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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 6W= －p e dV恒外压过程： W= －p e ΔVln V 1 = nRT ln p2可逆过程： W=nRT V p2 12、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 ; dH=dU+d(pV)ϕT2C dT焓与温度的关系： ΔH= T p13、等压热容与等容热容热容定义： C V= (?U?T )V ； C p = ( ??T H )p定压热容与定容热容的关系：C C = nRV热容与温度的关系： 四、第一定律的应用1、理想气体状态变化 C p =a+bT+c’2T等温过程： ΔU =0 ; ΔH=0 ; W=－Q= ϕ p e dV 等容过程： W=0 ; Q =ΔU= ϕ C V dT ; ΔH= ϕ C p dT等压过程： W=－p e ΔV ; Q =ΔH=ϕC pdT ; ΔU= ϕ C VdT可逆绝热过程：Q=0 ; 利用p 1 V 1γ=p 2 V 2γ 求出 T 2,W =ΔU=ϕC VdT ;ΔH= ϕ C p dT不可逆绝热过程： Q=0 ;p1利用 C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出 T 2,ϕC dT ϕ C dTW =ΔU= V ;ΔH= p2、相变化可逆相变化： ΔH=Q=n Δ_H ；W ＝－p(V2-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：H 9 (298) = ϖ H 9(B,298)反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：[?( H )rm ] =ϖ C (B) B p ,m 。
化学笔记物理知识点总结1. 原子结构原子是化学物质的基本单位，它由质子、中子和电子组成。
质子和中子构成了原子核，而电子围绕原子核运动。
原子的结构对于其化学性质具有重要影响。
量子力学理论说明了原子结构的特点，根据量子力学理论，原子的电子分布是以能级和轨道的形式存在的。
每个能级可以容纳一定数量的电子，而轨道则描述了电子在原子周围的运动轨迹。
原子的结构包括了原子核的构成、电子云的分布和外层电子的化学键参与能力等。
2. 化学键化学键是原子之间的相互作用力，分为离子键、共价键和金属键等。
其中，共价键是最为常见的一种化学键，其特点是原子间的电子对共享。
分子的共价键由化学键理论描述，即通过分子的轨道相互重叠形成的共价键。
分子轨道理论和价键理论是描述分子共价键形成和性质的重要理论。
另外，还有一些特殊的化学键，比如氢键、范德华力等，它们都对分子的性质和反应有着重要影响。
3. 溶液溶液是由溶剂和溶质形成的混合物，它们在物理上常常涉及到溶解度、溶解热、溶解过程等。
拉乌尔定律、亨利定律和亚雷尼乌斯定律等描述了在不同条件下溶解度的变化规律。
同时，溶液中的溶质和溶剂之间也存在相互作用力，这些相互作用力决定了溶解过程的进行以及溶液的性质。
4. 气体气体是物态之一，在化学反应和物质性质的研究中起着重要作用。
理想气体状态方程和气体的实际状态方程描述了气体的压强、体积、温度和物质的物态变化等。
而气体动力学理论则解释了气体分子运动的速度分布、压强和温度之间的关系等。
5. 化学反应动力学化学反应动力学描述了化学反应速率和反应过程。
在反应速率的研究中，涉及到速率定律、反应活化能和反应机制等。
化学反应速率的定义和表达式、反应过程中的活化能和反应过渡态的结构对于理解和控制化学反应有着重要意义。
以上介绍的一些物理知识是化学研究中的重要内容，它们为理解化学现象和探索新材料、新反应提供了基础。
