Мерой неупорядоченности частиц служит функция состояния энтропия (S). dS ≥ (
)/T - второй закон термодинамики, где где dS — приращение энтропии; 
— минимальная теплота, подведенная к системе; T — абсолютная температура процесса. T* S ≥ U + P*V. Из последнего неравенства, энтропия является функцией внутренней энергии и объема. Если применить это выражение к изолированным системам (U=0;
V=0), то закон будет такой T*S ≥ 0. При Т>0, знак изменения энтропии является критерием направленности самопроизвольного процесса. Если S>0 S=Smax - процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении, т.е. термодинамически возможен. Если S<0 S=Smin - процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении, прямой процесс невозможен. Если S=0 S=Smax - процесс самопроизвольно протекает и в прямом и в обратном направлении, т.е. термодинамическое равновесие.
В отличии от других функций состояния, у энтальпии можно определить абсолютное значение.
S= k*lnW, где k=R/Na - постоянная Больцмана. W – вероятность, которая показывает число микросостояний системы, при помощи которых может реализоваться определённое микросостояние. С возрастанием энтропии протекают следующие процессы: -плавление; -испарение; -расширение газов; -растворение; -реакции протекающие с увеличением числа моль. Обратные реакции протекают с уменьшением энтропии. Энтропия любого вещества возрастает с увеличением температуры, а у газов – еще и с увеличением давления.
S0298 – стандартная энтропия при стандартных условиях ∆S0298= ΣN ∆S0298f(продукты) - ΣN ∆S0298f(исходные вещества)
Энергия Гиббса. Критерии определения реакционной способности
В закрытых системах критерием направленности является энергия Гиббса и Гельмгольца ∆G или ∆F.
∆G=∆H – T*∆S; ∆F=∆U – T*∆S. Если ∆G>0, G→Gmax; ∆F>0, F→Fmax, то самопроизвольно может протекать только обратный процесс (прямой процесс невозможен). Если ∆G<0, G→Gmin; ∆F<0, F→Fmin, то самопроизвольно может протекать только прямой процесс (обратный процесс невозможен). Если ∆G=0, G=Gmax; ∆F=0, F=Fmax, то система находится в термодинамическом равновесии. ∆G=∆H – T*∆S (зависит от энтальпийного и энропийного факторов) ∆Н<0, ∆S>0 - процесс возможен при любых значениях температур.
∆Н<0, ∆S<0, Т<∆Н/∆S – процесс возможен при низких температурах. ∆Н>0, ∆S>0, Т>∆Н/∆S – процесс возможен при высоких температурах. ∆Н>0, ∆S<0, ∆G>0 - процесс не возможен при любых значениях температур. ∆G=0, Т=∆Н/∆S Т – температура равновесного протекания реакции (начала реакции). Энергия Гиббса при стандартных условиях называется стандартной энергией Гиббса. ∆G0298 = ΣN ∆G0298f(продукты) - ΣN ∆G0298f(исходные вещества).
