物理化学知识点总结

热力学第一定律
一、基本概念
1、体系和环境
（1）、体系和环境
体系：作为研究对象的物质及其所在的空间称为体系；
环境：体系以外且与体系密切相关的物质及其所在空间称为环境；
界面：体系和环境之间存在有界面，界面可以是容器的器壁，也可以是假想的界面，本质上，界面是认为设想的几何面，其中不包含物质，不具备物理和化学性质。

（2）、体系的分类
体系和环境之间可以有物质和能量的交换，依据此，可将体系分为敞开体系、封闭体系、隔离体系。

①、敞开体系：体系与环境之间既有能量交换又有物质交换；
②、封闭体系：体系与环境之间只有能量交换而无物质交换；
③、隔离体系：体系与环境之间既无能量交换也无物质交换。

2、状态和状态函数
（1）、状态和状态函数的定义
状态：状态是指体系所有性质的总体表现；
状态函数：体系的热力学性质称为状态函数。

（2）、状态函数的性质：
①、体系的状态一定，状态函数就有定值。

②、状态函数的变化值只取决于始、末状态，与变化的经历无关。

③、状态函数的微分为全微分。

（3）、状态函数的分类。

①、广度性质：体系的广度量与物质的数量成正比，如V，U等，它具有加和性
②、强度性质：体系的强度量与物质的数量无关，如T，p等，它不具有加和性。

（4）、热力学平衡态
一定条件下，体系中各个相的宏观性质不随时间变化，将体系与环境隔离体系的性质仍不改变的状态。

热力学平衡态应满足如下条件：
①、热平衡：体系中的各个部分温度相等，即体系内部处于热平衡，有单一的温度；
②、力学平衡：体系内部处于力平衡，有单一的压力；
③、相平衡：体系内部各相之间的分布达到平衡，宏观上没有任何一种物质从一个相转移到另一个相；
④、化学平衡：体系内部处于化学平衡，宏观上表现为体系的组成不随时间变化。

（5）、状态函数的数学性质
若状态函数
①、单值性：环形积分等于零，
，或可写作全微分性质：
③、归一化关系
④、复合函数的偏微分
，则
⑤、偏微商的分离
⑥、完全微分
3、过程与途径
在一定环境条件下，体系发生由始态到终态的变化，则称体系发生了一个热力学过程，
（1）、变化过程
①、等温过程：体系始态与终态温度相同，且变化过程中温度始终等于环境温度、等于
；
②、等压过程：体系始态与终态压力相同，且变化过程中压力始终等于环境压力、等于
；
④、体系由变化到，
程，计算其热力学函数，如热力学能、熵变等要设计过程。

（2）、相变过程
体系中的同一种物质在不同相之间转变的过程称为相变过程。

（3）、化学变化过程
体系经历一个有化学变化的过程称为化学变化过程。

（4）、准静态过程和可逆过程
①、准静态过程和可逆过程的定义
准静态过程：当一个过程进行得非常缓慢，速度趋于零，且每一步都接近于平衡态，此过程即趋于准静态过程；
可逆过程：某一体系由状态1变化到状态2后，若能使体系和环境都完全恢复，即体系回到原来的状态，同时消除了原来过程对环境所产生的一切影响，环境也复原，则这样的过程即为可逆过程。

②、准静态过程和可逆过程的联系区别
准静态过程中没有平衡损失，但可以有耗散损失；可逆过程中既没有平衡损失，也没有耗散损失；
可逆过程同时也是准静态过程，但准静态过程不一定是可逆过程。

③、可逆过程的特点
（a）、可逆过程是以无限小的变化进行的，整个过程是由一连串非常接近于平衡态的状态所构成；
（b）、在反向的过程中，用同样的手续，循着原来过程的逆过程，可以使体系和环境都完全恢复到原来的状态，而无任何耗散损失；
（c）、在恒温可逆膨胀过程中体系对环境做最大功，在恒温可逆压缩过程中环境对体系做最小功。

（5）、其他过程
①、绝热过程：体系与环境间无热交换的过程称为绝热过程。

理想气体的绝热可逆方程
②、循环过程：体系从始态出发经一系列步骤又回到始态的过程称为循环过程。

③、节流过程：绝热条件下，高压气体经过多孔塞、小孔、通径很小的阀门、毛细管等流到低压一边的稳定流动过程称为节流过程，节流过程也称Joule - Thomson效应，它是一个恒焓过程。

