エントロピー変化

計算式と考え方

等温で熱が出入りする場合、エントロピー変化は「ΔS = Q ÷ T」で求めます。373Kで4,000Jの熱を受け取れば、ΔS ＝ 10.72 J/Kです。温度が変化する過程では「ΔS = n × C × ln(T2 ÷ T1)」を用い、1mol・モル比熱29.1 J/mol·K で373Kから473Kに加熱すると6.93 J/Kになります。理想気体が等温で膨張する場合は「ΔS = n × R × ln(V2 ÷ V1)」で、体積が2倍になれば5.76 J/Kです。いずれも温度で割る、あるいは対数を取るという形になるのが特徴です。

エントロピーが増える主な過程

エントロピー変化の詳しい解説

エントロピーは、系の乱雑さや、エネルギーが利用できる度合いを表す状態量です。熱力学第二法則は、孤立系のエントロピーは減少しないと述べており、これが自然界の変化に方向性を与えています。熱が高温から低温へ流れる、気体が混ざり合う、物が壊れるといった現象が一方向にしか進まないのは、この法則によります。計算の基本は「ΔS = Q ÷ T」ですが、この式が成り立つのは可逆過程における熱の出入りに対してです。実際の不可逆過程では、系のエントロピー変化を求めるために、同じ始点と終点を結ぶ仮想的な可逆過程を考えて計算します。エントロピーが状態量であり、経路によらず始点と終点だけで決まるという性質が、この計算を可能にしています。相変化におけるエントロピー変化は、潜熱を転移温度で割って求めます。水の蒸発では、100℃（373K）で約40.7 kJ/molの潜熱が必要で、これを373Kで割ると約109 J/mol·Kという大きな値になります。液体から気体への変化で分子の自由度が大きく増すことが、この値に表れています。融解のエントロピー変化はこれより小さく、水では約22 J/mol·Kです。ギブズ自由エネルギーとの関係も重要です。ΔG = ΔH − TΔS という式において、エントロピー変化に温度を掛けた項が反応の自発性を左右します。発熱反応（ΔHが負）でエントロピーも増大する（ΔSが正）反応は、どの温度でも自発的に進みます。逆にエントロピーが減少する反応は、発熱が大きくなければ自発的に進みません。温度が高いほどTΔSの項の影響が大きくなるため、高温ではエントロピーが増大する方向の変化が優勢になります。統計力学の観点では、エントロピーは系が取りうる微視的な状態の数の対数に比例します。この見方により、なぜ乱雑な状態が実現しやすいかが説明されます。整った状態に対応する微視的状態の数は少なく、乱雑な状態に対応する数は圧倒的に多いため、確率的に乱雑な状態へ向かうという理解です。

業界・現場での使い方

よくある間違い・注意点

• 不可逆過程に直接 Q/T を使う — この式は可逆過程に対するものです。同じ始点と終点を結ぶ可逆経路を考えて計算します。
• 系だけを見て第二法則を判断する — 系のエントロピーは減少できます。系と外界を合わせた全体で判断してください。
• 温度を摂氏で計算する — 絶対温度（K）を使う必要があります。摂氏では式が成り立ちません。

関連する規格・法規

• JIS化学規格
• ISO化学基準

※本ツールは公的基準に基づく参考計算です。実際の設計・施工・法令適用は最新の告示・規格および所轄官庁の判断に従ってください。

よくある質問（FAQ）

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