物理化学简要复习
物理化学总复习纲要
物理化学总复习纲要一、热力学基础热力学第一定律和热力学第二定律是热力学的核心内容。
热力学第一定律，也就是能量守恒定律，强调在任何过程中，能量的总量保持不变。
在复习时，要熟练掌握内能、功和热的概念及计算方法，理解热力学第一定律的数学表达式ΔU ＝ Q ＋ W，并能运用它解决各种热力学过程的能量变化问题。
热力学第二定律指出了热过程的方向性和不可逆性。
要重点理解熵的概念及其物理意义，掌握熵增原理，能够计算简单过程的熵变。
同时，了解热力学第三定律，知道绝对零度时熵值为零。
对于热力学基本方程，如 dU ＝ TdS PdV 等，要熟悉它们的推导过程和应用条件，能够通过这些方程计算热力学函数的变化。
二、化学热力学在化学热力学部分，重点是掌握化学反应的热力学函数变化的计算，如反应焓变、反应熵变和反应自由能变。
通过标准生成焓、标准熵和标准生成自由能等数据，可以计算出任意化学反应在给定条件下的热力学函数变化。
要理解这些标准热力学数据的含义和使用方法，以及温度对反应热力学函数的影响。
对于吉布斯自由能，要掌握其作为化学反应自发性判据的应用。
能够根据反应的自由能变判断反应的方向和限度，以及通过改变条件来调控反应的进行。
三、化学平衡化学平衡是热力学在化学反应中的重要应用。
要掌握化学平衡的特征和平衡常数的表达式。
对于气相反应、液相反应和多相反应，平衡常数的形式有所不同，要能够正确书写和计算。
理解平衡常数与热力学函数的关系，如ΔG° ＝ RTlnK。
掌握各种因素，如浓度、压力、温度对化学平衡的影响，能够运用勒夏特列原理分析平衡移动的方向。
在复习化学平衡时，还要学会通过平衡常数计算反应物的转化率和平衡组成。
四、相平衡相平衡是研究多相体系中相的存在和变化规律的重要内容。
要熟悉相律的表达式 F ＝ C P ＋ 2 及其应用，能够根据给定的体系确定自由度、组分数和相数。
掌握单组分体系的相图，理解水的相图中各点、线和面的含义。
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。
物理化学复习提纲
物理化学复习提纲一、热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律在热现象中的应用。
其核心表述为：能量可以在不同形式之间转换，但总量保持不变。
（一）基本概念1、系统与环境：系统是我们研究的对象，环境则是系统之外的一切。
根据系统与环境的物质和能量交换情况，系统可分为敞开系统、封闭系统和孤立系统。
2、状态函数：只取决于系统的状态，而与变化的途径无关的物理量，如温度、压力、体积、内能等。
3、热和功：热是由于系统与环境之间存在温度差而传递的能量，功则是除热以外，其他各种形式被传递的能量。
（二）热力学第一定律的数学表达式ΔU ＝ Q ＋ W其中，ΔU 表示系统内能的变化，Q 表示系统吸收的热量，W 表示系统对外所做的功。
当 Q 为正，表示系统吸热；当 W 为正，表示系统对外做功。
（三）应用1、恒容热：在恒容且非体积功为零的条件下，Qv ＝ΔU。
2、恒压热：在恒压且非体积功为零的条件下，Qp ＝ΔH，其中ΔH 为焓变。
二、热力学第二定律热力学第二定律主要描述了热现象的方向性。
（一）克劳修斯表述热量不能自发地从低温物体传向高温物体。
（二）开尔文表述不可能从单一热源吸取热量使之完全变为有用功而不产生其他影响。
（三）熵熵是系统混乱度的量度。
对于孤立系统，熵总是增加的，这就是熵增原理。
（四）热力学第二定律的数学表达式ΔS ≥ 0（五）熵变的计算1、简单物理过程的熵变计算。
