物理化学基本概念与定律课件

物理化学基本概念与定律欢迎来到物理化学基本概念与定律课程物理化学是化学科学的重要分支，它应用物理学的原理和方法研究化学现象，揭示物质变化的本质规律本课程将带领你探索热力学定律、化学平衡、化学动力学、量子化学等核心内容，帮助你建立系统的物理化学知识体系，培养化学现象的物理思维方式课程概述课程目标主要内容学习方法本课程旨在帮助学生掌握物理化学的课程涵盖热力学基础、化学平衡、相基本理论和概念，建立系统的物理化平衡、化学动力学、电化学、量子化学知识结构培养学生运用物理化学学、统计热力学等核心内容通过理原理分析和解决实际问题的能力，为论讲解与实例分析相结合的方式，全后续专业课程学习奠定坚实基础面介绍物理化学的基本概念与定律物理化学的定义与研究对象物理化学的定义研究对象12物理化学是研究化学变化中物理化学主要研究化学反应物质性质和能量关系的科能量变化规律、化学平衡条学，它应用物理学原理和数件、反应速率与机理、分子学方法解释化学现象物理结构与性质的关系、溶液性化学是建立在热力学、动力质、界面现象、电化学过程学和量子力学基础上的化学等通过研究这些对象，物学科，为理解化学反应机理理化学揭示了物质变化的本提供了理论框架质规律与其他学科的关系物理化学的发展历史早期发展（世纪初）18-191拉瓦锡提出燃烧理论，驳斥了燃素说；道尔顿提出原子论；阿伏伽德罗假说奠定了气体分子理论基础；法拉第发现电解定律，开创了电化学研究领域这一时期的发现为物理化学的形成奠定了初步基础成熟时期（世纪中后期）192霍夫成功将热力学应用于化学平衡研究；吉布斯发展了化学热力学理论；阿伦尼乌斯提出电离理论；奥斯特瓦尔德建立了物理化学体系1887年，奥斯特瓦尔德创办《物理化学杂志》，标志着物理化学作为独立学科的正式确立现代发展（世纪至今）203量子力学的建立为物理化学提供了新的理论基础；计算化学和谱学技术的发展丰富了研究手段；表面化学、纳米化学等新兴领域蓬勃发展现代物理化学研究已深入到分子和原子尺度，揭示了更多化学反应的本质物理化学的研究方法实验方法理论方法计算机模拟现代物理化学实验方法包括热分析、物理化学理论研究基于热力学、统计随着计算机技术的发展，分子动力学光谱分析、色谱分析、电化学分析等力学、量子力学等基础理论，建立数模拟、量子化学计算等计算方法在物多种技术这些方法可用于测量反应学模型描述化学系统的行为理论方理化学研究中发挥着越来越重要的作热、平衡常数、反应速率常数等物理法可用于预测化学反应的方向、程度用这些方法可以模拟分子的运动和化学参数，为理论研究提供实验依和速率，理解分子的结构与性质相互作用，预测化学反应的路径和能据量变化数学推导和理论分析是物理化学研究先进仪器设备如差示扫描量热仪、紫的重要手段，它们帮助我们从基本原计算化学已成为连接理论和实验的桥外可见分光光度计、核磁共振波谱仪理出发解释复杂的化学现象梁，为理解微观世界的化学过程提供-等大大提高了实验数据的准确性和可了强大工具靠性物质的状态与性质气态液态固态气态物质具有体积和形状不确定、可压缩性液态物质具有确定的体积但形状不确定、几固态物质具有确定的体积和形状、几乎不可大、分子间作用力小等特点气体分子运动乎不可压缩、分子间作用力较强等特点液压缩、分子或原子间作用力很强等特点固遵循动理论，可通过状态方程描述其宏观性体分子既有一定的有序排列，又具有较大的体中的分子或原子排列有规律，形成晶体结质理想气体和实际气体的行为有所不同，流动性液体的性质可通过表面张力、黏构根据内部结构的不同，固体可分为晶体温度越高、压力越低，实际气体越接近理想度、蒸气压等参数表征和非晶体两大类气体理想气体理想气体定义玻意耳定律理想气体是由大量无体积、无相互作用力的质点构成的假想气体在理想气体模型中，在恒温条件下，一定量的气体的压强与体积分子间碰撞为完全弹性碰撞，分子运动符合成反比，即常数这表明气体分子撞击PV=牛顿力学定律这一简化模型虽然在实际中容器壁的频率与气体体积有关，体积减小12不存在，但在温度较高、压力较低时，实际时，分子撞击频率增加，导致压强增大气体的行为与理想气体非常接近理想气体状态方程查理定律43综合玻意耳定律和查理定律，得到理想气体在恒压条件下，一定量的气体的体积与绝对状态方程，其中为压强，为体PV=nRT