想了很久,還是不知道為什麼...不知道這邊有沒有高手可以解答...
也不知道標題下得對不對...

我的問題是來自於kittel的熱物理課本(p243),
我感到有一些疑惑,以下是課文的內容,我沒翻譯直接打出來是怕過程中產生一些錯誤:

If we look only at the net change in a system, there is no way to tell
whether the process that led to this change was reversible or irreversible.
For a change dU in energy and dσ in entropy, we can define a reversible heat
dQrev and a reversible work dWrev as the amount of heat and work that would
 accomplish this change in a reversible process. If part of work done on
the system is irreversible, the actual work required to
accomplish a given change is larger than the reversible work,
 dWirrev > dWrev,

By conservation of energy dU = dWirrev + dQirrev = dWrev +dQrev.

so that dQirrev < dQrev. The actual heat transferred in the
irreversible process must be less than the reversible heat.
(有的d代表和路徑相關,可是打不出來)

而問題是這兩式為什麼一定成立 ,dWirrev > dWrev dQirrev < dQrev?

我的想法是在同樣的條件下,如果是不可逆反應的例子是自由膨脹,而其過程中作功是0
,但是如果是可逆反應,我則可以想像他在膨脹時可以推一個活塞,這表對外作功所以

可當作是負的所以dWirrev > dWrev我可以想像,如果直接從dU = dWirrev + dQirrev =
 dWrev +dQrev就可以得到第二個結果,然而這樣並沒有解釋dQirrev < dQrev
而且dQ = τdσ 通常我們的印象是不可逆的entropy會變大而可逆如果回到原狀態則
entropy是0,這樣這個式子在同條件下就不會成立,而如果這個想法是錯的,
我也想不到怎麼解釋entropy的變化是可逆過程比較大.

以上就是我的問題跟想法,我知道我可能錯的很離譜,但因為不知道那裡出錯了
,所以期待高手們的想法,謝謝...^^

抱歉,版面打得有點亂...

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