熵焓自由能

热力学统计物理1、请给出熵、焓、自由能和吉布斯函数的定义和物理意义解：熵的定义：S B−S A=∫dQT ⟹B A dS=dQT沿可逆过程的热温比的积分，只取决于始、末状态，而与过程无关，与保守力作功类似。

因而可认为存在一个态函数，定义为熵。

焓的定义：H=U+pV焓的变化是系统在等压可逆过程中所吸收的热量的度量。

自由能的定义：F=U−TS自由能的减小是在等温过程中从系统所获得的最大功。

吉布斯函数的定义：G =F+pV= U – TS + pV在等温等压过程中，系统的吉布斯函数永不增加。

也就是说，在等温等压条件下，系统中发生的不可逆过程总是朝着吉布斯函数减少的方向进行的。

2、请给出热力学第零、第一、第二、第三定律的完整表述解：热力学第零定律：如果两个热力学系统中的每一个都与第三个热力学系统处于热平衡(温度相同)，则它们彼此也必定处于热平衡。

热力学第一定律：自然界一切物体都具有能量，能量有各种不同形式，它能从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过程中能量的总和不变。

热力学第二定律：克氏表述：不可能把热量从低温物体传到高温物体而不引起其他变化；开氏表述：不可能从单一热源吸热使之完全变成有用的功而不引起其他变化。

热力学第三定律：能氏定理：凝聚系的熵在等温过程中的改变随热力学温度趋于零，即limT→0(∆S)T=0绝对零度不能达到原理：不肯能通过有限的步骤使一个物体冷却到热力学温度的零度。

通常认为，能氏定理和绝对零度不能达到原理是热力学第三定律的两种表述。

3、请给出定压热容与定容热容的定义，并推导出理想气体的定压热容与定容热容关系式：C p−C V=nR解：定容热容： C V=(ðUðT )V表示在体积不变的条件下内能随温度的变化率；定压热容：C p=(ðUðT )p−p(ðVðT)P=(ðHðT)P表示在压强不变的情况下的熵增；对于理想气体，定容热容C V的偏导数可以写为导数，即C V=dUdT（1）定压热容C p的偏导数可以写为导数，即C P=dHdT（2）理想气体的熵为 H=U+pV=U+nRT（3）由（1）（2）（3）式可得理想气体的定压热容与定容热容关系式：C p−C V=nR4、分别给出体涨系数α，压强系数β和等温压缩系数κT的定义，并证明三者之间的关系：α=κTβp解：体涨系数：α=1V (ðVðT)P，α 给出在压强不变的条件下，温度升高1 K所引起的物体的体积的相对变化；压强系数：β=1p (ðp ðT )v ，β 给出在体积不变的条件下，温度升高1 K 所引起的物体的体积的相对变化；等温压缩系数：κT =−1V (ðV ðp )T ，κT 给出在温度不变的条件下，增加单位压强所引起的物体的体积的相对变化；由于p 、V 、T 三个变量之间存在函数关系f （p ，T ，V ）=0，其偏导数存在以下关系：(ðV ðp )T (ðp ðT )v (ðT ðV )P =−1 因此α， β， κT 满足α=κT βp5、分别给出内能，焓，自由能，吉布斯函数四个热力学基本方程及其对应的麦克斯韦关系式解：内能的热力学基本方程：dU =TdS −pdV对应的麦克斯韦关系式：(ðT ðV )S =−(ðp ðS )V 焓的热力学基本方程：dH =TdS +Vdp对应的麦克斯韦关系式：(ðT ðp )s =(ðV ðS )p 自由能的热力学基本方程：dF =−SdT +Vdp对应的麦克斯韦关系式：(ðS ðV )T =(ðp ðT )V 吉布斯函数的热力学基本方程：dG =−SdT −pdV对应的麦克斯韦关系式： (ðS ðp )T =−(ðV ðT )p 6、选择T ，V 为独立变量，证明：C V =T (ðS ðT )V ，(ðU ðV )T = T (ðp ðT )V −p 证明：选择T ，V 为独立变量，内能U 的全微分为dU =(ðU ðT )V dT +(ðU ðV )T dV （1） 又已知内能的热力学基本方程 dU =TdS −pdV （2）以T ，V 为自变量时，熵S 的全微分为dS =(ðS ðT )V dT +(ðS ðV )T dV （3） 将（3）式代入（2）式可得dU =T (ðS ðT )V dT +[T (ðS ðV )T −P]dV （4） 将（4）式与（1）式比较可得C V =(ðU ðT )V =T (ðS ðT )V （5） (ðU ðV )T = T (ðp ðT )V −p （6） 7、简述节流过程制冷，气体绝热膨胀制冷，磁致冷却法的原理和优缺点解：节流过程制冷：原理：让被压缩的气体通过一绝热管，管子的中间放置一多孔塞或颈缩管。

