第一定律：熱力學第一定律是普遍的能量守恆和轉化定律在一切涉及宏觀熱現象過程中的具體表現。熱力學第一定律確認，任意過程中系統從周圍介質吸收的熱量、對介質所做的功和系統內能增量之間在數量上守恆。 熱力學第一定律確認：任何系統中存在單值的態函式——內能，孤立系統的內能恆定。一個物體的內能是當物體靜止時，組成該物體的微觀粒子無規則熱運動動能以及它們之間的相互作用勢能的總和。宏觀定義內能的實驗基礎是，系統在相同初終態間所做的絕熱功數值都相等，與路徑無關。由此可見，絕熱過程中外界對系統所做的功只與系統的某個函式在初終態之間的改變有關，與路徑無關。這個態函式就是內能。它可透過系統對外界所做的絕熱功As加以定義：U2－U1=－As，式中的負號表示對外做功為正功。功的單位是焦耳。在一個純粹的熱傳遞過程中，可用系統的內能改變來定義熱量及其數值，即Q=U2－U1，這裡定義系統吸熱為正（Q大於0）。熱量的單位也是焦耳。 一般情況下熱力學第一定律可表述為：系統由初態出發經任意過程到達終態，內能的增量ΔU等於在此過程中外界對系統所傳遞的熱量Q和系統對外所作的功A之差。第二定律：熱力學第二定律是限定實際熱力學過程發生方向的熱力學規律。它證實熵增加原理成立：達到平衡態的熱力學系統存在一個態函式熵，孤立系的熵不減少，達到平衡態時的熵最大。這就是說，熱力學第二定律要求：孤立系中發生的過程沿著熵增加的方向進行，稱為熵判據。它與熱力學第一定律和熱力學第三定律一起，構成了熱力學理論的基礎。由它引出的卡諾定理指出了提高熱機和製冷機經濟性的方向和限度。 經驗指出熱功轉換是不可逆的，熱功轉換不可逆性可以在大量的熱機迴圈中觀察到，無法制成一個只從高溫熱源吸熱而不放熱到低溫熱源的迴圈動作的熱機。經過總結大量實踐得到結論：不可能從單一熱源吸取熱量，使之完全變為有用的功而不產生其他影響。這就是熱力學第二定律的開爾文表述。它否定了製作第二類永動機（見永動機）的可能性。除熱功轉換不可逆性外，熱量傳遞也是不可逆的：熱量總是自發地從高溫物體傳遞到低溫物體，而相反的過程是不可能自發地進行的。在大量實驗的基礎上，克勞修斯總結出熱力學第二定律另一種表述：不可能把熱量從低溫物體傳遞到高溫物體而不產生其他影響。第三定律：熱力學第三定律是指限定溫度趨於絕對零度時物質性質變化必須遵循的基本規律。它是在大量實驗觀測基礎上概括而成的，主要內容是能斯特定理和由它引出的絕對零度不可達原理。20世紀初德國物理化學家W.能斯特從研究低溫下化學反應的性質得到結論：凝聚系的熵在可逆等溫過程中的改變隨絕對溫度趨於零而趨於零，稱之為能斯特定理。 由能斯特定理可知，凝聚系的熵將隨熱力學溫度趨向零而趨向一個常數值S0。為了確定這個熵常數，M.普朗克於1911年提出了一個假設S0=0。由此確定的熵的數值稱作絕對熵。由於熱容是正定的，因此係統絕對熵S≥0。普朗克的假設能從近代量子論中找到合理的解釋：達到平衡態絕對零度的系統處於能量最小的狀態。這是一種高度有序的狀態，與之相應的熱力學機率W=1，故應用玻耳茲曼熵公式可得S0=0。