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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
对于理想气体的绝热过程，不管过程是否可逆上式均可适用。
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对于理想气体的绝热可逆过程有：；；；
10．热力学第一定律在相变化中的应用
(1) 相变热(焓)
系统发生聚集态变化即为相变化，包括气化、熔化、升华及晶型转化等，相变化过程中吸收或放出的热，即为相变热〔焓〕
(2) 相变化过程的体积功和热力学能
假设系统在等温等压条件下由相变化到相，则相变化过程中体积功为
假设β相为气相，忽略凝聚相的体积，气相可视为理想气体，则有
相变化过程中的热力学能为
或
假设气相可视为理想气体
]
11．热力学第一定律在化学变化中的应用
(1) 反应进度
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假设nB ()及nB〔ξ〕为系统中任一物质B在反应开始时(ξ0)及反应进行到ξ时物质的量，νB为B的化学计量数。则
式中，为反应进度。
(2) 物质的热力学标准态的规定
气体的标准态：不管是纯气体B或气体混合物中的任一组分B，都是温度为T，压力pΘ下并表现出理想气体特性的气体纯物质B的〔假想〕状态。
液体(或固体)的标准态：不管是纯液体B或是液体混合物中的组分B，都是温度T，压力pΘ下液体〔或固体〕纯物质B的状态。
(3) 标准摩尔反应热〔焓〕的计算
① 标准摩尔生成热〔焓〕的定义
在温度T的标准态下，由稳定相态的单质生成1 molβ相的化合物 B 的焓变称为化合物B(β)在温度T下的标准摩尔生成热〔焓〕。
② 由计算
③ 标准摩尔燃烧热〔焓〕的定义
在温度T的标准态下，由1mol β相化合物B与氧进行完全氧化〔燃烧〕反应的焓变，称为物质B(β)在温度T时的标准摩尔燃烧热〔焓〕。
④ 由 计算
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⑤ 反应热随温度的变化关系—基希霍夫定律
⑥ 反应的标准摩尔焓变与标准摩尔热力学能变的关系
第2章 热力学第二定律
1．热力学第二定律的经典表述
克劳修斯(Clausius)说法：“不可能把热从低温物体传到高温物体而不引起其它变化”。
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开尔文(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它变化”。
2．熵的定义
熵以符号S表示，它是系统的状态函数，广度量。定义为
3．热力学第二定律的数学表达式
封闭系统，热力学第二定律的表达式为
式中T为环境的温度，对可逆过程采用等号，且Te=Tsys，对不可逆过程采用不等号。
4．熵增原理及熵判据
(1) 熵增原理
或
当系统经绝热过程由某一状态到达另一状态时，它的熵不减少，熵在绝热可逆过程中不变，经绝热不可逆过程后增加，这称为熵增原理。
(2) 熵判据
或
上式称为熵判据。其含义是
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① 使孤立系统发生的任何一个微小变化时，假设，则该孤立系统处于平衡态。
② 导致孤立系统熵增大的过程有可能自动发生。
5．系统熵变的计算
计算系统熵变的基本公式
(1) p，V，T变化熵变的计算
① 理想气体的p，V，T变化
② 液体和固体的p，V，T变化
等压变温过程
假设为常数，积分可得
等容变温过程
假设为常数，积分可得
(2) 相变化过程熵变的计算
① 可逆相变过程
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② 不可逆相变过程
需设计可逆途径来计算，如
寻求可逆途径的原则：ⅰ〕途径中的每一步必需可逆；ⅱ〕途径中的每步的计算有相应的公式可利用；ⅲ〕有相应于每一步计算的相关数据。
6．环境熵变的计算
7．热力学第三定律
(1) 热力学第三定律的经典描述
热力学第三定律可表述为：“0K时，任何纯物质的完整晶体的熵值为零”，
(2) 数学表达式
8．规定熵和标准