通过物理知识的应用，可以更好地解释和预测化学过程，为化学领域的发展提供理论支持和技术奠定基础。
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。
第一章 理想气体1、理想气体：在任何温度、压力下都遵循PV=nRT 状态方程的气体。
2、分压力：混合气体中某一组分的压力。
在混合气体中，各种组分的气体分子分别占有相同的体积(即容器的总空间)和具有相同的温度。
混合气体的总压力是各种分子对器壁产生撞击的共同作用的结果。
每一种组分所产生的压力叫分压力，它可看作在该温度下各组分分子单独存在于容器中时所产生的压力B P 。
P y P B B =，其中∑=BBB B n n y 。
分压定律：∑=BB P P道尔顿定律：混合气体的总压力等于与混合气体温度、体积相同条件下各组分单独存在时所产生的压力的总和。
∑=BB V RT n P )/(3、压缩因子ZZ=)(/)(理实m m V V 4、范德华状态方程 RT b V V ap m m=-+))((2 nRT nb V Van p =-+))((225、临界状态(临界状态任何物质的表面张力都等于0)临界点C ——蒸气与液体两者合二为一，不可区分，气液界面消失； 临界参数：(1)临界温度c T ——气体能够液化的最高温度。
高于这个温度，无论如何加压 气体都不可能液化；(2)临界压力c p ——气体在临界温度下液化的最低压力； (3)临界体积c V ——临界温度和临界压力下的摩尔体积。
6、饱和蒸气压：一定条件下，能与液体平衡共存的它的蒸气的压力。
取决于状态，主要取决于温度，温度越高，饱和蒸气压越高。
7、沸点：蒸气压等于外压时的温度。
8、对应状态原理——处在相同对比状态的气体具有相似的物理性质。
对比参数：表示不同气体离开各自临界状态的倍数 (1)对比温度c r T T T /= (2)对比摩尔体积c r V V V /= (3)对比压力c r p p p /= 9、rr r c r r r c c c T Vp Z T V p RT V p Z =⋅=10、压缩因子图：先查出临界参数，再求出对比参数r T 和r p ，从图中找出对应的Z 。
物理化学知识点总结大一一、导言大一的物理化学是一门基础性科学课程，为了让大家更好地掌握相关知识点，下面将对大一物理化学的重要知识点进行总结与归纳，希望对大家的学习有所帮助。
二、热力学1. 热力学基本概念：系统、界面、状态函数、过程函数等。
2. 热力学第一定律：能量守恒定律，内能变化等于对外界做功与传热的代数和。
3. 热力学第二定律：热力学不可逆性、熵增原理、卡诺循环等。
4. 热力学第三定律：绝对零度的存在性及应用。
三、化学平衡1. 平衡常量与平衡常数：反应物与产物的浓度及其对平衡常数的影响。
利用平衡常数判断反应方向。
2. 离子的溶解度与溶度积：离子在溶液中的溶解度及其对溶度积的影响。
3. 化学反应速率与速率方程：反应速率、速率常数、速率方程、反应级数等相关概念。
4. 反应动力学：表达反应速率的等式推导与实验确定方法。
四、电化学1. 电池与电解池：电化学反应的基本概念、标准电极电势、电池电动势等。
2. 电解质溶液与电解质离子浓度：电解质溶液中离子的浓度计算及其对电解过程的影响。
3. 法拉第定律与电解定律：法拉第电解定律的推导与应用，电解产物的选择性。
4. 化学电源与蓄电池：干电池、燃料电池、锂离子电池等。
五、化学热力学1. 火焰温度与燃烧热：火焰温度的计算，燃烧反应的焓变及其应用。
2. 燃烧热与键能：键能的概念，燃烧反应中键能的变化。
3. 化学反应焓变：化学反应焓变的定义、测定及其应用。
4. 化学反应熵变：化学反应熵变的定义、计算及其与焓变的关系。
六、物理化学实验1. 基本实验器材：量筒、分液漏斗、溶液容器等基本器材的使用与注意事项。