2、相变过程的熵变计算。
三、热力学第三定律在绝对零度时，纯物质完美晶体的熵值为零。
这为计算物质在其他温度下的熵值提供了基准。
四、多组分系统热力学（一）偏摩尔量在多组分系统中，某一广度性质不仅取决于温度、压力，还取决于各组分的浓度。
偏摩尔量就是在恒温恒压下，在一定浓度下，系统的某一广度性质随某一组分物质的量的变化率。
（二）化学势化学势是决定物质传递方向和限度的强度因素。
（三）稀溶液的依数性1、蒸气压下降：在一定温度下，稀溶液的蒸气压低于纯溶剂的蒸气压。
2、凝固点降低：溶液的凝固点低于纯溶剂的凝固点。
物理化学的知识点总结
物理化学的知识点总结一、热力学1. 热力学基本概念热力学是研究能量转化和传递规律的科学。
热力学的基本概念包括系统、环境、热、功、内能、焓、熵等。
2. 热力学第一定律热力学第一定律描述了能量守恒的原理，即能量可以从一个系统转移到另一个系统，但总能量量不变。
3. 热力学第二定律热力学第二定律描述了能量转化的方向性，熵的增加是自然界中不可逆过程的一个重要特征。
4. 热力学第三定律热力学第三定律表明在绝对零度下熵接近零。
此定律是热力学的一个基本原理，也说明了热力学的某些现象在低温下会呈现出独特的特性。
5. 热力学函数热力学函数是描述系统状态和性质的函数，包括内能、焓、自由能、吉布斯自由能等。
二、化学热力学1. 热力学平衡和热力学过程热力学平衡是指系统各个部分之间没有宏观可观察的能量传输，热力学过程是系统状态发生变化的过程。
2. 能量转化和热力学函数能量转化是热力学过程中的一个重要概念，热力学函数则是描述系统各种状态和性质的函数。
3. 热力学理想气体理想气体是热力学研究中的一个重要模型，它通过状态方程和理想气体定律来描述气体的性质和行为。
4. 热力学方程热力学方程是描述系统热力学性质和行为的方程，包括焓-熵图、温度-熵图、压力-体积图等。
5. 反应焓和反应熵反应焓和反应熵是化学热力学研究中的重要参数，可以用来描述化学反应的热力学过程。
三、物质平衡和相平衡1. 物质平衡物质平衡是研究物质在化学反应和物理过程中的转化和分配规律的一个重要概念。
2. 相平衡相平衡是研究不同相之间的平衡状态和转化规律的一个重要概念，包括固相、液相、气相以及其之间的平衡状态。
3. 物质平衡和相平衡的研究方法物质平衡和相平衡的研究方法包括热力学分析、相平衡曲线的绘制和分析、相平衡图的绘制等。
四、电化学1. 电解质和电解电解质是能在水溶液中发生电离的化合物，电解是将电能转化为化学能或反之的过程。
2. 电化学反应和电势电化学反应是在电化学过程中发生的化学反应，电势是描述电化学系统状态的一个重要参数。
物理化学复习资料
dp
C
pdT
适用于任意简单物理过程
ig : H U nR(T2 T1)
H
T2 T1
nCP,mdT
适用于等压简单变温过程
Qp H W '(适用于任意等压过程)
若W ' 0 Qp H
QV U W '(适用于任意等容过程) 若W ' 0 QV U
dU
U T
V
dT
U V
分别计算气体的终态体积和所做的功。设
Cv,m
3 2
R，且与T无关
解：n pV 100000010103 4.41mol
RT
8.314 273
(1)V2
p1V1 p2
1000Kpa 10dm3 100Kpa
100dm3 (等温是p1V1
p2V2 )
V2
W 1
V1
pdV
nRT ln V2 V1
dS CVm dT R dV
T
V
S
CVm
ln T2 T1
R ln V2 V1
例题4