PV温度成正比，即常数温度升高使分子V/T=积，为物质的量，为气体常数，为绝对n RT动能增加，分子撞击容器壁的力增大，为保温度该方程描述了理想气体的压强、体持恒压，气体体积必须增大积、温度和物质的量之间的关系实际气体理想气体模型的局限性在高压或低温条件下，实际气体的行为与理想气体模型有明显偏离这主要是因为实际气体分子具有一定体积，且分子间存在相互作用力当气体被压缩到一定程度时，分子自身体积不可忽略；而在低温下，分子间引力作用变得显著范德华方程荷兰科学家范德华提出了描述实际气体的状态方程P+a/V²V-b=RT其中参数a表示分子间的引力，与气体分子的极性和可极化性有关；参数b代表分子自身体积的影响，与气体分子的实际尺寸相关这一方程有效地描述了实际气体的行为临界现象当气体温度、压力达到临界点时，气液两相的界限消失临界温度以上，无论压力多大，气体都不能液化范德华方程可用于预测气体的临界参数，对理解相变现象有重要意义研究表明，不同气体在约化状态下表现出相似的行为，这就是对应状态原理热力学基础热力学的重要性热力学是物理化学的核心基础，它研究能量转化与传递的一般规律热力学原理广泛应用于化学反应、相变过程、燃烧发电等领域，为理解自然现象提供了理论框架热力学的基本规律具有普适性，不依赖于系统的微观细节，因此成为物理化学中最为成熟和可靠的理论体系之一热力学系统热力学系统是指我们研究的对象，与周围环境以热、功或物质的形式交换能量根据系统与环境的交换方式，可分为开放系统、封闭系统和孤立系统开放系统可与环境交换物质和能量；封闭系统只交换能量不交换物质；孤立系统既不交换物质也不交换能量确定系统边界是热力学研究的第一步热力学状态与过程热力学状态是指系统在宏观上处于平衡时的状况，由状态参数（如温度、压力、体积等）描述当系统从一个平衡态转变为另一个平衡态时，就发生了热力学过程热力学过程可分为可逆过程和不可逆过程实际过程总是不可逆的，但可逆过程是理想化的极限，便于理论分析热力学第零定律热平衡概念温度测量原理温标的建立热力学第零定律阐述了热平衡的传递性如热力学第零定律是温度测量的理论基础温基于第零定律，科学家建立了各种温标，如果两个系统分别与第三个系统处于热平衡，度计通过与被测物体达到热平衡，反映被测摄氏温标、华氏温标和热力学温标（开尔文则这两个系统相互之间也处于热平衡这一物体的温度无论使用什么类型的温度计，温标）热力学温标是最基本的温标，它以看似简单的定律实际上为温度概念提供了基只要它们分别与同一个物体达到热平衡，它水的三相点为基准点，定义为

273.16K础们都应该给出相同的温度读数热力学温度的单位是开尔文（），它与热K当两个系统接触时，热量会从高温系统流向各种温度测量方法，如水银温度计、热电力学第二定律和卡诺循环效率密切相关，具低温系统，直到达到热平衡在热平衡状偶、红外测温仪等，都基于这一原理有深刻的物理意义态，系统间不再有净热量传递热力学第一定律（）1能量守恒热力学第一定律是能量守恒定律在热学中的表述能量既不会凭空产生，也不会凭空消失，只能从一种形式转化为另一种形式，或者从一个系统转移到另一个系统这一基本原理是整个热力学理论的基石内能概念内能是系统内部分子运动和分子间相互作用的能量总和，包括分子平动、转动、振动能和分子间势能等作为状态函数，内能只取决于系统的当前状态，与系统到达该状态的路径无关内能变化系统的内能变化可通过热量和功两种方式实现当系统吸收热量