「エントロピーとエンタルピー、名前が似ていてどちらがどちらかわからない……」と困っていませんか？どちらも化学や熱力学で登場する言葉ですが、表しているものは同じではありません。簡単に整理すると、エンタルピーはエネルギーに関係する量、エントロピーは分子やエネルギーがどれくらい広がった状態を取りうるかに関係する量です。この記事では、難しい数式をいきなり覚えるのではなく、氷や水など身近な例を使いながら、2つの違いを初心者の方にもわかりやすく解説します。さらに、ΔH・ΔSやギブズ自由エネルギーとの関係まで順番に整理していきますので、「化学が少し苦手」という方も安心して読み進めてください。
エントロピーとエンタルピーの違いをわかりやすく整理
エントロピーとエンタルピーは何が違う？まず結論
最初に結論から整理しておきましょう。エンタルピーとエントロピーは、名前こそ似ていますが、表しているものは異なります。
エンタルピー（enthalpy）は記号「H」で表され、物質や系のエネルギーを考えるときに使う状態量です。基本的には「H＝U＋pV」で定義されます。Uは内部エネルギー、pは圧力、Vは体積です。そのため、化学反応でどれくらい熱が放出されたのか、あるいは吸収されたのかを考えるときに重要になります。特に一定圧力のもとでは、エンタルピー変化ΔHは系が受け取った熱と結び付けて考えられます。
一方、エントロピー（entropy）は記号「S」で表されます。初心者向けには「乱雑さの程度」と説明されることが多いのですが、より誤解の少ないイメージは、「分子やエネルギーがどれくらい多くの状態に広がれるか」です。例えば、気体の分子は固体の分子より広い範囲を自由に動けるため、一般には気体のほうがエントロピーは大きくなります。
まずは「エンタルピー＝エネルギー側を見る」「エントロピー＝状態の広がりを見る」と分けて考えると、混同しにくくなります。
エンタルピーはエネルギー、エントロピーは状態の広がりに関係する量
もう少しやさしく考えてみましょう。
エンタルピーでは、主に「その変化でエネルギーがどう出入りしたのか」に注目します。例えば燃料が燃えると、周囲へ熱が放出されます。このような発熱反応では、反応後のほうが反応前よりエンタルピーが低くなり、エンタルピー変化ΔHはマイナスになります。反対に、周囲から熱を吸収する吸熱反応ではΔHはプラスになります。エンタルピーは化学反応や加熱・冷却などのエネルギー変化を整理するのに便利な量です。
それに対してエントロピーでは、「エネルギーや粒子がどの程度広がり、多くの状態を取りうるようになったか」に注目します。
たとえば香りの分子が部屋の一か所だけに集まっている状態より、部屋全体へ広がった状態のほうが、分子が存在できる位置の組み合わせは多くなります。このような方向への変化は、エントロピーが増える方向だと考えられます。参考資料でも、物質やエネルギーが散らばることや、分子が拡散して広がることとエントロピーの増加が関連付けて説明されています。
つまり、「どれだけエネルギーが変わったか」を見るのがエンタルピー、「どれだけ状態の広がり方が変わったか」を見るのがエントロピーとイメージするとわかりやすいでしょう。
エントロピーとエンタルピーの違いを比較表で確認
ここまでの内容を、表で整理してみましょう。
| 比較項目 | エンタルピー | エントロピー |
|---|---|---|
| 記号 | H | S |
| 簡単なイメージ | エネルギーに関係する量 | 状態の広がりに関係する量 |
| 基本的な意味 | 内部エネルギーとpVを合わせた状態量 | 取りうる微視的な状態の多さやエネルギーの広がりに関係する状態量 |
| 代表的な単位 | J（ジュール） | J/K（ジュール毎ケルビン） |
| 変化量 | ΔH | ΔS |
| 身近なイメージ | 加熱・冷却、発熱・吸熱 | 拡散、混合、固体→液体→気体 |
| 覚え方 | 「エネルギー側」に注目 | 「状態の広がり」に注目 |
エンタルピーの代表的な単位はJ（ジュール）、エントロピーの単位はJ/K（ジュール毎ケルビン）です。物質1 mol当たりで表す場合には、エンタルピーはkJ/mol、エントロピーはJ/(mol・K)などの単位もよく使われます。
この2つは別々の量ですが、化学反応が自然に進む方向を考えるときには、両方が関係します。その橋渡しをするのが、後ほど解説するギブズ自由エネルギー「ΔG＝ΔH－TΔS」です。高校化学でもエンタルピーとエントロピーが扱われ、発展的な内容としてギブズ自由エネルギーとの関係を学ぶ例があります。
まずこの段階では、「エンタルピーH＝エネルギーに関係する量」「エントロピーS＝状態の広がりに関係する量」という違いを押さえておけば十分です。
エントロピーとエンタルピーを身近な例で簡単に理解
エントロピーとエンタルピーは、言葉だけで覚えようとすると少し難しく感じます。そこでここでは、私たちの身近にある「氷が溶ける」「水が沸騰する」といった現象を使って考えてみましょう。
ポイントは、同じ現象でも「エネルギーの出入り」に注目すればエンタルピー、「分子が取りうる状態の広がり」に注目すればエントロピーとして見ることができる点です。
氷が溶けるときのエンタルピーとエントロピー
冷たい飲み物に入れた氷が、時間がたつと水に変わっていく様子を思い浮かべてみてください。この「氷が溶ける」現象には、エンタルピーとエントロピーの両方が関係しています。
まずエンタルピーから考えてみましょう。