2. 量的测量及误差分析：物质的质量、体积、浓度等量的测量以及误差的计算和分析。
3. 溶解度测定与曲线拟合：溶解度的测定方法及曲线拟合分析。
4. 酸碱中和反应的滴定：滴定的原理、影响滴定结果的因素以及滴定曲线的解析。
七、总结与展望大一的物理化学涉及的知识点较多，以上只是其中一部分。
物理化学下册笔记摘要：一、引言二、物理化学基本概念1.物理化学的研究对象2.物理化学的研究方法三、物理化学的核心理论1.热力学1.1 热力学第一定律1.2 热力学第二定律1.3 热力学第三定律2.动力学2.1 反应速率理论2.2 化学反应动力学2.3 物质传递过程动力学四、物理化学的应用领域1.化学工程2.能源与环境3.材料科学4.生命科学五、物理化学的发展趋势与前景一、引言物理化学作为化学的一个重要分支，研究内容涉及物质在各种条件下的性质、组成、结构、变化规律等。
物理化学在理论研究和实际应用中具有广泛的应用价值，为我国科学技术的发展作出了巨大贡献。
本文将简要介绍物理化学的基本概念、核心理论及其应用领域，并展望物理化学的发展趋势与前景。
二、物理化学基本概念物理化学的研究对象是物质，研究内容包括物质的组成、结构、性质、变化规律等。
物理化学的研究方法主要有实验方法和理论方法，其中实验方法包括测量、观察和模拟等；理论方法包括数学建模、逻辑推理和归纳等。
三、物理化学的核心理论物理化学的核心理论包括热力学和动力学。
热力学主要研究物质的宏观热力学性质，如热、功、熵等，以及它们之间的相互关系。
动力学主要研究物质微观粒子在各种条件下的运动、碰撞、反应等过程。
1.热力学热力学是物理化学的一个分支，主要研究物质的宏观热力学性质及其相互关系。
热力学主要包括三个定律：第一定律、第二定律和第三定律。
1.1 热力学第一定律热力学第一定律，又称能量守恒定律，表明能量在不同形式之间可以相互转化，但总能量守恒。
1.2 热力学第二定律热力学第二定律，又称熵增加原理，表明自然过程总是朝着熵增加的方向1.3 热力学第三定律热力学第三定律，又称绝对零度定律，表明在绝对零度时，物质的熵等于零。
2.动力学动力学是物理化学的另一个分支，主要研究物质微观粒子在各种条件下的运动、碰撞、反应等过程。
动力学主要包括反应速率理论、化学反应动力学和物质传递过程动力学。
第一章气体的pvT关系一、理想气体状态方程pV=（m/M）RT=nRT （1.1）或pVm=p（V/n）=RT （1.2）式中p、V、T及n的单位分别为P a 、m3、K及mol。
Vm=V/n称为气体的摩尔体积，其单位为m3·mol。
R=8.314510J·mol-1·K-1称为摩尔气体常数。
此式适用于理想，近似于地适用于低压下的真实气体。
二、理想气体混合物1．理想气体混合物的状态方程（1.3）pV=nRT=（∑BBn）RTpV=mRT/Mmix （1.4）式中Mmix为混合物的摩尔质量，其可表示为Mmix def ∑BBy M B(1.5)Mmix=m/n=∑BBm/∑BBn（1.6）式中MB为混合物中某一种组分B 的摩尔质量。
以上两式既适用于各种混合气体，也适用于液态或固态等均匀相混合系统平均摩尔质量的计算。
2.道尔顿定律p B =nBRT/V=yBp（1.7）P=∑BB p(1.8)理想气体混合物中某一种组分B 的分压等于该组分单独存在于混合气体的温度T及总体积V的条件下所具有的压力。
而混合气体的总压即等于各组分单独存在于混合气体的温度、体积条件下产生压力的总和。
以上两式适用于理想气体混合系统，也近似适用于低压混合系统。
3.阿马加定律VB*=nBRT/p=yBV （1.9）V=∑VB* （1.10）VB*表示理想气体混合物中物质B的分体积，等于纯气体B在混合物的温度及总压条件下所占有的体积。
理想气体混合物的体积具有加和性，在相同温度、压力下，混合后的总体积等于混合前各组分的体积之和。
