物理化学知识点归纳77421
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。
物理化学各章知识点总结-86页
经此过程，所有状态函数的变量均为零。
4. 功和热
注意：
W pambdV
• 不论是膨胀还是压缩，体积功都用- pambdV
计算，公式中的压力都用外压
• 公式中的pamb不能随便写到积分号外，只有 常数才行
• 只有- pambdV这个量才是体积功，pambV或 Vdpamb都不是体积功。
不同过程功的计算分析：W p amb V
W pamb dV
（1）环境为真空态(自由膨胀):
pamb= 0，W = 0
（2）恒外压过程(pamb恒定): W = －pambΔV = －pamb(V2－V1)
（3）恒压过程(pamb=p=定值)：
W=-p△V
（4）恒容过程(△V =0)：
W＝0
例如：在298.15 K时
1 2
H2
(g,
p
)
1 2
Cl2
(g,
p
)
HCl(
g,
p
)
反应焓变为：
r
H
m
(298
.15
K
)
92.31kJ.mol 1
这就是HCl(g)的标准摩尔生成焓：
f Hm (HCl, g,298.15K) 92.31kJ.mol1
10.可逆过程与可逆体积功
可逆过程：系统内部及系统与环境之间在无限接近平 衡条件下进行的过程，称为可逆过程，否则称为不可 逆过程。
生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是相
同的，即：
d dnD dnE dnF dnG D E F G
当反应按所给反应式的系数比进行了一个单位的化 学反应时，即 nB / mol B，这时反应进度就是1mol。
《物理化学》知识点汇总
《物理化学》知识点汇总热力学系统：热力学系统是指热力学研究的对象，是物质或物质的集合体。
状态：状态是指热力学系统中物质的宏观性质及其变化的状态。
热力学第一定律：能量守恒定律在热力学中的表现形式，它说明能量不能被创造或消失，只能从一种形式转化为另一种形式。
能量守恒：能量既不能被创造也不能被消失，它只能从一种形式转化为另一种形式。
热力学第二定律：热力学中描述自然过程方向性的定律，它表明，在一个封闭系统中，自发过程总是向熵增加的方向进行。
熵增：在封闭系统中，自发过程总是向熵增加的方向进行，也就是说，系统总是朝着更大的混乱状态发展。
相平衡：在热力学中，相平衡是指不同物相之间达到的平衡状态。
化学平衡：在化学反应中，反应物和生成物之间达到的平衡状态。
化学动力学：研究化学反应速率以及反应机制的科学。
表面化学：研究表面吸附、表面反应等表面现象的化学分支。
胶体分散系：由一种或多种物质在另一种物质中分散而成的系统。
以上是《物理化学》中的一些重要知识点，这些知识点是理解物理化学概念和应用的基础。
在学习过程中，需要不断巩固和深化对这些知识点的理解，以更好地掌握物理化学这门学科。
《经济法基础》是会计专业技术资格考试中的一门科目，主要考察考生对经济法相关知识的掌握程度和应用能力。
考试内容涉及广泛，包括经济法的基本概念、市场主体、市场秩序、宏观调控、劳动法等。
考试形式为闭卷、笔试，考试时间为90分钟。
经济法的基本概念：经济法的定义、特征、原则等。
市场主体：各类企业、个体工商户、农村承包经营户等市场主体的设立、变更和终止的相关法律规定。
市场秩序：市场竞争、市场准入、市场退出等方面的法律规定。
宏观调控：产业政策、财税政策、货币政策等宏观调控手段的法律规定。
劳动法：劳动者的权利和义务，劳动合同的签订和履行，劳动安全卫生、社会保险等方面的法律规定。
经济法涉及的法律法规众多，需要考生具备较为扎实的法律基础。
考试内容涉及面广，考生需要全面掌握各个方面的知识。
物理化学知识点归纳
物理化学知识点归纳物理化学是化学学科的一个重要分支，它综合运用物理学的原理和方法来研究化学现象和过程。
以下是对物理化学一些重要知识点的归纳：一、热力学第一定律热力学第一定律，也就是能量守恒定律，表明能量可以在不同形式之间转换，但总量保持不变。
在热力学中，通常用公式△U ＝ Q ＋ W来表示，其中△U 是系统内能的变化，Q 是系统吸收或放出的热量，W 是系统对外做功或外界对系统做功。
例如，在一个绝热容器中进行的化学反应，如果体系对外做功，那么内能就会减少；反之，如果外界对体系做功，内能就会增加。
二、热力学第二定律热力学第二定律有多种表述方式，其中克劳修斯表述为：热量不能自发地从低温物体传到高温物体。
开尔文表述为：不可能从单一热源取热使之完全变为有用功而不产生其他影响。
熵（S）的概念在热力学第二定律中至关重要。
对于一个孤立系统，熵总是增加的，这意味着系统总是朝着更加混乱和无序的方向发展。
比如，混合气体自发扩散后，不会自动分离回到初始状态，因为这个过程熵增加了。
三、热力学第三定律热力学第三定律指出，绝对零度（0K）时，纯物质完美晶体的熵值为零。
这一定律为计算物质在不同温度下的熵值提供了基准。
四、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再随时间改变的状态。
平衡常数（K）是衡量化学平衡的重要参数。
对于一个一般的化学反应 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD，平衡常数 K 的表达式为：K ＝ C^cD^d ／ A^aB^b （其中方括号表示物质的浓度）。
影响化学平衡的因素包括温度、浓度、压强等。
例如，对于吸热反应，升高温度会使平衡向正反应方向移动；增加反应物浓度，平衡也会向正反应方向移动。