氷を水に変えるためには、周囲から熱エネルギーを受け取る必要があります。0℃付近の氷が同じ温度の水へ変化するときにも、氷は熱を吸収します。このような変化を「融解」といい、融解では物質が熱を受け取るため、エンタルピー変化ΔHはプラスになります。
つまり、
氷 → 水：熱を吸収する → ΔH ＞ 0
と整理できます。
では、エントロピーはどうでしょうか。
氷の中では、水分子が結晶構造の中で比較的決まった配置をとっています。しかし液体の水になると、水分子は互いの位置を変えながら、より自由に動けるようになります。
そのため、液体では固体よりも分子が取りうる微視的な状態が多くなり、一般に氷が水へ溶けるとエントロピーは増加します。参考資料でも、氷が溶けて水になると分子が自由に動けるようになり、エントロピーが増える例として説明されています。
つまり、氷が溶ける現象を2つの視点から見ると、
エンタルピー：溶けるために熱を受け取る
エントロピー：分子が取りうる状態が増える
という違いがあります。
「同じ現象を違う角度から見ている」と考えると、エンタルピーとエントロピーの違いがわかりやすくなります。
水を沸騰させると何が変化する？
次は、やかんや鍋で水を沸かす場面を考えてみましょう。
水を加熱していくと温度が上がり、沸点に達すると液体の水が水蒸気へ変わっていきます。この液体から気体への変化でも、エンタルピーとエントロピーの両方が変化します。
まずエンタルピーについてです。
液体の水を水蒸気にするためには、外から熱エネルギーを与える必要があります。沸騰している間にも水は熱を吸収しており、この相変化に必要なエネルギーはエンタルピー変化と深く関係しています。参考資料でも、水を加熱して液体から蒸気へ変える際に必要な熱エネルギーとエンタルピー変化の関係が紹介されています。
そのため、
水 → 水蒸気：熱を吸収する → ΔH ＞ 0
と考えることができます。
一方、エントロピーにも大きな変化があります。
液体の水では分子同士が比較的近い距離にありますが、水蒸気になると分子は広い空間を自由に動き回れるようになります。そのため、分子が取りうる位置や運動の状態が大幅に増えます。
一般に同じ物質を比べると、
固体 ＜ 液体 ＜ 気体
の順にエントロピーが大きくなると考えると理解しやすいでしょう。
たとえば、
氷 → 水 → 水蒸気
と状態が変化するにつれて、分子が動ける範囲や取りうる状態は広がっていきます。
そのため、水が水蒸気になるときには、エンタルピーが増加すると同時にエントロピーも増加します。
ここで大切なのは、「エンタルピーが増えたからエントロピーも増えた」という意味ではないことです。
エンタルピーはエネルギーの側面、エントロピーは状態の広がりの側面を表しており、それぞれ別の物理量です。たまたま水の蒸発では、両方が増える方向に変化していると考えましょう。
部屋が散らかる例でエントロピーを説明してもよい？
エントロピーを説明するときによく登場するのが、「きれいに片づいた部屋より、散らかった部屋のほうがエントロピーが大きい」というたとえです。
初心者の方がイメージをつかむための例としては、ある程度役立ちます。
たとえば、本や服がきれいに決められた場所へ収納されている部屋を考えてみましょう。この場合、物の配置はかなり限定されています。
一方で、服や本、小物などが部屋中のさまざまな場所に置かれている場合、考えられる配置のパターンは非常に多くなります。
この「取りうる配置の数が多い」という部分は、エントロピーを理解するためのイメージと似ています。実際、参考資料でもエントロピーを「散らばり」や「乱雑さ」のイメージから説明しています。
ただし、ここには大切な注意点があります。
物理学におけるエントロピーは、単純に「見た目が散らかっている度合い」を数値化したものではありません。
本当のエントロピーは、分子などの微視的な状態の数や、エネルギーがどのように分配されているかと関係する熱力学的な量です。
そのため、
「散らかった部屋＝エントロピー」
とそのまま暗記するより、
「散らかった部屋の例は、取りうる配置が多くなることをイメージするためのたとえ」
と理解しておくのがおすすめです。
より化学らしい例なら、香水を部屋でひと吹きした場面がわかりやすいでしょう。最初は香りの分子が一部分に集まっていますが、しばらくすると部屋全体へ広がります。参考資料でも、香りの分子が空気中に拡散して均一に広がっていく現象が、エントロピー増加をイメージする例として紹介されています。
初心者のうちは、「一か所に集中している状態から、より多くの場所や状態へ広がっていくと、エントロピーは大きくなりやすい」と覚えておくとよいでしょう。
氷・水・水蒸気についても同じ考え方で整理できます。
氷 → 水 → 水蒸気と変化するほど分子が動ける範囲が広がり、一般にエントロピーも大きくなると理解すれば、難しい数式を使わなくても基本的なイメージをつかめます。
エンタルピーとは？意味・定義を初心者向けに解説
エンタルピーという言葉を初めて見ると、「何か特別なエネルギーなの？」と難しく感じるかもしれません。ですが、基本的な考え方から順番に整理すれば、それほど怖いものではありません。
エンタルピーは、化学反応や物質の状態変化で「エネルギーがどのように変化したのか」を考えるときに便利な量です。
ここでは、エンタルピーが何を表しているのか、内部エネルギーとは何が違うのか、そして発熱反応・吸熱反応とどのようにつながるのかを順番に見ていきましょう。
エンタルピーは何を表している？
エンタルピーは、熱力学で使われる「状態量」の一つで、記号Hで表します。
基本的な定義は、次の式です。
H ＝ U ＋ pV
