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绪章绪论
绪论
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●0.1绪论
绪论
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第一章热力学第一定律
热力学第一定律是能量守恒定律在涉及热现象宏观过程中的具体表述。主要讨论封闭的热力学系统在状态变化时的热力学能、热和功之间相互转化所遵循的规律，△U = Q + W。利用第一定律可以解决化学变化的热效应问题。
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●1.1热力学第一定律
热力学能、热和功之间可以相互转化，但总的能量不变。若系统由初态变到终态，则系统热力学能、热和功之间的关系为：U = Q + W。热力学能是系统自身的性质，利用其状态函数的特性，可以获得在变化过程中的改变量。
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●1.2功与过程
功是过程量，与变化的具体途径有关。从同样的始态到达同样的终态，由于过程不同，系统或环境所得功值不同。等温可逆膨胀，系统对环境作最大功。等温可逆压缩，环境对系统做最小功。
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●1.3可逆过程
系统经某一过程从初态到终态，如果系统和环境都恢复到原来的状态而未留下任何永久性的变化，则该过程称为热力学可逆过程。可逆过程是在变化过程中,系统每时每刻都处于平衡态,系统的热力学状态函数都具有确定值。
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●1.4焓
焓是组合的状态函数(H =U + pV)，具有广度性质的特性，其绝对值不能确定。在等压且不做非膨胀功的条件下，焓变等于等压热效应Qp 。在热力学中，可用焓变求其它热力学函数的变化值。
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●1.5热容
不发生相变和化学变化的均相封闭系统，不做非膨胀功时，系统升高单位热力学温度所吸收热称为热容。根据升温条件不同，热容分为等容热容和等压热容。热容与温度的函数关系因物质、物态和温度区间等不同而有不同形式。
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●1.6理想气体的热力学能和焓
由低压系统向真空膨胀的Gay-Lussac-Joule实验结果，可以外推到理想气体系统，理想气体在自由膨胀中温度不变，热力学能不变。理想气体的热力学能和焓仅是温度的函数，与体积和压力无关。
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●1.7绝热可逆过程方程
理想气体可逆绝热过程方程表示此过程中系统p、T、V之间的关系。
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●1.8Carnot循环
从高温热源吸收热量，一部分通过理想热机做功，另一部分热量放给低温热源，这种循环称为Carnot循环。Carnot循环包含两个等温可逆过程和两个绝热可逆过程。Carnot热机效率只与两热源温度有关，热源的温度差越大，热机效率越高。
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●1.9Joule-Thomson效应
将压力、温度恒定的气体连续压过多孔塞，气体发生膨胀，这一特殊的绝热膨胀过程称为节流膨胀(等焓过程)。Joule-Thomson系数表示经节流过程后，实际气体的温度随压力的变化率，其值与气体的本性和温度、压力有关。
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●1.10反应热效应-Hess定律
系统发生反应后，产物温度回到反应前始态时的温度，系统放出或吸收的热量为该反应的热效应。Hess定律表明，在保持反应条件(如温度、压力等)不变的条件下，不管反应是一步完成的，还是分几步完成的，其热效应相同。
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●1.11Kirchhoff定律
在等压条件下，同一化学反应在不同温度下进行，所产生的热效应一般不同，其焓变值也不同。已知反应在某一温度的rHm(T1)和各物质的Cp,m值，可通过Kirchhoff定律求算另一温度时该反应的rHm(T2)值。
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●1.12非等温反应
非等温反应是指反应过程中所释放(或吸收)的热量来不及交换，始态和终态处于不同温度的反应。对于反应速度快，来不及与环境发生热交换的非等温反应可近似作为绝热反应处理，利用焓变求算火焰和爆炸产物的最高温度。
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第二章热力学第二定律
本章学习热力学第二定律
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●2.1热力学第二定律
本节学习热力学第二定律
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●2.2Carnot定理
本节学习carnot定理
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●2.3熵函数
本节学习熵函数
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●2.4Clausius不等式与熵增加原理