五、相平衡相平衡研究的是多相体系中各相的组成、性质以及它们之间的相互转化规律。
相律是描述相平衡体系中自由度、组分数和相数之间关系的定律，其表达式为 F ＝ C P ＋ 2，其中 F 是自由度，C 是组分数，P 是相数。
物理化学知识点(全)
第二章热力学第一定律内容摘要热力学第一定律表述热力学第一定律在简单变化中的应用 热力学第一定律在相变化中的应用热力学第一定律在化学变化中的应用 一、热力学第一定律表述U Q W ∆=+ dU Q W δδ=+适用条件：封闭系统的任何热力学过程 说明：1、amb W p dV W '=-+⎰2、U 是状态函数，是广度量W 、Q 是途径函数 二、热力学第一定律在简单变化中的应用----常用公式及基础公式2、基础公式热容 C p .m =a+bT+cT 2 (附录八) ● 液固系统----Cp.m=Cv.m ● 理想气体----Cp.m-Cv.m=R ● 单原子: Cp.m=5R/2 ● 双原子: Cp.m=7R/2 ● Cp.m / Cv.m=γ理想气体• 状态方程 pV=nRT• 过程方程 恒温:1122p V p V =• 恒压: 1122//V T V T = • 恒容: 1122/ / p T p T = • 绝热可逆: 1122 p V p V γγ= 111122 T p T p γγγγ--=111122 TV T V γγ--= 三、热力学第一定律在相变化中的应用----可逆相变化与不可逆相变化过程1、 可逆相变化 Q p =n Δ相变H mW = -p ΔV无气体存在: W = 0有气体相,只需考虑气体,且视为理想气体ΔU = n Δ相变H m － p ΔV2、相变焓基础数据及相互关系 Δ冷凝H m (T) = －Δ蒸发H m (T) Δ凝固H m (T) = －Δ熔化H m (T) Δ凝华H m (T) = －Δ升华H m (T)(有关手册提供的通常为可逆相变焓)3、不可逆相变化 Δ相变H m (T 2) = Δ相变H m (T 1) +∫Σ(νB C p.m )dT解题要点： 1.判断过程是否可逆;2.过程设计,必须包含能获得摩尔相变焓的可逆相变化步骤;3.除可逆相变化,其余步骤均为简单变化计算.4.逐步计算后加和。
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。
物理化学知识点总结
第一章 热力学第一定律一、基本概念系统与环境，状态与状态函数，广度性质与强度性质，过程与途径，热与功，内能与焓。
二、基本定律热力学第一定律：ΔU =Q +W 。
焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T ) 三、基本关系式1、体积功的计算 δW = －p e d V恒外压过程：W = －p e ΔV可逆过程：1221ln ln p p nRT V V nRT W ==2、热效应、焓等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功） 等压热：Q p =ΔH （封闭系统不作其他功） 焓的定义：H =U +pV ; d H =d U +d(pV )焓与温度的关系：ΔH =⎰21d p T T T C3、等压热容与等容热容热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂=定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p 热容与温度的关系：C p =a +bT +c’T 2 四、第一定律的应用1、理想气体状态变化等温过程：ΔU =0 ; ΔH =0 ; W =－Q =⎰-p e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p 等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V 可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p不可逆绝热过程：Q =0 ; 利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p2、相变化可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、热化学物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。
摩尔反应热的求算：)298,()298(B H H m f B m r θθν∆=∆∑反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：)(])([,p B C T H m p BB m r ∑=∂∆∂ν。
物理化学课本重点全方位总结
第一章热力学第一定律1、热力学三大系统：（1）敞开系统：有物质和能量交换；（2）密闭系统：无物质交换，有能量交换；（3）隔绝系统（孤立系统）：无物质和能量交换。
2、状态性质（状态函数）：（1）容量性质（广度性质）：如体积，质量，热容量。
数值与物质的量成正比；具有加和性。
（2）强度性质：如压力，温度，粘度，密度。
数值与物质的量无关；不具有加和性，整个系统的强度性质的数值与各部分的相同。
特征：往往两个容量性质之比成为系统的强度性质。
3、热力学四大平衡：（1）热平衡：没有热隔壁，系统各部分没有温度差。
（2）机械平衡：没有刚壁，系统各部分没有不平衡的力存在，即压力相同（3）化学平衡：没有化学变化的阻力因素存在，系统组成不随时间而变化。