ここで、Uは「内部エネルギー」、pは「圧力」、Vは「体積」です。つまりエンタルピーは、物質が内部に持っているエネルギーだけでなく、その物質が一定の圧力のもとで空間を占めることに関係するpVの項まで含めて考える量です。
初心者の方は、まず「エンタルピーは、化学反応や状態変化に伴うエネルギーの出入りを整理するために便利な量」と覚えておけばよいでしょう。
特に化学では、エンタルピーそのものの値よりも、
変化する前と後で、エンタルピーがどれだけ変わったか
を見ることが多くなります。
この変化量をエンタルピー変化ΔHと呼びます。
たとえば、ある化学反応が起こって周囲へ熱を放出したとします。このとき、一定圧力の条件では反応前後のエンタルピー変化から、熱の出入りを整理できます。参考資料でも、圧力が一定の場合にはエンタルピー変化が系の吸収・放出する熱と結びつくことが説明されています。
そのため高校化学では、エンタルピーを発熱反応や吸熱反応を考えるための重要な量として目にすることが多いのです。
内部エネルギーとエンタルピーの違い
エンタルピーを勉強していると、「内部エネルギーと何が違うの？」という疑問が出てきます。
この2つは似ていますが、同じものではありません。
内部エネルギーUは、その物質をつくる分子や原子などが内部に持っているエネルギーをまとめた量です。分子の運動や分子同士の相互作用など、物質内部にあるさまざまなエネルギーが含まれます。
一方、エンタルピーHは、
H ＝ U ＋ pV
で定義されます。
つまり、内部エネルギーUに圧力pと体積Vの積であるpVを加えたものがエンタルピーです。
イメージしやすい例として、気体が入った風船を考えてみましょう。
風船を温めると、中の気体の温度が上がるだけではなく、気体が膨張して風船を押し広げることがあります。物質の内部だけに注目するのが内部エネルギーであるのに対し、エンタルピーでは、このような周囲を押し広げることに関係するエネルギーも含めた形で扱えるのがポイントです。参考資料でも、風船の膨張を例に内部エネルギーとエンタルピーの違いが説明されています。
初心者向けに整理すると、
内部エネルギーU：物質の内部が持つエネルギーに注目
エンタルピーH：内部エネルギーにpVを加えた量
と覚えるとわかりやすいでしょう。
なお、「エンタルピー＝熱エネルギーそのもの」と考えるのは正確ではありません。一定圧力の条件ではエンタルピーの変化量ΔHが出入りする熱と対応するため、化学では熱と結びつけて扱うことが多い、という理解が大切です。
エンタルピー変化と発熱反応・吸熱反応
高校化学で特に重要なのが、エンタルピー変化ΔHです。
Δ（デルタ）は「変化量」を表す記号なので、
ΔH ＝ 変化後のエンタルピー － 変化前のエンタルピー
と考えます。
化学反応の場合には、
ΔH ＝ 生成物のエンタルピー － 反応物のエンタルピー
という形で整理できます。
ここで覚えておきたいのが、発熱反応と吸熱反応ではΔHの符号が違うことです。
発熱反応は、反応によって周囲へ熱が放出される反応です。反応後のほうがエンタルピーが低くなるため、
発熱反応：ΔH ＜ 0
となります。
たとえば、燃料が燃える燃焼反応などが代表的です。反応によって持っていたエネルギーの一部が周囲へ熱として放出される、とイメージするとわかりやすいでしょう。
反対に、吸熱反応では周囲から熱を吸収します。そのため反応後のエンタルピーが高くなり、
吸熱反応：ΔH ＞ 0
となります。
氷が溶けたり、水が蒸発したりするときも熱を受け取るため、これらの相変化ではエンタルピーが増加します。エンタルピーは燃焼や蒸発など、エネルギーの移動や変換を整理する際に利用される量です。
覚えるときは、
発熱 → エネルギーを外へ出す → ΔHはマイナス
吸熱 → エネルギーを外から受け取る → ΔHはプラス
という流れで考えると、符号を間違えにくくなります。
ここで重要なのは、エンタルピー変化を見ることで「反応の前後でエネルギーがどう変化したか」がわかるという点です。
ただし、「発熱反応なら必ず自然に進む」「吸熱反応なら自然には進まない」とは限りません。化学反応が自発的に進むかどうかを考えるためには、エンタルピーだけではなくエントロピーも関係します。
この2つを一緒に考えるために登場するのが、後ほど解説するギブズ自由エネルギーです。
エントロピーとは？意味・定義を初心者向けに解説
エントロピーは、化学や熱力学を学ぶときに「少しわかりにくい」と感じやすい言葉です。教科書や解説では「乱雑さ」「無秩序さ」と説明されることも多いですが、それだけで覚えると意味をつかみにくくなることがあります。
初心者の方は、まず「エントロピーは、粒子やエネルギーがどれくらい多くの状態に広がれるかに関係する量」と考えると理解しやすいでしょう。
たとえば、固体の中で分子がある程度決まった位置に並んでいる状態よりも、気体になって広い空間を自由に動き回っている状態のほうが、分子が取りうる状態は多くなります。そのため、一般には固体より液体、液体より気体のほうがエントロピーは大きくなります。
エントロピーは何を表している？
エントロピーは、熱力学で使われる状態量の一つで、記号Sで表します。
少し専門的にいえば、エントロピーは「ある巨視的な状態を実現できる微視的な状態の多さ」と深く関係しています。
「微視的な状態」と聞くと難しく感じるかもしれませんが、分子や原子が「どこにあるか」「どのように動いているか」「エネルギーをどのように分け合っているか」といった細かな状態のことだと考えてください。
たとえば、気体が箱の左側だけに集まっている状態と、箱全体に広がっている状態を比べてみましょう。
