物理定义：熵增过程是一个自发的由有序向无序发展的过程(Bortz, 1986; Roth, 1993)。热力学定义：熵增加，系统的总能量不变，但其中可用部分减少。统计学定义：熵衡量系统的无序性。熵越高的系统就越难精确描述其微观状态。

早在1947年薛定鄂就曾高瞻远瞩地指出了熵增过程也必然体现在生命体系之中(Schrodinger 1947)。人体是一个巨大的化学反应库，生命的代谢过程建立在生物化学反应的基础上。从某种角度来讲，生命的意义就在于具有抵抗自身熵增的能力，即具有熵减的能力。在人体的生命化学活动中，自发和非自发过程同时存在，相互依存，因为熵增的必然性，生命体不断地由有序走回无序，最终不可逆地走向老化死亡。

中文名

熵增

外文名

increase of entropy

定义

是一个自发的由有序向无序发展的过程

基本原理

熵增原理

基本定律

熵增定律

代表

系统在给定的宏观状态

性质

自发的由有序向无序发展的过程

领域

热力学

简介

热力学定义

在热力学中，熵是系统的热力学参量，它代表了系统中不可用的能量，衡量系统产生自发过程的能力。熵增加，系统的总能量不变，但其中可用部分减少。孤立系统的熵不会减少，这也是热力学第二定律的表现之一。

统计学定义

在统计学中，熵衡量系统的无序性，代表了系统在给定的宏观状态（如温度、压强、体积等等）下，处于不同微观状态的可能性，或者说构成该宏观系统的微观方式的数量。举例，已知在3个盒子里有3个球，这个是系统的宏观状态，微观状态则是球在不同盒子间的分布（如3个球全部在第一个盒子，或者一个盒子里有一个球等等）。熵越高的系统就越难精确描述其微观状态。

熵

定义

熵，热力学中表征物质状态的参量之一，用符号S表示，其物理意义是体系混乱程度的度量。[1]

（1）经典热力学

1865年，克劳休斯将发现的新的状态函数命名为，用增量定义为

熵增

，式中T为物质的热力学温度；

为熵增过程中加入物质的热量，下标“r”是英文单词“reversible‘’的缩写，表示加热过程所引起的变化过程是可逆的。

若过程是不可逆的，则

熵增

，下标“ir”是英文单词“ireversible‘’的缩写，表示表示加热过程所引起的变化过程是不可逆的。

合并以上两式可得

熵增

，此式叫做克劳休斯不等式，是热力学中第二定律最普遍的表达式。

（2）统计热力学

熵的大小与体系的微观状态Ω有关，即

，其中k为玻尔兹曼常量，

。体系微观状态Ω是大量质点的体系经统计规律而得到的热力学概率，因此熵有统计意义，对只有几个、几十或几百分子的体系就无所谓熵。性质

（1）状态函数

熵S是状态函数，具有加和（容量）性质(即对于系统M可分为

，则有

) 是广度量非守恒量，因为其定义式中的热量与物质的量成正比，但确定的状态有确定量。其变化量

只决定于体系的始终态而与过程可逆与否无关。由于体系熵的变化值等于可逆过程热温商

之和，所以只能通过可逆过程求的体系的熵变。孤立体系的可逆变化或绝热可逆变化过程

。

（2）宏观量

熵是宏观量，是构成体系的大量微观离子集体表现出来的性质。它包括分子的平动、振动、转动、电子运动及核自旋运动所贡献的熵，谈论个别微观粒子的熵无意义。

（3）绝对值

熵的绝对值不能由热力学第二定律确定。可根据量热数据由第三定律确定熵的绝对值，叫规定熵或量热法。还可由分子的微观结构数据用统计热力学的方法计算出熵的绝对值，叫统计熵或光谱熵。

熵增原理

熵增原理就是孤立热力学系统的熵不减少，总是增大或者不变。用来给出一个孤立系统的演化方向。说明一个孤立系统不可能朝低熵的状态发展即不会变得有序。[2]

系统经绝热过程由一状态达到另一状态熵值不减少——熵增原理（the principle of the increase of entropy）

对绝热过程，

，有

（大于时候不可逆，等于时候可逆）或 d

(>0不可逆；=0可逆)

熵增原理表明，在绝热条件下，只可能发生

的过程，其中

表示可逆过程；

表示不可逆过程,

过程是不可能发生的。但可逆过程毕竟是一个理想过程。因此，在绝热条件下，一切可能发生的实际过程都使系统的熵增大，直到达到平衡态。

玻尔兹曼曾经通过仔细研究两个球形分子碰撞前与碰撞后的景象，宣称能证明碰撞前的熵小于撞后的熵，因此熵在增加。但是他的证明是错的，原因是如果是这样，同样的论证过程可以运用在时间的反方向上，那么也应该是熵增，时间反方向上熵增，也就说明正方向上是熵减。

化学热力学

在化学中，一般认为大部分化学反应都是一定条件下可逆的，换言之“可以从前向后也可以从后向前”。事实上，一定条件下化学反应的方向判定并非易事。在已知焓变不足以确定化学反应方向时，为了确定一定条件下化学反应的方向，热力学定义“熵”被引入了化学中。由熵增原理可以推导出，化学反应向着“混乱度增大”，熵增大的方向进行，即趋向于

。(r为英语单词reacting的词头，意思是化学反应中)

但是实际计算中，由于状态数Ω不可直接求得，仅仅依靠熵的定义式

是无法确定熵变的。此时需要另外一个公式：

。此处ΔS为熵变，Qr为热量，T为热力学温度，单位为K。依靠这个公式可以计算出反应的熵变，从而判断化学反应的方向，但是计算较为困难，在不恒温时利用此式运算需要用到积分的数学手法。

我们知道给定环境中体系的熵是固定的，因此人们把在

某种物质的熵称为“标准摩尔熵”，即“标准熵”。符号为

（Θ读作“西塔”，意思是标准状况）。比如，

。由标准熵我们可以求得化学反应的标准摩尔熵变

此外，由

可看出ΔS受T变化影响较小，因此在情况需要时可以直接将标准熵套入计算。

利用求得的摩尔熵变与焓变，可以通过

计算出反应的吉布斯自由能降低量，设反应所做的非体积功为W，则

1.若

，反应不可逆自发进行；

2.若

，反应可逆进行；

3.若

，反应无法进行。

由此可以准确无误判断一定条件下化学反应是否进行，这就是熵与熵增在化学热力学中的应用。