时，内能增加；当系统对外做功时，内能减少系统内能的变化等于系统吸收的热量与系统对外做功的代数和状态函数特性内能作为状态函数，其变化值ΔU只与初、终状态有关，与过程路径无关这一特性使我们可以通过设计不同的路径，利用已知数据计算未知的内能变化，为热力学计算提供了便利热力学第一定律（）2功的概念热的概念功与热的区别在热力学中，功是一种能量传递方式，热是由于温度差而引起的能量传递方功和热虽然都是能量传递方式，但存在通过宏观力的作用和位移实现对于理式，总是从高温物体传向低温物体与本质区别功与宏观有序运动相关，可想气体，常见的功是体积功，表示为功不同，热不是状态函数，它与过程有以完全转化为其他形式的能量；热与微，其中为压强，为体积的微小关在热力学中，规定系统吸收的热为观无序运动相关，不能完全转化为功P·dV PdV变化当系统膨胀时（），系统对正，系统放出的热为负对于不同的过在热力学过程中，区分系统能量变化是dV0外做正功；当系统压缩时（），外程，即使初终状态相同，系统吸收或放通过热还是功的方式实现，对理解过程dV0界对系统做功，系统做负功出的热量可能不同特性至关重要热力学第一定律的数学表达式基本表达式符号约定1热力学第一定律的数学表达式为ΔU=Q+W Q为系统吸收的热量，W为系统吸收的功2物理意义微分形式4系统内能变化等于热量与功的代数和3dU=δQ+δW，其中δ表示非完全微分热力学第一定律的数学表达式是对能量守恒原理的定量描述在这个表达式中，ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统吸收的功（即-W外，W外是系统对外做的功）这一表达式揭示了系统内能变化的两种方式通过热交换和做功作为状态函数，内能的变化只与系统的初态和终态有关，而与过程路径无关；而热量Q和功W都不是状态函数，它们与过程路径密切相关热力学第一定律的微分形式为dU=δQ+δW，其中δ表示非完全微分，说明Q和W不是状态函数这一微分表达式适用于任何热力学过程，是分析具体热力学问题的基本工具热力学第一定律的应用0P·ΔVΔU等容过程等压过程内能与热量关系等容过程中，系统体积保持不变（），等压过程中，系统压力保持恒定，系统对外不同过程中，即使内能变化相同，系统吸收ΔV=0因此系统不做体积功（）根据热力学做的功等于此时，热力学第一定或放出的热量可能不同例如，从状态到状W=0W=P·ΔV A第一定律，系统内能变化全部来自热量交律可表示为，即系统吸收的态，如果沿等容路径，热量等于内能变化；ΔU=Qp-P·ΔV B换，即通过测量等容过程中系统吸热量部分转化为内能增加，部分用于对外做如果沿等压路径，热量等于内能变化加上体ΔU=Qv收或放出的热量，可以直接确定系统的内能功等压过程对于理解焓的概念尤为重要积功这反映了热量不是状态函数的特性变化热力学第一定律的应用（续）过程类型特征功热内能变化等温过程T=常数W=-nRT·lnV₂/V₁Q=nRT·lnV₂/V₁ΔU=0绝热过程Q=0W=Cv·T₁-T₂0ΔU=Cv·T₁-T₂等压过程P=常数W=P·V₂-V₁Q=ΔHΔU=Q-W等容过程V=常数0Q=ΔUΔU=Q等温过程中，系统温度保持恒定对于理想气体，内能仅是温度的函数，因此等温过程中ΔU=0，根据热力学第一定律，系统吸收的热量全部用于对外做功，即Q=-W=nRT·lnV₂/V₁绝热过程中，系统与外界无热交换（Q=0），根据热力学第一定律，系统内能的减少完全转化为对外做功，即ΔU=W对于理想气体，绝热过程满足PVᵏ=常数，其中k=Cp/Cv，是气体的绝热指数理解这些基本过程对于分析复杂热力学系统非常重要，实际工程中的热力循环通常由这些基本过程组合而成焓焓的物理意义表示系统在恒压条件下吸收或释放的热量1焓的数学表达式2H=U+PV焓变的计算3ΔH=ΔU+ΔPV=ΔU+PΔV（恒压条件下）