気体の分子が箱全体に広がっている場合、分子一つひとつが存在できる場所の組み合わせは非常に多くなります。そのため、一か所に集まっている状態より、全体に広がっている状態のほうがエントロピーは大きいと考えられます。
統計力学では、エントロピーと微視的状態の数の関係を、
S ＝ k ln W
と表すことがあります。
ここで、Sはエントロピー、kはボルツマン定数、Wはその状態を実現できる微視的な状態の数です。
ただし、初心者の段階でこの式を無理に覚える必要はありません。
まずは、
「取りうる状態が多いほど、エントロピーは大きくなりやすい」
というイメージを持っておけば十分です。
エンタルピーが「エネルギーの側面」に注目する量なのに対し、エントロピーは「その状態を実現する方法の多さや、エネルギー・粒子の広がり方」に注目する量だと考えると、両者の違いが整理しやすくなります。
「乱雑さ」「無秩序」と説明されるのはなぜ？
エントロピーについて調べると、よく「エントロピーは乱雑さを表す」という説明を見かけます。
この説明は、初心者の方がイメージをつかむためには便利です。
たとえば、きれいに並んでいる物と、ばらばらに散らばっている物を比べたとき、後者のほうが「取りうる配置のパターンが多い」と考えられます。
この考え方が、エントロピーの「微視的な状態の数が多い」という性質と似ているため、昔から「乱雑さ」や「無秩序さ」という言葉で説明されてきました。
ただし、エントロピーを単純に「見た目の散らかり具合」と理解するのは正確ではありません。
たとえば、部屋が散らかっているかどうかは人間の見た目や判断に左右されますが、物理学のエントロピーは、分子やエネルギーの状態をもとに定義される客観的な物理量です。
そのため、
「乱雑さ＝エントロピーそのもの」
ではなく、
「乱雑さという言葉は、取りうる状態が増えるイメージをつかむための例」
と考えるのがおすすめです。
化学でよりわかりやすい例は、気体の拡散です。
香水を部屋の一か所で使うと、最初は香りの分子がその付近に多くあります。しかし時間がたつと、香りは部屋全体に広がっていきます。
これは、分子が一か所に集中している状態よりも、広い空間に分散した状態のほうが実現できる分子配置の数が多いためです。
このように、「粒子やエネルギーがより多くの状態へ広がる」という考え方のほうが、「乱雑さ」という言葉だけで覚えるよりも、エントロピーの本質に近い理解につながります。
エントロピーが増えるとはどういうこと？
では、「エントロピーが増える」とは具体的にどういうことでしょうか。
初心者向けに簡単にいうと、分子やエネルギーが、より多くの状態に広がれるようになることです。
たとえば、氷が溶けて水になる場合を考えてみましょう。
氷では、水分子は結晶の中で比較的決まった位置にあります。一方、液体の水になると、水分子は互いの位置を変えながら動けるようになります。
つまり、
氷 → 水
と変化すると、分子が取りうる状態の数が増えるため、一般にエントロピーは増加します。
さらに、水が水蒸気になると、分子は液体よりもはるかに広い空間を自由に移動できます。
そのため、
固体 → 液体 → 気体
の順に、一般にはエントロピーが大きくなると考えることができます。
もう一つ身近な例が、温度の違う物体を触れ合わせた場合です。
熱い物体と冷たい物体を接触させると、熱は自然に熱い側から冷たい側へ移動し、やがて温度差が小さくなっていきます。
これは、エネルギーが一部分に偏っている状態から、より広く分散した状態へ移っていると見ることができます。
このような変化では、全体としてエントロピーが増加する方向に進みます。
ここで覚えておきたいのが、熱力学の重要な考え方である「孤立した系では、自然に起こる変化によって全体のエントロピーは減少しない」という性質です。
これは熱力学第二法則と呼ばれます。
ただし、「どんな場所でもエントロピーは必ず増える」という意味ではありません。
たとえば冷蔵庫の中では、食品を冷やして一部のエントロピーを下げることができます。しかし冷蔵庫を動かすためには電気エネルギーが必要で、周囲には熱が放出されます。
そのため、冷蔵庫だけではなく周囲まで含めて全体を見ると、熱力学第二法則と矛盾しません。
初心者の方はまず、
「自然な変化では、粒子やエネルギーがより広く分散できる方向へ進みやすい」
とイメージするとよいでしょう。
そしてエントロピーについては、
エントロピーが大きい ＝ 単に散らかっている
ではなく、
エントロピーが大きい ＝ その状態を実現できる微視的な状態が多い
と理解しておくと、このあとのギブズ自由エネルギーや化学反応の進みやすさも理解しやすくなります。
エントロピーとエンタルピーを高校化学・熱力学から比較
エントロピーとエンタルピーは、どちらも高校化学や熱力学で登場する重要な量です。名前が似ているため混同しやすいですが、意味も記号も単位も異なります。
一方で、どちらにも「物質や系の状態によって値が決まる状態量」という共通点があります。
ここでは、高校化学で押さえておきたい範囲を中心に、エントロピーとエンタルピーを比較しながら整理していきます。
エントロピーとエンタルピーはどちらも状態量
エンタルピーとエントロピーの共通点として、まず覚えておきたいのが「どちらも状態量である」ということです。
状態量とは、簡単にいうと「現在どのような状態にあるかによって値が決まり、そこに至るまでの道筋には依存しない量」のことです。
たとえば、ある物質が最初の状態Aから最後の状態Bへ変化したとします。
途中でどのような操作をしたとしても、最初と最後の状態が同じであれば、
エンタルピー変化ΔH
や
エントロピー変化ΔS
