热力学第零定律,热力学第零定律定义了哪一个物理量

本文目录一览：

• 1、
• 2、热力学第零定律的内容
• 3、热力学三大定理，具体怎么说？
• 4、什么是热力学第零定律？
• 5、热力学第零定律定义了哪一个物理量
• 6、热力学三大定律是什么？
• 7、四大热力学定律是什么？
• 8、简述热力学第零定律？其物理意义是什么？
• 9、热力学有哪四条定律

热力学第零定律的内容

若两个热力学系统中的任何一个系统都和第三个热力学系统处于热平衡状态，那么，这两个热力学系统也必定处于热平衡。这一结论称为热力学第零定律，该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。

一、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。
二、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。

热力学三大定理，具体怎么说？

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。

什么是热力学第零定律？

如果两个热力学系统中的每个都与第3个热力学系统处于热平衡(温度相同)，则它们彼此也一定处于热平衡。这1结论称做“热力学第零定律”。(

热力学第零定律定义了哪一个物理量

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。

热力学三大定律是什么？

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。

四大热力学定律是什么？

四个并不是都有公式的，适用条件如下。
1、热力学第一定律——在热学形式中能量守恒定律的表现。
2、热力学第二定律——力学能可全部转换成热能， 但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)。 公式S=Q/T
3、热力学第三定律——绝对零度不可完全达到但可以无限趋近。公式S=KlnQ
4、热力学第零定律——若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。
扩展资料：
1、虽然是由可逆过程得到dU=TdS-pdV等4个热力学基本公式，但是他们的适用范围并不只限于可逆过程，他们的适用范围是“只有体积功存在的均相封闭系统”。
2、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： 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。以及熵增表述：孤立系统的熵永不减小。
热力学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=0K）不可达到。
参考资料来源：百度百科--热力学三大定律
热力学的四大基本定律分别是：
1. 第一定律（能量守恒定律）： 能量不能被创造或销毁，只能从一种形式转化为另一种形式。表达式通常为热量和做功的总和等于内能的变化。
2. 第二定律（熵的增加原理）：任何封闭系统内，熵（一种度量系统无序程度的物理量）总是趋于增加，即系统总是朝着更高熵的状态演化。这个定律也涉及到了热力学中的一个重要概念——热力学箭头的方向性。
3. 第三定律（绝对零度定律）：在理论上，绝对零度（0K或-273.15℃）是不可达到的，因为这要求系统的熵趋于零。这一定律阐明了系统趋向于绝对零度时的行为。
4. 第零定律（温度的传递性）：如果两个系统分别与第三个系统达到热平衡，那么这两个系统就处于热平衡状态，它们的温度是相等的。这个定律为温度的定义提供了一个基础。
这四大定律构成了热力学的基础，用于描述热力学系统中能量和熵的行为。

简述热力学第零定律？其物理意义是什么？

热力学第零定律：如果两个热力学系统分别于第三个热力学系统达到热平衡，则这两个热力学系统彼此也必定处于热平衡。
其物理意义是处在相互热平衡状态的系统拥有某一共同的宏观物理性质，即温度相同。