Clausius不等式与熵增加原理
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●2.5熵变的计算
熵变的计算
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●2.6热力学第二定律的本质和熵的统计意义
本节学习热力学第二定律的本质和熵的统计意义
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●2.7自由能
本节学习自由能
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●2.8∆G、∆A的计算
本节学习ΔG、ΔA的计算
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●2.9热力学函数间的关系
本节学习热力学函数间的关系
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●2.10Gibbs-Helmholtz方程
本节学习Gibbs-Helmholtz方程
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●2.11热力学第三定律和规定熵
本节学习热力学第三定律和规定熵
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第三章多组分系统热力学及其在溶液中的应用
本章主要讲述含两种或两种以上组分的多组分系统的热力学及其在溶液中的应用，主要有稀溶液、液态混合物。
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●3.1偏摩尔量
在均匀的多组分系统中，某个组分的某容量性质的摩尔量不再等于其作为单组分时的摩尔量，需采用偏摩尔量。
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●3.2化学势
化学势是多组分系统中非常重要的一个物理量，是指系统的某热力学函数在其特征变量以及其他组成不变的条件下随某组分物质的量的变化率。
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●3.3理想气体中各组分化学势
理想气体混合物中各组分的化学势是推导稀溶液以及液体混合物各组分化学势的基础。
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●3.4稀溶液中的两个定律
稀溶液中的两个经验定律分别是拉乌尔定律和亨利定律，分别适用于稀溶液中的溶剂和溶质的蒸气压计算。
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●3.5理想液态混合物组分化学势
理想液态混合物的定义以及任一组分的化学势表达式，是本节的重要内容，各组分遵循拉乌尔定律。
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●3.6理想液态混合物的通性
理想液态混合物的通性主要涉及混合后体系的体积变化为0，热效应变化为0，以及混合熵变和混合吉普斯自由能的计算。
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●3.7理想稀溶液中各组分的化学势
理想稀溶液中溶剂遵守拉乌尔定律，溶质遵守亨利定律，在化学势推导时注意区分。
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●3.8稀溶液的依数性-凝固点降低
稀溶液的凝固点降低具有依数性，即凝固点降低的数值大小与系统所含溶质粒子的数目有关。
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●3.9稀溶液的依数性-沸点升高
稀溶液的沸点升高具有依数性，即沸点升高的数值大小与系统所含溶质粒子的数目有关。
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●3.10稀溶液的依数性-渗透压
稀溶液的渗透压具有依数性，即渗透压数值的大小与系统中所含溶质粒子的数目有关。
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●3.11非理想液态混合物和非理想稀溶液
非理想液态混合物中各组分的化学势，表示方式与理想液态混合物相似，仅是浓度改为用活度表示。
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第四章相平衡
本章介绍相、组分数和自由度的定义，相律的推导过程及其在相图中的应用，分析单组分、两组分和三组分体系相图，以及杠杆规则在相图中的应用，根据相图来绘制步冷曲线等。
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●4.1相律
相律：关联系统独立变量数与系统独立组分数及相数关系式的方程。
相律推导：对含C个组分、Φ个相的多组分系统：
自由度f＝总变量数－联系各变量之间的限制因素数
=[Ф(C-1)+2]-C(Ф-1)＝C-Ф＋2 -
●4.2Clapeyron方程
Clapeyron方程——纯物质两相平衡时T与p之间的关系。
Clausius-Clapeyron方程——气-液、气-固两相平衡时T与p之间的关系(假设气体为理想气体，并忽略凝聚相的体积)。 -
●4.3单组分相图-水的相图
单组分系统相律分析。即：最多3相共存，2个自由度描述系统状态。
水的相图——静态分析：3个单相区、3条两相平衡线、1个三相平衡点；
单组份系统的相图及应用——升华 -
●4.4理想的二组分液态混合物系统
二组分系统相律分析：f=C-Ф+2=4-Ф
理想的二组分液态混合物：两个组分可按任意比例互溶且都服从拉乌尔定律的系统。
理想的二组分液态混合物的相图：p-x(p-x线为直线)、T-x -
