熱力學第ㄧ定律（the first law of thermodynamics) 可表示dU=dQ+dW。對可逆過程，此
方程可用entropy 表示成 dU= T dS - P dV.
對不可逆過程，如果把dQ and dW表示成 dQ=(dQ)_rev + delQ, dW= -PdV + delW, 因
internal energy U 是state function, 變化與熱力學過程無關，可得 delQ+delW=0.
從Clausius' theorem dQ/T < (dQ)_rev/T = dS 可知， delQ < 0. 利用delQ+delW=0,
得 dW > 0.
請建立比較具體物理情形或例子說明，為什麽 del Q<0 必然小於0而 delW 必大於0.
有人知道的嗎