热力学的四大定律

热力学第0定律内容如下：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。这一结论称做“热力学第零定律”。热力学第零定律（英语：Zeroth Law of Thermodynamics），又称热平衡定律，是热力学的四条基本定律之一。是一个关于互相接触的物体在热平衡时的描述，以及为温度提供理论基础。最常用的定律表述是：“若两个热力学系统均与第三个系统处于热平衡状态，此两个系统也必互相处于热平衡。” 换句话说，第零定律是指：在一个数学二元关系之中，热平衡是递移的。第零定律比起其他任何定律更为基本，但直到二十世纪三十年代前一直都未有察觉到有需要把这种现象以定律的形式表达。第零定律是由英国物理学家拉尔夫·福勒于1939年正式提出，比热力学第一定律和热力学第二定律晚了80余年，所以叫做热力学第零定律。一个热平衡系统的宏观物理性质（压强、温度、体积等）都不会随时间而改变。一杯放在餐桌上的热咖啡，由于咖啡正在冷却，所以这杯咖啡与外界环境并非处于平衡状态。当咖啡不再降温时，它的温度就相当于室温，并且与外界环境处于平衡状态。

热力学第零定律——假如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——能量守恒定律在热学形式的表现。热力学第二定律——力学能可所有转换成热能， 可是热能却不能以有限次的实验操作所有转换成功 (热机不可得)。热力学第三定律——零度不可达到但能够无限趋近。热力学（thermodynamics）是从宏观角度研究物质的热运动性质及其规律的学科。属于物理学的分支，它与统计物理学分别构成了热学理论的宏观和微观两个方面。热力学在系统平衡态概念的基础上，定义了描述系统状态所必须的三个态函数：热力学温度T、内能U和熵S。热力学第零定律为定义和标定温度奠定了基础；热力学第一定律定义了态函数内能；第二定律引进了态函数熵和热力学温标；热力学第三定律则描述了系统的内能和熵在绝对零度附近的性状。系统分类：1、开放系统。2、封闭系统。3、孤立系统。

热力学稳定是指在化学反应过程生成的过渡态或者中间体。热力学稳定是指在化学反应过程生成的过渡态或者中间体（生成物质），其能量（化学位）是较低的，没有自发的继续发生反应继续转化的趋势。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（thermodynamics）是从宏观角度研究物质的热运动性质及其规律的学科。属于物理学的分支，它与统计物理学分别构成了热学理论的宏观和微观两个方面。热力学主要是从能量转化的观点来研究物质的热性质，它揭示了能量从一种形式转换为另一种形式时遵从的宏观规律，总结了物质的宏观现象而得到的热学理论。热力学并不追究由大量微观粒子组成的物质的微观结构，而只关心系统在整体上表现出来的热现象及其变化发展所必须遵循的基本规律。它满足于用少数几个能直接感受和可观测的宏观状态量诸如温度、压强、体积、浓度等描述和确定系统所处的状态。平衡态特性系统的状态是由其全部的状态参量及其变化来加以确定的。经验证明，没有外界影响的条件下，系统的各部分的宏观性质总会趋向一个长时期不发生变化的状态，称为平衡态。只当系统处于平衡态时，其状态参量才有确定的数值和意义。处于平衡态的定量系统，其状态参量之间存在确定的函数关系，表示这种函数关系的数学关系称为该系统的状态方程。

1、热力学第一定律：热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。2、热力学第二定律：不可能把热从低温物体传到高温物体而不产生其他影响，或不可能从单一热源取热使之完全转换为有用的功而不产生其他影响，或不可逆热力过程中熵的微增量总是大于零。3、热力学第三定律：热力学系统的熵在温度趋近于绝对零度时趋于定值。1、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。2、热力学第一定律——能量守恒定律在热学形式的表现。3、热力学第二定律——力学能可全部转换成热能， 但是热能却不能以有限次的实验操作全部转换成功 (热机不可得)。 推论公式S=Q/T。4、热力学第三定律——绝对零度不可达到但可以无限趋近。S=KlnQ。第一定律：能量守恒定律由爱因斯坦狭义相对论中所述mass-energy equivalence。能否理解为在一个孤立系统中，能量增加等价于质量增加，能量减少等价于质量减少。质量是能量的另一种表示方法。那么第一定律为何不从相对论的角度做适量的修改。第二定律：自发反应熵增原理既然孤立系统小范围自发熵减反应已经被观察到。那么如何修正第二定律的适用范围？第三定律：完美纯物质晶体在绝对零度熵为零。此处提到晶体是否意味着第三定律的物质状态为固态。是否意味着爱因斯坦-玻色凝聚态（气态）熵不为零。

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。这一结论称做“热力学第零定律”。 热力学第零定律 （英语：Zeroth Law of Thermodynamics），又称热平衡定律，是热力学的四条基本定律之一，是一个关于互相接触的物体在热平衡时的描述，以及为温度提供理论基础。最常用的定律表述是： “若两个热力学系统均与第三个系统处于热平衡状态，此两个系统也必互相处于热平衡。” 换句话说，第零定律是指：在一个数学二元关系之中，热平衡是递移的。 基本介绍 中文名 ：热力学第零定律 外文名 ：zeroth law of thermodynamics 提出者 ：拉尔夫·福勒(R.H.Fowler) 提出时间 ：1939年 套用学科 ：物理，化学等 适用领域范围 ：生活许多方面 适用领域范围 ：物理，化学领域 最常见的套用 ：制造温度计 历史,概要,内容,通常表述,另一种表述,适用范围,温度关系,多系统间平衡,意义, 历史 第零定律比起其他任何定律更为基本，但直到二十世纪三十年代前一直都未有察觉到有需要把这种现象以定律的形式表达。第零定律是由英国物理学家拉尔夫·福勒于1939年正式提出，比热力学第一定律和热力学第二定律晚了80余年，但是第零定律是后面几个定律的基础，所以叫做热力学第零定律。 概要 一个热平衡系统的巨观物理性质（压强、温度、体积等）都不会随时间而改变。一杯放在餐桌上的热咖啡，由于咖啡正在冷却，所以这杯咖啡与外界环境并非处于平衡状态。当咖啡不再降温时，它的温度就相当于室温，并且与外界环境处于平衡状态。 两个互相处于平衡状态的系统会满足以下条件： 两者各自处于平衡状态； 两者在可以交换热量的情况下，仍然保持平衡状态。进而推广之，如果能够肯定两个系统在可以交换热量的情况下物理性质也不会发生变化时，即使不容许两个系统交换热量，也可以肯定互为平衡状态。 因此，热平衡是热力学系统之间的一种关系。数学上，第零定律表示这是一种等价关系。（技术上，需要同时包括系统自己亦都处于热平衡。） 内容 热力学第零定律的重要性在于它给出了温度的定义和温度的测量方法。定律中所说的热力学系统是指由大量分子、原子组成的物体或物体系。它为建立温度概念提供了实验基础。这个定律反映出：处在同一热平衡状态的所有的热力学系统都具有一个共同的巨观特征，这一特征是由这些互为热平衡系统的状态所决定的一个数值相等的状态函式，这个状态函式被定义为温度。而温度相等是热平衡之必要的条件。 通常表述 热力学中以热平衡概念为基础对温度作出定义的定律。通常表述为：与第三个系统处于热平衡状态的两个系统之间，必定处于热平衡状态。图中A热力学第零定律示意图、B热力学第零定律示意图、C热力学第零定律示意图为3个质量和组成固定，且与外界完全隔绝的热力系统。将其中的B、C用绝热壁隔开，同时使它们分别与A发生热接触。待A与B和A与C都达到热平衡时，再使B与C发生热接触。这时B和C的热力状态不再变化，这表明它们之间在热性质方面也已达到平衡。第零定律表明，一切互为热平衡的系统具有一个数值上相等的共同的巨观性质── 。 另一种表述 处于热力学平衡状态的所有物质均具有某一共同的巨观物理性质。 适用范围 第零定律是在不考虑引力场作用的情况下得出的，物质（特别是气体物质）在引力场中会自发产生一定的温度梯度。如果有封闭两个容器分别装有氢气和氧气，由于它们的分子量不同，它们在引力场中的温度梯度也不相同。如果最低处它们之间可交换热量，温度达到相同，但由于两种气体温度梯度不同，则在高处温度就不相同，也即不平衡。因此第零定律不适用引力场存在的情形。这与限定第二类永动机不成立的第二定律类似。 温度关系 第零定律经常被认为可以建立一个温度函式；更随便的说法是可以制造温度计。而这个问题是其中一个热力学和统计力学哲学的题目。 在热力学变数的函式空间之中，恒温的部分会成为一块面并会为附近的面提供自然秩序。之后，该面会简单建立一个可以提供连续状态顺序的总体温度函式。该恒温面的维度是热力学变数的总数减一（例如对于有三个热力学变数 P 、 V 、 n 的理想气体，其恒温面是块二维面）。按此定义的温度实际上未必如摄氏温度尺般，而是一个函式。 以理想气体为例，若两团气体是处于热平衡，则： Pi 是第 i 个系统的压强Vi 是第 i 个系统的体积Ni 是第 i 个系统的数量（摩尔数或者原子数目）面 P V / N = c o n s t 定义了所有相同温度的面，一个常见方法来标签这些面是令 P V / N = R T ， R 是一个常数而温度 T 可以由此定义。经定义后，这些系统可用作温度计来较准其他系统。 多系统间平衡 一个简单例子可以说明为什么需要到第零定律。如前所述，当两个系统间有小量广延量交换时（如微观波动）而两者的总能量不变时（能量减少不能逆转），此两个系统即处于平衡。 简单起见，N个系统与宇宙的其他部分绝应隔离，每一个系统的体积与组成都保持恒定，而各个系统之间都只能交换热量（熵）。此例子的结果可直接延伸至体积或积量的交换。 热力学第一与第二定律的结合把总能量波动 与第 i个系统的温度 及熵的波动 联系成： 与宇宙其他部分绝热隔离，N个系统熵的总和必须为零。 换句话说，熵只能在 N个系统之间交换。这个限制可以用来重写总能量波动的表达式成： 是N个系统中任何一个系统 j的温度。最后到达平衡时，总能量波动必须为零，因此： 这条方程可被构想成反对称矩阵与熵波动矢量之乘积为零。若要令一个非零解存在，则： 无论是那一个 j的选择，由 组成之矩阵的行列式值必定归零。 但是，根据雅可比定理，一个N×N反对称矩阵若N为奇数时，则其行列式值必为零；而若N为偶数时，则每一项 必须为零以令行列式值为零，亦即各个系统处于平衡状态 。此结果显示，奇数数目的系统必定处于平衡状态，而各系统的温度和熵波动则可以忽略不计；熵波动存在时，只有偶数数目的系统才须要各系统的温度相等以达致平衡状态。 热力学第零定律解决了此奇偶矛盾。考虑N个系统中的任何三个互为平衡的系统，其中一个就系统可以按照第零定律而被忽略。因此，一个奇数数数的系统就可以约简成一个偶数数目的系统。此推导使 为平衡的必须条例。 相同结果，可以套用到任何广延量中的波动如体积（相同压强）、或质量（相同化势）。因而，第零定律的所涉及的就不单只是温度罢了。 总的来说，第零定律打破了第一定律和第二定律内的某种反对称性。 意义 热力学第零定律用来作为进行体系测量的基本依据，其重要性在于它说明了温度的定义和温度的测量方法。表述如下： 1.可以通过使两个体系相接触，并观察这两个体系的性质是否发生变化而判断这两个体系是否已经达到热平衡。 2.当外界条件不发生变化时，已经达成热平衡状态的体系，其内部的温度是均匀分布的，并具有确定不变的温度值。 3.一切互为平衡的体系具有相同的温度，所以一个体系的温度可以通过另一个与之平衡的体系的温度来表示，也可以通过第三个体系的温度来表示。 ps：国中物理公式，热学部分：1，吸热：Q吸=Cm(t-t0)=Cmt;2,放热：Q放=Cm(t0-t)CMt;3,热力学温度：T=t+273k。在大学物理中Cm与温度t有关。