已知Hg（s）的熔点为-39℃，熔化热-2343J/g,
CP,m(Hg,l)=29.7-0.0067T(J/mol/K), CP,m(Hg,s)=26.78(J/mol/K), 求50℃的Hg(l)和-50℃的Hg(s)的摩尔熵之差。
ln
P P
61900 8.3141000
P 1711P
例题2
习题35：
解：以1mol苯为研究对象，设计过程：
5。C, p , C6H6 (l) Sm ,G 5。C, p , C6H6 (s)
G1
5。C, ps , C6H 6 (l)
物化期末知识点总结
物化期末知识点总结物理化学是一门重要的自然科学学科，涉及到物质的结构、性质、变化规律以及物质与能量之间的相互转化关系。
在大学化学专业的课程中，物化是一个重要的学科，学生需要系统学习和掌握其中的理论知识和实验技能。
针对即将到来的物化期末考试，总结以下物化知识点，以帮助学生复习和备考。
一、物理化学基础知识1. 物质的结构物质的结构是物理化学的基础，它包括原子、分子和晶体结构。
在期末考试中，学生需要了解原子的结构、电子排布、元素周期表等基本概念，并能够应用到相关计算和问题解决中。
2. 热力学热力学是物理化学的重要分支，它研究物质热学性质、能量转化和宏观物质的运动规律。
学生需要掌握热力学基本概念，如热力学系统、热力学态函数、热力学过程等，同时理解热力学定律和热力学循环等内容。
3. 动力学动力学是研究化学反应速率、影响因素和反应机理的学科，学生需要掌握化学动力学的基本理论知识，包括化学反应速率方程、活化能、反应机理等内容。
4. 理论化学和计算化学理论化学和计算化学是物化中的新兴领域，它研究分子和物质的数学模拟和计算方法。
在期末考试中，学生需要了解理论化学模型、分子力学方法、分子轨道理论等内容。
二、物理化学实验技能除了理论知识外，物理化学课程也包括实验课程，学生需要掌握基本的实验操作技能和实验数据处理方法。
以下是物化实验技能的主要内容：1. 基本实验操作学生需要掌握化学实验室的基本操作技能，包括称量、配制溶液、分液、过滤、蒸馏等常用技术。
2. 实验数据处理学生需要了解常用的实验数据处理方法，包括数据采集、数据处理、实验结果分析和统计等技术。
3. 实验安全在进行物理化学实验时，学生需要了解实验室安全知识，包括化学品的安全使用、废液处理、急救知识等内容，以确保实验过程和实验人员的安全。
以上是物理化学期末考试的主要知识点总结，学生在复习备考时可结合课程教材和学习笔记进行系统复习，同时针对重点难点进行重点突破。
希望同学们能够充分准备，取得优异的成绩。
物理化学复习方法
物理化学复习方法如何复习高中物理化学，提高成绩一、物理复习高中物理是一门综合性较强的学科，它涉及到力学、热学、电学、光学和物理学等领域。
在复习物理时，需要注意以下几点：1.整理知识点2.首先，需要对物理知识进行分类整理。
可以将物理知识分为力、热、电、光、原子等几个模块，然后逐一模块进行复习。
在每个模块中，可以按照知识点的重要性、难度和考试要求等方面进行整理，形成清晰的知识框架。
3.选择练习题4.选择适合自己的练习题进行巩固。
可以选择一些历年高考试题、模拟试题和教材上的习题进行练习。
在练习时，需要注意理解题意、分析问题、寻找思路和计算方法等环节。
对于做错的题目，需要进行认真订正和分析，找出错误的原因，并进行针对性的巩固。
5.阅读理解6.阅读相关的物理资料和参考书，加深对物理知识的理解和记忆。
可以阅读教材上的知识点讲解、例题解析和拓展阅读等资料，也可以选择一些物理竞赛、科研论文等深度资料进行阅读。