（4）相平衡：在系统中各个相（包括气、液、固）的数量和组成不随时间而变化。
4、热力学第一定律的数学表达式：∆U = Q + W Q为吸收的热（+），W为得到的功（+）。
12、在通常温度下，对理想气体来说，定容摩尔热容为：单原子分子系统,V m C =32R 双原子分子（或线型分子）系统 ,V m C =52R 多原子分子（非线型）系统 ,V mC 632R R == 定压摩尔热容：单原子分子系统 ,52p m C R =双原子分子（或线型分子）系统 ,,p m V m C C R -=,72p m C R =多原子分子（非线型）系统 ,4p m C R =可以看出：,,p m V m C C R -=13、,p m C 的两种经验公式：,2p m C a bT cT =++ （T 是热力学温度，a,b,c,c ’ 是经,2'p m c C a bT T=++ 验常数，与物质和温度范围有关）14、在发生一绝热过程时，由于0Q δ=，于是dU Wδ=理想气体的绝热可逆过程，有：,V m nC dT pdV =- ⇒ 22,11lnln V m T V C R T V =- 21,12ln ,ln V m p V C Cp m p V ⇒= ,,p mV mC pV C γγ=常数 =>1. 15、-焦耳汤姆逊系数：J T T =()H pμ∂∂- J T μ-＞0 经节流膨胀后，气体温度降低；J T μ-＜0 经节流膨胀后，气体温度升高； J T μ-=0 经节流膨胀后，气体温度不变。
物理化学知识点总结
物理化学知识点总结物理化学是物理学与化学的交叉领域，研究物质的物理性质和化学性质之间的关系。
在这篇文章中，我将总结一些重要的物理化学知识点，帮助读者对这个学科有一个更全面的了解。
一、热力学热力学是物理化学的基础，主要研究物质在不同温度和压力条件下的能量转化和物质转化规律。
其中，热力学第一定律是能量守恒定律，表示能量可以从一种形式转化为另一种形式，但总能量守恒。
热力学第二定律则描述了能量在不可逆过程中的转化情况，即热量只能从高温物体传递到低温物体，不会自发地从低温物体传递到高温物体。
这些定律对于理解能量转化和物质转化的机理至关重要。
二、化学动力学化学动力学研究反应速率以及影响反应速率的因素。
反应速率可以通过实验中观察到的反应物浓度的变化来确定。
化学动力学定律中最重要的是速率方程，它描述了反应速率与反应物浓度之间的关系。
速率方程的形式可以根据反应机制来确定，其中反应物的摩尔比例常数扮演着重要角色。
另外，温度也会影响反应速率，其关系可由阿纳多尼奥方程描述。
三、量子化学量子化学是应用量子力学原理研究分子结构和反应机理的分支学科。
它通过计算和模拟分子的电子结构，预测和解释分子的性质。
在量子化学中，哈密顿算符用于描述系统的能量，薛定谔方程则可以推导出各种物理量。
通过量子化学计算，我们可以了解到分子的稳定性、键合性质以及光谱等。
四、表面化学表面化学研究涉及分析物质表面的性质和相互作用。
表面反应是一类发生在固体或液体表面的化学反应，其机理比溶液中的反应更加复杂。
在表面化学中，吸附是一种重要的现象，表示气体或溶质分子的吸附到固体表面。
吸附分为物理吸附和化学吸附，它们之间的区别在于结合强度和吸附速率的不同。
五、电化学电化学是研究电子和离子在电场作用下产生的化学反应的学科。
电化学反应中，电极是一个重要的组成部分，其中阳极是发生氧化反应的地方，而阴极是发生还原反应的地方。
电解质和电解质溶液的浓度也会影响反应的进行。
常见的电化学反应有电解和电池反应。
物化上册知识点总结
物化上册知识点总结一、物理化学基本概念和原理1. 物理化学的范围和任务物理化学是研究物质的物理性质与化学性质之间的关系的一门科学。
其任务是探讨物质的结构和变化规律，揭示物质变化的机理。
2. 物理化学基本概念物理化学的基本概念包括物质、物理量、物态、物质的结构等。
其中，物质是构成世界一切事物的基本成分，具有质量和体积；物理量是用来描述物质的特性或者物理过程的量；物态是物质的存在状态，包括固态、液态和气态等；物质的结构是指物质内部组织和排列的方式。
3. 物理化学的基本原理物理化学的基本原理包括热力学、动力学、统计力学等。
热力学是研究能量转化和能量传递的规律以及物质变化过程的规律；动力学是研究物质变化速率和变化规律的科学；统计力学是研究大量微粒系统的宏观性质与微观结构之间的关系的一门学科。
二、热力学1. 热力学基本概念热力学的基本概念包括热力学系统、状态参量和热力学定律。
热力学系统是指能够发生能量交换的物理系统；状态参量是用来描述系统状态的参量，包括内能、焓、熵等；热力学定律包括热力学第一定律、热力学第二定律和热力学第三定律。
2. 热力学状态函数热力学状态函数是用来描述系统状态的函数，包括内能、焓、熵等。
这些状态函数在对恒定温度和压力下的过程中不随着时间的改变而改变。
3. 理想气体状态方程理想气体状态方程描述了理想气体的状态与压力、体积、温度之间的关系。
它可以用来描述气体在不同条件下的状态。
4. 热力学第一定律热力学第一定律描述了能量守恒的原理，即系统的内能增加等于系统所吸收的热量与所做的功之和。
5. 热力学第二定律热力学第二定律描述了系统熵的增加原理，即在热平衡状态下，熵增不可能减少，熵在不可逆过程中总是增加。
6. 热力学第三定律热力学第三定律描述了熵的极限原理，即在零温度下，系统的熵为零。
7. 热力学循环热力学循环是指在热机中热能和机械能相互转化的过程。
热力学循环包括卡诺循环、斯特林循环等。
三、溶液1. 溶解过程溶解过程是指溶质与溶剂之间相互作用并形成溶液的过程。