热力学第零定律是热力学基本定律之一，它定义了温度这一物理量。热力学第零定律表明，如果两个物体分别与第三个物体处于热平衡状态，那么这两个物体之间也处于热平衡状态。这里的热平衡状态是指两个物体之间没有净热流动的状态，即两个物体之间的温度没有变化。因此，热力学第零定律指出了一个温度的概念，即当两个物体之间没有净热流动时，它们处于相同的温度状态。这个温度的概念被称为热平衡温度，是一个独立于物体本身性质的物理量。热力学第零定律的这个定义为温度的测量和热力学理论的发展提供了基础。

热力学第一定律（thefirstlawofthermodynamics）是能量守恒定律；热力学第二定律（secondlawofthermodynamics），别称熵增加原理；热力学第三定律（thethirdlawofthermodynamics），又常被称为能斯特定理或能斯特假定；热力学第零定律（zerothlawofthermodynamics），又称热平衡定律。请点击输入图片描述根据热力学第零定律，确定了态函数——温度；根据热力学第一定律，确定了态函数——内能和焓；请点击输入图片描述根据热力学第二定律，也可以确定一个新的态函数——熵。

热力学第零定律的语言表述是： 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,那么它们也必定处于热平衡. 热力学第一定律反映了能量守恒和转换时应该遵从的关系,它引进了系统的态函数——内能.热力学第一定律也可以表述为：第一类永动机是不可能造成的. 不可能把热从低温物体传到高温物体而不引起其他变化,这就是热力学第二定律的克氏表述.几乎同时,开尔文以不同的方式表述了热力学第二定律的内容. 用熵的概念来表述热力学第二定律就是：在封闭系统中,热现象宏观过程总是向着熵增加的方向进行,当熵到达最大值时,系统到达平衡态.第二定律的数学表述是对过程方向性的简明表述. 用任何方法都不能使系统到达绝对零度.此定律称为热力学第三定律 热力学第二定律是描述热量的传递方向的： 分子有规则运动的机械能可以完全转化为分子无规则运动的热能；热能却不能完全转化为机械能.此定律的一种常用的表达方式是,每一个自发的物理或化学过程总是向著熵（entropy）增高的方向发展.熵是一种不能转化为功的热能.熵的改变量等于热量的改变量除以绝对温度.高、低温度各自集中时,熵值很低；温度均匀扩散时,熵值增高.物体有秩序时,熵值低；物体无序时,熵值便增高.现在整个宇宙正在由有序趋于无序,由有规则趋于无规则,宇宙间熵的总量在增加. 克劳修斯表述 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. 开尔文表述不可能从单一热源吸取热量,使之完全变为有用功而不产生其他影响.

查查高中二年级课本，会找到一些蛛丝马迹。

热力学第零定律的解释 热力学的基本定律 之一 。两个热力学系统如果均与第三个系统处于热平衡 状态 ，则它们 彼此 也处于热平衡状态。 由此 可 推断 出，处于同一热平衡状态的系统具有一个数值相等的状态参数，此参数就是温度。 词语分解 热力的解释 产生于热能的作功的力

热力学第零定律的语言表述是：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，那么它们也必定处于热平衡。热力学第一定律反映了能量守恒和转换时应该遵从的关系，它引进了系统的态函数——内能。热力学第一定律也可以表述为：第一类永动机是不可能造成的。不可能把热从低温物体传到高温物体而不引起其他变化，这就是热力学第二定律的克氏表述。几乎同时，开尔文以不同的方式表述了热力学第二定律的内容。用熵的概念来表述热力学第二定律就是：在封闭系统中，热现象宏观过程总是向着熵增加的方向进行，当熵到达最大值时，系统到达平衡态。第二定律的数学表述是对过程方向性的简明表述。用任何方法都不能使系统到达绝对零度。此定律称为热力学第三定律热力学第二定律是描述热量的传递方向的：分子有规则运动的机械能可以完全转化为分子无规则运动的热能；热能却不能完全转化为机械能。此定律的一种常用的表达方式是，每一个自发的物理或化学过程总是向著熵（entropy）增高的方向发展。熵是一种不能转化为功的热能。熵的改变量等于热量的改变量除以绝对温度。高、低温度各自集中时，熵值很低；温度均匀扩散时，熵值增高。物体有秩序时，熵值低；物体无序时，熵值便增高。现在整个宇宙正在由有序趋于无序，由有规则趋于无规则，宇宙间熵的总量在增加。克劳修斯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。开尔文表述不可能从单一热源吸取热量，使之完全变为有用功而不产生其他影响。

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。这一结论称做“热力学第零定律”。那么网友们知道热力学第零定律温度关系是什么吗？ 1、 第零定律经常被认为可以建立一个温度函数；更随便的说法是可以制造温度计。而这个问题是其中一个热力学和统计力学哲学的题目。 2、 在热力学变量的函数空间之中，恒温的部分会成为一块面并会为附近的面提供自然秩序。之后，该面会简单建立一个可以提供连续状态顺序的总体温度函数。该恒温面的维度是热力学变量的总数减一（例如对于有三个热力学变量P、V、n的理想气体，其恒温面是块二维面）。按此定义的温度实际上未必如摄氏温度尺般，而是一个函数。 3、 以理想气体为例，若两团气体是处于热平衡，则：Pi是第i个系统的压强Vi是第i个系统的体积Ni是第i个系统的数量（摩尔数或者原子数目）面PV/ N= const定义了所有相同温度的面，一个常见方法来标签这些面是令PV/ N= RT，R是一个常数而温度T可以由此定义。经定义后，这些系统可用作温度计来较准其他系统。 以上就是对于热力学第零定律温度关系是什么的相关内容。

利用热力学第零定律判断温度的高低方法如下：1、准备三个物体，比如物体A、B、C，并将它们放在同一热环境中，使它们达到相同的温度。2、将待测物体X与物体A接触，等待它们达到热平衡状态。记录下物体A与物体X达到平衡时的温度T1。3、将待测物体X与物体B接触，等待它们达到热平衡状态。记录下物体B与物体X达到平衡时的温度T2。4、如果T1>T2，则说明待测物体X的温度比物体B高，如果T1