什么是晗,熵,吉布斯⾃由能
这是的内容，简单介绍⼀下。

焓的符号是H，数学定义为H=U+pV，其中U是体系的内能，p是压强，V是体积，反应前后焓的差值称为焓变，△H。

体系在恒压条件下发⽣化学反应，只做体积功，那么，焓变就等于这个反应的反应热。

焓是⼀个状态函数，只与体系反应的始态和终态有关，与反应过程⽆关。

熵的符号是S，是体系混乱度的表征。

这是⼀种定性的解释，例如在⼀个⾷盐与⽔共存的体系中，⾷盐刚放⼊⽔中尚未完全溶解时，与⾷盐完全溶解后，就体系粒⼦的混乱程度来说严格的解释就是，体系的微观状态数⽬⽤Ω表⽰，S是Ω的函数，⽤⽅法证明S和Ω的函数关系满⾜S=klnΩ，k是常数。

熵也是⼀个状态函数，反应前后的熵的差值称为熵变，△S。

可以⽤来判断化学反应进⾏的⽅向。

符号G，G=H-TS，T是热⼒学温度。

变化△G=△H-T△S，可以根据△G的⼤⼩判断化学反应能否⾃发进⾏。

△G>0，反应不能⾃发进⾏；△G=0，。

在真空膨胀过程中，考虑理想气体的情况下，可以得到以下表达式：
1. 功（Work）：
在真空膨胀过程中，由于系统对外做功，无外界对系统做功，因此外界对系统的功为负值。

功的表达式为：
\[W = -P_{\text{外}} \cdot \Delta V\]
其中，\(P_{\text{外}}\)为外界对系统施加的压强，\(\Delta V\)为系统体积的变化量。

2. 热（Heat）：
真空膨胀过程中没有与外界发生热交换，因此热的表达式为：
\[Q = 0\]
3. 内能（Internal Energy）：
内能的变化量可以通过热和功的关系求得：
\(\Delta U = Q + W = -P_{\text{外}} \cdot \Delta V\)
4. 焓（Enthalpy）：
在真空膨胀过程中，系统没有与外界发生热交换，因此焓的表达式为：\(H = U + PV = U\)
因为压强和体积都为零。

5. 熵（Entropy）：
在真空膨胀过程中，由于没有与外界发生热交换，系统的熵保持不变，即：
\(\Delta S = 0\)
6. 自由能（Free Energy）：
自由能的变化量可以通过熵和内能的关系求得：
\(\Delta F = \Delta U - T \cdot \Delta S = -P_{\text{外}} \cdot \Delta V\)
需要注意的是，以上的表达式仅适用于理想气体在真空中的膨胀过程。

对于其他系统或者考虑更多复杂的情况，表达式可能会有所不同。

热力学中的熵变与自由能变化分析热力学是研究物质间能量转化和宏观系统状态变化的学科。

在热力学中，熵变与自由能变化是两个重要的概念。

本文将对熵变和自由能变化进行详细的分析和探讨。

一、熵变的概念及计算方法熵是热力学系统不可逆性的度量，即熵变是系统熵的变化量。

根据热力学第二定律，自然界中任何封闭系统的熵变都不会小于零。

熵变的计算公式为：△S = S_final - S_initial其中，△S表示熵变，S_final表示系统的最终熵值，S_initial表示系统的初始熵值。

熵变的计算需要考虑系统经历的过程和状态的变化。

在常见的过程中，如等温过程、等熵过程、绝热过程等，熵变的计算方法有所不同。

在等温过程中，系统的温度保持不变，因此熵变可以简化为：△S = Q/T其中，Q表示系统从外界吸收或放出的热量，T表示系统的温度。

二、自由能变化的概念及计算方法自由能是热力学系统中可利用的能量，常用来衡量系统在非平衡状态下的稳定性。

自由能变化是系统自由能的变化量，即△G = G_final - G_initial其中，△G表示自由能变化，G_final表示系统的最终自由能，G_initial表示系统的初始自由能。