在阅读时，需要注重理解物理概念、公式和实验原理等核心内容。
二、化学复习高中化学是一门以物质性质和变化为主的学科，它涉及到无机化学、有机化学、化学实验等多个方面。
在复习化学时，需要注意以下几点：1.概念记忆2.首先，需要对化学知识进行系统性地梳理。
可以按照元素周期表、化学键、化学反应等几个方面进行分类整理，形成清晰的知识框架。
同时，需要强化对概念和公式的记忆，例如元素周期表中的元素符号、化学键的类型和强度等。
3.实验操作4.实验操作是化学复习中的重要环节。
可以通过实验操作来加深对化学理论的理解和掌握。
可以选择一些典型的化学实验进行操作，例如化学反应速率、酸碱中和反应等。
在实验操作中，需要注重实验步骤、实验现象和实验数据的分析等方面。
5.思维导图6.应用思维导图是一种有效的化学复习方法。
可以通过思维导图将化学知识进行总结和归纳，形成清晰的知识框架。
在制作思维导图时，需要注重知识点的全面性和逻辑性，以及文字、颜色和图形的合理搭配。
物理化学知识点
物理化学知识点物理化学知识点概述1. 热力学定律- 第零定律：如果两个系统分别与第三个系统处于热平衡状态，那么这两个系统之间也处于热平衡状态。
- 第一定律：能量守恒，系统内能量的变化等于热量与功的和。
- 第二定律：熵增原理，自然过程中熵总是倾向于增加。
- 第三定律：当温度趋近于绝对零度时，所有纯净物质的熵趋近于一个常数。
2. 状态方程- 理想气体状态方程：PV = nRT，其中P是压强，V是体积，n是摩尔数，R是理想气体常数，T是温度。
- 范德瓦尔斯方程：(P + a(n/V)^2)(V - nb) = nRT，修正了理想气体状态方程在高压和低温下的不足。
3. 相平衡与相图- 相律：描述不同相态之间平衡关系的数学表达。
- 相图：例如，水的相图展示了水在不同温度和压强下的固态、液态和气态的平衡关系。
4. 化学平衡- 反应速率：化学反应进行的速度，受温度、浓度、催化剂等因素影响。
- 化学平衡常数：在一定温度下，反应物和生成物浓度之比达到平衡时的常数值。
5. 电化学- 电解质：在溶液中能够产生带电粒子（离子）的物质。
- 电池：将化学能转换为电能的装置。
- 电化学系列：金属的还原性或氧化性排序。
6. 表面与胶体化学- 表面张力：液体表面分子间的相互吸引力。
- 胶体：粒子大小在1到1000纳米之间的混合物，具有特殊的表面性质。
7. 量子化学- 量子力学基础：描述微观粒子如原子、分子的行为。
- 分子轨道理论：通过分子轨道来描述分子的结构和性质。
- 电子能级：原子和分子中电子的能量状态。
8. 光谱学- 吸收光谱：分子吸收特定波长的光能，导致电子能级跃迁。
- 发射线谱：原子或分子在电子能级跃迁时发出特定波长的光。
- 核磁共振（NMR）：利用核磁共振现象来研究分子结构。
9. 统计热力学- 微观状态与宏观状态：通过系统可能的微观状态数来解释宏观热力学性质。
- 玻尔兹曼分布：描述在给定温度下，粒子在不同能量状态上的分布。
物理化学复习资料
物理化学复习资料物理化学是一门综合性的学科，它要求学生掌握一定的物理和化学基础知识，同时还需要具备一定的分析和实验能力。
为了帮助大家更好地复习物理化学，以下是一些复习资料和建议，供大家参考。
第一部分：物理化学基础知识复习物理化学基础知识包括物质的性质、结构和变化规律等内容。
在复习时，应着重掌握以下几个方面的知识：1. 基本概念和计量单位：理解物质、能量和化学反应的基本概念，并熟悉各种物质质量、浓度、压强、温度等计量单位。
2. 摩尔概念：理解摩尔的概念，并能够在计算中灵活运用。