第一定律：内能的增量＝吸收或放出的热量+物体对外界做的功或外界对物体做的功；第二定律：不可能使热量从低温的物体传递给高温的物体，而不引起其它变化；第三定律：热力学零度不可达到。 热力学三大定律内容 热力学第零定律——假如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——能量守恒定律在热学形式的表现。 热力学第二定律——力学能可所有转换成热能， 可是热能却不能以有限次的实验操作所有转换成功 (热机不可得)。 热力学第三定律——零度不可达到但能够无限趋近。 热力学定律是什么 热力学定律，是描述物理学中热学规律的定律，包括热力学第零定律、热力学第一定律、热力学第二定律和热力学第三定律。其中热力学第零定律又称为热平衡定律，这是因为热力学第一、第二定律发现后才认识到这一规律的重要性；热力学第一定律是能量守恒与转换定律在热现象中的应用；热力学第二定律有多种表述，也叫熵增加原理。

一、热力学第一定律的本质 在组成不变的封闭体系中，若发生了一个微小的可逆变化，则根据热力学第一定律，体系内能的变化为 dU = δQ + δW 由统计热力学原理可知，独立粒子体系的内能为U = ∑ni∈i,当封闭体系经历了一个可逆变化后，内能的变化为 (6-74) 上式右边的第一项∑∈idnI表示能级固定时，由于能级分布数发生改变所引起的内能变化值，第二项∑nid∈I则表示能级分布数固定时，由于能级改变所引起的内能增量。从经典力学原理可知，对于组成不变的封闭体系，内能的改变只能是体系与环境之间通过热和功的交换来体现。 二、热力学第二定律的本质 由熵的热力学定义式及式（6-78），得 (6-79) 上式就是热力学第二定律的表达式，它表明可逆过程的熵变与能级分布数的改变有关。而能级分布数的改变以为意味着体系的微观状态数发生了改变。 熵变是与体系微观状态数或热力学几率Ω的变化相联系的。有公式： S = kln Ω+ C (6-83) 式中C是积分常数。若Ω=1时，S=0，则上式变成 S = klnΩ 此即Boltzmann定理的数学表达式。由式可见，熵是体系微观状态数的一种量度。微观状态数Ω较少的状态对应于较有序的状态，反之，Ω值大的状态对应于较无序的状态。因此，微观状态数Ω的大小反映了体系有序程度的大小，亦即熵是体系有序程度或混乱程度的量度。当Ω=1时，只有一个微观状态，体系最为有序，混乱程度为零，熵值为零。基于以上讨论，我们可以作如下表述：在孤立体系中，自发变化的方向总是从较有序的状态向较无序的状态变化，即从微观状态数少的状态向微观状态数多的状态变化，从熵值小的状态向熵值大的状态变化，这就是热力学第二定律的本质。 三、热力学第三定律的本质 当T→0时，所有粒子都处于基态能级，此时Ω0=1，即把所有粒子放在一个能级上只有一个放法，体系只有一个微观状态，因此从玻兹曼定理，即式（6-25）可以得出结论：在0K时物质的熵值为零，即 S0 = klnΩ0 = kln1 = 0 上式可以看作是热力学第三定律的统计表达式，这与热力学第三定律的表述“在0K时任何纯物质的完美晶体的熵值为零”的结论是一致的。

热力学三大定律

热力学第零定律用来作为进行体系测量的基本依据，其重要性在于它说明了温度的定义和温度的测量方法。表述如下：1.可以通过使两个体系相接触，并观察这两个体系的性质是否发生变化而判断这两个体系是否已经达到热平衡。2.当外界条件不发生变化时，已经达成热平衡状态的体系，其内部的温度是均匀分布的，并具有确定不变的温度值。3.一切互为平衡的体系具有相同的温度，所以一个体系的温度可以通过另一个与之平衡的体系的温度来表示，也可以通过第三个体系的温度来表示。ps：初中物理公式，热学部分：1，吸热：Q吸=Cm(t-t0)=Cmt;2,放热：Q放=Cm(t0-t)CMt;3,热力学温度：T=t+273k。在大学物理中Cm与温度t有关。

查到了,确实有热力学第零定律于1930年由福勒(R.H.Fowler)正式提出，比热力学第一定律和热力学第二定律晚了80余年。虽然这么晚才建立热力学第零定律，但实际上之前人们已经开始应用它了。因为它是后面几个定律的基础，在逻辑上应该排在最前面，所以叫做热力学第零定律。热力学第零定律的语言表述是：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，那么它们也必定处于热平衡。

热力学第零定律：若两个热力学系统都跟第三个系统处于热平衡，则它们必定也处于热平衡。该定律实质是建立温度概念的基础，给温度提供了标准——温标。

热力学三大定律的本质 一、热力学第一定律的本质 在组成不变的封闭体系中，若发生了一个微小的可逆变化，则根据热力学第一定律，体系内能的变化为dU = δQ + δW 由统计热力学原理可知，独立粒子体系的内能为U = ∑ni∈i,当封闭体系经历了一个可逆变化后，内能的变化为 (6-74)上式右边的第一项∑∈idnI表示能级固定时，由于能级分布数发生改变所引起的内能变化值，第二项∑nid∈I则表示能级分布数固定时，由于能级改变所引起的内能增量。从经典力学原理可知，对于组成不变的封闭体系，内能的改变只能是体系与环境之间通过热和功的交换来体现。二、热力学第二定律的本质 由熵的热力学定义式及式（6-78），得 (6-79)上式就是热力学第二定律的表达式，它表明可逆过程的熵变与能级分布数的改变有关。而能级分布数的改变以为意味着体系的微观状态数发生了改变。熵变是与体系微观状态数或热力学几率Ω的变化相联系的。有公式：S = kln Ω+ C (6-83)式中C是积分常数。若Ω=1时，S=0，则上式变成S = klnΩ此即Boltzmann定理的数学表达式。由式可见，熵是体系微观状态数的一种量度。微观状态数Ω较少的状态对应于较有序的状态，反之，Ω值大的状态对应于较无序的状态。因此，微观状态数Ω的大小反映了体系有序程度的大小，亦即熵是体系有序程度或混乱程度的量度。当Ω=1时，只有一个微观状态，体系最为有序，混乱程度为零，熵值为零。基于以上讨论，我们可以作如下表述：在孤立体系中，自发变化的方向总是从较有序的状态向较无序的状态变化，即从微观状态数少的状态向微观状态数多的状态变化，从熵值小的状态向熵值大的状态变化，这就是热力学第二定律的本质。三、热力学第三定律的本质 当T→0时，所有粒子都处于基态能级，此时Ω0=1，即把所有粒子放在一个能级上只有一个放法，体系只有一个微观状态，因此从玻兹曼定理，即式（6-25）可以得出结论：在0K时物质的熵值为零，即S0 = klnΩ0 = kln1 = 0 上式可以看作是热力学第三定律的统计表达式，这与热力学第三定律的表述“在0K时任何纯物质的完美晶体的熵值为零”的结论是一致的。

热力学...我感觉就是多做题多读课本... 看你归类是化学, 你说的热力学是化学系开的热力学? 要是物理系的倒可以给你推荐几本书....

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。热力学第零定律对于建立温度概念的重要意义1、可以通过使两个体系相接触，并观察这两个体系的性质是否发生变化而判断这两个体系是否已经达到热平衡。2、当外界条件不发生变化时，已经达成热平衡状态的体系，其内部的温度是均匀分布的，并具有确定不变的温度值。3、一切互为平衡的体系具有相同的温度，所以一个体系的温度可以通过另一个与之平衡的体系的温度来表示，也可以通过第三个体系的温度来表示。

热力学中以热平衡概念为基础对温度作出定义的定律。通常表述为：与第三个系统处于热平衡状态的两个系统之间，必定处于热平衡状态。图中A热力学第零定律示意图、B热力学第零定律示意图、C热力学第零定律示意图为3个质量和组成固定，且与外界完全隔绝的热力系统。将其中的B、C用绝热壁隔开，同时使它们分别与A发生热接触。待A与B和A与C都达到热平衡时，再使B与C发生热接触。这时B和C的热力状态不再变化，这表明它们之间在热性质方面也已达到平衡。第零定律表明，一切互为热平衡的系统具有一个数值上相等的共同的宏观性质──温度。温度计所以能够测定物体温度正是依据这个原理。另一种表述处于热力学平衡状态的所有物质均具有某一共同的宏观物理性质。

互为热平衡的物体之间必存在一个相同的特征——它们的温度是相同的。不仅给出了温度的概念，而且指出了判别温度是否相同的方法。

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，那么它们也必定处于热平衡。热力学第一定律：也就是能量守恒定律，如果一个系统与环境孤立，那么它的内能将不会发生变化。热力学第二定律有几种表述方式：（前两种比较常见）热量可以自发地从较热的物体传递到较冷的物体，但不可能自发地从较冷的物体传递到较热的物；不可能从单一热源吸取热量，并将这热量变为功，而不产生其他影响。随时间进行，一个孤立体系中的熵总是不会减少。热力学第三定律：绝对零度不可达到。