以上两式适用于理想气体混合系统，也近似适用于低压混合系统。
三、临界参数每种液体都存在有一个特殊的温度，在该温度以上，无论加多大压力，都不可能使气体液化，我们把这个温度称为临界温度，以Tc或tc表示。
我们将临界温度Tc时的饱和蒸气压称为临界压力，以pc表示。
在临界温度和临界压力下，物质的摩尔体积称为临界摩尔体积，以Vm,c表示。
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。
第一章物理化学的定义，相变化（物质在熔点沸点间的转化）物理化学的基本组成：1化学热力学（方向限度）2化学动力学（速率与机理）3结构化学 物理化学的研究方法、热力学方法、动力学方法、量子力学方法 系统、环境的定义。
系统的分类：开放系统，封闭系统，隔离系统 系统的性质：强度性（不可加），广延性（可加）。
系统的状态 状态函数及其性质：1单值函数2仅取决于始末态3全微分性质。
热力学能、热和功的定义 热分：潜热，显热。
功分：膨胀功、非膨胀功。
热力学第一定律的两类表述：1第一类永动机不可制成。
2封闭体系：能量可从一种形式转变为另一种形式，但转变过程中能量保持不变。
、 恒容热、恒压热，焓的定义。
PV U H def+≡恒容热：①封闭系统② W f =0 ③W e =0 恒压热：①封闭系统②W f =0 ③d p =0 理想气体的热力学能和焓是温度的函数。
C, C V , C V ,m ， C P , C P,m 的定义。
△u =n C V ,m (T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2-T 1) C V ,m =a+bT+cT 2+…/ a+bT -1+cT -2+… 单原子分子C V ,m =23R C P ,m =25R 双原子分子C V ,m =25R C P ,m =27R γ单=35 γ双=57 C P,m - C V ,m =R R=8.3145J ·mol -1·k-1可逆过程定义及特点：①阻力与动力相差很小量②完成一个循环无任何功和热交换③膨胀过程系统对环境做最大功，压缩过程环境对系统做最小功 可逆过程完成一个循环 △u=0 ∑=0W ∑=0QW 、 Q 、△u 、△H 的计算①等容过程：W =0 Q =△u △u=n C V ,m (T 2-T 1) △H=n C P,m (T 2-T 1)②等压过程：W =-Pe(V 2-V 1) Q=△H △u=n C V ,m (T 2-T 1) △H=n C P ,m (T 2-T 1) ③等温过程：W=-nRTln 12V V Q=－W △u=△H=0④绝热可逆过程：W=n C V ,m (T 2-T 1) /⎥⎥⎦⎤⎢⎢⎣⎡-⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛--1112111γγv v v p Q=0 △u=n C V ,m (T 2-T 1)△H=n C P ,m (T 2-T 1) 21p p =(12v v )γ 21T T =(12v v )1-γ 21T T=(21p p )γγ1-相变化过程中△H 及△u 的计算△u=△H-P △V=△H-nRT 见书1-10化学计量系数ν 化学反应进度ℑ∆=BνBn ∆（必与指定的化学反应方程对应） 化学反应热效应定义，盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成或是经数步完成，反应的总标准摩尔焓变是相同的，即盖斯定律。