自由能的计算需要考虑系统的内能、熵以及与系统相互作用的外界力（压力、温度等）。

对于恒温、恒容条件下的系统，自由能变化的计算公式为：△G = △U - T△S其中，△U表示系统的内能变化，T表示系统的温度，△S表示系统的熵变。

对于恒温、恒压条件下的系统，自由能变化的计算公式为：△G = △H - T△S其中，△H表示系统的焓变化，T表示系统的温度，△S表示系统的熵变。

三、熵变与自由能变化的关系熵变与自由能变化之间存在着密切的关系。

根据热力学基本方程，有以下关系式：△G = △H - T△S当△G小于零时，系统处于稳定的平衡态，反应是可逆的；当△G等于零时，系统处于稳定的平衡态，反应是平衡的；当△G大于零时，系统处于非稳定的不平衡态，反应是不可逆的。

化学平衡的熵变焓变和Gibbs自由能变化的关系化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化的关系在化学反应中，平衡态是指反应物转化成产物的速率相互之间达到平衡的状态。

化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化是描述平衡态的重要物理量。

本文将探讨化学平衡中的熵变，焓变和Gibbs自由能的关系。

1. 熵变的概念及计算熵是描述系统无序程度的物理量，其变化量称为熵变。

在化学反应中，熵变的计算可以通过以下公式得出：ΔS = Σn_S(products) - Σn_S(reactants)其中，ΔS表示熵变，Σn_S表示各物质的摩尔熵。

2. 焓变的概念及计算焓是系统内部能量的一种表现形式，焓变则是反映反应热效应的物理量。

在化学反应中，焓变的计算可以通过以下公式得出：ΔH = Σn_H(products) - Σn_H(reactants)其中，ΔH表示焓变，Σn_H表示各物质的摩尔焓。

3. Gibbs自由能变化的概念及计算Gibbs自由能是描述系统是否能够自发发生变化的物理量。

在化学反应中，Gibbs自由能变化可以通过以下公式得出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示Gibbs自由能变化，T表示温度，ΔH表示焓变，ΔS表示熵变。

4. 熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间的关系根据热力学第二定律，当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。