は同じ値になります。
この性質は、化学反応を計算するときにとても重要です。
エンタルピーの場合は、反応がどのような経路を通ったとしても、反応物と生成物の状態が同じであれば全体のエンタルピー変化は同じになります。この考え方を利用する代表例がヘスの法則です。
エントロピーについても同じように、最初と最後の状態が決まれば、その間のエントロピー変化ΔSを考えることができます。
つまり、
HもSも「どう変化したか」ではなく、「最初と最後がどんな状態か」で変化量が決まる
という共通点があります。
ただし、状態量だからといって意味まで同じではありません。
エンタルピーHはエネルギーに関係する量であるのに対し、エントロピーSは取りうる微視的な状態の多さや、粒子・エネルギーの広がりに関係する量です。
「どちらも状態量だけれど、見ているものは違う」と整理するとわかりやすいでしょう。
記号HとS、単位の違いを確認
エンタルピーとエントロピーは、記号と単位にもはっきりした違いがあります。
比較すると、次のようになります。
| 比較項目 | エンタルピー | エントロピー |
|---|---|---|
| 記号 | H | S |
| 変化量の記号 | ΔH | ΔS |
| 基本的な単位 | J | J/K |
| モル当たりでよく使う単位 | kJ/mol | J/(mol・K) |
| 注目するもの | エネルギー | 状態の広がり・微視的状態の多さ |
エンタルピーHはエネルギーの一種として扱われるため、基本的な単位はJ（ジュール）です。
化学反応では、1 mol当たりのエンタルピー変化としてkJ/molがよく使われます。
一方、エントロピーSの単位には温度が含まれており、基本的にはJ/Kです。物質量を基準にする場合はJ/(mol・K)がよく使われます。
「なぜエントロピーにはKが入るの？」と疑問に思うかもしれません。
熱力学では、可逆的な変化について、
dS ＝ δQrev / T
という関係があります。
つまり、エントロピーの変化は、可逆的にやり取りされる熱を絶対温度Tで割った量と関係しています。そのため、単位にもK（ケルビン）が入るのです。
初心者の段階では、
エンタルピー：H、単位はJ
エントロピー：S、単位はJ/K
という違いをまず覚えておけば十分です。
特に試験ではHとSを取り違えやすいため、「Hはエネルギー、Sは状態の広がり」という意味とセットで覚えると混乱しにくくなります。
温度・圧力・物質の状態との関係
エンタルピーやエントロピーは、温度・圧力・固体や液体といった物質の状態とも深く関係しています。
まずエンタルピーについて考えてみましょう。
物質を加熱すると、一般にはその物質のエンタルピーは増加します。たとえば、水を温めたり、氷を溶かしたり、水を水蒸気にしたりするには、外からエネルギーを与える必要があります。
そのため、
氷 → 水 → 水蒸気
という変化では、それぞれの相変化で熱を吸収し、エンタルピーが増加します。
また、エンタルピーは、
H ＝ U ＋ pV
で定義されるため、圧力pや体積Vとも関係しています。
特に気体では体積変化が大きくなりやすいため、内部エネルギーUだけでなくpVの項も重要になります。
一方、エントロピーも温度や物質の状態によって変わります。
一般に、温度が高くなると分子や原子の運動が活発になり、エネルギーを取りうる状態も増えるため、エントロピーは大きくなる傾向があります。
また、同じ物質で比べるなら、
固体 ＜ 液体 ＜ 気体
の順にエントロピーが大きくなることが一般的です。
固体では粒子の位置が比較的限られていますが、液体では粒子が互いの位置を変えながら動けます。さらに気体では、広い空間を自由に動けるようになります。
そのため、粒子が取りうる状態の数は、
固体より液体、液体より気体のほうが多くなりやすい
と考えられます。
圧力については、特に気体でイメージするとわかりやすいでしょう。
気体を圧縮すると、分子が動ける空間が狭くなります。反対に、気体を膨張させると分子が存在できる空間が広がります。
そのため、同じ温度・同じ物質量の理想気体を考える場合、体積が大きくなるほどエントロピーは大きくなり、圧力が高くなるほどエントロピーは小さくなる方向に変化します。
ここまでを簡単に整理すると、
エンタルピーは、温度・圧力・体積などと関係しながらエネルギーの状態を表す
エントロピーは、温度・体積・物質の相などと関係しながら、取りうる状態の広がりを表す
と考えることができます。
高校化学では、細かな熱力学の式をすべて覚えるよりも、まず「HとSはどちらも状態量だが、意味と単位が違う」という基本を押さえておくことが大切です。
この違いがわかると、次に登場するΔHとΔSの公式や、ギブズ自由エネルギーΔGとの関係も整理しやすくなります。
エンタルピー変化とエントロピー変化の公式
エンタルピーとエントロピーの基本的な違いがわかったら、次は「変化量」について見ていきましょう。
化学では、エンタルピーHやエントロピーSそのものの値だけでなく、「反応や状態変化の前後でどれくらい変わったか」を考えることが大切です。
そこで使われるのが、エンタルピー変化ΔHとエントロピー変化ΔSです。
「Δ（デルタ）が出てくると難しそう」と感じるかもしれませんが、基本はとてもシンプルです。Δは「あとの値－はじめの値」を表している、と考えるところから始めましょう。
エンタルピー変化ΔHの意味と計算方法
エンタルピー変化はΔH（デルタH）と表し、ある変化の前後でエンタルピーがどれくらい変わったのかを示します。
基本的な考え方は、
ΔH ＝ 変化後のエンタルピー － 変化前のエンタルピー
