热力学第一定律

　　热力学第一定律（汉语拼音：Relixue Di-yi Dinglü；英语：First Law of Thermodynamics），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。

　　确认作为守恒量的能量的存在始于17世纪末，当时G.W.莱布尼茨观测到地球重力场中质点能量(mv²/2+mgh)守恒。J.P.焦耳从19世纪40年代起，经过几十年的努力测定了热功当量，确认热只是能量存在的一种形式，为热力学第一定律奠定了基础。1905年A.爱因斯坦把能量与物质的静止质量联系起来，给出了著名的质能关系式。为了解释β衰变过程中“消失掉”的那一部分能量，W.泡利于1931年提出，伴随原子核内中子蜕变为质子和电子的同时，必还有一种未被认识的粒子。后来E.费米把这种电中性且静止质量为零的粒子命名为中微子，把那一部分“消失掉”的能量又找了回来。

　　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A_s加以定义：U₂－U₁=-A_s，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。

　　热量和功都是过程量，只当系统状态改变时它们才会出现，它们的数值不仅与过程的初终态有关，还与过程经历的路径有关。功和热量都是内能改变量的量度，说明它们之间应存在某种相当性，历史上把这种相当性的数值表示称为热功当量。

　　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。数学表达式可写为：

　　　　ΔU=U₂－U₁=Q－A或Q=ΔU+A

　　其中规定：系统吸热Q＞0，系统放热Q＜0；系统对外做功A＞0，外界对系统做功A＜0；系统内能增加ΔU＞0，系统内能减少ΔU＜0。把上式应用于相差无穷小的两状态间发生的微元过程，可得热力学第一定律的微分形式：δ

　　　　Q=dU+δA

　　式中的dU是内能的全微分；δQ和δA分别表示微元过程中传递的微热量和对外所做的微功，它们都不是全微分。

　　热力学第一定律还可表述为第一类永动机（一种能不断自动做功而无须消耗任何燃料和能源的机器）是做不成的。

　　当系统是开放的，它和介质之间不仅有热的和机械的相互作用，还有物质交换，则热力学第一定律的表述中还应增加一项因物质交换引起的能量的增量或减量。