因此，ΔG可以用来预测反应是否会发生和反应的方向。

而ΔG的正负与焓变和熵变之间存在如下关系：当ΔH为负，ΔS为正时，ΔG一定为负，反应为自发进行的。

当ΔH为正，ΔS为正时，ΔG在高温下可能为负，低温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。

当ΔH为负，ΔS为负时，ΔG在低温下一定为负，高温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。

当ΔH为正，ΔS为负时，ΔG一定为正，反应不会自发进行。

总结：化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间存在密切的关系。

根据热力学第二定律，当Gibbs自由能变化ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。

化工热力学的名词解释引言：化工热力学是化学工程中非常重要的一门学科，它研究的是化学反应过程中的能量转化、传递和平衡等热力学原理与方法。

以下将对化工热力学中的一些关键名词进行解释，帮助读者更好地理解和应用这些概念。

一、焓（Enthalpy）：焓是化工热力学中一个非常重要的量，它表示系统的内能和对外界做的功之间的总和。

焓的变化是化学反应或物质相变等过程中的重要参量。

在常温常压下，焓通常使用标准焓表示，记为ΔH°。

通过计算物质的吸热或放热量，可以用来确定反应的热效应。

二、熵（Entropy）：熵是表示系统无序程度或混乱程度的物理量。

化工热力学中的熵是指系统能量的一种度量，常用符号为S。

熵的变化是系统在吸热或放热过程中的重要参量。

熵增定律是指孤立系统熵总是增加的规律，可用来描述自然界中的很多过程。

三、自由能（Free Energy）：自由能是一个系统在恒定温度下能做的最大可逆功的最大减值。

它是描述系统在恒定温度和压力下它达到一个平衡状态的程度的一个非常重要的物理量。

自由能的变化可用来预测反应是否会自发进行以及反应的方向。

四、热力学平衡（Thermodynamic Equilibrium）：热力学平衡是指系统的各种宏观性质在连续不断的时间变化之后趋于稳定的状态。

对于化学反应的热力学平衡，反应物和生成物的浓度或物相的比例保持不变，且反应速率达到一种动态平衡，正反应速率相等。

热力学平衡状态是实现可持续化学反应的重要条件。

五、化学势（Chemical Potential）：化学势是描述物质在一定温度、压力和组分条件下的自由能变化的关键物理量。

化学势的变化可以预测化学反应的趋势以及化学平衡的位置。

通过研究化学势的变化可以探索最佳反应条件和反应过程的优化。

六、热容（Heat Capacity）：热容是指系统在吸收或释放一定量热量时温度变化的情况。

它是描述物质对热能的存储和释放能力的物理量。

热容可以分为等压热容和等容热容，分别对应恒定压力和恒定体积条件下的热容。

化学热力学：焓熵和自由能化学热力学：焓、熵和自由能热力学是研究能量转化和能量传递规律的学科。

在热力学中，焓、熵和自由能是重要的概念。

本文将介绍焓、熵和自由能的定义、计算以及在化学反应中的应用。

一、焓（Enthalpy）焓是热力学中的一个重要量，通常用H表示。

焓的定义为系统的内能与系统所施加的外界压力乘积之和。

焓的单位是焦耳（J）或卡路里（cal）。

在恒压条件下，焓变表示为ΔH。

当ΔH为正值时，表示反应吸热，即吸收热能；当ΔH为负值时，表示反应放热，即释放热能。

焓变的计算可以利用反应前后的反应物和产物的摩尔数与焓变的标准摩尔焓变之间的关系进行。

二、熵（Entropy）熵是系统的无序程度的度量，通常用S表示。

熵的定义为系统所处的状态的无序性程度。

熵的单位是焦耳/开尔文（J/K）。

熵的增加表示系统的无序程度增加，反之则减小。

在化学反应中，根据熵的变化可以判断反应的趋向性。

当ΔS为正值时，表示反应是自发进行的；当ΔS为负值时，表示反应是不可逆进行的；当ΔS等于零时，表示反应处于平衡状态。

三、自由能（Free Energy）自由能是描述系统能量可利用性的指标。

通常用G表示。

自由能的定义为系统的焓减去系统的熵与温度的乘积，即G = H - TS。

根据自由能的定义，可以得出系统的自由能变化关系为ΔG = ΔH - TΔS。

当ΔG为负值时，表示反应是自发进行的；当ΔG为正值时，表示反应是不可逆进行的；当ΔG等于零时，表示反应处于平衡状态。

四、焓熵图焓熵图是研究热力学反应趋势的常用工具。

焓熵图将焓变与熵变的数值表示在坐标轴上，通过分析焓熵图可以判断反应的自发性。

在焓熵图中，焓变为横轴，熵变为纵轴。

对于一定温度下的反应，焓变为正值时，熵变为负值时，反应处于不可逆状态，即反应不会自发进行；焓变为负值时，熵变为正值时，反应处于自发状态，即反应会自发进行；焓变和熵变在同一侧时，反应的自发性取决于温度。

五、化学反应中的焓、熵和自由能焓、熵和自由能在化学反应中的应用非常广泛。

热力学函数与物理化学平衡的自由能变化关系热力学是研究物质能量转化与传递规律的科学，而自由能则是描述物质在化学平衡条件下的稳定性的重要指标。

在热力学中，各种热力学函数如焓、熵和自由能之间存在密切联系，而它们与物理化学平衡的自由能变化之间也有着紧密的关系。

一、热力学函数及其关系在了解热力学函数与自由能变化关系之前，我们先了解一下常见的热力学函数。

1. 焓（enthalpy）焓是热力学函数之一，通常用H表示，它代表了物质在化学反应过程中吸热或放热的能力。

焓的变化（ΔH）等于化学反应系统吸收或释放的热量。

2. 熵（entropy）熵是物质无序程度的度量，用S表示，它反映了物质的分子状态和排列方式。

熵的变化（ΔS）描述了物质在反应过程中的无序程度变化。

3. 自由能（free energy）自由能是刻画物质在化学平衡条件下稳定性的函数，通常用G表示。

自由能包括起始物质的自由能（G1），终止物质的自由能（G2），以及反应的自由能变化（ΔG）。

自由能变化（ΔG）是判断化学反应是否自发进行的重要指标，当ΔG<0时，反应是自发进行的；当ΔG>0时，反应是不自发进行的；而当ΔG=0时，则系统处于热力学平衡态。