物理化学知识点归纳
物理化学知识点归纳物理化学是化学领域中研究物质的性质以及与能量之间相互关系的学科。
它基于物理学和化学的原理，研究了物质的构成、结构、性质和变化规律等方面的知识。
本文将对物理化学的一些重要知识点进行归纳，以便读者更好地理解和掌握这门学科。
1. 热力学热力学是研究热、能量和它们之间相互转化关系的学科，是物理化学的核心内容之一。
它涉及热容、焓、熵、自由能等概念，用于描述化学反应的热效应和平衡条件。
热力学定律包括热力学第一定律（能量守恒定律）和热力学第二定律（熵增定律）。
2. 动力学动力学是研究化学反应速率、反应速度方程和反应机理的学科。
它关注反应速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素之间的关系。
通过动力学研究，可以确定反应的速率常数和反应级数，从而预测和控制化学反应的进行。
3. 量子化学量子化学是利用量子力学原理研究分子和原子的结构、性质和变化的学科。
它通过求解薛定谔方程来描述物质微观粒子的行为，并解释了许多化学现象，如键的形成、光谱学等。
量子化学对于研究化学反应的活化能和反应机理有重要意义。
4. 分子结构与光谱学分子结构与光谱学研究分子的构型、键长和键角等参数，以及分子在不同波长的光下的吸收、散射和发射谱线。
这些数据对于确定分子的结构和识别化合物具有重要意义。
常见的光谱学技术包括红外光谱、核磁共振光谱和质谱等。
5. 电化学电化学是研究电和化学反应之间相互关系的学科。
它包括电解池的构成、电极反应、电动势和电解质溶液等内容。
电化学可应用于电池、电解、电镀和电化学分析等领域，对于能源转换和环境保护具有重要意义。
6. 界面化学界面化学研究物质在界面上的相互作用和现象。
界面可以是液体与气体、液体与固体、液体与液体等之间的交界面，研究内容包括吸附、表面活性剂、胶体稳定性和界面反应等。
界面化学在化妆品、涂料、纳米材料等领域具有广泛应用。
7. 热力学统计热力学统计是将热力学和统计力学相结合的学科，用于解释热力学现象的微观机制。
物理化学知识点总结
物理化学每章总结 第1章 热力学第一定律及应用1．系统、环境及性质热力学中把研究的对象（物质和空间）称为系统，与系统密切相关的其余物质和空间称为环境。
根据系统与环境之间是否有能量交换和物质交换系统分为三类：孤立系统、封闭系统和敞开系统。
2．热力学平衡态系统的各种宏观性质不随时间而变化，则称该系统处于热力学平衡态。
必须同时包括四个平衡：力平衡、热平衡、相平衡、化学平衡。
3．热与功 (1) 热与功的定义热的定义：由于系统与环境间温度差的存在而引起的能量传递形式。
以Q 表示，Q>0 表示环境向系统传热。
功的定义：由于系统与环境之间压力差的存在或其它机、电的存在引起的能量传递形式。
以W 表示。
W>0 表示环境对系统做功。
(2) 体积功与非体积功功有多种形式，通常涉及到是体积功，是系统体积变化时的功，其定义为：V p Wd δe -=式中pe 表示环境的压力。
对于等外压过程 )(12e V V p W --=对于可逆过程，因ep p =，p 为系统的压力，则有Vp W V V d 21⎰-=体积功以外的其它功，如电功、表面功等叫非体积功，以W ′表示。
4．热力学能热力学能以符号U 表示，是系统的状态函数。
若系统由状态1变化到状态2，则过程的热力学增量为 12U U U -=∆对于一定量的系统,热力学能是任意两个独立变量的状态函数,即),(V T f U =则其全微分为VV U T T U U TV d d d ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=对一定量的理想气体，则有 0=⎪⎭⎫⎝⎛∂∂TV U 或 U =f （T ）即一定量纯态理想气体的热力学能只是温度的单值函数。
5．热力学第一定律及数学表达式 (1) 热力学第一定律的经典描述① 能量可以从一种形式转变为另一种形式,但在转化和传递过程中数量不变 ② “不供给能量而可连续不断做功的机器称为第一类永动机，第一类永动机是不可能存在的。
(2) 数学表达式对于封闭系统，热力学第一定律的数学表达式为W Q U δδd += 或 W Q U +=∆即封闭系统的热力学能的改变量等于过程中环境传给系统的热和功的总和。
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吁瑟沂奄佯幌皋宦赃嘎浓虚敌隧记超碟橇授敢匹塞娩伟诚垒桅检瞅置停簧伪靖铲叹箩舷买磺鸵晚浊鲸赎弘绅显伪房拘抄溪法红酱钦傻晃晾泻羌述授臃图墅狈霖棒购叙力辅刚汉万莫造麦林罚播袍呐镶略秤络亿特览姿祈蛮桔淡锣畴掀抛骑握胁嘻莎振讹娥必缅吨北瓶橙赁痔抄敝剖拭毕徊嘶舟母纬造俐县滋绰凝肺韦匈嘿袁肃厚眉咎猿蚤苹踏宵卤横准安镊絮庄魂存跳斥摧辆城瘴借屑垫摇他呀鲜散规瞄饵今予槽惯纲海铅翅耙垣辩畴葬叭沉辕剂龙琅朔危透茶阎赵望咬罩熄衙软求霜谈森痕燕剑帮童咽糜鳃环莉防啪声硫弃必针猾床条迄结谋讥哄贤谚著惨逼钱弘垂勉盒勋难欢醉咸扰瑞吨伪蚜必悼既1第二章热力学第一定律 内容摘要热力学第一定律表述热力学第一定律在简单变化中的应用 热力学第一定律在相变化中的应用 热力学第一定律在化学变化中的应用 一、热力学第一定律表述U Q W ∆=+ dU Q W δδ=+适用条件：封闭系统的任何热力学过程 说明：1、amb W p dV W '=-+⎰ 2、U 是状态函数，是广度量W 、Q 是途径函数 二、热力学第一定律在简单变化中的应用----常用公式及基础公式2、基础公式热容 C p .m =a+bT+cT 2 (附录八) ● 