4、过程量
（1）过程量
过程量是描述体系变化的物理量，如功、热量、冲量等，是与时间变量相对应的，过程量与变化途径密切相关，不具备全微分性质。

（2）、两个重要的过程量——热与功
①、热与功的定义
热：由于温度不同，而在体系与环境之间交换或传递的能量即为热，用字母表示。

功：在热力学中，把除了热之外的其他各种形式被传递的能量即为热，用字母表示，物化中常见的功由体积功、电功和表面功等。

②、热和功的取值
体系失去（放热、对外做功）取负值；体系得到（吸热、从环境得到功）取正值。

③、过程量的微分表示法
对于过程量，微小的变化用“”表示，以区别于状态函数用的全微分符合“”。

5、体积功的求法
（1）、自由膨胀
（2）、恒外压过程
多次恒外压
（3）、可逆过程
理想气体等温可逆过程
（4）、理想气体绝热过程（）
理想气体绝热可逆过程
（5））
二、热力学能、焓及热容
1、热力学能与热力学第一定律
①、文字描述：在任何过程中的能量既不能创造，也不能消灭，能量只能从一种形式转化为另一形式，而且不同形式能量相互转化中永远是数量相当的。

②、数学表达式
③、适用条件：封闭体系。

（3）、等容热与热力学能的变化
对于只作体积功功的体系，等容和等压时分别有
在没有其他功的条件下，体系在等容过程中吸收的热全部用于增加热力学能。

2、焓
（1）、焓
定义为焓，用符号表示，其定义式为
②、焓的性质：焓为状态函数（广度性质）；焓的绝对值不可测；焓没有明确的物理意义。

③、习惯上，长把焓描述成温度和压力的函数，其微小的变化可写为
（2）、焓变与等压热
在没有其他功的条件下，体系在等压过程中吸收的热全部用于使焓增加，
3、热容
（1）、热容和摩尔热容
对于没有相变且不做非体积功的均相封闭体系，升高单位热力学温度时所吸收的热量即为热容，用符号表示，单位为
摩尔热容的定义如下式，其单位为
（2）、等容热容和等压热容
①、等容热容：等容过程中的热容称为等容热容。

对于不做非体积功的等容过程或理想气体的任意过程
②、等压热容：等压过程中的热容称为等压热容。

对于不做非体积功的等压过程或理想气体的任意过程
③、理想气体的摩尔等容热容和摩尔等压热容
单原子理想气体双原子理想气体
摩尔等容热容
摩尔等压热容
（3）、等压热容的经验方程
（4）、与之差
①、对于大多数物质，热胀冷缩，，
，；
③、对于理想气体，
4、节流膨胀
（1）、节流膨胀过程
在绝热条件下，气体始末态压力分别保持恒定条件下的膨胀过程称为节流膨胀。

（2）、节流膨胀的热力学特征与Joule-Thomson系数。

Joule-Thomson系数：经过节流膨胀后气体温度随压力的变化率，用以描述节流膨胀致
的函数，其定义式为
（3）、气体节流膨胀
不一定等于零。

三、热力学第一定律的应用
1、理想气体纯pVT变化过程
（1）、理想气体的恒温过程
（2）、理想气体变温过程
（3）、理想气体的绝热可逆过程
（4）、理想气体的多方过程
2、凝聚态物质pVT变化过程
（1）、凝聚态物质的和
（2）、凝聚态物质的和
3、相变化过程
（1）、相与相变
①、相：体系內物理性质和化学性质完全相同的均匀部分称为相。

②、相变：体系中同一种物质在不同相之间的转变。

可逆相变：物质在某温度和该温度对应的饱和蒸气压下的相变化称为可逆相变，物质在正常相变点处的相变化都是可逆的。

不可逆相变：除可逆相变外，其他相变化都是不可逆相变。

（2）、相变焓
物质的量为的物质，在温度及该温度平衡压力下由相转变为相，过程的焓变即为相变焓，摩尔相变焓与相变焓的关系如下
常见的相变焓及其关系如下
（3）、相变焓和温度的关系
（4）、相变过程的及
①、熔化和晶型转变
②、蒸发和升华过程（可忽略凝聚相体积，且气体可视为理想气体）
4、化学变化过程
（1）、反应程度与摩尔反应焓变
①、反应进度的定义
对于反应，反应进度的定义为
不依赖于参与反应的各个具体物质，与方程式的书写有关；为化学计量数，对产物规定值为正值，对反应物规定值为负值。