二、热力学函数与自由能变化关系热力学函数之间的变化与自由能变化之间有着紧密的联系。

以焓、熵和自由能为例，它们之间的关系可以通过以下方程来描述：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG为自由能变化，ΔH为焓的变化，T为温度，ΔS为熵的变化。

通过上述方程，我们可以总结以下几点：1. 在化学反应中，焓变化和熵变化对自由能变化有着直接影响。

焓变化（ΔH）为负且熵变化（ΔS）为正时，ΔG一定为负，反应是自发进行的。

反之，当ΔH为正且ΔS为负时，ΔG一定为正，反应是不自发进行的。

2. 温度也对自由能变化有着重要影响。

当ΔH和ΔS同时为正（或负）时，ΔG的正负取决于T的值。

当温度较低时，ΔG一定为正，反应不自发进行；而当温度较高时，ΔG一定为负，反应自发进行。

自由能-焓-熵吉布斯自由能吉布斯自由能（Gibbs free energy）在化学热力学中为判断过程进行的方向而引入的热力学函数。

又称自由焓、吉布斯自由能或自由能。

自由能指的是在某一个热力学过程中，系统减少的内能中可以转化为对外做功的部分。

自由能(free energy)在物理化学中，按照亥姆霍兹的定容自由能F与吉布斯的定压自由能G 的定义。

吉布斯自由能是自由能的一种。

吉布斯自由能又叫吉布斯函数，（英Gibbs free energy,Gibbs energy or Gibbs function; also known as free enthalpy）是热力学中一个重要的参量，常用G表示，它的定义是：G = U ? TS + pV = H ? TS，吉布斯自由能的微分形式是：dG = ? SdT + Vdp + μdN，其中μ是化学势，也就是说每个粒子的平均吉布斯自由能等于化学势。

提出：1876年美国著名数学物理学家，数学化学家吉布斯在康涅狄格科学院学报上发表了奠定化学热力学基础的经典之作《论非均相物体的平衡》的第一部分。

1878年他完成了第二部分。

这一长达三百余页的论文被认为是化学史上最重要的论文之一，其中提出了吉布斯自由能，化学势等概念，阐明了化学平衡、相平衡、表面吸附等现象的本质。

定义ΔG=ΔH－TΔS （Kj/mol)因为H、T、S均为状态函数，所以G为状态函数。

特点ΔG叫做吉布斯自由能变吉布斯自由能的变化可作为恒温、恒压过程自发与平衡的判据。

吉布斯自由能改变量。

表明状态函数G是体系所具有的在等温等压下做非体积功的能力。

反应过程中G的减少量是体系做非体积功的最大限度。

这个最大限度在可逆途径得到实现。

反应进行方向和方式判据。

等温公式吉布斯自由能随温度和压强变化很大。

为了求出非标准状况下的吉布斯自由能，可以使用范特霍夫等温公式：ΔG = ΔG0 + RT·ln Q其中，ΔG0是同一温度、标准压强下的吉布斯自由能，R是气体常数，Q是反应熵。

热力学统计物理1、请给出熵、焓、自由能和吉布斯函数的定义和物理意义解：熵的定义：S B−S A=∫dQT ⟹B A dS=dQT沿可逆过程的热温比的积分,只取决于始、末状态,而与过程无关，与保守力作功类似。

因而可认为存在一个态函数，定义为熵。

焓的定义：H=U+pV焓的变化是系统在等压可逆过程中所吸收的热量的度量。

自由能的定义：F=U−TS自由能的减小是在等温过程中从系统所获得的最大功.吉布斯函数的定义：G =F+pV= U – TS + pV在等温等压过程中,系统的吉布斯函数永不增加。

