基本介紹
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概念
在一定的條件下，系統的性質不再隨時間而變化，其狀態就是確定的，系統狀態的一系列表征系統的物理量被稱為狀態函式（state function）。有時候也被稱作熱力學勢，但“熱力學勢”更多的時候是特指內能、焓、吉布斯自由能、亥姆霍茨自由能等四個具有能量量綱的熱力學函式。
狀態函式表征和確定體系狀態的巨觀性質。狀態函式只對平衡狀態的體系有確定值，對於非平衡狀態的體系則無確定值。在求各種熱力學函式時，通常需要作路徑積分（path integral），若積分結果與路徑無關，該函式稱為狀態函式，否則即稱為非狀態函式。
若定義體系的一個性質A，在狀態1，A有值A1；在狀態2，有值A2，不管實現從1到2的途徑如何，A在兩狀態之間的差值dA≡A2-A1恆成立，則A即稱為狀態函式。例如：溫度、壓力、體積、密度、能量、形態等，還有熱力學函式：U(內能)、H(焓)、G(吉布斯函式)、F(自由能)、S(熵)等可以定義為體系的一個與路徑無關的性質，而功和熱則不可以，因為功和熱無法與體系的特定狀態聯繫在一起。
介紹
體系一切巨觀性質(化學性質和物理性質)的綜合表現就是狀態。這就是說，熱力學是用體系的巨觀性質來確定它的狀態的。所以當體系各 種巨觀性質都確定後，體系就應有確定的狀態。反過來講，體系的狀態確定後， 各種巨觀性質也就都有確定的數值。因此，體系的各種巨觀性質應當是它所處 狀態的單值函式。所以熱力學把各種巨觀性質都稱為狀態函式。這些巨觀性質 隨著狀態的確定而確定，隨著狀態的變化而變化。
狀態函式是由系統 的狀態決定的性質。當狀態一定，狀態函式的數值也一定，如果狀態發生變化，則相應的狀態函式的變化值僅與系統的初態與 終態有關，而不問在此初終態間所經歷的 具體過程如何。溫度、壓力、體積、內能等都是狀態函式。例如，系統由1.01325×10帕273K變為3.03975×10帕298K，壓 力變化即為2.02650×10帕，溫度變化即 為25K，與如何變化的具體過程無關。狀態函式的微分必定是全微分。
特徵
1、狀態函式的變化值只取決於系統的始態和終態，與中間變化過程無關；並非所有的狀態函式都是獨立的，有些是相互關聯、相互制約的，例如：對於普通的 溫度-體積 熱力學體系，p（壓強）、V（體積）、T（溫度）、n（物質的量）四個只有三個是獨立的，p與V相互之間常有狀態方程f(p,V)=0相關聯（如理想氣體中pV=nRT）。
2、狀態函式的微變dX為全微分。全微分的積分與積分路徑無關。利用這兩個特徵，可判斷某函式是否為狀態函式。
3、具有單值性。
4、.狀態函式的集合（和、差、積、商）也是狀態函式。
分類
狀態函式按其性質可分為兩類：
一類是容量性質（又稱廣度性質）。在一定條件下，這類性質的量只與體系中所含物質的量成正比關係，具有加和性。如質量、體積、內能等。
另一類是強度性質，其量值與系統中物質的量無關，不具有加和性，僅決定於系統本身的特性。如密度、溫度等。
簡單系統
簡單熱力學系統一般具有以下狀態函式，可以任意選取其中兩個作為獨立變數：
量綱（單位）不是能量的熱力學函式
物理量 | 符號 | 單位 |
|---|---|---|
體積 | V |  |
壓強 | P | Pa和atm |
溫度 | T | K和℃ |
熵 | S | J/(mol·K) |
量綱（單位）是能量的熱力學勢
物理量 | 符號 | 單位 |
|---|---|---|
內能 | U | J |
焓 | H | J |
吉布斯自由能 | G | J |
亥姆霍茲自由能 | F | J |
熱力學勢
內能U 有時也用E表示
亥姆霍茲自由能A = U − TS 也常用F表示
焓 H = U + PV
吉布斯自由能 G = U + PV − TS
其中，T =溫度， S =熵， P =壓強， V =體積
分別選取T，S，P，V中的兩個為自變數，它們的微分表達式為：
dU = TdS - PdV
dF = - SdT - PdV
dH = TdS + VdP
dG = - SdT + VdP
通過對以上微分表達式求偏導（偏導數），可以得到T，S，P，V四個變數的偏導數間的“麥氏關係”。