热力学四定律：通常是将热力学第一定律及第二定律视作热力学的基本定律，但有时增加能斯特定理当作第三定律，又有时将温度存在定律当作第零定律。一般将这四条热力学规律统称为热力学定律。热力学理论就是在这四条定律的基础建立起来的。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。这一结论称做“热力学第零定律”。热力学第一定律：热力学的基本定律之一。是能的转化与守恒定律在热力学中的表现。它指出热是物质运动的一种形式，并表明，一个体系内能增加的量值△E（=E末-E初）等于这一体系所吸收的热量Q与外界对它所做的功之和，可表示为 △E＝W＋Q热力学第一定律也可表述为：第一类永动机是不可能制造的。热力学第二定律：它的表述有很多种，但实际上都是互相等效的。比较有代表性的有如下三种表述方式：不可能使热量从低温物体传到高温物体而不引起其它变化（克劳修斯）。不可能从单一热源吸取热量，使之完全变成有用功而不产生其它影响（开尔文）。不可能制造第二类永动机（普朗克）。以上三种说法（也包括其它表述法）所描述的一个事实是：一切与热现象有关的实际宏观过程都是不可逆的。热力学第三定律：“不可能使一个物体冷却到绝对温度的零度。”这就是热力学第三定律。 根据热力学第三定律，在绝对零度下一切物质都停止运动。 绝对零度虽然不能达到，但可以无限趋近。