3. 热力学：掌握物质的热力学性质，包括热容、焓、焓变等，并能够解决与热力学相关的计算问题。
4. 化学平衡：理解化学平衡的条件和规律，包括平衡定律、平衡常数等，并能够应用它们解决与化学平衡相关的问题。
5. 化学动力学：了解化学反应速率的概念和计算方法，以及影响反应速率的因素，并能够解决与化学动力学相关的问题。
第二部分：物理化学实验技巧复习物理化学实验是物理化学学科中的重要组成部分，它要求学生具备一定的实验技能和数据处理能力。
在复习时，应注意以下几个方面的内容：1. 实验仪器的使用：掌握常用的物理化学实验仪器的使用方法，包括天平、电子天平、分光光度计、热量计等。
2. 实验操作步骤：了解常用的物理化学实验的操作步骤，包括称量、配制溶液、加热、过滤、测量等，并严格按照实验操作规范进行实验。
3. 数据处理和分析：学会对实验数据进行整理、分析和处理，包括计算平均值、标准偏差、相对误差等，并能够根据实验结果进行合理的推理和判断。
4. 安全注意事项：了解物理化学实验中的安全注意事项，包括实验室的安全规定、对实验操作的正确性要求等，并养成良好的实验习惯和安全意识。
第三部分：物理化学习题推荐通过做一些物理化学习题，可以帮助巩固和应用所学的物理化学知识。
推荐如下类型的习题：1. 计算题：包括物质的质量计算、摩尔计算、化学反应平衡计算、热力学计算等。
物理化学复习资料
物理化学复习资料物理化学是研究化学现象及规律的科学分支，其涵盖的内容繁杂广泛，需要掌握的知识点也很多。
为了帮助大家更好地复习物理化学，本文将从以下几个方面进行讲解。
一、热力学热力学是研究热现象及其与其他物理、化学现象之间的关系的科学，在物理化学中占据着重要的位置。
常见的热力学概念包括热力学系统、热力学状态函数、热力学热力学定律等。
在复习热力学时，需要掌握以下几个重点：1. 热力学系统的分类及其特点；2. 热力学状态函数的基本概念及其与过程函数的区别；3. 热力学第一定律及其应用；4. 热力学第二定律及其应用；5. 熵及其在热力学中的应用。
二、化学平衡化学平衡是指在化学反应中，反应物和生成物的浓度达到一定比例时，反应速度相等的状态。
在物理化学中，化学平衡是一个非常重要的概念。
复习化学平衡时，需要掌握以下几个关键点：1. 化学平衡的基本概念及其表达式；2. 反应物浓度与反应速度的关系；3. 平衡常数及其计算方法；4. 影响化学平衡的因素及其影响方向；5. Le Chatelier原理及其应用。
三、电化学电化学是研究电化学反应及其应用的分支学科，在化学、生物化学、环境科学等领域中都有广泛的应用。
在物理化学中，电化学也是一个非常重要的领域。
在复习电化学时，需要掌握以下几个关键点：1. 电化学反应及其方程式；2. 电化学电势及其测量方法；3. 电解和电池反应的基本概念及其应用；4. 红ox反应及其应用；5. 电化学中的电动势及其应用。
四、表面化学表面化学是研究物质表面现象及其规律的学科，在化学工业、材料科学、生物学等领域中有广泛的应用。
在物理化学中，表面化学也是一个非常重要的领域。
在复习表面化学时，需要掌握以下几个关键点：1. 表面活性剂及其分子结构；2. 吸附现象及其种类；3. 表面化学电荷及其性质；4. 溶液与固体界面的吸附现象；5. 界面张力及其应用。
综上所述，物理化学作为一门广阔而重要的学科，需要我们掌握的知识点也非常繁多。
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01-02 热力学第一定律与热力学第二定律基本概念系统分类：①敞开系统。