标准摩尔反应焓变：)(H m T r θ∆=∑BBθνm H （B ，,β T ）化学反应θm H r ∆的计算：1 )(H m T r θ∆=∑∆BBθνm f H （B ，,β T ） θm f H ∆：在温度为T ，由参考状态的单质生成B （B ν=1）时的标准摩尔焓变 2 )(H m T r θ∆=-∑∆BBθνm c H （B ，,β T ）θm c H ∆：在温度为T ，B （B ν=-1）完全氧化成相同温度下指定产物时标准摩尔焓变由标准摩尔燃烧焓变计算某物质θm f H ∆基希霍夫公式：)(H m T r θ∆=)15.298(H m K r θ∆+⎰∑Tk Bm p BdT B C 15.298,),(βνθ用于计算任意温度T 时的)(H m T r θ∆注意： C P,m 温度适用范围，反应各物质无相变化，当有时分段进行。
积分溶解热、微分溶解热、积分稀释热、微分稀释热的定义。
热力学第二定律的两种表述：1（克劳休斯）不可能把热由低温物体转移到高温物体而不留下其他变化。
2（开尔文）不可能从单一热源取热使之全部转换为功而不留下其他变化（第二类永动机不可制成）第一类永动机：不消耗任何能量做功。
第二类永动机：从单一热源取热使之全部转换为功 自发过程（单向性，不可逆性）的定义，热力学第二定律研究的是自发过程的方向和限度。
卡诺循环的基本组成…因为BC 、DA 为绝热过程TV1-γ=常数 可推得：12v v=43v v ∑W =-nRln12v v (T 1-T 2) 1Q =-W=nRT 1 ln 12v v 可逆热机效率：η=1211211T T T Q Q Q Q W -=+=-∑ 即：02211=+T Q T Q 卡诺定理：所有工作在两个一定温度之间的热机，以可逆热机的效率最大。
推广ηirR ≤121T T T -2211T Q T Q +irR≤0 熵的定义：dS =R T Q)(δ 熵是状态函数只与始态与末态有关 ir B A B A B A R B A TQir S T Q R S )()()()(δδ∑∑→→→→>∆==∆热力学第二定律的数学表达式：dS 自发）（平衡）(ir R ≥TQδ熵作为判据使用的例子：1孤立系统 dS ir R≥0 熵增加原理：在一个隔离系统中熵永远不会减少） 2封闭系统的绝热过程 dS irR ≥0 用于判断过程的方向和限度对于非孤立系统判其是否可逆S ∆孤=S ∆系+S ∆环≥0 熵变的计算：⑴1恒温可逆过程：S ∆=nRln12v v S ∆=nRln 21p p B Air RA （P1,V1,T1）B （P2,V2,T1）C （P3,V3,T2）D （P4,V4,T2）2恒容可逆过程：S ∆=n C V ,m ln 12T T 3恒压可逆过程：S ∆=n C P,m ln 12T T ⑵P 、V 、T 都变S ∆= nRln21p p + n C P,m ln 12T T S ∆= nRln 12v v + n C V ,m ln 12T T⑶相变过程熵变的计算 S ∆=TH n m∆同一物质在一定T,P 下气，液，固三态熵的量值 S m (s)< S m (l)< S m (g)熵的统计意义：熵是系统混乱度（无序度）的量度。
宏观:S=Kln Ω 0)0(=θk S⑷化学反应的熵变：θθνim im r S S ,∑=∆⑸气体混合过程熵变的计算：1等温混合 S ∆=∑=ni i i V V R n 1ln 2非等温混合：S ∆=)ln ln(,1i m v i ni i i T TC n V V R n +∑= 三个判据：熵，吉布斯自由能，亥姆霍茨自由能。
判断过程的方向和限度。
1 dS ir R ≥0：隔离系统、封闭系统绝热。
2：1,,W P T G ∆irR≤0（dT=0,dP=0,W /=0） G=u+pv-TS3 /,,W V T A ∆irR≤0(dT=0,dV=0,W /=0) A=u-TSG 1-G 2irR≥-W /(对外做非膨胀功能力)：一个封闭系统等温等压条件下，过程的吉布斯自由能减少量大于（不可逆）或等于对外所做的非膨胀功。
A1-A2irR ≥-（W+W /）（系统对外做最大功的能力）：一个封闭系统等温条件下，过程的亥姆霍茨自由能减少量大于（不可逆）或等于对外所做的功。