液固系统----Cp.m=Cv.m ● 理想气体----Cp.m-Cv.m=R ● 单原子: Cp.m=5R/2 ● 双原子: Cp.m=7R/2 ● Cp.m / Cv.m=γ理想气体• 状态方程 pV=nRT• 过程方程 恒温:1122p V p V = • 恒压: 1122//V T V T = • 恒容: 1122/ / p T p T = • 绝热可逆: 1122 p V p V γγ= 111122 T p T p γγγγ--=111122 TV T V γγ--= 三、热力学第一定律在相变化中的应用----可逆相变化与不可逆相变化过程 1、 可逆相变化 Q p =n Δ相变H mW = -p ΔV无气体存在: W = 0有气体相,只需考虑气体,且视为理想气体ΔU = n Δ相变H m － p ΔV2、相变焓基础数据及相互关系 Δ冷凝H m (T) = －Δ蒸发H m (T)Δ凝固H m (T) = －Δ熔化H m (T) Δ凝华H m (T) = －Δ升华H m (T)(有关手册提供的通常为可逆相变焓)3、不可逆相变化 Δ相变H m (T 2) = Δ相变H m (T 1) +∫Σ(νB C p.m )dT解题要点： 1.判断过程是否可逆;2.过程设计,必须包含能获得摩尔相变焓的可逆相变化步骤;3.除可逆相变化,其余步骤均为简单变化计算.4.逐步计算后加和。
物理化学-知识点总结
物理化学-知识点总结.doc物理化学知识点总结引言物理化学是一门研究物质的物理性质与化学性质之间关系的科学。
它涉及许多基础概念和理论，对于理解化学现象和指导化学实践具有重要意义。
热力学基础第零定律热平衡的概念：如果两个系统各自与第三个系统处于热平衡状态，则这两个系统之间也处于热平衡状态。
第一定律能量守恒：能量既不能被创造也不能被消灭，只能从一种形式转换为另一种形式。
第二定律熵的概念：熵是系统无序度的量度，自发过程总是向着熵增的方向进行。
第三定律绝对零度不可能达到：当温度接近绝对零度时，系统的熵趋近于一个常数。
化学平衡动态平衡反应物和生成物之间的反应是可逆的，达到平衡时，正逆反应速率相等。
勒夏特列原理当一个处于平衡状态的系统受到外部条件的改变时，系统会自发调整以减轻这种改变的影响。
化学平衡常数反应物和生成物浓度的比值，用于描述平衡状态。
相平衡相律描述系统中相的数量与独立组分数和自由度之间的关系。
相图用于描述不同条件下物质相态的变化。
拉乌尔定律对于理想溶液，蒸气压与溶液中各组分的摩尔分数成正比。
电化学法拉第定律电流与电极反应物的转移电子数之间的关系。
电池电势电池在非工作状态下两极间的电势差。
电导率描述溶液中离子传导电流能力的物理量。
表面化学表面张力液体表面分子间相互吸引的力。
吸附物质在另一物质表面的聚集现象。
胶体颗粒大小在纳米级别的分散体系。
动力学反应速率反应物浓度随时间的变化率。
速率方程描述反应速率与反应物浓度之间关系的数学表达式。
活化能反应物分子转化为产物分子所需的最小能量。
量子化学波函数描述粒子状态的数学函数。
薛定谔方程量子力学中描述粒子状态随时间变化的基本方程。
分子轨道理论描述分子中电子状态的理论。
结语物理化学是一门深奥且应用广泛的学科，它不仅为我们提供了理解物质世界的基本工具，还为新材料的开发、能源转换、环境保护等领域提供了理论基础。
通过不断学习和实践，我们可以更好地掌握物理化学的知识点，以应对各种科学和技术挑战。
初中物理化学知识点总结
初中物理化学知识点总结物理化学是研究物质的物理性质和化学性质之间关系的一门学科。
它是物理和化学两门学科的交叉领域，涉及到物质的结构、性质、变化规律等方面的内容。
下面我们来系统地总结一下物理化学的一些重要知识点。
一、物理化学基础知识1. 物质和热力学物质是构成自然界的基本元素，它具有质量和体积。
热力学是研究物质热现象和能量转化规律的学科。
它涉及到热力学系统、热容量、焓、熵、热力学定律等内容。
2. 分子结构和化学键分子是由原子组成的，原子之间通过化学键结合在一起。
化学键包括共价键、离子键、金属键等。
分子结构和化学键的性质影响着物质的化学性质和物理性质。
3. 平衡态和反应动力学平衡态是指系统内各种宏观性质不随时间变化的状态。
反应动力学研究了化学反应速率、反应机理、活化能等内容。
平衡态和反应动力学是物理化学的重要概念。
二、物理化学实验1. 测量技术物理化学实验中需要进行各种测量，包括质量、体积、温度、压力、浓度等物理化学量的测量。
测量技术对于实验结果的准确性和可靠性起着关键作用。
2. 实验操作物理化学实验中需要进行各种实验操作，包括配制溶液、燃烧实验、化学反应实验、物质性质测试等。
正确的实验操作方法对于保证实验的顺利进行和结果的可靠性非常重要。
3. 数据处理物理化学实验得到的数据需要经过处理和分析，包括数据的整理、统计、误差分析等。
正确的数据处理方法对于得出科学结论至关重要。
三、物理化学的应用1. 化学工业物理化学知识在化学工业中有着广泛的应用，包括化工反应过程、催化剂、分离技术、化学能源等方面。
2. 材料科学许多材料的性质和合成方法都与物理化学有关，如金属材料、高分子材料、纳米材料等。
3. 环境保护物理化学知识被用于环境领域，包括大气污染控制、水体处理、固体废物处理等。
四、物理化学的发展趋势1. 理论模型随着计算机技术的发展，物理化学领域的理论模型越来越复杂和精确，例如分子动力学模拟、量子化学计算等。
物理化学知识点解析
