一、系统和环境系统：作为研究对象的物质

                            物质交换            能量交换

［敞开系统］          有                        有

［孤立系统］          无                        无

［封闭系统］          无                        有

环境：与系统密切相关（有物质和能量交换）的部分

二、状态及状态函数

ΔX＝X终态－X始态

三、过程与途径

四、广度性质与强度性质

广度性质有加和性（V、n、U、H、S、G）

强度性质无加和性（电导率、密度）

一、热和功

1 系统和环境间交换能量的方式：热传递，做功

系统状态变化时，因其与环境间存在温度差而引起交换的能量称为“热”，用Q表示

系统从环境吸收热量（Q取正值）

系统对环境放热（Q取负值）

2 除热以外，其他与环境进行能量交换的形式称为功，用W表示

环境对系统做功（W取正值）

系统对环境做功（W取负值）

3 在一定环境压力下系统的体积发生变化时而与环境交换能量的形式，为体积功（通常只对气体而言）

W＝－F外ΔL＝－p外ΔV（p为外压）

除体积功外的其他功称为非体积功（如电功、表面功）

二、热力学能和热力学第一定律

热力学能又称内能，是热力学系统内物质所具有的各种能量的总和，用U表示（包括系统内物质分子或原子的平动能和振动能、势能等）

ΔU＝U终－U始＝Q＋W＝U2－U1

ΔT＝0则ΔU＝0

能量转化与守恒定律

在没有非体积功的条件下，系统发生化学反应后，使产物温度回到反应开始前反应物的温度，这个过程系统所吸收或放出的热，称为该反应的热效应，也称反应热

U产－U反＝Q＋W

一、恒容反应热

ΔU＝Q         （W＝－pΔV＝0）

/在没有其他功的条件下，系统恒容过程中吸收的热全部用来增加它的热力学能/

二、恒压反应热

Q＝（U2＋p2V2)－（U1＋p1V1)＝ΔH

（焓）H≡U＋pV

/系统在恒压过程中吸收的热，全部于增加它的焓/

三、Qv与Qp的关系

Qv＋ΔnRT＝Qp

反应物和产物全是固体或液体时，Δn＝0，则

Qv＝Qp

r:reaction

Θ:标态

m:摩尔的

ΔH在等温、等压下与反应过程中系统吸收或放出的能量Q数值相等

热效应与途径无关的条件：

1）系统只做体积功

2）过程进行时压力或体积恒定不变

一、生成焓（生成热）

指定热力学最稳定单质的焓值为0（石墨，氧气），石墨和氧气反应生成水CO的ΔHm＝CO的反应热，可用来表示CO的相对焓值

相对焓值称为物质的生成热。各元素最稳定单质在标准状态下生成焓为0，在反应温度下，由处于标准状态的最稳定单质生成标态下1mol化合物时的反应热称为该化合物的标准摩尔生成焓（标准生成热），用ΔfHmΘb表示，左下标f表示生成

ΔrHmΘ＝各生成物生成焓乘系数的总和－各反应物生成焓乘系数的总和

二、燃烧热

1mol物质在pΘ时完全燃烧时的热效应，称为该物质标准摩尔燃烧热，用ΔrHmΘ表示

ΔrHmΘ＝各生成物燃烧热乘系数总和－各反应物燃烧热乘系数总和

三、从键焓估算反应热

键焓（键能）:在标准压力（1×100000Pa）和指定温度下，气态分子断开1mol化学键过程的焓变（键焓都为正值）符号为BE

ΔrHmΘ＝BE反应物－BE生成物

自发过程的特征：

单方向趋于平衡、具有不可逆性

可逆过程的特征：

无限接近平衡......

一、化学反应的方向

二、熵

S＝klnΩ（玻尔兹曼公式）

Ω:微观状态数，描述混乱度

k:玻尔兹曼常量

ΔS＝Qr/T（单位:J/K）（恒温可逆过程特定条件下）

Qr：可逆过程热

三、热力学第三定律和标准熵

S*（0 K，完美晶体）＝0J/K

ΔrSmΘ＝生成物S乘系数总和－反应物S乘系数总和

ΔS＞0有利于反应正向自发进行

ΔH＞0不利于反应正向自发进行

Qr＞＝ΔH－W（非体积功）（不可逆过程无＝）

ΔS＝Qr/T

ΔG＝ΔH－TΔS

（＜0，正反应以不可逆方式自发进行

    ＝0，以可逆方式进行，平衡态

    ＞0，正反应不能自发进行，逆同＜0）

ΔrGmΘ＝生成物G乘系数的总和－反应物G乘系数的总和

2.4.3吉布斯-亥姆霍兹方程

同上

T转＝ΔrHmΘ/ΔSΘ（温度达到临界点，影响反应的自发性，ΔG（T）＝0       ΔH＝TΔS）