计算A ∆：⑴简单过程：等温过程 A ∆=-nRTln 12V V 等熵过程：A ∆=△u-S △T凝聚体系 A ∆=0⑵相变过程（dT=0 dP=0 W 1=0）①可逆相变（在熔沸点相变）非凝聚体系 A ∆=-nRT ②不可逆相变（不在熔沸点相变）：A ∆=△u-T △S △u=△H-nRT 计算G ∆：⑴简单过程：等温过程 △G =-nRTln 12V V 等熵过程：△G =△H-S △T⑵相变过程： 可逆相变 △G=0不可逆相变 △G=△H-T △S △S=dT T C S T T P T ⎰∆+∆211三个定义式：H def≡u+PV G def≡H-TS A def≡u-TS四个基本关系式：du=TdS-PdV dH=TdS+VdPdG=-SdT+VdP dA=-SdT-PdV四个基本关系式的应用条件：1封闭系统，2W '=03单组分纯物质 4无相变θθP PRT G G m m ln+=：用于求任何1mol 气体在压强为P 时的G 麦克斯韦关系式：不可逆也成立（状态函数）①du=TdS-PdV V S S PV T )()(∂∂-=∂∂ ② dH=TdS+VdP P S S VP T )()(∂∂=∂∂ ③dG=-SdT+VdP P T TVP S )()(∂∂=∂∂- ④dA=-SdT-PdVV T TP V S )()(∂∂-=∂∂- 其他关系时：分别令①、②、③、④式dS=0,dV=0;dS=0,dP=0;dT=0,dP=0;dT=0,dV=0可得到P V A V u T S -=∂∂=∂∂)()(T S HS u P V =∂∂=∂∂)()( V P G P H T S =∂∂=∂∂)()( S TAT G V P -=∂∂=∂∂)()(偏摩尔量：多组分封闭系统定义 混合物：结构相似，性质相近的组分 溶液：结构不相似，性质不相近的组分；分为溶质，溶剂。
摩尔浓度：Vn C BB =质量摩尔浓度 A B B m n m = m A ：溶剂的质量摩尔分数: ∑=AB Bnn x引入偏摩尔量:任一组分形成多组分系统时(混合物或溶液),1mol 物质提供的热力学性质和纯物质提供的热力学性质不同。
偏摩尔量定义：)(,,)(B A nA P T BdefB n YY ≠∂∂≡ 广度性质Y ：V 、u 、H 、S 、G 、A 偏摩尔量的含义：在等温等压的条件下，其他组分的物质的量不变，1mol 物质变化时引起的热力学量的变化。
偏摩尔量的特点：① 恒温恒压 ②*=B B Y Y 纯物质的偏摩尔量即摩尔量 ③强度性质 ④ )C ,P ,T (f Y B = 偏摩尔量的加和公式：A AnY Y ∑=吉布斯－杜亥姆公式：0dY nA A=∑0dY XA A=∑ 意义：表示混合物或溶液中不同组分同一片摩尔量间的关系；如果一个组分的偏摩尔量增大，则另一个组分的偏摩尔量必然减小。
化学式的定义：u B ==B G )B A (nA ,P ,T B)n G(≠∂∂ 偏摩尔吉布斯自由能B G 就是化学势 广义化学势：)B A (nA ,V ,T Bdef B )n A (u ≠∂∂≡ )B A (nA ,V ,S B def B )n u (u ≠∂∂≡ )B A (nA ,P ,S B def B )n H(u ≠∂∂≡ 多组分系统：G 、A 、u 、H 微分式：dG=-SdT+VdP+B B dn u ∑u B =)B A (nA ,P ,T B)n G (≠∂∂dA=-SdT-PdV +B Bdn u∑ )B A (nA ,V ,T BB )n A (u ≠∂∂=du=TdS-PdV +B B dn u ∑)B A (nA ,V ,S BB )n u (u ≠∂∂=dH=TdS+VdP+B B dn u ∑)B A (nA ,P ,S BB )n H (u ≠∂∂=化学势是相平衡和化学平衡的判据。
