热力学第ㄧ定律（the first law of thermodynamics) 可表示dU=dQ+dW。对可逆过程，此
方程可用entropy 表示成 dU= T dS - P dV.
对不可逆过程，如果把dQ and dW表示成 dQ=(dQ)_rev + delQ, dW= -PdV + delW, 因
internal energy U 是state function, 变化与热力学过程无关，可得 delQ+delW=0.
从Clausius' theorem dQ/T < (dQ)_rev/T = dS 可知， delQ < 0. 利用delQ+delW=0,
得 dW > 0.
请建立比较具体物理情形或例子说明，为什么 del Q<0 必然小于0而 delW 必大于0.
有人知道的吗