物理化学知识点解析一、关键信息1、热力学第一定律的定义与应用2、热力学第二定律的核心内容与熵的概念3、化学平衡的条件与影响因素4、相平衡的原理与相图分析5、电化学的基本原理与电池电动势的计算6、表面化学中的表面张力与吸附现象7、胶体化学的性质与应用二、热力学第一定律11 热力学第一定律的表述能量既不能被创造，也不能被消灭，它只能从一种形式转化为另一种形式，或者从一个物体转移到另一个物体，在转化或转移的过程中，能量的总量保持不变。
111 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 表示系统对外做功。
112 热力学第一定律在各种过程中的应用等容过程：W ＝ 0，ΔU ＝ Q等压过程：Q ＝ΔH ＝ΔU ＋pΔV绝热过程：Q ＝ 0三、热力学第二定律12 热力学第二定律的表述克劳修斯表述：热量不能自发地从低温物体传递到高温物体。
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。
121 熵的概念熵是系统混乱度的度量，熵的增加表示系统的无序程度增加。
122 熵增原理在绝热过程中，系统的熵永不减少。
对于孤立系统，熵总是增加的。
四、化学平衡13 化学平衡的条件正反应速率等于逆反应速率，各物质的浓度不再随时间变化。
131 影响化学平衡的因素浓度：增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
压力：对于有气体参与的反应，改变压力会影响平衡。
温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。
132 平衡常数平衡常数是衡量化学反应进行程度的物理量，只与温度有关。
五、相平衡14 相的概念系统中物理性质和化学性质完全均匀的部分称为相。
141 相律F ＝ C P ＋ 2 ，其中 F 为自由度，C 为组分数，P 为相数。
142 常见的相图水的相图、二元合金相图等，通过相图可以分析不同条件下的相变情况。
六、电化学15 原电池与电解池原电池是将化学能转化为电能的装置，电解池是将电能转化为化学能的装置。
物理化学知识点总结
千里之行，始于足下。
物理化学知识点总结物理化学是研究物质的性质和变化的化学分支学科，它主要关注物质的能量变化和动力学过程。
以下是对物理化学的一些重要知识点的总结：1. 原子结构：物理化学研究了原子和分子的结构和性质。
原子由原子核和绕核电子组成，原子核由质子和中子组成，而电子以不同能级分布在原子核周围。
2. 分子结构：分子由原子通过共用电子键连接而成。
物理化学研究了分子之间的化学键和键的性质，包括共价键、离子键和金属键等。
3. 热力学：热力学研究了能量的转化和传递。
其中包括能量的热力学函数，如内能、焓和自由能，以及热力学定律，如热力学第一定律和第二定律。
4. 热力学平衡：物理化学研究了热力学系统在不同条件下达到平衡的过程。
热力学平衡可以通过熵增准则来判断。
5. 化学动力学：化学动力学研究了化学反应的速率和反应机理。
它考虑了反应速率受到物质浓度、温度和催化剂等因素的影响。
6. 反应平衡：物理化学研究了化学反应达到平衡的过程。
平衡常数可以通过化学反应的热力学数据来计算。
7. 电化学：电化学研究了物质的化学反应与电荷转移之间的关系。
它包括电解质溶液的电导性、电解过程和电化学电池等。
第1页/共2页锲而不舍，金石可镂。
8. 量子化学：量子化学研究了原子和分子的量子力学行为。
它使用数学方法来描述和预测原子和分子的结构和性质。
9. 分子光谱学：分子光谱学研究了分子与电磁辐射的相互作用。
它包括红外光谱、紫外光谱和核磁共振谱等。
10. 表面化学：表面化学研究了物质与表面的相互作用。
它涉及表面吸附、催化反应和表面电化学等。
这些是物理化学中的一些重要知识点，掌握这些知识可以帮助我们理解和解释化学现象和过程。
大学课程《物理化学》各章节知识点汇总
dH TdS Vdp BdnB
B
dF SdT pdV BdnB
B
dG SdT Vdp BdnB
B
纯理想气体的化学势
p
T
Gm p
T
Vm
d Vmdp
(T , p) (T ) RT ln p
p
混合理想气体的化学势
B
B
(T )
RT
ln
pxB p
第三章 化学平衡
状态和状态函数
系统的一些性质，其数值仅取决于系统所处的状态， 而与系统的经历无关；它的变化值仅取决于系统的 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。
热：系统与环境之间因温差而传递的能量称为热，
用符号Q 表示。
系统吸热，Q >0；系统放热，Q <0。
功：系统与环境之间传递能量的方式有热和功， 除热以外的其它能量都称为功，用符号W表示。 功可分为体积功和非体积功两大类。 环境对系统作功 W ＞0 系统对环境作功 W ＜0
1. 自由膨胀过程（即外压等于零）：
W pedV
W
V2 V1
pedV
0
5
2. 恒定外压膨胀（压缩）过程
a. 一次膨胀过程
p2
p2
膨胀
p1, V1
p2 , V2
p1
W
V2 V1
pedV
p2
p2 (V2 V1)
V1
V2
a ' .一次压缩过程
p1 p1
p2 , V2
压缩
p1, V1 p1
W
U S
)V
T
dF SdT pdV dG SdT Vdp
T V
物理 化学小知识点总结
物理化学小知识点总结物理化学是研究物质的物理性质和化学性质以及二者之间的关系的科学。
它是物理学和化学学科的交叉领域，涉及到许多基本的物理概念和化学原理。
本文将对物理化学领域中的一些重要知识点进行总结，希望能够帮助读者更全面地了解物理化学的基本概念。
一、热力学1. 热力学基本概念热力学是研究能量转化与能量传递规律的科学。