也就是说,在等温等压条件下,系统中发生的不可逆过程总是朝着吉布斯函数减少的方向进行的。

2、请给出热力学第零、第一、第二、第三定律的完整表述解：热力学第零定律：如果两个热力学系统中的每一个都与第三个热力学系统处于热平衡(温度相同）,则它们彼此也必定处于热平衡.热力学第一定律：自然界一切物体都具有能量，能量有各种不同形式，它能从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过程中能量的总和不变。

热力学第二定律:克氏表述：不可能把热量从低温物体传到高温物体而不引起其他变化;开氏表述:不可能从单一热源吸热使之完全变成有用的功而不引起其他变化。

热力学第三定律：能氏定理：凝聚系的熵在等温过程中的改变随热力学温度趋于零，即limT→0(∆S)T=0绝对零度不能达到原理：不肯能通过有限的步骤使一个物体冷却到热力学温度的零度。

通常认为，能氏定理和绝对零度不能达到原理是热力学第三定律的两种表述。

3、请给出定压热容与定容热容的定义,并推导出理想气体的定压热容与定容热容关系式：C p−C V=nR解：定容热容: C V=(ðUðT )V表示在体积不变的条件下内能随温度的变化率;定压热容:C p=(ðUðT )p−p(ðVðT)P=(ðHðT)P表示在压强不变的情况下的熵增；对于理想气体，定容热容C V的偏导数可以写为导数，即C V=dUdT（1）定压热容C p的偏导数可以写为导数，即C P=dHdT(2）理想气体的熵为 H=U+pV=U+nRT (3）由（1)（2）（3）式可得理想气体的定压热容与定容热容关系式：C p−C V=nR4、分别给出体涨系数α，压强系数β和等温压缩系数κT的定义,并证明三者之间的关系：α=κTβp解:体涨系数:α=1V (ðVðT)P，α 给出在压强不变的条件下，温度升高1 K所引起的物体的体积的相对变化;压强系数：β=1p (ðp ðT )v ，β 给出在体积不变的条件下，温度升高1 K 所引起的物体的体积的相对变化；等温压缩系数：κT =−1V (ðV ðp )T ,κT 给出在温度不变的条件下，增加单位压强所引起的物体的体积的相对变化；由于p 、V 、T 三个变量之间存在函数关系f （p ,T ，V ）=0，其偏导数存在以下关系：(ðV ðp )T (ðp ðT )v (ðT ðV )P =−1 因此α， β, κT 满足α=κT βp5、分别给出内能，焓，自由能，吉布斯函数四个热力学基本方程及其对应的麦克斯韦关系式解:内能的热力学基本方程：dU =TdS −pdV对应的麦克斯韦关系式：(ðT ðV )S =−(ðp ðS )V 焓的热力学基本方程:dH =TdS +Vdp对应的麦克斯韦关系式:(ðT ðp )s =(ðV ðS )p 自由能的热力学基本方程:dF =−SdT +Vdp对应的麦克斯韦关系式：(ðS ðV )T =(ðp ðT )V 吉布斯函数的热力学基本方程：dG =−SdT −pdV对应的麦克斯韦关系式： (ðS ðp )T =−(ðV ðT )p 6、选择T ，V 为独立变量，证明：C V =T (ðS ðT )V ,(ðU ðV )T = T (ðp ðT )V −p 证明:选择T ，V 为独立变量，内能U 的全微分为dU =(ðU ðT )V dT +(ðU ðV )T dV （1） 又已知内能的热力学基本方程 dU =TdS −pdV （2）以T ，V 为自变量时，熵S 的全微分为dS =(ðS ðT )V dT +(ðS ðV )T dV （3） 将（3）式代入（2)式可得dU =T (ðS ðT )V dT +[T (ðS ðV )T −P]dV （4） 将（4)式与（1）式比较可得C V =(ðU ðT )V =T (ðS ðT )V （5) (ðU ðV )T = T (ðp ðT )V −p （6） 7、简述节流过程制冷，气体绝热膨胀制冷，磁致冷却法的原理和优缺点解：节流过程制冷:原理:让被压缩的气体通过一绝热管,管子的中间放置一多孔塞或颈缩管。