焓（Enthalpy）是热力学中的重要状态函数，定义为内能与压强和体积乘积之和焓的引入极大地简化了恒压过程的热力学计算，使我们能够直接表示系统在恒压条件下与环境交换的热量对于恒压过程，根据热力学第一定律，Q=ΔU+PΔV，即Q=ΔH这表明系统在恒压条件下吸收的热量等于系统的焓变由于大多数化学反应在大气压下进行，焓变成为描述反应热效应的重要参数焓同样是状态函数，其值只取决于系统的当前状态，与达到该状态的过程无关这一性质在热化学计算中具有重要应用热容定压热容定容热容热容比值定压热容定义为恒压条件下，物质温定容热容定义为恒容条件下，物质温对于理想气体，定压热容与定容热容的Cp Cv度升高所需吸收的热量根据热力学度升高所需吸收的热量由于恒容过比值是一个重要参数，称为绝1K1Kγ=Cp/Cv第一定律，恒压过程中系统吸收的热量程中系统不做功，吸收的热量全部用于热指数这个比值与气体分子的自由度等于焓变，因此定压热容可表示为增加内能，因此定容热容可表示为有关单原子气体，双原子气体Cp=Cv=γ≈

1.67对于理想气体，定压热容大于定容热容反映了温度变化对系，多原子气体绝热指数∂H/∂Tp∂U/∂Tvγ≈

1.4γ≈

1.3定容热容，因为在升温过程中，部分热统内能的影响，是研究物质热性质的基在绝热过程方程式常数中起关键PVγ=能用于对外做功本参数作用热化学反应热标准反应热焓变的温度依赖性反应热是化学反应过程为便于比较不同反应的反应焓随温度变化，遵中吸收或释放的热量，热效应，引入标准状态循基尔霍夫方程通常以焓变表示下的反应热概念，即标，其ΔH∂ΔH/∂Tp=ΔCp根据反应是吸热还是放准反应焓标准状中是反应物和生成ΔH°ΔCp热，可将反应分为吸热态通常定义为物的定压热容之差利25°C反应（）和放热（）和个标准用此方程，可以根据一ΔH

0298.15K1反应（）反应大气压个温度下的反应热计算ΔH0热的大小反映了反应前（）在出在其他温度下的反应

101.325kPa后分子间化学键能的变此条件下，反应物和生热，为工业过程设计提化，是预测反应自发性成物都处于各自的标准供理论依据的重要参数之一状态，如纯固体、纯液体或标准状态下的气体赫斯定律赫斯定律内容1反应热与反应路径无关，只与反应物和生成物的初始和最终状态有关热化学方程2表示化学反应及其热效应的方程式应用实例3通过简单反应的热效应计算复杂反应的热效应赫斯定律（Hesss Law）是热化学的基本定律，由俄国化学家赫斯于1840年提出该定律是焓作为状态函数特性的直接体现，指出化学反应的热效应只取决于反应物和生成物的状态，而与反应的具体路径无关赫斯定律为我们提供了一种间接测定难以直接测量的反应热的方法对于某些难以一步完成的反应，我们可以将其分解为几个简单的、热效应已知的反应步骤，然后根据赫斯定律计算总反应热例如，碳的燃烧热难以直接精确测量，但可以通过CO和CO₂的燃烧热间接计算赫斯定律在计算化合物的生成热、键能、晶格能等方面具有广泛应用，是热化学计算的基本工具键能与键焓键能定义键焓计算应用意义键能是指在标准状态下，将一摩尔气根据赫斯定律，可以利用化合物的生键能数据在推测化合物稳定性、预测态分子中某类化学键完全断裂所需的成热和键能数据计算未知键能例反应热效应、设计新材料等方面有重能量例如，₂分子的键能是指如，已知₄的生成热和键能，要应用通过键能分析，可以了解分H H-H CHC-H₂过程中吸收的能量可以计算出碳原子的升华热反过子结构与能量的关系，为化学键理论H