热力学基本概念是什么

第一定律：

热力学第一定律是普遍的能量守恒和转化定律在一切涉及宏观热现象过程中的具体表现。热力学第一定律确认，任意过程中系统从周围介质吸收的热量、对介质所做的功和系统内能增量之间在数量上守恒。
热力学第一定律确认：任何系统中存在单值的态函数——内能，孤立系统的内能恒定。一个物体的内能是当物体静止时，组成该物体的微观粒子无规则热运动动能以及它们之间的相互作用势能的总和。宏观定义内能的实验基础是，系统在相同初终态间所做的绝热功数值都相等，与路径无关。由此可见，绝热过程中外界对系统所做的功只与系统的某个函数在初终态之间的改变有关，与路径无关。这个态函数就是内能。它可通过系统对外界所做的绝热功As加以定义：U2－U1=－As，式中的负号表示对外做功为正功。功的单位是焦耳。在一个纯粹的热传递过程中，可用系统的内能改变来定义热量及其数值，即Q=U2－U1，这里定义系统吸热为正（Q大于0）。热量的单位也是焦耳。
一般情况下热力学第一定律可表述为：系统由初态出发经任意过程到达终态，内能的增量ΔU等于在此过程中外界对系统所传递的热量Q和系统对外所作的功A之差。

第二定律：
热力学第二定律是限定实际热力学过程发生方向的热力学规律。它证实熵增加原理成立：
达到平衡态的热力学系统存在一个态函数熵，孤立系的熵不减少，达到平衡态时的熵最大。这就是说，热力学第二定律要求：孤立系中发生的过程沿着熵增加的方向进行，称为熵判据。它与热力学第一定律和热力学第三定律一起，构成了热力学理论的基础。由它引出的卡诺定理指出了提高热机和制冷机经济性的方向和限度。
经验指出热功转换是不可逆的，热功转换不可逆性可以在大量的热机循环中观察到，无法制成一个只从高温热源吸热而不放热到低温热源的循环动作的热机。经过总结大量实践得到结论：不可能从单一热源吸取热量，使之完全变为有用的功而不产生其他影响。这就是热力学第二定律的开尔文表述。它否定了制作第二类永动机（见永动机）的可能性。除热功转换不可逆性外，热量传递也是不可逆的：热量总是自发地从高温物体传递到低温物体，而相反的过程是不可能自发地进行的。在大量实验的基础上，克劳修斯总结出热力学第二定律另一种表述：不可能把热量从低温物体传递到高温物体而不产生其他影响。

第三定律：

热力学第三定律是指限定温度趋于绝对零度时物质性质变化必须遵循的基本规律。它是在大量实验观测基础上概括而成的，主要内容是能斯特定理和由它引出的绝对零度不可达原理。
20世纪初德国物理化学家W.能斯特从研究低温下化学反应的性质得到结论：凝聚系的熵在可逆等温过程中的改变随绝对温度趋于零而趋于零，称之为能斯特定理。
由能斯特定理可知，凝聚系的熵将随热力学温度趋向零而趋向一个常数值S0。为了确定这个熵常数，M.普朗克于1911年提出了一个假设S0=0。由此确定的熵的数值称作绝对熵。由于热容是正定的，因此系统绝对熵S≥0。普朗克的假设能从近代量子论中找到合理的解释：达到平衡态绝对零度的系统处于能量最小的状态。这是一种高度有序的状态，与之相应的热力学概率W=1，故应用玻耳兹曼熵公式可得S0=0。

热力学是研究气体的温度和压强，密度的关系，基本概念应该是气体状态方程。