在热力学中，基本的热力学关系是四个基本方程，它们展示了四个重要的热力学量如何依赖于可以通过实验控制和测量的变量。 因此，它们本质上是状态方程，使用基本方程，实验数据可用于确定广受欢迎的量，如 G 或 H。这种关系通常表示为内部能量的微观变化，即熵的微观变化 和热平衡封闭系统的体积如下所示。

d U = T d S − P d V

这里，U是内能，T是绝对温度，S是熵，P是压力，V是体积。

这只是基本热力学关系的一种表达方式。 它可以用其他方式表达，使用不同的变量（例如使用热力学势）。 例如，基本关系可以用焓表示为

d H = T d S + V d P

根据亥姆霍兹自由能 (F) 为

d F = − S d T − P d V

并根据吉布斯自由能 (G) 为

d G = − S d T + V d P

热力学第一定律指出：

d U = δ Q − δ W

其中 δ Q} 和 δ W 分别是周围环境提供给系统的无穷小热量和系统对周围环境所做的功。

根据热力学第二定律，我们有一个可逆过程：

d S = δ Q T

因此：

δ Q = T d S

这个等式是在可逆变化的情况下推导出来的。 然而，由于 U、S 和 V 是热力学状态函数，因此上述关系对于不可逆变化也成立。 如果组成，即化学成分的数量 n i {dISPlaystyle n_{i}} 在均匀温度和压力的系统中也可以改变。