g→2Hg键能是衡量化学键强弱的重要参数，来，也可以根据生成热和已知键能，研究提供实验依据键能越大，表明该化学键越稳定估算未知化合物的热力学稳定性在有机化学中，键能数据有助于解释需要注意的是，同一类型的化学键在键焓与反应热密切相关放热反应反应机理和选择性，为合成路线设计不同分子中的键能可能有所不同，因中，生成物的键能总和大于反应物的提供理论指导此通常使用平均键能进行计算键能总和；吸热反应则相反热力学第二定律（）1自发过程的方向性热力学第一定律仅说明能量守恒，无法预测过程发生的方向实际上，自然界的过程都具有确定的方向性例如，热总是自发地从高温物体传向低温物体，而不会自发地从低温物体传向高温物体；气体总是自发地从高压区扩散到低压区，而不会自发地聚集到一起熵的概念引入为了解释过程的方向性，克劳修斯引入了熵的概念熵是描述系统无序程度的状态函数，符号为S在可逆过程中，熵变可表示为dS=δQ/T，其中δQ是系统在温度T下吸收的热量熵的单位是J/mol·K熵增原理热力学第二定律的本质是熵增原理孤立系统中的所有自发过程都朝着系统熵增加的方向进行这一原理为判断过程自发性提供了判据若过程导致孤立系统熵增加，则过程可自发进行；若导致熵减少，则过程不可能自发进行不同表述形式热力学第二定律有多种等效表述形式克劳修斯表述（热不能自发地从低温物体传递到高温物体）；开尔文表述（不可能从单一热源吸热，将其全部转化为功）；卡诺表述（热机效率不可能超过卡诺热机）等这些表述从不同角度揭示了第二定律的物理本质热力学第二定律（）2卡诺循环热机效率1由两个等温过程和两个绝热过程组成的可逆循环η=W/Q₁=1-T₂/T₁2熵变计算效率限制4完整循环中总熵变为零3任何热机效率都不能超过卡诺循环卡诺循环是热力学中最基本的理想循环，由法国工程师卡诺提出它由四个过程组成等温膨胀（从高温热源吸热）、绝热膨胀（温度降低）、等温压缩（向低温热源放热）和绝热压缩（回到初始状态）卡诺热机的效率仅取决于高、低温热源的温度，与工作物质无关，表达式为η=1-T₂/T₁，其中T₁为高温热源温度，T₂为低温热源温度这一结论说明，要提高热机效率，应尽量提高高温热源温度，降低低温热源温度卡诺定理指出在相同温度条件下工作的所有热机中，可逆热机效率最高；所有在相同温度条件下工作的可逆热机，其效率相同这一定理为理解热力学第二定律提供了重要视角，也为热机设计提供了理论极限熵变的计算熵变计算是热力学研究中的重要内容对于可逆过程，熵变可通过积分表达式ΔS=∫δQ/T计算，其中δQ是系统在温度T下吸收的热量不同类型的可逆过程，有不同的熵变计算公式对于理想气体的等温可逆过程，熵变为ΔS=nR·lnV₂/V₁=nR·lnP₁/P₂；对于等压可逆过程，熵变为ΔS=nCp·lnT₂/T₁；对于等容可逆过程，熵变为ΔS=nCv·lnT₂/T₁；对于绝热可逆过程，由于Q=0，故ΔS=0对于不可逆过程，不能直接使用上述公式计算熵变但由于熵是状态函数，可以设计等效的可逆路径进行计算例如，理想气体的自由膨胀是典型的不可逆过程，其熵变可通过等温可逆膨胀来计算熵与微观状态玻尔兹曼发现了熵与微观状态数目之间的关系，建立了经典热力学与统计力学的桥梁玻尔兹曼关系式为，其中是系统的S=k·lnW S熵，是玻尔兹曼常数（⁻），是系统可能的微观状态数目k

1.38×10²³J/K W这一关系式揭示了熵的统计意义熵是描述系统微观状态无序程度的物理量当一个系统可以以多种微观方式实现同一宏观状态时，其熵越大例如，气体分子可以以无数种方式分布在容器中，其熵远大于晶体中原子的熵玻尔兹曼关系式解释了为什么孤立系统总是朝着熵增加的方向演化因为高熵状态对应的微观状态数目更多，系统更可能自发演化到这些状态这一理解使熵增原理有了坚实的微观基础吉布斯自由能物理意义标准吉布斯自由能变定义吉布斯自由能表示系统在恒温恒压标准状态下的吉布斯自由能变ΔG°条件下能够用来做有用功的最大能与标准反应焓ΔH°和标准反应熵吉布斯自由能G定义为G=H-与化学平衡的关系量G值越低，系统越稳定在化ΔS°的关系为ΔG°=ΔH°-TS，是一种综合考虑焓变和熵变学过程中，吉布斯自由能的变化反TΔS°这一关系式说明，温度对的热力学函数在恒温恒压条件在化学平衡状态下，ΔG=0标映了反应的驱动力，是判断反应自反应自发性有重要影响当ΔH°和下，系统自发过程的方向由吉布斯准吉布斯自由能变ΔG°与平衡常数发性的重要判据ΔS°同号时，温度可能改变反应的自由能变化确定ΔG0表示过K的关系为ΔG°=-RT·lnK这自发性程可自发进行，ΔG=0表示系统一关系式为计算平衡常数提供了热处于平衡状态，ΔG0表示过程力学方法，在研究化学平衡时具有不能自发进行重要应用2314亥姆霍兹自由能定义物理意义亥姆霍兹自由能定义为亥姆霍兹自由能表示系统在恒温A