热力学有哪四条定律

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。
三、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
在这个公式中，突出了做功和热传递是改变系统内能的两种不同形式，可通过做功和传递的热量来量度系统内能的变化。在上述公式中，当外界对系统作功时，W为正值；若系统对外作功时，W为负值。如外界向系统传热，Q即为正值；若系统向外界放热，则Q为负值。当△E为正值时，表示系统的内能增加；如果△E为负值时，则表现系统的内能在减少。
在运用热力学第一定律的数学表达式△E=W+Q解题时，应了解表达式的适用范围，应注意各物理量的正、负号表示的意义，以及式中的各量单位要统一。对热力学第一定律从广义上理解，应把系统内能的变化看作是系统所含的一切能量（如化学的、热的、电磁的、原子核的、场的能量等）的变化，而所作的功是各种形式的功，如此理解后，热力学第一定律就成了能量转换和守恒定律。
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。
何为“第一类永动机”？在19世纪早期，不少人沉迷于一种神秘机械, 这种设想中的机械只需要一个初始的力量就可使其运转起来，之后不再需要任何动力和燃料，却能自动不断地做功。在热力学第一定律提出之前，人们一直围绕着制造永动机的可能性问题展开激烈的讨论，这种不需要外界提供能量的永动机称为“第一类永动机”。
根据能的转化与守恒定律，系统在对外做功过程中，它的内能要减小，要想不减少它的内能，外界必须同时对它传递热量或对它做功，不断地给系统补充能量，系统才能持续不断地对外做功。这种违背能量守恒与转化定律的器械，也就是违背热力学第一定律的器械永远也不可能制造成。
四、热力学第二定律：热力学的又一基本定律。它是关于在有限空间和时间内，一切和热运动有关的物理、化学过程具有不可逆性的总结。自热力学第一定律被发现以后，人们注意到许多自行发生的过程都是单方向的，例如热量从高温物体传到低温物体，液体由高处向低处流动，气体的扩散与混合，其反向自行发生的过程虽然没有违反第一定律，却从来还没有发现过，可见除了第一定律外，必定还有其他的定则在限制这些过程的发生。克劳修斯、开尔文等人，从将热转变为功时遇到的经验归纳成热力学第二定律。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。
从克劳修斯的表述中知道：自然条件下热量只能从高温物体向低温物体转移，而不能由低温物体自动向高温物体转移，这个转变过程是不可逆的。若想让热传递方向逆转，则必须消耗功（即引起了其它变化）才能实现。
开尔文表述中的“单一热源”是指温度均匀并且恒定不变的热源；“其他影响”指除了由单一热源吸热，把所吸的热用来作功以外的任何其他变化。若有其他影响产生时，把由单一热源吸来的热量全部用来对外作功是可能的。自然界中任何形式的能都可能转变成热，但热却不能在不产生其他影响的条件下完全变成其他形式的能，这种转变在自然条件下也是不可逆的。热机在运行过程中，可连续不断地将热变为机械功，一定伴随有热量的损失（产生了其它影响）。
什么是普朗克表述中的“第二类永动机”呢？在人们认识了能的转化和守恒定律后，制造永动机的梦想并没有停止下来。不少人开始企图从单一热源（比如从空气、海洋）吸收能量，并用来做功。将热转变成功，并没有违背能量守恒，如果能够实现，人类就将有了差不多取之不尽的能源，地球上海水非常丰富，热容很大，仅仅使海水的温度下降1℃，释放出来的热量就足够现代社会用几十万年，从海水中吸取热量做功，则航海不需要携带燃料！这种机械被人们称为第二类永动机。但所有的实验都失败了，因为这违背了自然界的另一条基本规律：热力学第二定律。
从分子运动论的观点看，热运动是大量分子的无规则运动，而作功则是大量分子的有规则的运动。无规则运动要变为有规则运动的几率极小，而有规则的运动变成无规则运动的几率大。一个不受外界影响的孤立系统，其内部自发的过程总是由几率小的状态向几率大的状态进行。由此可见热是不可能自发地变成功的，这就是热力学第二定律的统计意义。
第二定律和第一定律是不同的。第二定律阐明了过程进行的方向性。
热力学第二定律是有适用范围的，它只能用于宏观观世界。微观世界如个别分子的运动不能用热力学第二定律去研究，而对于宇观的世界如宇宙，由于它是一个开放的不平衡的体系，热力学第二定律也无法解释其发展规律。
五、热力学第三定律：随着低温技术的发展，人们不断向低温极限冲击，但越是接近绝对零度，温度的降低越困难。1906年，德国化学物理学家能斯特在观察低温现象和化学反应中发现热定理，1912年，能斯特又把这一规律表述为：“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。
迄今为止，人类获得的最接近绝对零度的温度是0.5nK（0.5×10－9K），这是2003年由德国、美国、奥地利等国科学家组成的一个国际科研小组目前创造的人类最低温度纪录。
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。
第零定律： A与B热平衡，B与C热平衡，则A与C热平衡。
第一定律：dU=δQ-δW
第二定律：第二类永动机不可能制成。
第三定律：完美晶体的温度趋近于0时，其熵为零。
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+Q
2、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）
力学的四大定律简述如下：
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——能量守恒定律在热学形式的表现。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)。
热力学第三定律——绝对零度不可达到但可以无限趋近。
扩展资料：
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。
热力学第一定律的能量方程式就是系统变化过程中的能量平衡方程式， 是分析状态变化过程的根本方程式。它可以从系统在状态变化过程中各项能量的变化和它们的总量守恒这一原则推出。把热力学第一定律的原则应用于系统中的能量变化时可写成如下形式：
进入系统的能量- 离开系统的能量= 系统中储存能量的增加
上式是系统能量平衡的基本表达式， 任何系统、任何过程均可据此原则建立其平衡式。对于闭口系统， 进入和离开系统的能量只包括热量和作功两项；对于开口系统， 因有物质进出分界面， 所以进入系统的能量和离开系统的能量除以上两项外， 还有随同物质带进、带出系统的能量。
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达；或者也可以通过第三个体系的温度来表达。
参考资料：百度百科——热力学定律