②、摩尔反应焓变
（2）、物质的标准态
①、气体：温度为
②、液体或固体：温度为。

（3）、几种热效应和摩尔反应焓的计算
①、标准摩尔生成焓
量物质B的反应焓变称为物质B
由标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓如下：
②、自键焓
③、标准摩尔燃烧焓
可燃物质B的标准摩尔燃烧焓是指在标准压力下，反应温度为时，单位量的物质B完全氧化为同温下的指定产物是的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔燃烧焓，用
（4）、标准摩尔反应焓变和温度的关系——Kirchhoff定律
适用范围：①、所讨论的温度区间所有产物均不发生相变化；②、当发生相变化时，按照状态函数法，设计途径，分段积分，求算另一温度下的标准摩尔反应焓。

（5）、Hess定律
化学反应的恒容热或恒压热只取决于过程的始态和末态。

四、Carnot循环
（1）、Carnot循环过程的功
（2）、热机效率
（3）、冷冻系数（Carnot机倒开）
热力学第二定律
一、热力学第二定律
1、自发过程的不可逆性
一个自发变化发生后，不可能使体系和环境都恢复到原来的状态而不留下任何影响，也就是说自发变化是有方向性的，是不可逆的。

2、可逆过程的热温商与熵的概念
（1）、可逆过程与Carnot循环
①、任意可逆循环可以用一连串的Carnot循环来代替
②、任意可逆循环的热温商
③、可逆过程的热温商
体系由状态A经由两个不同的可逆过程达到相同的终态B，它们各自的热温商相等（A和B的逆过程构成一个可逆循环），即
（2）、熵的定义
①、定义式
②、熵的物理意义：熵是度量体系无序度的函数。

③、熵的性质：状态函数（广度性质），只与体系的始末态有关，其单位为
④、熵的计算：当体系发生变化时，要用可逆过程中的热温商衡量其变化。

⑤、Boltzmann公式：
（3）、热力学第三定律和规定熵
①、Nernst热定理：在温度趋于热力学温度时的等温过程中，体系的熵值不变。

②、热力学第三定律：在时，任何完整晶体的熵等于零。

③、规定熵和标准熵
规定熵：一定量的B物质在某一状态下的熵，称为该物质在该状态下的规定熵；
标准熵：物质在标准态下、温度
3、热力学第二定律
（1）、文字表述
①、Clausius说法（热传导的不可逆性）：热不能自动从低温物体传递给高温物体而不产生其他变化；
②、Kelvin说法（功转变为热的不可逆性）：不可能从单一热源取出热使之完全转化为功而不发生其他变化。

（2）、数学表达——Clausius不等式
（3）、Carnot定理
Carnot定理：所有工作于同温热源与同温冷源之间的热机，其效率都不可能超过可逆热机，即。

推论：所有工作于同温热源与同温冷源之间的可逆机，其热机效率都相等。

（4）、熵增加原理
若过程为绝热可逆，则熵不变；若过程为绝热不可逆，则熵增加。

（5）、熵判据
把体系与环境合在一起，可以看做一个隔离体系，隔离体系的熵永不减少，若过程是可逆的则熵不变，若过程是不可逆的则熵增加。

4、熵变的计算
对于不可逆过程，熵变的计算，一般需要设计可逆过程。

（1）、环境的熵变
（2）、单纯pVT变化过程
①、恒容过程
②、恒压过程
③、理想气体等温可逆变化过程
④、理想气体pVT同时变化过程（设计过程计算）
（3）、理想气体、凝聚态物质的混合或传热过程
①、理想气体的混合过程
②、液、固体纯pVT变化过程
对于液、固体纯pVT变化过程，可忽略压力和体积的影响，
（4）、相变化过程
①、可逆相变化：在两相平衡压力和温度下发生的相变化
②、不可逆相变化：设计过程——单纯pVT变化+可逆相变化
（5）、化学变化过程
①、根据标准摩尔反应熵计算
②、根据已知温度下标准摩尔反应熵计算
二、Helmholtz自由能和Gibbs自由能
1、Helmholtz自由能
（1）、定义式
（2）、性质
①、状态函数（广度性质），单位为；
②、在等温过程中，一个封闭体系所能做的最大功（包括体积功和非体积功）等于其Helmholtz自由能的减少。

