發現理論
1901年，範霍夫因發現化學動力學定律和滲透壓，提出了化學反應熱力學動态平衡原理，獲第一個化學獎。1906年能斯特提出了熱力學第三定律，認為通過任何有限個步驟都不可能達到絕對零度。這個理論在生産實踐中得到廣泛應用，因此獲1920年化學獎。1931年翁薩格發表論文“不可逆過程的倒數關系”，闡明了關于不可逆反應過程中電壓與熱量之間的關系。對熱力學理論作出了突破性貢獻。這一重要發現放置了20年，後又重新被認識。1968年獲化學獎。1950年代，普利戈金提出了著名的耗散結構理論。1977年，他因此獲化學獎。這一理論是當代熱力學理論發展上具有重要意義的大事。它的影響涉及化學、物理、生物學等廣泛領域，為我們理解生命過程等複雜現象提供了新的啟示。
定律
第零定律
如果兩個熱力學系統中的每一個都與第三個熱力學系統處于熱平衡(溫度相同)，則它們彼此也必定處于熱平衡。這一結論稱做“熱力學第零定律”。熱力學第零定律的重要性在于它給出了溫度的定義和溫度的測量方法。定律中所說的熱力學系統是指由大量分子、原子組成的物體或物體系。它為建立溫度概念提供了實驗基礎。這個定律反映出：處在同一熱平衡狀态的所有的熱力學系統都具有一個共同的宏觀特征，這一特征是由這些互為熱平衡系統的狀态所決定的一個數值相等的狀态函數，這個狀态函數被定義為溫度。而溫度相等是熱平衡之必要的條件。
熱力學中以熱平衡概念為基礎對溫度作出定義的定律，通常表述為：與第三個系統處于熱平衡狀态的兩個系統之間，必定處于熱平衡狀态。
第一定律
基本内容
能量是永恒的，他不會被誰制造出來，也不會被誰消滅。但是熱能可以給動能提供動力，而動能還能夠再轉化成熱能。普遍的能量轉化和守恒定律在一切涉及熱現象的宏觀過程中的具體表現。熱力學的基本定律之一。表征熱力學系統能量的是内能。通過作功和傳熱，系統與外界交換能量，使内能有所變化。根據普遍的能量守恒定律，系統由初态Ⅰ經過任意過程到達終态Ⅱ後，内能的增量ΔU應等于在此過程中外界對系統傳遞的熱量Q 和系統對外界作功A之差，即UⅡ－UⅠ=ΔU=Q－A或Q=ΔU+A這就是熱力學第一定律的表達式。如果除作功、傳熱外，還有因物質從外界進入系統而帶入的能量Z，則應為ΔU=Q－A+Z。當然，上述ΔU、A、Q、Z均可正可負。
第二定律
熱永遠隻能由熱處傳到冷處（在自然狀态下）。熵及熵增原理克勞修斯首次從宏觀角度提出熵概念(S=Q/T)，而後波爾茲曼又從微觀角度提出熵概念(S=klnW),其兩者是相通的,近代的普裡戈金提出了耗散結構理論,将熵理論中引進了熵流的概念,闡述了系統内如果流出的熵流(dSe)大于熵産生(dSi)時,可以導緻系統内熵減少，即dS=dSi+ dSe<0，這種情形應稱為相對熵減。但是，若把系統内外一并考察仍然服從熵增原理。
熵增原理最經典的表述是：“絕熱系統的熵永不減少”，近代人們又把這個表述推廣為“在孤立系統内，任何變化不可能導緻熵的減少”。熵增原理如同能量守恒定律一樣，要求每時每刻都成立。關于系統有四種說法，分别叫孤立、封閉、開放和絕熱系統，孤立系統是指那些與外界環境既沒有物質也沒有能量交換的系統，或者是系統内部以及與之有聯系的外部兩者總和，封閉系統是指那些與外界環境有能量交換，但沒有物質交換的系統，開放系統是指與外界既有能量又有物質交換的系統，而絕熱系統是指既沒有粒子交換也沒有熱能交換，但有非熱能如電能、機械能等的交換。
第三定律
你無法在低于-273.15攝氏度的溫度下變得更冷——這一溫度被稱為絕對零度。科學家們說，當溫度處在這個溫度時，就沒有溫度了。第二定律告訴我們，得有溫度更低的東西才能使熱量轉移，所以，在絕對零度，你不能讓任何東西變得更冷。熱力學第三定律：純物質，完美晶體，0K時的熵為零，即：S*（0K，完美晶體）=0
