆恒温恒压下的可逆过程,体系吉布斯自由能的减少等于体系对外所做最大功。
在恒温恒压下的不可逆过程中，体系吉布斯自由能的减少大于体系所做的非体积功。
在恒温、恒压下，W `≠0的条件下有在恒温、恒压且W ′=0的条件下有封闭体系的吉布斯自由能判据：(2)亥姆霍兹Helmbolz 自由能定义：F ＝U —TS 定温、定容且W ′=0的条件下热力学基本公式：组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程：dU ＝TdS －pdV dH ＝TdS ＋Vdp dF ＝－SdT －pdV dG ＝－SdT ＋Vdp(1)P 、V 、T 变化过程△G 的计算：理想气体恒温变化：凝聚态物质恒温变化：△G=V(p2-p1)凝聚态物质恒温变化在压力变化不大时 ：△G=0 (2)相变化过程△G 的计算：恒温、恒压W ′＝0的可逆相变：△G=△H-T △S=0 不可逆相变： a b 在相同的始末态间设计出一条包含已知条件在内的可逆途径。
(3)恒温恒压化学反应△G 的计算：① 用△rG m=△rH m-T △rS m 计算理想气体简单p,V,T 变化（封闭、W ’=0）恒温恒压下的可逆过程,体系吉布斯自由能的减少等于体系对外所做最大功。
在恒温恒压下的不可逆过程中，体系吉布斯自由能的减少大于体系所做的非体积功。
在恒温恒压且非体积功为零的条件下，系统吉布斯函数减少的过程能够自动进行，吉布斯函数不变时处于平衡状态，不可能发生吉布斯函数增大的过程。
—吉布斯自由能降低原理。
吉布斯自由能判据只能适用于定温、定压、W'=0变化过程。
在恒温恒容且非体积功为零的条件下，系统亥姆霍兹自由能减少的过程能够自动进行，亥姆霍兹自由能不变时处于平衡状态，不可能发生亥姆霍兹自由能增大的过程。
适用范围：封闭的 W ′＝0 的热力学系统 2211ln ln Tp V G T S nRT nRT p V ∆=-∆==-T G H ST ∆=∆-∆稀溶液的两个实验定律拉乌尔(Raoult)定律：平衡时，稀溶液中溶剂A 的蒸气压等于同一温度下纯溶剂的饱和蒸气压p *A 与溶液中溶剂的摩尔分数x A 的乘积。
当溶液仅由溶剂 A 与溶质 B 组成时：拉乌尔定律也可表示为：溶剂蒸气压的降低值与纯溶剂蒸气压之比等于溶质的摩尔分数。
亨利(Henry)定律：在一定温度和平衡状态下，气体在液体里的溶解度（用物质的量分数x 表示）与该气体的平衡分压p 成正比。
或者在一定温度下，稀溶液中挥发性溶质 B 在气相中平衡分压p B 与其在溶液中摩尔分数 x B （或 (对稀溶液中挥发性溶质也同样适用)亨利系数与T 、p 及溶剂、溶质的性质有关。
渗透压： 相平衡(1)相数P:平衡时，系统相的数目(2)物种数S: 存在的化学物质数(化学物质是指能够单独分离出来而且稳定存在的物质，其与聚集状态无关。
(3)(独立)组分数C :足以表示系统中各相组成所需要的最少独立物种数。
R —— 独立的化学反应计量式数目R ′—— 除一相中各物质的摩尔分数之和为1这个关系以外的不同物种的组成间的独立关系数。
（对同相物质而言）又称(独立的浓度限制条件数)(4)自由度 :用以确定相平衡系统的状态可以独立改变的变量（可以是温度、压力和表示相组成的某些物质的相对含量）叫自由度。
(5)自由度数 f ：这种变量的数目叫自由度数。
或：能够维持系统原有相数、相态不变可以独立变化的强度变量数。
例如：纯水在气液两相平衡时，f=1(6)Gibbs 相律：相平衡体系中揭示相数、独立组分数和自由度数之间关系的规律。
f ＝C -P ＋2 (2 ：温度、压力（两个变量）) C = S - R - R ′①：应用相律的系统，并非要求S 种物质在P 个相中均存在。
不论事实怎样都不会影响相律的形式。
②：相律f=C-P+2中的2是指T 、P 这两个变量对相平衡的影响。
若 外界T 、P 已确定一个 , f ′=C-P+1 如果已确定二个,f 〞=C-P③：相律只能对多相平衡系统做定性的描述，不能解决各变量间的定量关系。
(7)克拉佩龙方程(T 、P 中只有一个变量,是独立改变的。
T 、P 间有一定的函数关系。
) 定温、定压下某纯物质两相平衡共存时，温度与压力的关系:(克拉佩龙方程，适用于纯物质（单组分体系）任意两相平衡)=B ,B B x p k x ,b p k b B B B =,c p k c B B B =RTc ΠB = (f ′、 f 〞条件自由度)纯物质两相平衡时有一相是气相(8)克劳休斯—克拉佩龙方程(简称克—克方程)微分式： 积分式: 不定积分式: (以ln p 对1/T 作图）(9)水的相图f ＝C －P ＋2＝3－P 3≥P ≥1 2≥ f ≥水的三相点:0.01℃、610pa 三相点与冰点的区别:水的三相点是水在它自己的蒸气压下凝固点,冰点是在101.325kpa 压力下被空气饱和了的水的凝固点.理想完全互溶双液系将相律应用于二组分系统 对二组分系统 0 ≤ f ≤3, 1≤ P ≤4最多有３个独立变量，即温度、压力、组成(x 或y)。