这种系统与环境之间既可以有物质的交换，亦可以有能量的交换。
②密闭系统，或称封闭系统。
这种系统与环境之间不可以能有物质的交换，只可以有能量的交换。
③隔绝系统，或称孤立系统。
这种系统与环境之间既不可能有物质的交换，亦不可能有能量的交换。
热力学性质（状态性质）：⑴容量性质，又称广度性质。
这种性质的数值与系统中物质的量成正比；这种性质在系统中有加和性，即整个系统的容量性质的数值，是系统中各部分该性质数值的总和。
体积、质量热容等是容量性质。
⑵强度性质，这种性质的数值与系统中物质的量无关；这种性质在系统中无加和性，而是整个系统的强度性质的数值与各个部分的强度性质的数值是相同的。
压力、温度、黏度、密度是强度性质。
往往两个容量性质之比成为系统的强度性质。
摩尔体积是体积与物质的量之比；摩尔热容是热容与物质的量之比，这两个是强度性质。
状态函数的三个特征：①系统的状态一定，它的每一个状态函数具有唯一确定的值。
用数学语言表达：状态函数是系统状态的单值函数。
②系统经历一过程的状态函数差值，只取决于系统的始末两态。
用数学语言表达：状态函数在数学上具有全微分的性质，用符号d表示，如dV、dp。
③系统经过一系列过程，回到原来的状态，即循环过程，状态函数数值的变化为零。
(以上三个特征只要具备其中一条，其他两个特征就可以推导出来。
以上关于状态函数的特征可以反过来说：如果一个系统的有一个量符合上述三个特征之一，可以判定有某一状态函数的存在。
)功和热：当系统的状态发生变化并引起系统的能量发生变化时，这种能量的变化必须依赖于系统和环境之间的能量传递来实现。
系统与环境之间的能量传递形式可区分为两种方式，一种叫做“热”，另一种叫做“功”。
热：由于系统与环境之间的温度差而造成的能量传递称为热；系统吸热为正值，而系统放热为负值。
功：除了热以外，在系统与环境之间其他形式的能量传递统称为功。
以系统对环境做功为负值，而已环境对系统做功为正值。
(热和功总是与系统所进行的具体过程相联系着的，没有过程就没有热和功，因此热和功不是状态性质，他们与途径有关。
)热力学能（内能）的概念：任意系统在状态一定时，系统内部的能量是定值，亦即系统内部的能量是一状态性质。
系统内部的能量叫做”热力学能“或者”内能“。
用符号U表示。
热力学能U包括了系统中一切形式的能量，如分子的移动能、转动能、振动能、电子运动能以及原子核内的能等，但系统整体的动能和位能不包括在内。
热力学能是容量性质，其数值与系统中的物质的量成正比。
焓（H）的概念:U+pV如热力学能U一样是一个状态性质，他的改变量仅仅取决于系统的始态与终态。
这一状态性质定义为“焓”，用符号H表示。
即H=U+Pv熵（S）的概念：因为所选的是一任意可逆循环,任意循环可达到所有的始末态。
任意始末态AB之间, 总可以找到至少一条可逆循环路径ABA, 对这些循环路径有:∮ Q R/T=0任意可逆过程的热温商的积分值决定于始终状态，而与可逆途径无关，表明可逆过程热温商之积分值对应某个状态性质的改变量。
将这个状态性质定义为“熵”，用符号“S ”表示，单位：J·K -1，属容量性质。
设始、终态A ，B 的熵分别为S A 和S B ，则熵变为RBAA B δ⎰⎪⎭⎫ ⎝⎛=-=T Q S S S ∆(熵的定义式)熵的变化值可用可逆过程的热温商值来衡量。
Helmholtz 函数A 的概念：吉布斯函数G 大的概念：可逆过程的概念：当系统回复到原来状态时，在环境中没有功的得失；由于系统回到原状，总计ΔU=0，根据ΔU=Q+W ，所以在环境中亦无热的得失；亦即当系统回复到原状时，环境亦回复到原状。