五、化学热力学、化学平衡 【体系】作为研究对象的一定物质或空间所组成的整体，也称系统。体系以外的其他物质或空间则称作环境。例如研究硝酸银和氯化钠在水溶液中的反应，含有这两种物质的水溶液就是体系，而盛溶液的烧杯、溶液上方的空气等就是环境。热力学体系可分三种：孤立体系、封闭体系、敞开体系。【环境】指所研究的物质体系以外的其它部分（见体系条)。关于生态环境详见“环境部分”。【敞开体系】体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。【封闭体系】体系与环境之间没有物质交换，只有能量交换。【孤立体系】体系与环境之间既没有物质交换，又没有能量交换。【状态】即体系的状态，在热力学中用体系的性质来规定其状态。决定体系状态的性质有温度、压力、体积、组成等，比如当研究的对象是一定量的纯净气体时，温度和压力一定时，体系的状态就定了。【状态函数】用于规定体系的热力学状态的宏观性质，如体积、温度、压力、物质的量等都叫做状态函数。状态函数的变化只取决于体系的始态和终态，而与变化的途径无关。【压力】物理学中压强的概念，在化学热力学中常称作压力。单位是帕斯卡（Pa)，压力为1Pa的含义是：1平方米面积上受到的垂直作用力为1牛顿（1Pa=1Nm-2)。【压强】见压力条。【理想气体】忽略了分子本身的体积和分子间作用力的气体。这种气体是不存在的，这只是一种理想状态，当真实气体处在较高的温度和较低的压力的状态下可近似地看成是理想气体。【理想气体状态方程】即PV=nRT。式中P为气体压力，V为气体体积，n为气体的摩尔数，R为气体常数，T为热力学温度。【气态方程】见理想气体状态方程条。【气体常数】理想气体状态方程中的一个常数，常用R表示，R=8.314Ju2022mol-1u2022K-1。【广度性质】也叫容量性质，是体系宏观性质的一类。广度性质的数值与体系中物质的数量成正比，例如体积、质量、内能等。【强度性质】体系的宏观性质的另一类，其数值与体系中物质的数量无关，仅由体系本身的性质决定，没有加和性，整个体系的强度性质与体系各个部分的强度性质的数值都相同。例如温度、密度、比热、气体压强等。【等温过程】在保持温度不变的情况下（指体系的始态温度与终态温度相同)，体系所进行的各种化学或物理的过程。在这种过程中体系和环境间可能有热和功的交换。【等压过程】在恒定压力下（指体系的始态压力与终态压力相同，并等于环境的压力)，体系所进行的各种化学或物理的过程。在这种过程中体系和环境可能有热量和功的交换。【等容过程】在保持体积不变的情况下，体系所进行的各种化学或物理的过程。在这种过程中，体系和环境间，可能有热量的交换。【绝热过程】在体系跟环境间没有热量交换的情况下，体系所进行的各种化学或物理过程。例如在有良好的绝热壁的容器内发生的化学反应，可认为是个绝热过程。另外，某些过程进行极迅速，来不及和环境进行热交换，如气体向真空膨胀，也可视为绝热过程。【热力学可逆过程】对体系发生变化时所进行的过程，能通过原来过程的反方向变化而使体系回复到原来状态，同时在环境中没有留下任何永久性变化的过程，称为热力学可逆过程。在这过程进行中的每一瞬间，体系和环境都非常接近于平衡态。在等温的可逆过程中，体系对环境所作的功为最大功，环境对体系所做的功为最小功。可逆过程是一种理想的极限过程。有些实际过程，例如液体在气-液平衡下等温蒸发；原电池在外加电压接近或等于原电池电动势的情况下放电或充电的过程等，都可以近似看成可逆过程。【热力学温标】又称绝对温标或开氏温标，是最基本的温度标定方法。热力学温度用符号T表示，其单位是K（Kelvin的缩写)，是国际单位制（SI)的基本单位之一。热力学温标的1度是水的三相点热力学温度的1/273.16。【绝对温标】见热力学温标条。【开氏温标】见热力学温标条。【摄氏温标】规定在101325帕斯卡（1大气压)下水的冰点为0度，沸点为100度，中间分100等分，每等分代表1度。摄氏温标的符号为t，单位是摄氏度用℃表示，水的三相点温度为0.01℃。【焦耳】是能量（功、热)的单位，是SI的导出单位，用“J”表示，1J=1Nu2022m（1焦耳=1牛顿u2022米)。【内能】体系的内能就是体系内部所包含的一切能量，它包括体系内分子运动的动能、分子间相互作用的位能，以及分子内各种粒子（原子、电子、原子核)所具有的能量。但体系本身的动能和位能不包括在内。内能是体系本身的性质，仅决定于体系的状态，在一定的状态下，体系的内能应有一定值，内能是体系的状态函数。内能的绝对值现在还无法测量，然而对热力学来说，重要的不是内能的绝对值而是内能的变化值，这是可以用实验测量的。【焓】体系的状态函数，用符号H表示。焓的定义式是：H=U+pV。U是体系的内能，p是体系压力，V是体积。在一定状态下，体系的焓应有一定值，但现在无法测定焓的绝对值，对热力学来说重要的是焓的变化值，这是可以通过实验测量的。【焓变】体系终态的焓（H2)与始态的焓（H1)的改变量，用△H表示，△H=H2-H1。【热效应】体系在一定温度下（等温过程)发生物理或化学变化时（在变化过程中只做膨胀功而不做其它功)，所放出或吸收的热量。化学反应中的热效应又称反应热。根据化学热力学的分析，恒压下的反应热（又称恒压反应热)等于体系的焓变：△H=Qp，△H=（∑H)产物-（∑H)反应物。【放热反应】放出热量的化学反应叫放热反应。在等温等压条件下，放热反应的焓变为负值，△H＜0。【吸热反应】吸收热量的化学反应叫吸热反应。在等温等压条件下，吸热反应的焓变为正值，△H＞0。【反应热】见热效应条。【中和热】在稀溶液中酸碱中和生成1摩尔水的反应热。一元强酸与强碱的中和热约为57千焦，与酸碱种类无关，因为这实际上是1摩尔H+与1摩尔OH-反应生成1摩尔H2O的反应热。弱酸、弱碱以及多元酸碱的中和热，因有电离热的影响，不是定值。【生成热】在热力学标准态下，由稳定单质生成1摩尔化合物时的反应热，叫标准生成热，简称生成热。根据热力学规定，在所有温度下稳定单质的生成热为零，这样化合物的生成热就可通过实验测定。【燃烧热】指1摩尔纯物质完全燃烧，生成稳定的氧化物时的反应热。【盖斯定律】1840年，盖斯（Гecc)在大量实验的基础上提出：“在等容或等压条件下，一个化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其热效应总是相同的。”也就是说，在等容或等压条件下，反应热只与反应的始态和终态有关，而为反应的途径无关。盖斯定律的提出奠定了热化学的基础，它的重要意义在于可根据已经准确测定的反应热来计算难于测量的反应热的热效应。【升华热】由1摩尔固态物质生成气态分子或原子所需要的热量。如1摩尔固态金属钠升华成气态钠原子，升华热为108.37kJu2022mol-1。【气化热】在温度不变的条件下，单位质量的液体转化为气体时所吸收的热量。如100℃（373.15K)时水的气化热为2253千焦/千克（539千卡/千克)。当在温度不变的条件下，1摩尔液体转化为气体时所吸收的热量，则是该液体的摩尔气化热，如100℃（373.15K)时，水的摩尔气化热为40.55千焦/摩尔（9.702千卡/摩尔)。【溶解热】指1摩尔物质在25℃（298K)，101325Pa（1大气压)下形成无限稀的溶液（溶液稀到再加溶剂时无热效应)时的热效应。常用∞aq表示大量水或无限稀的溶液。1摩尔HCl气体的溶解热为：HCl（g)+∞aq=HClu2022∞aq△H=-75.4千焦【有用功】指非膨胀功。体系在发生变化的过程中，除膨胀功以外的其它功叫有用功。例如电池在恒温恒压下放电，所做的电功即有用功，而电池中的物质由于化学反应而引起体积变化所做的功叫膨胀功。【熵】体系的状态函数，是体系内部质点混乱程度（或无序度)的量度，常用S表示。当体系内质点的聚集状态发生改变时，其熵值就会改变，体系终态熵值（SB)与体系始态熵值（SA)之差为体系的熵变，用△S表示，△S=SB-SA。当体系的状态改变时，体系的熵变等于由始态到终态的任一可逆过程的热温商之和，其数学表达式为： 化学反应的熵变等于生成物的熵值与反应物的熵值之差，△S=（∑S)生成物-（∑S)反应物。【熵变】见熵条。【熵增大原理】见热力学第二定律（3)条。【自由能】体系的状态函数，常用符号G表示，G=H-TS，自由能也称自由焓或吉氏函数。体系的自由能改变△G，为体系终态的自由能与始态的自由能之差。在等温等压条件下，体系的自由能减少等于体系所做的最大有用功。对等温等压条件下发生的化学反应，可以根据反应的自由能变[△G=（∑G)产物-（∑G)反应物]，判断反应能否自发进行：当△G＜0，反应发生时会放出自由能，可被利用来对环境做有用功，这个反应就能自发进行；当△G＞0，必须由环境提供有用功反应才能发生，这个反应就是非自发的；当△G=0，则反应体系处于平衡状态。【自由焓】见自由能条。【吉氏函数】见自由能条。【功函】体系的状态函数，常用符号F表示，F=U-TS，功函又称赫氏函数。在等温等容的条件下，体系功函的减少等于体系所做的最大有用功。【赫氏函数】见功函条。【热力学第零定律】两个热力学体系中每一个都和第三个热力学体系处于热平衡，那么它们彼此也必然处于热平衡。这就是热力学第零定律。【热力学第一定律】即能量守恒和转换定律。可以这样表述：（1)不供给能量而可连续不断产生能量的机器叫第一类永动机，第一类永动机是不可能存在的。（2)在体系状态变化过程中，它的内能改变等于在这个过程中所做的功和所传递的热量的总和。当某体系的状态改变时，假设体系吸收的热量为Q焦耳，同时对环境做了W焦耳的功，根据热力学第一定律，应有下面的公式：△U=Q-W。【热力学第二定律】是热力学的基本定律之一，有多种表述方式：（1)热量总是从高温物体（体系)传到低温物体，不能自发地进行相反的传递。（2)功可以全部转化为热，但任何热机不能全部地、连续地把所获得的热量转变为功。（3)在任何自发过程中，体系和环境的总熵值是增加的。热力学第二定律所要解决的中心问题是自发过程的方向和限度。【热力学第三定律】当体系的热力学温度趋于零时，混乱度为最小，此时体系的熵值也趋于零。也可以说，在绝对零度时，任何纯物质的完美晶体的熵值都等于零。有了热力学第三定律，从原理上说，纯物质的绝对熵值的求算问题就可以认为是解决了。【分压】即分压力。恒温时混和气体中某组分气体单独占有与混和气相同的体积时，对容器所产生的压力。混和气的总压就等于各组分气体的分压之和。【道尔顿分压定律】1807年由道尔顿（Dalton)首先提出。内容是：混和气体的总压力等于各组分气体的分压力之和。由此可进一步得出：某组分气体分压的大小和它在混和气中的体积分数（或摩尔分数)成正比，等于混和气体的总压乘以该组分的摩尔分数。这个定律的数学表达式为：P总=P1+P2+P3+……+PiPi=p总Xi（Pi为某组分的分压，Xi为该组分的摩尔分数)。【物态】当大量的微观粒子在一定的温度和压力下相互集聚为一种稳定的结构状态时，叫做物质的一种状态，简称物态。若只从物体的宏观特征看，物质有三态，即固态、液态、气态。【相】体系中具有相同组成、物理性质和化学性质完全均匀的部分。相与相之间存在着界面，越过此界面，性质就有一个突变。不仅限于固、液、气三相之间。两种不同结晶的晶体，虽都是固体，也是两个相。【相律】在平衡体系中，联系体系内相数（Φ)、组分数（K)、自由度数（f)及影响物质性质的外界因素（如温度、压力、重力场、磁场、表面能等)之间关系的规律。若只考虑温度和压力，而不考虑其它因素的影响，平衡体系中相数、组分数和自由度之间的关系为：f=K-Φ+2由上式可以看出，体系每增加一个组分数，则体系的自由度数就增加一个；如果体系增加了一个相数，则自由度就要减少一个。【自由度】欲表明一体系在某状态时的强度性质所必需的独立变量数，称为该体系的自由度。例如，要表明一定量水所处的状态，需要指定水所处的温度和压力；若只指定温度时，则水的状态还不能确定，当指定了温度和压力，则水的状态就确定了，不能再任意指定其它性质（如密度等)，由此可知，当体系中只有水存在时，体系的自由度等于2。在一定范围内，同时改变温度和压力这两个因素，仍能保持水的液相而不产生新相。【相图】当体系中有多相存在时，把体系的相平衡规律用几何图形展现出来就成为相图。它能直观地表明体系的状态与温度、压力、组成的关系。下页图为水的相图。图中OA线是液—气平衡线（即水的蒸气压曲线)，OB线是固—汽平衡线（即冰的蒸气压曲线)，OC线是固—液平衡线，O点是冰—水—气三相平衡的三相点。此单组分体系相图上，有三个单相面，三条两相平衡线，一个三相点，与相律完全一致。 【相变】在某一体系中，各相之间的相互转变称作相变。例如，物质的气、液、固三态间的转变；固态物质的不同晶型间转变等。【相平衡】指在某一体系中，由两个相或多个相形成的平衡状态。【均相体系】又称单相体系，即只有一个相的体系。如二氧化氮NO2和四氧化二氮N2O4两种气体共存的体系。【单相体系】见均相体系条。【均相反应】参加化学反应的物质都在同一相中，这种反应叫均相反应。此类反应又称单相反应。【均相平衡】又称单相平衡。指某一体系中由一个相组成的平衡状态，就是在一个相—气相组成的平衡。例如，合成氨的反应：N2（气)+3H2（气)2NH3（气)【单相平衡】见均相平衡条。【多相体系】又称非均相系，指含有两个或多个相的体系。【非均相体系】见多相体系条。【多相反应】参加化学反应的物质不是在同一相中，这种反应叫多相反应。例如，在固体催化剂表面进行的反应；金属固体在酸溶液中发生的反应等。此类反应又称非均相反应。【多相平衡】又称非均相平衡。某一体系中由两个或多个相组成的平衡状态。例如，由冰、水、水蒸气形成的多相物理平衡；又如在封闭容器中碳 【三相点】指单组分体系中三相（一般指气、液、固三相)处于平衡共存时的温度和压力。在单组分体系中最多只能三相共存，这在相图中为一个点。例如，固相的冰、液相的水和气相的水蒸气三相平衡共存在温度为0.01℃（273.16K)、压力为610帕（4.6mmHg)，这就是水的三相点（见图1)。【恒沸混和物】又称共沸混和物。若某二组分溶液的组成与其蒸气的组成相同，在此浓度的溶液用分馏方法分离出纯组分是不可能的。这种溶液与一般溶液不同，由开始沸腾到蒸发终了，蒸气的组分与溶液的组成始终相同，其沸点不变。这种溶液称为恒沸混和物。【共沸混和物】见恒沸混和物条。【最低恒沸点】当恒沸混和物的沸点低于任一纯组分的沸点时，称为“最低恒沸点”。【最高恒沸点】当恒沸混和物的沸点高于任一纯组分的沸点时，称为“最高恒沸点”。【低共熔物】又称低共熔混和物。两种或两种以上的物质组成的熔体，当其组成达到一定值时，可在一最低凝固温度，以比较均匀的形式共同析出固体，该固体若加热，仍在此最低温度共同熔融成熔体。该固体称低共熔物，此温度称低共熔点。【低共熔混和物】见低共熔物条。【低共熔点】见底共熔物条。【饱和蒸气压】在一定温度下，在密闭容器中，当液体的蒸发速度与蒸气的凝聚速度相等时，液体和它的蒸气处于平衡状态。该液态平衡的蒸气称为饱和蒸气，饱和蒸气所产生的压力称为饱和蒸气压。饱和蒸气压简称蒸气压，是所有液体和某些固体的特有性质。【蒸气压】见饱和蒸气压条。【蒸气压降低】在一定温度下，溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压。对难挥发非电解质的稀溶液，蒸气压降低的数值只与溶液中溶质的摩尔分数有关，而与溶质的本性无关，溶液浓度越大，蒸气压下降的数值就越大。由于溶液蒸气压降低导致溶液的沸点高于纯溶剂的沸点。【沸点升高】溶液蒸气压的下降导致了溶液沸点的升高。溶液沸点升高的程度只与溶液的浓度有关，难挥发非电解质稀溶液的沸点升高数值和溶液的质量摩尔浓度成正比，可用公式表示：△Tb=Kbm。式中△Tb是沸点上升的度数，Kb是溶剂的沸点上升常数，m是溶液的质量摩尔浓度。【凝固点】晶体物质凝固时的温度，即该物质的液态和固态平衡共存时的温度。凝固点决定于晶体的种类和所受的压强。在一定压力下，任何晶体的凝固点和它的熔点相同。而非晶体则无一定的凝固点。【冰点】即水的凝固点。冰点与压力的大小有关，在101325帕斯卡（1大气压)的压力下，冰点为273.15K。水的冰点随外压增大而降低。【凝固点降低】溶液的凝固点①2t000099_0142_0低于纯溶剂的凝固点的性质。溶液凝固点降低的程度只与溶液的浓度有关，而与溶质的本性无关。可用公式表示：△Tf=Kfm。式中△Tf是凝固点降低的度数，Kf是溶剂的凝固点降低常数，m是溶液的质量摩尔浓度。【渗透压】当溶液与纯溶剂（或两种浓度不同的溶液)用半透膜隔开时，溶剂分子能通过半透膜从纯溶剂一边进入溶液，或从稀溶液一边进入浓溶液，这种现象叫渗透现象。在溶液与纯溶剂组成的体系中，欲阻止渗透现象发生，必须增大溶液的压力，刚刚足以阻止渗透过程进行所外加的压力叫渗透压。对于非电解质稀溶液来说，溶液的渗透压与溶液的浓度成正比，而与溶质的本性无关，渗透压的计算公式为：π=RTC。式中π为溶液渗透压，R为气体常数，T为绝对温度，C为溶液的摩尔浓度。【拉乌尔定律】1887年由拉乌尔（Roult)提出。内容是：在一定温度下，稀溶液中溶剂的饱和蒸气压等于纯溶剂的饱和蒸气压乘以溶剂的摩尔分数。可用公式表示：pA=p0AxA式中pA代表稀溶液中溶剂的饱和蒸气压，p0A代表纯溶剂的饱和蒸气压，xA代表溶液中溶剂的摩尔分数。【亨利定律】1803年由亨利（Henry)指出。内容是：在一定温度下，当液面上的一种气体与溶液中所溶解的该气体达到平衡时，气体的平衡分压与被溶解的气体在溶液中的浓度成正比。可用公式表示：p=Kxx 式中p为所溶解的气体在溶液液面上的平衡分压，Kx为比例常数，x为溶液中溶解的气体的摩尔分数。如果气体在溶液中的浓度以质量摩尔浓度（m)或体积摩尔浓度（c)表示，则亨利定律相应的数学表达式为：p=Kmmp=KCC应注意以上三个式子中Kx≠Km≠Kc。亨利定律适用于稀溶液和气体分压不太大，且溶质在气相中和溶液中分子状态相同的情况。【摩尔热容】使1摩尔物质温度升高1度所需要的热量，是该物质的摩尔热容。摩尔热容的单位是焦耳每摩尔开尔文，记作焦/摩u2022开，国际通用符号是Ju2022mol-1u2022K-1。【热力学标准态】化学热力学中，为计算各种物系的热力学函数而规定的特定状态，简称标准状态。指在一定温度下（一般是25℃（298.15K))，纯净物质处于101325帕斯卡（1大气压)时，若是多组分体系，所指定的组分活度应等于1，气体物质的分压应等于101325帕斯卡（1大气压)时的状态。【标准状态】见热力学标准态条。【化学平衡】可逆反应中正、逆反应速度相等，在温度和压力不变的情况下，反应物和生成物的浓度不再随时间而改态的状态。化学平衡是动态平衡，它受温度、压力和浓度的影响。【化学平衡常数】系在一定温度下，可逆反应达到化学平衡状态时，生成物浓度的反应系数次幂的乘积与反应物浓度的反应系数次幂的乘积之比值，这个比值在一定温度下是个定值。例如对可逆反应： 用浓度表示的平衡常数为： 式中[A]、[B]、[C]、[D]代表平衡体系中各组分的浓度。也可用各组分的摩尔分数计算平衡常数，以Kx表示（X代表组分的摩尔分数)： 对于有气体参加和生成的反应，也可用各组分的分压计算平衡常数，以Kp表示： 以上三种平衡常数可以进行如下换算： 式中R为气体常数、T为绝对温度、p为体系总压、△n=（g+h)-（a+b)。【勒沙特列原理】又称平衡移动原理。1887年由法国化学家勒沙特列（Le chatelier)提出。其内容是：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压力、温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。比如，在温度、压力不变的条件下增加反应物的浓度或减少生成物的浓度，平衡朝正反应方向移动；在温度不变的情况下，对反应前后分子数有变化的气体反应，增大压力，平衡朝分子数减少的方向移动；在其它条件不变时，升高温度，平衡就朝吸热反应方向移动。勒沙特列原理在生产上有广泛的应用，利用这一原理选择适当的反应条件，可以提高产率、降低成本。【范特荷甫等温方程】又称化学反应等温方程式。由荷兰物理化学家范特荷甫（Van′t Hoff)提出，假设有一理想气体的化学反应是： 此体系的自由能变为： 式中P代表该反应达到化学平衡状态时体系中各组分的分压，Kp代表平衡常数；而p′代表任意状态时反应体系中各组分的分压，Qp不是平衡常数，为区别起见，称Qp为“分压商”。用范特荷甫等温方程式可以判断在一定条件下，某化学反应进行的方向和限度。在等温等压除膨胀功不做其它功的情况下：当Qp＜Kp时，△G＜0，正反应能自发进行。当Qp＞Kp时，△G＞0，正反应不能自发进行，而逆反应能自发进行。当Qp=Kp时，△G=0，反应达到平衡状态。若反应体系中的气体不遵守理想气体规律，则应当用逸度（f)来代替压力，则化学反应等温方程式为：△G=-RTlnKf+RTlnQf如果反应是在稀溶液中进行，则化学反应等温方程式为：△G=-RTlnKc+RTlnQc式中Kc为浓度平衡常数，Qc为“浓度商”。对在非理想溶液中进行的化学反应，应以活度（a)来代替浓度，即：△G=-RTlnka+RTlnQa【玻恩-哈伯循环法】由玻恩（Born)和哈伯（Haber)提出的求某一过程能量变化的方法。此法建立在热力学第一定律的基础上，根据某过程总的能量变化等于各个分过程能量变化的总和的原理，把某个变化过程设计成由若干个分过成组成的热力学循环，即玻恩—哈伯循环。这样，就可以根据已知的一些能量变化求出其中某一过程的能量变化。以求NaCl的晶格能为例，设计出生成氯化钠晶体的热力学循环： 其中各个过程的能量变化是：△H生成=411.0kJu2022mol-1，为NaCl晶体的生成热；S=108.8kJu2022mol-1为晶体钠的升华热；I=493.29kJu2022mol-1为 E=-361.9kJu2022mol-1为氯原子的电子亲和能；U晶格能为NaCl的晶格能是未知量。根据热力学第一定律可得出关系式： =-411.0-（108.8+493.29+119.7-361.9)=-770.9kJu2022mol-1【晶格能】在298.15K和101325Pa（1大气压)下，由相互分离的气态阳离子和气态阴离子，生成1摩尔离子晶体时所释放的能量。晶格能可以衡量离子晶体中离子键的强弱和晶体的热稳定性。晶格能可以通过热化学实验间接测定，还可以通过热化学循环计算（见玻恩—哈伯循环法)以及根据静电吸引理论计算。【转化率】某反应体系达到化学平衡状态时，其中某个指定反应物的转化率是该物质在达到平衡时已转化的量占反应起始时该物质总量的百分率。可用下式进行计算： （式中“量”可用质量，也可用物质的量。)

