1. Нульове начало термодинаміки.

Нульовий закон термодинаміки - теорема, яка формулюється наступним чином: якщо дві системи знаходяться в стані тепловой рівноваги з третьою системою, то вони знаходяться в стані тепловой рівноваги і між собою. Очевидно, що стан тепловой рівноваги є ніщо інше, як рівність температур. Нульовий початок термодинаміки був так названий за пропозицією англійського фізика Р. Фавлера (1889-1944).Математична модель. Запишемо нульовий закон термодинаміки в математичній формі:

2. Внутрішня енергія ідеального газу.

Внутрішньою енергією називається сума кінетичної і потенціальної енергії всіх молекул речовини. Кінетична енергія – це енергія руху, а потенціальна – це енергія взаємодії. Оскільки в ідеальному газі відсутні сили взаємодії, то це означає, що молекулярно-потенціальна енергія у нього відсутня. Таким чином внутрішня енергія ідеального газу представляє собою тільки суму значень кінетичних енергій хаотичного руху всіх його молекул. Для одного моля внутрішня енергія буде виражена формулою:

А для довільної маси одноатомного газу: - для двохатомного газу - для багатоатомного газу.

3. Перше начало термодинаміки. Робота газу при сталому тиску.

Зміна енергії тіла відбувається тільки при виконанні механічної роботи або при теплообміні. Закон збереження енергії є першим началом термодинаміки. Підведення до системи кількість теплоти Q частково іде на збільшення внутрішньої енергії системи і частково на виконання цією системою роботи

Вигляд цього рівняння для ізопроцесів: ізобаричний робота вих збільшується об’єм і підвищується температура. Процес в якій-небудь системі, що відбувається без теплообміну з оточуючим середовищем називається адіабатним процесом. тоді З цього випливає, що під час адіабатного процесу система може виконувати роботу тільки за рахунок зменшення своєї внутрішньої енергії.

4. Теплоємність газу за сталого обєму і сталого тиску.

Кількість теплоти поглинутої тілом при зміні його стану залежить не лише від його початкового та кінцевого станів, зокрема, від його початкової та кінцевої температури, але і від способу, в який було здійснено перехід від початкового до кінцевого стану. Відповідно від цього залежить і теплоємність тіла. Звичайно, розрізняють теплоємність за сталого тиску C_P і теплоємність за сталого об`єму C<sub>V</sub>, якщо в процесі нагрівання підтримують, відповідно, сталий тиск Р або сталий об`єм V. При нагріванні за сталого об’єму (V=const, ізохоричний процес) уся підведена до тіла теплота йде на збільшення його внутрішньої енергії, тоді як при нагріванні за сталого тиску (P=const, ізобаричний процес) на збільшення внутрішньої енергії тіла йде лише частина підведеної до тіла теплоти, оскільки інша частина йде на виконання роботи розширення тіла. Отже, C_P завжди більше за C_V. Для твердих тіл і рідин різниця між C_P та C_V незначна, оскільки зміни їх об’єму при нагріванні невеликі. Знання  є важливим, оскільки безпосереднє вимірювання C_V становить значні експериментальні труднощі (при V=const маса газу, а отже його теплоємніcть завжди малі порівняно з відповідними величинами для калориметра), і теплоємність C_V звичайно обчислюють за формулою C_V  = C_P/ , оскільки вимірювати C_P значно зручніше.Для газів, розріджених настільки, щоб їх можна було вважати ідеальними, різниця молярних теплоємностей C_P - C_V = R, де R – універсальна газова стала, що дорівнює 8,314 Дж/(моль∙K) . Відповідно до класичної теорії теплоємності ідеальних газів для одноатомного газу теплоємність C_V = 3R/2, для газу, що складається із двоатомних молекул, C_V =5R/2, а для ідеального газу багатоатомних жорстких молекул C_V =6R/2. Якщо газ можна вважати ідеальним, то за відомим відношенням молярних теплоємностей γ можна навіть знайти їх абсолютні величини. Можна знайти самі теплоємності C_V = R/( –1) та   C_P = R/( –1).