某过程进行之后系统恢复原状的同时，环境也能恢复原状而未留下任何永久性的变化，该过程称为“热力学可逆过程”。
反应进度的概念: 设某反应DC B AD C B A v v v v +=+反应进度ξ 的定义为： BB,0B v n n -=ξ或B Bd d v n =ξ自发过程的概念：把在自然界中不需借助外力就能自动进行的过程，称为“自发过程” 卡诺循环和卡诺热机的概念：①卡诺设计了一种理想热机－卡诺热机, 此热机在高温热源和低温热源间工作, 其工作介质是理想气体。
②整个循环过程均不存在摩擦力, 卡诺热机的循环由两个绝热可逆过程和两个等温可逆过程组成——卡诺循环。
③卡诺证明了在相同两热源间工作的热机, 以卡诺热机的效率为最大, 其它任何热机的效率不可能超过卡诺热机。
卡诺热机效率的概念：卡诺热机效率：()()hch c h 12h 12c h h c h h 1ln ln T TT T T V V nRT V V T T nR Q Q Q Q W -=-=-=+=-=η卡诺热机效率的结论：①卡诺热机的效率只与两个热源的温度有关，与热机的工作介质无关。
②高温热源的温度Th 越高，低温热源的温度Tc 越低，则热机的效率越高。
③热机的效率不可能达到1。
规定熵的概念：规定在0K 时完整晶体的熵值为零，从0K 到温度T 进行积分，这样求得的熵值称为规定熵。
若0K 到T 之间有相变，则积分不连续。
规定熵可用热化学方法测定得到, 也可由统计热力学理论直接计算得到. 已知 dS ＝ (Cp/T) dT()()()()⎰⎰=+=TTTC T C S T S 0p 0p d d 0若在0K 到温度T 之间有晶型转变或相变化等，还得考虑相变时的熵变。
热力学第一定律和热力学第二定律的文字表述和数学表达式热力学第一定律的数学表达式：ΔU=Q+W ，此式表明，一个封闭系统其热力学能的增加等于系统从环境中所吸收的热量与环境对系统所做功之和。
如果系统状态只发生一无限小量的变化，则式可写成dU=δQ+δW 热力学第二定律的经典描述：人们不可能设计成这样一种机器，这种机器能循环不断地工作，它仅仅从单一热源吸热变为功而没有任何其他变化。
热力学第二定律的数学表达式——克劳修斯不等式Clsusius 不等式引进的不等号，在热力学上可以作为变化方向与限度的判据。
“>” 号为不可逆过程 “=” 号为可逆过程TQS δd ≥如果将克劳修斯不等式用于孤立系统，则由于孤立系统与环境之间无热交换，则式可改写为0d ≥孤S “>” 号为自发过程“=” 号为处于平衡状态孤立系统中所发生的任意过程总是向着熵增大的方向进行。
五个热力学函数之间的关系：热力学的基本公式：它们只能适用于双变量的密闭系统，亦即它们只能适用于单组分单相或多组分但组成不变的单相密闭系统，亦即是无相变化和无化学变化的单相系统，但对这种系统的任意状态变化均适用。
体积功的计算：因系统体积变化而引起的系统与环境间的交换的功称为体积功。
三种定温膨胀系统所做的体积功计算：①气体向真空膨胀。
此时施加在活塞上的外压为0，即p 外＝0,所以在膨胀过程中系统没有对环境做功，即W=0②气体在恒定外压的情况下膨胀。
此时p 外=常数，所以系统所做之功为V p W V V d 21,1⎰-=外)(12,1V V p --=外③在整个膨胀过程中，始终保持外压比圆筒内气体的压力p 只差无限小的数值。
膨胀过程是无限缓慢的，每一步都接近于平衡态。