热力学第一定律W+Q＝ΔU｛(做功和热传递，这两种改变物体内能的方式，在效果上是等效的)，W:外界对物体做的正功(J)，Q:物体吸收的热量(J)，ΔU:增加的内能(J)，涉及到第一类永动机不可造出〔见第二册P40〕｝热力学第二定律克氏表述：不可能使热量由低温物体传递到高温物体，而不引起其它变化（热传导的方向性）；开氏表述：不可能从单一热源吸收热量并把它全部用来做功，而不引起其它变化（机械能与内能转化的方向性）｛涉及到第二类永动机不可造出〔见第二册P44〕｝热力学第三定律：热力学零度不可达到｛宇宙温度下限：－273.15摄氏度（热力学零度）｝注:(1)布朗粒子不是分子,布朗颗粒越小，布朗运动越明显,温度越高越剧烈；(2)温度是分子平均动能的标志；3)分子间的引力和斥力同时存在,随分子间距离的增大而减小,但斥力减小得比引力快；(4)分子力做正功，分子势能减小,在r0处F引＝F斥且分子势能最小；(5)气体膨胀,外界对气体做负功W<0；温度升高，内能增大ΔU>0；吸收热量，Q>0(6)物体的内能是指物体所有的分子动能和分子势能的总和，对于理想气体分子间作用力为零，分子势能为零；(7)r0为分子处于平衡状态时，分子间的距离；