です。
化学反応について考える場合は、
ΔH ＝ 生成物のエンタルピー － 反応物のエンタルピー
と整理できます。
たとえば、反応物のエンタルピーを100、生成物を70と仮定してみましょう。
この場合、
ΔH ＝ 70 － 100 ＝ －30
となります。
ΔHがマイナスになっているので、反応後のほうがエンタルピーは低くなっています。一定圧力のもとでは、その差に対応するエネルギーが熱として周囲へ放出されたと考えることができ、発熱反応ではΔH＜0となります。
反対に、生成物のほうが反応物より高いエンタルピーを持つ場合は、
ΔH ＞ 0
となり、一定圧力では周囲から熱を受け取る吸熱反応として考えられます。
そのため、初心者の方はまず、
発熱反応 → ΔH ＜ 0
吸熱反応 → ΔH ＞ 0
と覚えておくとわかりやすいでしょう。
また、エンタルピーは状態量なので、反応物と生成物の状態が決まれば、その途中にどのような経路を通ったとしても全体のΔHは同じです。
この性質を利用したものがヘスの法則です。
複数の反応式を組み合わせて目的の反応式を作る場合、それぞれの反応のエンタルピー変化を足し合わせることで、目的のΔHを求められます。
なお、化学反応でエンタルピー変化を扱うときは、物質の量や固体・液体・気体といった状態にも注意が必要です。同じ物質でも状態が異なればエンタルピーも異なるため、反応式に書かれた状態まで確認する習慣をつけておきましょう。
エントロピー変化ΔSの意味と基本的な考え方
エントロピーについても、変化の前後を比べるときにはエントロピー変化ΔS（デルタS）を使います。
基本的な形はエンタルピーと同じで、
ΔS ＝ 変化後のエントロピー － 変化前のエントロピー
です。
化学反応で考える場合は、生成物側と反応物側のエントロピーを比べます。
ΔS ＞ 0なら、変化後のほうがエントロピーが大きくなったことを表します。
ΔS ＜ 0なら、変化後のほうがエントロピーが小さくなったことを表します。
初心者の方は、まず物質の状態に注目すると判断しやすくなります。
たとえば、
固体 → 液体
液体 → 気体
という変化では、一般に粒子が動ける範囲や取りうる微視的状態が増えるため、エントロピーは増加します。
つまり、
固体 → 液体 → 気体：エントロピーが大きくなる方向
と覚えておくと便利です。
反対に、
気体 → 液体 → 固体
と変化する場合には、一般にエントロピーは小さくなる方向です。
もう少し熱力学的に考えると、可逆的な変化における微小なエントロピー変化は、
dS ＝ δQrev / T
という関係で表されます。
ここでQrevは可逆的にやり取りされる熱、Tは絶対温度です。
また、融解や蒸発のように一定温度で可逆的に進む相変化では、
ΔS ＝ ΔH / T
という関係を利用できます。
ただし、どんな変化でも単純に「ΔS＝ΔH/T」とできるわけではありません。ここは初心者の方が混同しやすいところなので注意しましょう。
まずは「ΔSは、変化の前後でエントロピーがどれだけ増えたか、または減ったかを表す」と理解できていれば十分です。
公式を丸暗記する前に押さえたいポイント
エンタルピーやエントロピーを学び始めると、ΔHやΔSなど似た記号が増えてくるため、「公式を全部暗記しなければ」と思ってしまうかもしれません。
しかし、最初から公式だけを丸暗記すると、プラスとマイナスの意味を取り違えやすくなります。
そこで、まず次の基本を整理しておきましょう。
| 記号 | 何を表す？ | プラスになる代表例 | マイナスになる代表例 |
|---|---|---|---|
| ΔH | エンタルピーの変化 | 吸熱反応 | 発熱反応 |
| ΔS | エントロピーの変化 | 融解・蒸発など | 凝縮・凝固など |
特に覚えておきたいのは、ΔHとΔSのプラス・マイナスは同じ意味ではないということです。
ΔHがプラスなら、一定圧力では系が熱を受け取る方向です。一方、ΔSがプラスなら、変化後のほうがエントロピーが大きくなったことを意味します。
つまり、
ΔH → エネルギーの変化を見る
ΔS → 状態の広がりの変化を見る
という基本に戻れば、混乱しにくくなります。
また、「ΔHがマイナスなら、その反応は必ず自然に起こる」と考えるのも注意が必要です。
化学反応が自発的に進むかどうかには、エンタルピーだけでなくエントロピーも関係しています。
たとえば、氷が溶ける変化は熱を吸収するためΔHはプラスですが、温度などの条件が整えば自然に進みます。反対に、発熱する反応であっても、条件によってはそのまま自発的に進むとは限りません。
そこで、ΔHとΔSの両方をまとめて考えるために登場するのがギブズ自由エネルギーΔGです。
その代表的な関係式が、
ΔG ＝ ΔH － TΔS
です。
この式を見ると、反応の進みやすさを考えるときに、エンタルピーΔHだけでなく温度Tとエントロピー変化ΔSも重要であることがわかります。
公式を覚えるときは、記号だけを暗記するのではなく、
ΔH＝エネルギーの変化
ΔS＝状態の広がりの変化
ΔG＝ΔHとTΔSを合わせて自発性を考える
というつながりを意識しておきましょう。
この3つをセットで整理すると、エンタルピーとエントロピーの違いがよりはっきり見えてきます。
化学反応ではエンタルピーとエントロピーの両方が重要
化学反応について考えるとき、「熱を出す反応なら自然に進みやすいのでは？」と思うことがあるかもしれません。
確かに、エンタルピーは化学反応を理解するうえで大切です。しかし、エンタルピーだけを見ても、反応が自発的に進むかどうかを判断することはできません。