所作的功为：积分式为⎰-=21d e V V Vp W 设系统为理想气体，则2112e lnln d 21p p nRT V V nRT V V nRT W V V -=-=-=⎰可逆相变的体积功：物质的相变化，如液体的蒸发、固体的升华、固体的溶化、晶型转变等，在一定温度和压力下可以可逆进行。
压力一定，则如果蒸发时的温度离临界温度较远，则V (l)<<V (g)，则 W =－pV (g) 假如蒸汽为理想气体，则 W =－pV (g)= －nRT反应热的概念：在定容或定压条件下，当产物的温度与反应物的温度相同而在反应过程中只做体积功不做其他功时，化学反应所吸收或放出的热，称为此过程的热效应，通常亦称为“反应热” 定容反应热的计算：式⊿U ＝W ＋Q 是封闭系统求⊿U 的基本公式。
其中系统反抗外力所做的功： δW ＝δW e ＋δW f式中δW e 为体积功，式中δW f 为非体积功(即体积功以外的功)。
如δW f ＝0，且等容下发生状态变化，即δW e ＝0， 有d U ＝ δQ v 或⊿U ＝Q v（封闭系统，不做非体积功，等容过程）无非膨胀功的等容过程热效应等于系统的热力学能变化 等压过程：p 外＝p 2＝p 1，且不做非体积功由⊿U ＝W ＋Q 得Q p ＝⊿U ＋p 外⊿V＝(U 2－U 1)＋p 外(V 2－V 1)＝(U 2＋p 2V 2)－(U 1＋p 1V 1)无非膨胀功的等压过程热效应等于系统的焓变 五个热力学函数变化的计算:① 1mol 理想气体初态为373.15K,10.0dm 3,反抗恒外压迅速膨胀到终态温度244.0K,压力100.0kPa ，求此过程的W ,Q ',ΔU ,ΔH 。
②在298.15K、pø下，单位反应:C(s)+0.5O2(g)→CO(g)，若经过以下二条途径：(1)直接接触发生反应，已知单位反应放热110.52kJmol-1；(2)若反应在原电池中进行，对环境作电功60.15kJmol-1。
求二途径的Q,W,ΔU及ΔH。
熵变的计算及其应用：①定温过程的熵变②定容或定压变温过程中的熵变③相变化的熵变ΔG的计算:①简单状态变化的定温过程的ΔG②物质发生相变过程的ΔG⑴如果始态和终态的两个相是平衡的，而且温度和压力均相同，则由始态到终态的相变化过程吉布斯函数变化等于0。
⑵如果始态和终态的两个相是不平衡的，则应当设计可逆过程来计算其ΔG③化学反应的ΔG④ΔG随温度T的变化——吉布斯-赫姆霍兹公式△r H m∅(298.15K)、△f H m∅、△c H m∅各自的含义:①标准摩尔生成焓：在标准压力和指定温度下，由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热，称该物质的标准摩尔生成焓。
②标准摩尔燃烧焓：在标准压力及指定温度下，单位物质的量的某种物质的量某种物质被氧完全氧化时的反应焓，称为该物质的标准摩尔燃烧焓。
在热力学过程中，系统热力学概率Ω的增减与系统熵S的增减是同步的，即热力学概率越大，熵越大，反之亦然。
统计热力学可证明，二者的函数关系为Boltzmann公式：S＝k lnΩ。
三个判据及适用范围：熵判据(∆S)孤≧0 >0: 为自发过程=0: 可逆过程<0: 不可能过程熵判据是所学的第一个热力学判据, 也是最重要的一个, 其它判据均由熵判据导出. 原则上, 熵判据可以判断一切过程的方向和限度亥姆霍兹自由能判据∆A)T,V <0 (d T=0, d V=0, W f=0) 自发过程=0 (d T=0, d V=0, W f=0) 平衡,可逆>0 (d T=0, d V=0, W f=0) 不可能过程>W f(d T=0, d V=0) 不可能过程A主要用于等温等容、且不作非体积功的过程方向的判断。