（3）、Helmholtz自由能判据
在等温、等容且不做体积功的条件下，若体系任其自然，则自发过程总是朝着减少的方向进行，直至体系达到平衡。

2、Gibbs自由能
（1）、定义式
（2）、性质
①、状态函数（广度性质），单位为；
②、在等温、等压过程中，一个封闭体系所能做的最大非体积功等于其Gibbs自由能的减少。

（3）、Gibbs自由能判据
在等温、等压且不做非体积功的条件下，若体系任其自然，则自发过程总是朝着减少的方向进行，直至体系达到平衡。

3、与的计算
（1）、一般式
（2）、恒温单纯pVT变化
（3）、可逆相变化
（4）、化学反应
①、标准摩尔反应Gibbs函数的计算
②、恒温下凝聚相的反应
③、化学反应等温式
三、热力学基本公式和Maxwell方程
1、几个热力学函数之间的关系
2、热力学基本方程
适用条件：不做非体积功、组成不变的体系，可逆过程（但对简单的pVT不可逆变化亦适用，）；对于不可逆过程，积分要用可逆途径的或间的函数关系。

3、Maxwell关系式
4、Gibbs—Helmholtz方程
四、Clapeyron方程
1、Clapeyron方程
适用于任何纯物质的两相平衡体系。

2、Clausius—Clapeyron方程
适用于有气体（可是为理想气体）参与的两相平衡（凝聚相体积可视为不变）。

3、固—液、固—固平衡积分式
多组分体系热力学
一、多组分体系及其组成表示法
多组分体系是指两种或两种以上的物质所形成的体系。

1、混合物
（1）、混合物
混合物是指含有一种以上组分的体系，可以使气相、固相或液相，是多组分的均匀体系，在混合物中，无溶质和溶剂之分。

（2）、混合物中任一组分的浓度
①、B的质量浓度（）：B的质量除以混合物的体积，其单位为
②、B的质量分数（）：B的质量除以混合物的质量，是量纲一的量；
③、B的物质的量浓度（）：B的物质的量除以混合物的体积，单位为
通常用
④、B的摩尔分数（或）：B的物质的量除以混合物的总物质的量，是量纲一的量。

2、溶液
（1）、溶液与稀溶液
溶液是指含有一种以上组分的液体相或固体相（其中不包含气体相），将其中一种组分称为溶剂（通常为含量较多者，用A表示），其余组分称为溶质（通常为含量较少者，用B 表示）。

如果溶质的含量很少，溶质的摩尔分数总和远小于1，则这种溶液就称为稀溶液，对于无限稀薄的溶液，在代表其某种性质的右上角常加注“”以示区别（稀薄溶液和无限稀薄溶液无严格界定）。

（2）、溶液的组成表示法
①、混合物的组成表示法；
②、溶质B的质量摩尔浓度或：溶质B的物质的量除以溶剂的质量，
的单位为
③、溶质B的摩尔比：溶质B的物质的量除以溶剂A的物质的量之比，为量纲一的量。

3、稀溶液的两个经验定律
通常所说的蒸气压为液体的蒸气压，当气相和液相达到平衡时，气相蒸气所具有的压力称为该温度下的饱和蒸气压，简称蒸气压。

无论是固体或液体，蒸气压大的称为易挥发性物质，蒸气压小的称为难挥发性物质。

（1）、Raoult定律
定温下，在稀溶液中，溶剂的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压乘以溶液中溶剂的摩尔分数。

（2）、Henry定律
在一定温度和平衡状态下，气体在液体中的溶解度和该气体的平衡分压成正比，即
，和均称为Henry系数，使用Henry定律时，应注意：
①、式中的p B是该气体B在液面上的分压力，对于气体混合物，在总压力不大时，Henry 定律能分别适用于每一种气体，可以近似认为与其他气体的分压无关；
②、溶剂在气体和在溶液中的分子状态必须相同；
③、通常升高温度或降低气体的分压都能使溶液更稀，更能服从Henry定律。