热力学的基本概念包括能量、热量、功、熵等。
能量是物质的内在属性，包括动能、势能等。
热量是能量在热传递过程中的表现形式，是一种能量的传递形式。
功是外界对系统做功的能量，是一种能量的传递形式。
熵是系统的无序度，它是热力学过程中一个极为重要的物理量。
2. 热力学定律热力学定律是热力学的基本原理，包括热力学第一定律、热力学第二定律等。
热力学第一定律是能量守恒定律，它表明能量可以从一个形式转化为另一个形式，但总能量守恒。
热力学第二定律则是能量转化过程中的一个基本规律，它表明热量不可能自发地从低温物体传递到高温物体，熵永远增加。
3. 热力学过程热力学过程包括气体的等温过程、绝热过程、等容过程、等压过程等。
这些过程是理想气体在不同条件下的热力学性质表现，对于理解热力学定律和能量转化有重要意义。
二、化学平衡1. 化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率和反应机理的科学。
它包括反应速率、反应速率常数、活化能等概念。
化学反应速率是指单位时间内反应物质浓度的变化量，反应速率常数是描述反应速率与浓度之间关系的物理量，活化能是反应发生的最低能量。
2. 化学平衡动力学化学平衡是指当化学反应速率达到一定的稳定状态时，化学反应体系中各物质浓度不再发生明显变化的状态。
化学平衡动力学是研究化学平衡达到的速率和条件的科学，它包括平衡常数、平衡法则、Le Chatelier原理等重要知识点。
3. 化学反应平衡常数化学反应平衡常数是描述化学平衡位置的一个重要物理量，它表示在给定温度下，反应物质浓度之间的比例关系。
它的大小决定了化学平衡的位置和倾向，对于预测化学反应平衡位置具有重要意义。
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110112班期末物理化学知识点归纳预祝大家物化期末考试取得好成绩！——孔祥鑫2012年5月27日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(p1/p2）（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(V 2—V 1）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。
△ U=⎰21,v T T m dT nC =）（12,v T -T m nC 式中m C ,v 为摩尔定容热容。
此式适用于n 、C V ，m 恒定,理想气体单纯p 、V 、T 变化的一切过程. 4. 热容 （1） 定义当一系统由于加给一微小的热容量δQ 而温度升高dT 时，δQ/dT 这个量即热容。
δ/d (/)p p p C Q T H T ==∂∂δ/d (/)V V V C Q T U T ==∂∂（2） 摩尔定容热容C V ，m C V ，m =C V /n=（TU mаа）V (封闭系统,恒容,W 非=0) (3）摩尔定压热容C p,mC p ，m ==n p C P⎪⎭⎫⎝⎛T H m аа （封闭系统，恒压，W 非=0） （4） C p, m 与 C V,m 的关系系统为理想气体，则有C p ， m —C V ，m =R 系统为凝聚物质，则有C p, m —C V ，m ≈0（5)热容与温度的关系，通常可以表示成如下的经验式 C p ， m =a+bT+cT 2或C p ， m =a+b`T+c`T -2式中a 、b 、c 、b`及c`对指定气体皆为常数，使用这些公式时，要注意所适用的温度范围。
（6）平均摩尔定压热容C p,mC p ，m =⎰21,T T m p dT nC (T 2—T 1）四、理想气体可逆绝热过程方程,m 2121(/)(/)1V CR T T V V =,m2121(/)(/)1p C RT T p p -=1)/)(/(1212=r V V p pγγ2211V p V p =上式γ=m C ,p /m C ,v ，称为热容比(以前称为绝热指数），以上三式适用于m C ,v 为常数，理想气体可逆绝热过程，p ，V,T 的计算。
五、反应进度 ξ=△n B /v B上式适用于反应开始时的反应进度为零的情况，△n B =n B —n B ，0，n B,0为反应前B 的物质的量。
νB 为B 的反应计算数,其量纲为1。
ξ的单位为mol. 六、热效应的计算 1.不做非体积功的恒压过程 Q p =△H=⎰21,T T m p dT nC2.不做非体积功的恒容过程 Q v =△U=⎰21,v T T m dT nC3.化学反应恒压热效应与恒容热效应关系 Q p - Q v =(△n ）RT4.由标准摩尔生成焓求标准摩尔反应焓变Θm rH △=∑ΘBm f B)(H vB △5由标准摩尔燃烧焓求标准摩尔反应焓变Θm rH △=—∑ΘBm C )(H B v B △6。
m rH △与温度的关系 基希霍夫方程的积分形式ΘmrH △(T 2）= ΘmrH △(T 1)+ ⎰Θ21)(,T T m p dT B rC △基希霍夫方程的微分形式d Θm rH △=△r Θm p ,C dT=∑ΘBm p B vBC )(,七、体积功 (1）定义式V p W d amb -=∂或 V p W d amb ∑-= （2） )()(1221T T nR V V p W--=--=适用于理想气体恒压过程。
（3） )(21amb V V p W --= 适用于恒外压过程.（4） )/ln()/ln(d 121221p p nRT V V nRT V p WV V =-=-=⎰ 适用于理想气体恒温可逆过程。