四个，通常会把第零定律忽略　　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。这一结论称做“热力学第零定律”。　　第一定律：　　能量是永恒的，他不会被谁制造出来，也不会被谁消灭。但是热能可以给动能提供动力，而动能还能够再转化成热能。　　第二定律有几种表述方式：　　克劳修斯表述为热量可以自发地从温度高的物体传递到温度低的物体，但不可能自发地从温度低的物体传递到温度高的物体；开尔文-普朗克表述为不可能从单一热源吸取热量，并将这热量完全变为功，而不产生其他影响。　　第三定律：　　通常表述为绝对零度时，所有纯物质的完美晶体的熵值为零，或者绝对零度（t=0）不可达到。

dU=TdS-pdV等4个热力学基本公式，虽然是由可逆过程得到的，但是他们的适用范围并不只限于可逆过程，他们的适用范围应该是“只有体积功存在的均相封闭系统”。 可以参见物理化学教材或化工热力学教材。

按公式顺序来说：第一个表示电量（电学），表示一定电子所带的电量总和第二个表示热量（热学）比如热传递中某液体温度升高（或降低）多少度要吸收（或释放）多少热量，就用这个公式。第三个一直到最后都表示热量（电学），一般指电阻或电器工作是消耗电能散发的热量大小。祝学习进步！ 有帮助，请采纳！

1、牛顿力学第一定律——惯性定律（空间重力场平衡律）。2、牛顿力学第二定律——重力加速度定律（空间重力场变化律）。3、牛顿力学第三定律——力相互作用定律（重力斥力对应律）。4、牛顿力学第四定律——万有引力定律（重力分布律）。5、热力学第零定律——温度律、热平衡律（能量场平衡律）。6、热力学第一定律——能量守恒定律（能量分布空间律）。7、热力学第二定律——熵增加定律、热不可逆定律（能量变化时间律）。8、热力学第三定律——绝对零度不可达定律（能量利用人力极限律）。9、相对性原理（普适律）。10、光速不变原理（运动极限律）。

3度左右。

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。这一结论称做“热力学第零定律”。热力学第零定律（英语：Zeroth Law of Thermodynamics），又称热平衡定律，是热力学的四条基本定律之一，是一个关于互相接触的物体在热平衡时的描述，以及为温度提供理论基础。最常用的定律表述是：“若两个热力学系统均与第三个系统处于热平衡状态，此两个系统也必互相处于热平衡。”换句话说，第零定律是指：在一个数学二元关系之中，热平衡是递移的。第零定律比起其他任何定律更为基本，但直到二十世纪三十年代前一直都未有察觉到有需要把这种现象以定律的形式表达。第零定律是由英国物理学家拉尔夫·福勒于1939年正式提出，比热力学第一定律和热力学第二定律晚了80余年，但是第零定律是后面几个定律的基础，所以叫做热力学第零定律。热力学第零定律的应用如下：第零定律是在不考虑引力场作用的情况下得出的，物质（特别是气体物质）在引力场中会自发产生一定的温度梯度。如果有封闭两个容器分别装有氢气和氧气，由于它们的分子量不同，它们在引力场中的温度梯度也不相同。如果最低处它们之间可交换热量，温度达到相同，但由于两种气体温度梯度不同，则在高处温度就不相同，也即不平衡。因此第零定律不适用引力场存在的情形。这与限定第二类永动机不成立的第二定律类似。

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。这一结论称做“热力学第零定律”。热力学第零定律的重要性在于它给出了温度的定义和温度的测量方法。定律中所说的热力学系统是指由大量分子、原子组成的物体或物体系。它为建立温度概念提供了实验基础。这个定律反映出：处在同一热平衡状态的所有的热力学系统都具有一个共同的宏观特征，这一特征是由这些互为热平衡系统的状态所决定的一个数值相等的状态函数，这个状态函数被定义为温度。而温度相等是热平衡之必要的条件。热力学中以热平衡概念为基础对温度作出定义的定律。通常表述为：与第三个系统处于热平衡状态的两个系统之间，必定处于热平衡状态。图中A热力学第零定律示意图、B热力学第零定律示意图、C热力学第零定律示意图为3个质量和组成固定，且与外界完全隔绝的热力系统。将其中的B、C用绝热壁隔开，同时使它们分别与A发生热接触。待A与B和A与C都达到热平衡时，再使B与C发生热接触。这时B和C的热力状态不再变化，这表明它们之间在热性质方面也已达到平衡。第零定律表明，一切互为热平衡的系统具有一个数值上相等的共同的宏观性质──温度。温度计所以能够测定物体温度正是依据这个原理。

热力学第零定律的语言表述是：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，那么它们也必定处于热平衡。热力学第一定律反映了能量守恒和转换时应该遵从的关系，它引进了系统的态函数——内能。热力学第一定律也可以表述为：第一类永动机是不可能造成的。不可能把热从低温物体传到高温物体而不引起其他变化，这就是热力学第二定律的克氏表述。几乎同时，开尔文以不同的方式表述了热力学第二定律的内容。用熵的概念来表述热力学第二定律就是：在封闭系统中，热现象宏观过程总是向着熵增加的方向进行，当熵到达最大值时，系统到达平衡态。第二定律的数学表述是对过程方向性的简明表述。用任何方法都不能使系统到达绝对零度。此定律称为热力学第三定律热力学第二定律是描述热量的传递方向的：分子有规则运动的机械能可以完全转化为分子无规则运动的热能；热能却不能完全转化为机械能。此定律的一种常用的表达方式是，每一个自发的物理或化学过程总是向著熵（entropy）增高的方向发展。熵是一种不能转化为功的热能。熵的改变量等于热量的改变量除以绝对温度。高、低温度各自集中时，熵值很低；温度均匀扩散时，熵值增高。物体有秩序时，熵值低；物体无序时，熵值便增高。现在整个宇宙正在由有序趋于无序，由有规则趋于无规则，宇宙间熵的总量在增加。克劳修斯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。开尔文表述不可能从单一热源吸取热量，使之完全变为有用功而不产生其他影响。

　　热力学第一定律是能量守恒定律. 　　热力学第二定律有几种表述方式： 　　（1）克劳修斯表述　热量可以自发地从较热的物体传递到较冷的物体,但不可能自发地从较冷的物体传递到较热的物体； 　　（2） 开尔文-普朗克表述　不可能从单一热源吸取热量,并将这热量变为功,而不产生其他影响. 　　热力学第三定律是绝对零度（T=0K）不可达到. 　　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,那么它们也必定处于热平衡 . 　　热力学第零定律是热力学三大定律的基础.

1、热力学第一定律：热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。2、热力学第二定律：不可能把热从低温物体传到高温物体而不产生其他影响，或不可能从单一热源取热使之完全转换为有用的功而不产生其他影响，或不可逆热力过程中熵的微增量总是大于零。3、热力学第三定律：热力学系统的熵在温度趋近于绝对零度时趋于定值。1、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。2、热力学第一定律——能量守恒定律在热学形式的表现。3、热力学第二定律——力学能可全部转换成热能， 但是热能却不能以有限次的实验操作全部转换成功 (热机不可得)。 推论公式S=Q/T。4、热力学第三定律——绝对零度不可达到但可以无限趋近。S=KlnQ。第一定律：能量守恒定律由爱因斯坦狭义相对论中所述mass-energy equivalence。能否理解为在一个孤立系统中，能量增加等价于质量增加，能量减少等价于质量减少。质量是能量的另一种表示方法。那么第一定律为何不从相对论的角度做适量的修改。第二定律：自发反应熵增原理既然孤立系统小范围自发熵减反应已经被观察到。那么如何修正第二定律的适用范围？第三定律：完美纯物质晶体在绝对零度熵为零。此处提到晶体是否意味着第三定律的物质状态为固态。是否意味着爱因斯坦-玻色凝聚态（气态）熵不为零。

0、如果系统A跟系统B处于热力平衡，B又和C平衡，那么A就会和C平衡1、实质为能量守恒定律，ΔU=W+Q2、熵增原理（热传递有方向性）3、绝对零度不可达到（0K时纯物质的完美晶体的熵为零）

热力学第一定律（the first law of thermodynamics）是能量守恒定律；热力学第二定律（second law of thermodynamics），别称熵增加原理；热力学第三定律（the third law of thermodynamics），又常被称为能斯特定理或能斯特假定；热力学第零定律（zeroth law of thermodynamics），又称热平衡定律。请点击输入图片描述根据热力学第零定律，确定了态函数——温度；根据热力学第一定律，确定了态函数——内能和焓；请点击输入图片描述根据热力学第二定律，也可以确定一个新的态函数——熵。