二、偏摩尔量与化学势
1、偏摩尔量
（1）、偏摩尔量的定义
（2）、偏摩尔量的物理意义
等温等压下，在大量的体系中，保持除B以外的其他组份的数量不变（即n C等不变，C代表除B之外的其他组分），加入B时所引起该体系容量性质的改变；或者是在有限量的体系中加入dn B后，体系容量性质改变了，与dn B的比值即为Z B。

（3）、偏摩尔量的注意事项
①、只有广度性质才有偏摩尔量；
②、偏微商的下角标均为“T,p,n C(C≠B)”，即只有在等温、等压、除B之外的其他组分保持不变时，某广度性质对组分B的物质的量的偏微分才称为偏摩尔量；
③、若体系中只有一种组分（即纯组分），则偏摩尔量Z B即为摩尔量Z B∗。

（4）、偏摩尔量的数学关系
①、加和公式
②、GiBBs-Duhem公式
当一个组分的偏摩尔量增加时，必有其他偏摩尔量的减少。

2、化学势
（1）、化学势的定义
μB=(∂U
∂n B )
S,V,n C(C≠B)
=(
∂H
∂n B
)
S,p,n C(C≠B)
=(
∂A
∂n B
)
T,V,n C(C≠B)
=(
∂G
∂n B
)
T,p,n C(C≠B)
（2）、多组分体系热力学基本公式
（3）、化学势和温度、压力的关系
①、化学势和压力的关系
②、化学势和温度的关系
（4）、化学势判据
恒温恒压且不做非体积功的条件下，
①、相平衡：
②、化学平衡：
三、气体组分的化学势
1、气体的标准态
在温度为、压力为标准压力p⊖下具有理想气体性质的纯气体，该状态下的化学势为
B。

2、理想气体的化学势
3、真实气体的化学式
①、逸度和逸度因子
逸度（）：实际气体的有效压力，其值为实际气体的真实压力乘以逸度因子（逸度系数，），即
②、单一非理想气体的化学势
③、非理想气体中任一组分的化学势
四、液态混合物和稀溶液及其化学势
1、理想液态混合物
液态混合物中任一组分在全部浓度范围内都遵从Raoult定律者称为理想液态混合物。

（1）、理想液态混合物中任一组分的化学势
①、纯B液体在温度T和p的化学势
②、理想液态混合物中任一组分的化学势
（2）、理想液态混合物的通性
①、由纯液体混合成混合物时，混合物的体积等于为混合前各纯组分的体积之和，总体积不变，即；
②、两种纯液体混合成混合物时；
③、具有理想的混合熵（混合熵恒为正值）；
④、等温下，混合GiBBs自由能恒为负值；
⑤、对于理想液态混合物，Raoult定律和Henry定律没有区别。

2、理想稀溶液
溶剂符合Raoult定律，溶质符合Henry定律且溶质相对含量趋于零的溶液称为理想稀溶液。

（1）、溶剂的化学势
（2）、溶质的化学势
3、非理想液态混合物和非理想稀溶液的化学势
（1）、活度和活度因子
①、对Raoult定律进行修正
定义
a x,B是B组分用摩尔分数表示的活度；γx,B称为组成用摩尔分数表示的活度因子，
也称活度系数，表示在实际混合物中B组分的摩尔分数与理想液态混合物的偏差，也是量纲一的量。

对Raoult定律进行修正的活度和活度因子适用于非理想液态混合物和非理想稀溶液的溶剂。

②、对Henry定律进行修正
定义
a x,B是B组分用摩尔分数表示的活度；γx,B称为组成用摩尔分数表示的活度因子。

对Raoult定律进行修正的活度和活度因子适用于非理想稀溶液的溶质。

（2）、非理想液态混合物化学势
（3）、非理想稀溶液的化学势
①、溶剂
②、溶质
（4）、活度的求法
①、蒸气压法
溶剂
溶质
②、凝固点降低法
③、GiBBs-Duhem公式法
五、稀溶液的依数性和分配定律
1、稀溶液的依数性
指定溶剂的种类和数量后，只取决于所含溶剂分子的数目，而与溶质本性无关的性质称为依数性。