A=U-，是内能减去温度与熵的恒容条件下能够用来做有用功的TS UT S乘积与吉布斯自由能不同，亥最大能量它是系统内能中可以姆霍兹自由能适用于恒温恒容条转化为功的部分，其余部分件下的系统在这种条件下，系（）则代表系统的束缚能TS统自发过程的方向由亥姆霍兹自在物理过程中，亥姆霍兹自由能由能变化确定表示过程的变化反映了过程的驱动力ΔA0可自发进行应用亥姆霍兹自由能在研究电池等封闭系统、表面现象以及统计力学中有重要应用在统计力学中，亥姆霍兹自由能与规范配分函数之间存在关系Z，这为从分子层面理解宏观热力学性质提供了理论基础A=-kT·lnZ热力学基本方程内能基本方程1内能的全微分表达式为dU=TdS-PdV+μdN，其中T为温度，S为熵，P为压强，V为体积，μ为化学势，N为粒子数这一方程描述了内能变化与熵、体积和粒子数变化之间的关系，是热力学第一定律的全微分形式焓基本方程2焓的全微分表达式为dH=TdS+VdP+μdN将其与内能基本方程结合，可以得到不同条件下的热力学关系式焓基本方程在研究恒压过程时特别有用，因为此时dH=TdS+μdN，形式简单吉布斯自由能基本方程3吉布斯自由能的全微分表达式为dG=-SdT+VdP+μdN在恒温恒压条件下，dG=μdN，表明吉布斯自由能的变化仅与系统组成的变化有关这一特性使得吉布斯自由能在研究化学平衡和相平衡时具有重要应用亥姆霍兹自由能基本方程4亥姆霍兹自由能的全微分表达式为dA=-SdT-PdV+μdN在恒温恒容条件下，dA=μdN，与吉布斯自由能在恒温恒压条件下的情况类似这一方程在研究恒容系统的平衡条件时非常有用麦克斯韦关系式麦克斯韦关系式的四个基本关系式应用意义推导第一关系式麦克斯韦关系式的重麦克斯韦关系式是从要应用在于将难以测∂T/∂VS=-热力学基本方程导出，源自内能量的热力学量（如熵∂P/∂SV的一组偏导数等式方程；第二关系式变）转换为可直接测它们基于状态函数全量的物理量（如体∂T/∂PS=微分的混合偏导数相，源自焓方积、压力和温度）∂V/∂SP等的数学性质（即对程；第三关系式例如，通过第三关系称性原理）通过对式，可以利用体积随∂S/∂PT=-状态函数（U、H、∂V/∂TP，源自吉布温度的变化率计算系G、A）全微分的分斯自由能方程；第四统的等温压缩过程中析，可以得到四个基关系式的熵变，大大简化了∂S/∂VT=本的麦克斯韦关系，源自亥姆热力学计算∂P/∂TV式霍兹自由能方程化学势化学势的应用化学势的物理意义化学势在相平衡、化学平衡、电化学和溶液理化学势的定义化学势可理解为物质的逃逸倾向或转移倾向论中有广泛应用在相平衡中，各相中同一组化学势μ定义为系统吉布斯自由能G对组分i物质在多相系统中，物质总是自发地从化学势高分的化学势必须相等；在化学平衡中，反应的的量ni的偏导数，即μi=∂G/∂niT,P,nj≠i它表的相向化学势低的相转移，直到各相中该物质吉布斯自由能变可表示为产物和反应物化学势示在恒温恒压条件下，向系统中增加单位量的的化学势相等，达到平衡例如，在溶液中，的线性组合；在电化学中，电极电势与离子的组分i时，系统吉布斯自由能的增量化学势是溶质分子从高浓度区域向低浓度区域扩散，最化学势密切相关描述物质在不同相或不同位置之间转移趋势的终达到浓度均匀的平衡状态热力学量。