下面关于热力学第零定律的说法正确的是（） A.热力学第零定律的发现先于热力学第一定律 B.热力学第零定律定义了温度 C.热力学第零定律指出绝对零度是不能达到的 D.热力学第零定律是由开尔文提出的 正确答案：B

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。这一结论称做“热力学第零定律”。热力学第零定律的意义在于它定义了温度。最常见的应用应该就是温度计了。满意请采纳

　　热力学第一定律是能量守恒定律。　　热力学第二定律有几种表述方式：　　（1）克劳修斯表述　热量可以自发地从较热的物体传递到较冷的物体，但不可能自发地从较冷的物体传递到较热的物体；　　（2） 开尔文-普朗克表述　不可能从单一热源吸取热量，并将这热量变为功，而不产生其他影响。　　热力学第三定律是绝对零度（T=0K）不可达到。　　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，那么它们也必定处于热平衡 。　　热力学第零定律是热力学三大定律的基础。　　http://baike.baidu.com/view/1366253.htm　　望采纳！

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。这一结论称做“热力学第零定律”。热力学第零定律的重要性在于它给出了温度的定义和温度的测量方法。定律中所说的热力学系统是指由大量分子、原子组成的物体或物体系。它为建立温度概念提供了实验基础。这个定律反映出：处在同一热平衡状态的所有的热力学系统都具有一个共同的宏观特征，这一特征是由这些互为热平衡系统的状态所决定的一个数值相等的状态函数，这个状态函数被定义为温度。而温度相等是热平衡之必要的条件。　　热力学中以热平衡概念为基础对温度作出定义的定　　律。通常表述为：与第三个系统处于热平衡状态的两个　　系统之间，必定处于热平衡状态。图中A热力学第零定　　律示意图、B热力学第零定律示意图、C热力学第零　　定律示意图为3个质量和组成固定，且与外界完全隔　　绝的热力系统。将其中的B、C用绝热壁隔开，同时使它　　们分别与A发生热接触。待A与B和A与C都达到热平衡时，　　再使B与C发生热接触。这时B和C的热力状态不再变化，　　这表明它们之间在热性质方面也已达到平衡。第零定律　　表明，一切互为热平衡的系统具有一个数值上相等的共　　同的宏观性质──温度。

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。这一结论称做“热力学第零定律”。热力学第零定律的重要性在于它给出了温度的定义和温度的测量方法。定律中所说的热力学系统是指由大量分子、原子组成的物体或物体系。它为建立温度概念提供了实验基础。这个定律反映出：处在同一热平衡状态的所有的热力学系统都具有一个共同的宏观特征，这一特征是由这些互为热平衡系统的状态所决定的一个数值相等的状态函数，这个状态函数被定义为温度。而温度相等是热平衡之必要的条件。 热力学中以热平衡概念为基础对温度作出定义的定律。通常表述为：与第三个系统处于热平衡状态的两个系统之间，必定处于热平衡状态。图中A热力学第零定律示意图、B热力学第零定律示意图、C热力学第零定律示意图为3个质量和组成固定，且与外界完全隔绝的热力系统。将其中的B、C用绝热壁隔开，同时使它们分别与A发生热接触。待A与B和A与C都达到热平衡时，再使B与C发生热接触。这时B和C的热力状态不再变化，这表明它们之间在热性质方面也已达到平衡。第零定律表明，一切互为热平衡的系统具有一个数值上相等的共同的宏观性质——温度。温度计所以能够测定物体温度正是依据这个原理。 另一种表述：处于热力学平衡状态的所有物质均具有某一共同的宏观物理性质。第零定律与温度 第零定律经常被认为可于建立一个温度函数；更随便的说法是可以制造温度计。而这个问题是其中一个热力学和统计力学哲学的题目。 在热力学变量的函数空间之中，恒温的部分会成为一块面并会为附近的面提供自然秩序。之后，该面会简单建立一个可以提供连续状态顺序的总体温度函数。该恒温面的维度是热力学变量的总数减一（例如对于有三个热力学变量 P、V、n 的理想气体，其恒温面是块二维面）。按此定义的温度实际上未必如摄氏温度尺般，而是一个函数。 以理想气体为例，若两团气体是处于热平衡，则： Pi 是第 i 个系统的压强Vi 是第 i 个系统的体积Ni 是第 i 个系统的数量（摩尔数或者原子数目）面 PV / N = const 定义了所有相同温度的面，一个常见方法来标签这些面是令 PV / N = RT，R 是一个常数而温度 T 可以由此定义。经定义后，这些系统可用作温度计来较准其他系统。

一、牛顿力学四定律（万有引力定律也可算入力学定律）：1、牛顿力学第一定律——惯性定律（空间重力场平衡律）。2、牛顿力学第二定律——重力加速度定律（空间重力场变化律）。3、牛顿力学第三定律——力相互作用定律（重力斥力对应律）。4、牛顿力学第四定律——万有引力定律（重力分布律）。二、热力学四定律：5、热力学第零定律——温度律、热平衡律（能量场平衡律）。6、热力学第一定律——能量守恒定律（能量分布空间律）。7、热力学第二定律——熵增加定律、热不可逆定律（能量变化时间律）。8、热力学第三定律——绝对零度不可达定律（能量利用人力极限律）。三、相对论四定律：9、相对性原理（普适律）。10、光速不变原理（运动极限律）。11、引力重力等效原理（重力场同一律）。12、物理学定律普遍性原理（绝对律）。四、量子力学四定律：13、波粒二象性原理（二象同一律）。14、能级跃迁原理（空间能量梯级变化律）。15、测不准原理（认识极限律）。16、泡利不相容原理（能量分布极限律）。

热力学主要有两大定律，热力学第一定律和热力学第二定律。后来人们又添加了热力学第零定律。热力学第一定律就是不同形式的能量在传递与转换过程中守恒的定律，表达式为Q=△U+W。表述形式：热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。热力学第二定律，热力学基本定律之一，其表述为：不可能把热从低温物体传到高温物体而不产生其他影响，或不可能从单一热源取热使之完全转换为有用的功而不产生其他影响，或不可逆热力过程中熵的微增量总是大于零。又称“熵增定律”，表明了在自然过程中，一个孤立系统的总混乱度（即“熵”）不会减小。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。这一结论称做“热力学第零定律”。

热力学常见定律与公式：第一定律：△U=Q-W。△U是系统内能改变，Q是系统吸收的热量，W是系统对外做功。第二定律：很多种表述，最基本的克劳修斯表述和开尔文表述。这个定律的一个推论是熵增原理：选取任意两个热力学态A、B，从A到B沿任何可能路径做积分：∫dQ/T。最大的那个定义为熵。孤立系（有限空间）情况下，熵只增不减。第三定律：绝对零度永远不可以达到。似乎没有什么数学表达吧。非要写一个的话：上面的话可以用这个式子表示：P(T→0)→0。热力学的四大定律简述如下1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。热力学第零定律用来作为进行体系测量的基本依据，其重要性在于它说明了温度的定义和温度的测量方法。2热力学第一定律——能量守恒定律在热学形式的表现。热力学第一定律与能量守恒定律有着极其密切的关系。3热力学第二定律——力学能可全部转换成热能， 但是热能却不能以有限次的实验操作全部转换成功 (热机不可得)。热力学第二定律是在能量守恒定律建立之后，在探讨热力学的宏观过程中而得出的一个重要的结论。4热力学第三定律——绝对零度不可达到但可以无限趋近。通常是将热力学第一定律及第二定律作为热力学的基本定律，但有时增加能斯特定理当作第三定律，又有时将温度存在定律当作第零定律。

热力学第零定律的语言表述是：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，那么它们也必定处于热平衡。热力学第一定律反映了能量守恒和转换时应该遵从的关系，它引进了系统的态函数——内能。热力学第一定律也可以表述为：第一类永动机是不可能造成的。不可能把热从低温物体传到高温物体而不引起其他变化，这就是热力学第二定律的克氏表述。几乎同时，开尔文以不同的方式表述了热力学第二定律的内容。用熵的概念来表述热力学第二定律就是：在封闭系统中，热现象宏观过程总是向着熵增加的方向进行，当熵到达最大值时，系统到达平衡态。第二定律的数学表述是对过程方向性的简明表述。用任何方法都不能使系统到达绝对零度。此定律称为热力学第三定律热力学第二定律是描述热量的传递方向的：分子有规则运动的机械能可以完全转化为分子无规则运动的热能；热能却不能完全转化为机械能。此定律的一种常用的表达方式是，每一个自发的物理或化学过程总是向著熵（entropy）增高的方向发展。熵是一种不能转化为功的热能。熵的改变量等于热量的改变量除以绝对温度。高、低温度各自集中时，熵值很低；温度均匀扩散时，熵值增高。物体有秩序时，熵值低；物体无序时，熵值便增高。现在整个宇宙正在由有序趋于无序，由有规则趋于无规则，宇宙间熵的总量在增加。克劳修斯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。开尔文表述不可能从单一热源吸取热量，使之完全变为有用功而不产生其他影响。

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