（1）、凝固点降低
①、凝固点：固态纯溶剂和溶液成平衡时的温度称为凝固点。

②、凝固点降低公式（不形成固溶体，固态是纯的溶剂）
为凝固点降低常数，只与溶剂的性质有关，单位为。

（2）、沸点升高
①、沸点：指液体蒸气压等于外压时的温度。

②、沸点升高公式（非挥发性溶质）
为沸点升高常数，只与溶剂的性质有关，单位为。

（3）、渗透压
①、渗透压：对于两侧溶液浓度不同的半透膜，为了阻止溶剂从低浓度一侧渗透到高浓度一侧而在高浓度一侧施加的最小额外压力称为渗透压。

②、渗透压计算公式——van’t Hoff公式
2、分配定律
（1）、分配定律
在等温等压下，如果一种物质溶解在两个同时存在的互不相溶的液体里，达到平衡后，该物质在两相中的浓度之比有定值，即
为分配系数，影响其因素有温度、压力、溶质和两种溶剂的性质。

（2）、萃取次数和有效物质剩余
相平衡
一、相的基本概念即相律
1、相的基本概念
（1）、相：体系中宏观上化学组成、物理性质和化学性质完全均匀的部分成为一个相，相与相之间有明显的界面。

（2）、相数：体系內相的数目，用字母Φ表示。

（3）、凝聚体系：没有气相存在或者虽然有气体存在，但可以不予讨论的体系。

（4）、自由度：一个平衡体系中，在不引起旧相消失或新相产生的条件下，可以独立改变的强度（如T，p，x B）个数称为自由度，即确定平衡体系所需要的独立的强度变量数。

2、多相平衡
（1）、多相体系：体系内部若含有不至一种相，则成该体系为多相体系，相与相之间是敞开的，没有任何限制条件，即可以有物质交换，也可以有功的传递和热的交换。

（2）、多相体系平衡的一般条件：对于多相平衡体系，不论是由多少种物质组成，平衡时体系具有共同的温度、压力，且任一种物质在含有该物质的各个相中的化学势相等，即
（3）单组分体系的相平衡
①、单组分体系的两相平衡
Clapeyron方程的适用条件：任何纯物质的两相平衡体系；
Clausius—Clapeyron方程的适用条件：有气相（可视为理想气体）参与，且固体或液体的体积可以忽略不计的两相平衡。

②、外压与蒸气压的关系
3、相律及相图
（1）、相律：相律是平衡体系体系中相数、独立组分数以及描述该平衡体系的变数之间的关系。

（2）、独立组分数：足以确定平衡体系中所含各项成分所需要的最少物种数目，用字母C表
示，独立组分数和物种数（）、独立化学平衡数（
为
（3）、相律的一般形式
式中n为影响平衡的外界因素个数，一般情况下影响体系的外界因素为T、p，此时，相律
可写作
若固定其中一个变量或对于凝聚态体系，外压影响不大，可忽略时，相律又可写为
（4）相图：研究多相体系的状态如何随温度、压力及浓度等变量变化而发生改变，并用图形来表示体系的状态变化，这种即为相图。

二、单组分相图
1、单组分体系相律分析
单相区：
三相点：。

2、典型的二组分相图
3、水的相图分析
（1）、三区：水（液）、冰（固）、水蒸气（气），单相，
（2）、三线：OA（水蒸气—水平衡曲线）、OB（水蒸气—水平衡曲线）、OC（水—冰平衡曲线），
OA、OB、OC三条线的坡度可由克—克方程求出；
（3）、一点：O（三相点，三相平衡），
，
三相点的温度和压力由体系自定，水的三相点为273.16 K，610.62 Pa；
（4）、介稳平衡线：OD（过冷水—水蒸气介稳曲线，不稳定，极易受外界干扰回到OB线）；（5）、超临界状态：温度和压力均处于临界点（A）之上的流体；
特点：①、一种稠密的气态，密度一般比气体大两个数量级，与液体相近；
②、粘度比液体小，但扩散速度比液体快（粘度系数一般比液体小两个数量级，
扩散系数比液体大两个数量级），具有良好的流动性和传递性能；
③、介电常数随压力急剧变化（介电常数的增大有利于溶解一些极性物质）。

应用：超临界流体萃取、超临界流体色谱、超临界流体中的化学反应等。

4、硫的相图分析
（1）、相区：正交硫S(R)、单斜硫S(M)、液态硫S(l)、气态硫S(g)；
（2）、相平衡曲线
AB线：BC线：CD线：
CE线：BE线：；。