そこで、もう一つ重要になるのがエントロピーです。
エンタルピーでは主にエネルギーの変化に注目し、エントロピーでは粒子やエネルギーが取りうる状態の広がりに注目します。この2つを一緒に考えることで、化学反応がどの方向へ進みやすいのかをより適切に理解できるようになります。
発熱反応と吸熱反応をエンタルピーから考える
まず、化学反応をエンタルピーの視点から見てみましょう。
化学反応では、反応物から生成物へ変化するときにエネルギーの出入りが起こります。その変化を表すのがエンタルピー変化ΔHです。
一定圧力のもとでは、ΔHから反応に伴う熱の出入りを考えることができます。
発熱反応ではΔH＜0
吸熱反応ではΔH＞0
となります。
発熱反応では、反応によって周囲へ熱が放出されます。
たとえば燃料が燃える燃焼反応を考えてみましょう。反応物が持っていたエネルギーの一部が周囲へ熱として放出されるため、生成物のエンタルピーは反応物より低くなります。
イメージとしては、
反応物（高いエンタルピー） → 生成物（低いエンタルピー）＋ 放出された熱
という流れです。
そのため、
ΔH＝生成物のエンタルピー－反応物のエンタルピー＜0
となります。
一方、吸熱反応では、変化するために周囲から熱を受け取ります。
前に紹介した氷の融解や水の蒸発もわかりやすい例です。氷を水にするためには熱を与える必要がありますし、水を水蒸気にする場合にも熱が必要です。
このような変化では、
ΔH＞0
となります。
ここまでは、
「熱を出す＝ΔHはマイナス」
「熱を受け取る＝ΔHはプラス」
と整理するとわかりやすいでしょう。
ただし、ここで一つ注意したいことがあります。
ΔHがマイナスだからといって、その反応が必ず自発的に進むとは限りません。
逆に、ΔHがプラスの吸熱変化であっても、条件によっては自発的に進みます。
この理由を理解するために必要なのが、次のエントロピーです。
固体・液体・気体の変化をエントロピーから考える
次に、物質の状態変化をエントロピーの視点から見てみましょう。
初心者の方にとってわかりやすいのが、
固体 → 液体 → 気体
という変化です。
一般に、同じ物質なら固体より液体、液体より気体のほうがエントロピーは大きくなります。
なぜなら、それぞれの状態で粒子が取りうる状態の多さが違うからです。
固体では、原子や分子は比較的決まった位置の周辺に存在しています。もちろん完全に静止しているわけではありませんが、自由に場所を移動できるわけではありません。
液体になると、粒子同士の位置を変えながら動けるようになります。
さらに気体になると、粒子は広い空間を移動できるようになります。
そのため、
固体 ＜ 液体 ＜ 気体
という順番で、一般にエントロピーは大きくなると考えられます。
たとえば氷が溶ける場合、
氷（固体） → 水（液体）
となるため、エントロピーは増加する方向です。
水が蒸発する場合には、
水（液体） → 水蒸気（気体）
となり、さらに粒子が広い空間を動けるようになるため、エントロピーは大きく増加します。
反対に、
気体 → 液体 → 固体
という変化では、粒子が取りうる状態が制限される方向になるため、一般にはエントロピーが減少します。
ただし、化学反応でΔSを判断するときに、「固体・液体・気体だけを見れば必ず判断できる」わけではありません。
実際の反応では、物質の種類、温度、圧力、粒子の数なども関係します。
特に気体が関係する反応を簡単に考える場合には、反応前後の気体の物質量（モル数）が増えるか減るかが、エントロピー変化の方向を予想するヒントになることがあります。
初心者のうちはまず、
粒子がより自由に広がれる方向 → エントロピーが増えやすい
粒子の動ける範囲が制限される方向 → エントロピーが減りやすい
というイメージを持っておくとよいでしょう。
エンタルピーだけでは反応の起こりやすさを判断できない理由
ここが、エンタルピーとエントロピーを一緒に学ぶうえでとても重要なポイントです。
化学反応が自発的に進む方向を考えるときには、「エネルギー的に有利か」という視点だけでは十分ではありません。
エントロピーの影響も考える必要があります。
身近な例として、氷が溶ける現象を考えてみましょう。
氷が水へ変わるには熱を吸収する必要があるため、
氷 → 水：ΔH＞0
です。
エンタルピーだけを見ると、熱を受け取らなければならない変化です。
しかし、0℃より十分高い温度の環境に氷を置いておけば、氷は自然に溶けていきます。
なぜ吸熱する変化なのに、自発的に進むのでしょうか。
ここでエントロピーが重要になります。
氷から液体の水になると、分子が取りうる状態が増えるため、
ΔS＞0
となります。
つまり氷の融解では、
ΔH＞0：エンタルピーの面では不利
ΔS＞0：エントロピーの面では有利
という2つの要素が同時に存在しています。
そして、どちらの影響が大きくなるかには温度も関係します。
これをまとめて判断するために使われるのが、次に解説するギブズ自由エネルギーGです。
一定温度・一定圧力という条件では、反応や変化の自発性を考えるために、
ΔG ＝ ΔH － TΔS
という関係を利用できます。
ここで、
ΔG：ギブズ自由エネルギー変化
ΔH：エンタルピー変化
T：絶対温度（K）
ΔS：エントロピー変化
を表します。
この式を見ると、反応の自発性にはΔHだけでなく、ΔSと温度Tも関係することがわかります。
たとえばΔHがプラスの吸熱反応でも、ΔSがプラスで、その影響を表すTΔSが十分に大きくなれば、ΔGがマイナスになる場合があります。
反対に、ΔHがマイナスの発熱反応であっても、エントロピー変化や温度の条件によって自発性は変わります。