●4.5杠杆规则
杠杆规则——计算任意两相平衡区内的液相和气相的物质的量或质量。
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●4.6蒸馏和精馏的基本原理
简单蒸馏及其基本原理：适于完全互溶双液系中A和B粗略分开；分离不彻底，产品纯度低，产率低。
精馏及其基本原理：多次简单蒸馏的组合；工业过程常在精馏塔内进行，每个塔板都经历热交换与物质交换过程。 -
●4.7非理想的二组分液体混合物
偏差原因分析：A-B 作用力与A-A和B-B不同
3种常见情况：正(负)偏差不大、正偏差很大(最低恒沸混合物)、负偏差很大(最高恒沸混合物)的双液系。 -
●4.8部分互溶和不互溶的二组分液体混合物
部分互溶的双液系：帽形区、会溶温度；
不互溶的双液系：T-p图、水蒸气蒸馏。 -
●4.9简单低共熔二组分系统的相图
热分析法绘制金属相图：步冷曲线。
溶解度法绘制水-盐相图：水-盐系统。
相图应用：冷冻液配制、结晶法提纯盐类。 -
●4.10形成化合物的二组分系统相图
稳定化合物二组分系统及相图：固态时缔合形成化合物、液态完全互溶、化合物在固态与A、B完全不互溶。
不稳定化合物二组分系统及相图：固态时形成不稳定化合物、液态完全互溶、固态与A、B完全不互溶。 -
●4.11液、固相完全互溶的二组分系统相图
液、固相完全互溶的二组分系统特征：液相凝固在一温度间隔内完成、液相凝固点与固相熔点不相合、液相与固相在全部浓度范围内完全互溶。
液、固相完全互溶的二组分系统相图：枝晶偏析、相图出现最高或最低点。 -
●4.12固相部分互溶的二组分系统相图
固相部分互溶的二组分系统特征：液态无限混溶、固态部分互溶，形成帽形区、帽形区外是固溶体单相；帽形区内，两种固溶体两相共存。
固相部分互溶的二组分系统相图：有一低共熔点的、有一转熔温度的。 -
●4.13等边三角形坐标表示法
三组分系统相律分析。
等边三角形坐标表示法：顶点代表纯组分；每条边代表二组分系统；三角形内任一点代表三组分系统。
等边三角形坐标表示法特点：等含量规则、定比例规则、重心规则。 -
●4.14部分互溶的三液系相图
3种情况：一对部分互溶、两对部分互溶、三对部分互溶的三液系。
相图特点：共轭溶液、连结线不一定与底边平行、会溶点处两相组成相同。 -
●4.15二固体和一液体的水盐系统相图
3种情况：简单水-盐系统、有复盐形成的系统、有水合物生成的系统。
相图特点：扇形区为两相区、多边形区为单相区、三角形区为三相区。
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第五章化学平衡
本章主要介绍化学反应平衡的条件及其影响因素、气相和液相的平衡常数、化学反应等温方程式、复相化学平衡、同时化学平衡、耦合反应等。
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●5.1化学反应平衡的条件
本节主要介绍化学反应平衡中Gibbs自由能的变化及其作为化学反应方向的判据。
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●5.2气相反应的平衡常数
本节主要介绍理想气体和非理想气体反应的平衡常数及其表达式。
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●5.3溶液反应的平衡常数
本节主要介绍理想液态混合物和理想稀溶液中任一反应物的化学势，重点介绍理想液态混合物反应的平衡常数。
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●5.4化学反应等温方程式
本节主要介绍化学反应等温方程式及其在判断反应方向和限度中的应用。
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●5.5平衡常数的表示式
本节主要介绍热力学平衡常数的四种表达形式以及气相和液相反应的经验平衡常数。
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●5.6复相化学平衡
本节主要介绍复相化学平衡的特点及其平衡常数。
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●5.7化学平衡的影响因素
本节主要介绍Van’t Hoff等压方程式以及温度、压力惰性气体对化学反应平衡的影响。
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●5.8同时化学平衡和耦合反应
本节主要介绍同时化学平衡和耦合反应的定义及其特点。
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第六章统计热力学基础
本章学习统计热力学基础
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●6.1概论
本节学习热力学概论
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●6.2粒子体系的统计分布
本节学习粒子体系的统计分布
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●6.3配分函数与热力学性质的关系
本节学习配分函数与热力学性质的关系
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●6.4配分函数的计算
本节学习配分函数的计算
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●6.5体系热力学函数的统计计算
本节学习体系热力学函数的统计计算
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●6.6利用配分函数计算反应的平衡常数
本节学习利用配分函数计算反应的平衡常数