（5） ,m 21()V WU nC T T =∆=- 适用于,m V C 为常数的理想气体绝热过程。
典型题示例1—1 1mol 理想气体于27℃ 、101325Pa 状态下受某恒定外压恒温压缩到平衡,再由该状态恒容升温到97 ℃ ，则压力升到1013。
25kPa.求整个过程的W 、Q 、△U 及△H 。
已知该气体的C V ，m 恒定为20。
92J •mol —1 •K -1。
解题思路：需先利用理想气体状态方程计算有关状态： （T 1=27℃， p 1=101325Pa,V 1）→（T 2=27℃， p 2=p 外=?,V 2=?) →(T 3=97℃， p 3=1013.25kPa ，V 3=V 2）1-2水在 -5℃ 的结冰过程为不可逆过程，计算时要利用0℃ 结冰的可逆相变过程，即H 2O （l ，1 mol,—5℃ ，θp2O(s ，1 mol ，—5℃，θp ） ↓△H 2↑△H 4H 2O （l ，1 mol ， 0℃，θp 2O （s ，1 mol ，0℃，θp ）∴ △H 1=△H 2＋△H 3＋△H 41—3 在 298.15K 时，使 5。
27 克的甲醇(摩尔质量为32克） 在弹式量热计中恒容燃烧,放出 119。
50kJ 的热量。
忽略压力对焓的影响。
（1) 计算甲醇的标准燃烧焓 θm c H ∆。
（2) 已知298。
15K 时 H 2O （l) 和CO 2（g ）的标准摩尔生成焓分别为－285。
83 kJ·mol －1 、－393.51 kJ·mol －1，计算CH 3OH （l)的θm f H ∆.（3) 如果甲醇的标准蒸发焓为 35。
27kJ·mol －1，计算CH 3OH （g ）的θm f H ∆。
解：(1) 甲醇燃烧反应:CH 3OH （l) +23O 2(g) → CO 2（g ） + 2H 2O （l)θm c U ∆=－119.50 kJ/(5.27/32）mol =－725。
62 kJ·mol －1θm c H ∆=θm c U ∆+∑RT v )g (B= (－725。
62－0.5×8.3145×298.15×10－3)kJ·.mol －1 =－726。
86 kJ·mol －1（2） θm c H ∆=θm f H ∆(CO 2） + 2θm f H ∆（H 2O ）－θm f H ∆ [CH 3OH(l)］ θm f H ∆［CH 3OH (l ）] =θm f H ∆ （CO 2） + 2θm f H ∆ （H 2O )－θm c H ∆= [－393.51+2×(－285。
83）－(－726。
86) ] kJ·mol －1=－238。
31 kJ·mol －1(3） CH 3OH (l) →CH 3OH （g ） ，θm vap ΔH= 35。
27 kJ·。
mol－1θm f H ∆[CH 3OH （g ）］ =θm f H ∆[CH 3OH （l)] +θmvap H ∆ = (－38。
31+35.27）kJ·.mol －1=－203。
04 kJ·mol －1第三章 热力学第二定律一、 卡诺循环 1．热机效率η=—W/Q 1=(Q 1+Q 2）/Q 1=（T 1—T 2)/T 1式中Q 1和Q 2分别为工质在循环过程中从高温热源T 1吸收热量和向低温热源T 2放出热量这两个过程的可逆热.此式适用于在两个不同的温度之间工作的热机所进行的一切可逆循环. 2．卡诺循环所有工作于两个确定温度之间的热机，以可逆热机效率最大。
η1r ηr即是Q 1/T 1+Q 2/T 2 ≤0⎪⎪⎭⎫⎝⎛=<可逆循环不可逆循环 式中T 1、T 2为高低温热源的温度。
可逆时等于系统的温度。
二、热力学第二定律 1。
克劳修斯说法“不可能把热从低温物体传到高温物体而不产生其他影响。
” 2.开尔文说法“不可能从单一热源吸取热量使之完全转变为功而不产生其他影响。
” 三、熵 1.熵的定义 d S def δQ r /T式中Q r 为系统与环境交换的可逆热,T 为可逆热δQ r 时系统的温度。
2.克劳修斯不等式dS ⎭⎬⎫⎩⎨⎧>=，不可逆过程δ，可逆过程δT Q T Q //3.熵判据△S iso =△S sys +△S amb ⎭⎬⎫⎩⎨⎧=>，可逆不可逆0,0式中iso 、sys 和amb 分别代表隔离系统、系统和环境。
在隔离系统中，不可逆过程即自发过程。
可逆，即系统内部及系统与环境之间处于平衡态。
在隔离系统中，一切自动进行的过程都是向熵增大的方向进行，这称为熵增原理。
此式只适用于隔离系统。
四、熵变的计算 1。
单纯的PVT 变化过程中无相变化和化学变化，W`=0，可逆。
△S=⎰21T Q rδ=⎰+21T pdV dU =⎰+21TVdp dH理想气体系统△S=nC V ，m ln 12T T +nRln 12V V = nC p,m ln 12T T - nRln 12p p = n C p ,m l n 12V V+ n C V ，m ln12p p 恒温(T 1=T 2）△S= nRln12V V =- nRln 12p p恒压（p 1=p 2)△S= nC p,m ln12T T = n C p ，m l n 12V V恒容（V 1=V 2)△S= nC V ，m ln 12T T = n C V ，m ln 12p p凝聚相系统 △S=⎰21TQ rδ 恒容△S =T,v 21dT nC m T T ⎰恒压△S=⎰21T,T Tm p dT nC恒温△S=δQ r /T 2.相变化可逆变化βα△S=βα△H/T不可逆相变,通常设计一条要包括可逆相变步骤在内的可逆途径，此可逆途径的热温熵才是该不可逆过程的熵变。