ここで、初心者の方が特に気をつけたいのが「自発的＝反応速度が速い」ではないという点です。
自発的に進むことが熱力学的に可能であっても、実際の反応が非常にゆっくり進む場合があります。
たとえば、反応を始めるために越えなければならない活性化エネルギーが大きい場合などです。
したがって、
エンタルピー・エントロピー・ギブズ自由エネルギー → 反応がどちらの方向へ自発的に進みうるか
活性化エネルギーや反応速度 → どれくらい速く反応するか
は分けて考える必要があります。
エンタルピーとエントロピーの違いで迷ったときは、まず「ΔHはエネルギーの変化、ΔSは状態の広がりの変化」に戻って考えてみてください。
そして、「その反応は自発的に進むの？」という疑問が出てきたら、エンタルピーだけで決めるのではなく、ΔHとΔS、さらに温度Tを組み合わせたΔGを考える、という流れで整理すると理解しやすくなります。
ギブズ自由エネルギーとエンタルピー・エントロピーの関係
エンタルピーとエントロピーを学ぶと、次に登場するのがギブズ自由エネルギーです。
少し難しそうな名前ですが、ポイントはシンプルです。一定温度・一定圧力の条件では、ギブズ自由エネルギーの変化ΔGを見ることで、ある変化が熱力学的に自発的な方向かどうかを判断できます。
そして重要なのが、ギブズ自由エネルギーには、これまで説明してきたエンタルピーとエントロピーの両方が含まれていることです。
ギブズ自由エネルギーとは？
ギブズ自由エネルギーは記号Gで表され、エンタルピーH、絶対温度T、エントロピーSを使って、
G ＝ H － TS
と表すことができます。
化学反応や状態変化では、Gそのものよりも、変化前と変化後の差であるギブズ自由エネルギー変化ΔGが重要です。
一定温度の条件では、
ΔG ＝ ΔH － TΔS
という式で表せます。
このΔGを調べると、一定温度・一定圧力のもとで、その変化が熱力学的に自発的な方向なのかを判断できます。
基本は、
ΔG ＜ 0：正方向への変化が自発的
ΔG ＝ 0：平衡状態
ΔG ＞ 0：正方向への変化は自発的ではない
です。
ここでいう「自発的」とは、「何もしなくても一瞬で変化する」という意味ではありません。
あくまで、与えられた条件のもとで熱力学的にその方向へ進むことが可能であるという意味です。
反応が実際にどれくらいの速さで進むかは、活性化エネルギーや反応機構など別の要素も関係します。
そのため、初心者の方は、
ΔG → 反応が進む方向を考える
反応速度 → どのくらい速く進むかを考える
と分けて覚えておくと混乱しにくいでしょう。
ΔG＝ΔH－TΔSをわかりやすく理解
ギブズ自由エネルギーで最も重要なのが、
ΔG ＝ ΔH － TΔS
という式です。
記号を整理すると、
| 記号 | 意味 | 代表的な単位 |
|---|---|---|
| ΔG | ギブズ自由エネルギー変化 | J/mol、kJ/molなど |
| ΔH | エンタルピー変化 | J/mol、kJ/molなど |
| T | 絶対温度 | K |
| ΔS | エントロピー変化 | J/(mol・K)など |
この式からわかるのは、反応の自発性にはエンタルピーとエントロピーの両方が関係しているということです。
ΔHがマイナスなら、エンタルピーの面ではΔGを小さくする方向に働きます。
一方、ΔSがプラスなら、式では「－TΔS」となるため、こちらもΔGを小さくする方向に働きます。
つまり、
ΔH＜0、ΔS＞0
という組み合わせは、ΔGがマイナスになりやすい組み合わせです。
反対に、
ΔH＞0、ΔS＜0
では、ΔHも－TΔSもΔGをプラス側へ動かすため、正方向への変化は自発的になりにくいと考えられます。
ここで計算するときに注意したいのが単位です。
たとえばΔHを「kJ/mol」、ΔSを「J/(mol・K)」で与えられた場合、そのまま計算してはいけません。
ΔHをJ/molへ直す、またはΔSをkJ/(mol・K)へ直すなどして、単位をそろえてから計算します。
さらに、Tには摂氏温度（℃）ではなく絶対温度K（ケルビン）を使います。
たとえば25℃なら、
25 ＋ 273.15 ＝ 298.15 K
として計算します。
公式を覚えるだけでなく、「単位をそろえる」「温度はK」までセットで覚えておくと、計算ミスを防ぎやすくなります。
ΔGがマイナスなら自発的に進むとはどういう意味？
「ΔGがマイナスなら自発的に進む」と聞くと、少し誤解しやすいところがあります。
たとえば、
ΔG＜0なら、反応物を置いた瞬間に激しく反応する
という意味ではありません。
ΔGが表しているのは熱力学的な自発性です。
つまり、一定温度・一定圧力の条件でΔG＜0なら、その変化は正方向へ進むことが熱力学的に有利だと判断できます。
しかし実際の化学反応では、反応が始まるまでに越えなければならないエネルギーの壁があります。これが活性化エネルギーです。
イメージとしては、山の向こう側へボールを移動させる場面を考えるとわかりやすいでしょう。
山の向こう側のほうが低い場所だったとしても、途中に高い山があれば、ボールは簡単には向こう側へ移動できません。
化学反応も似ています。
最終的に生成物側へ進むことが熱力学的に有利でも、活性化エネルギーが大きければ、反応は非常にゆっくり進むことがあります。
触媒は、この活性化エネルギーを小さくする別の反応経路を提供し、反応を速くする働きをします。ただし、触媒を加えても反応そのもののΔGや平衡の位置は変わりません。
したがって、
ΔG＜0 → 正方向への変化が熱力学的に自発的
と覚えるのが正確です。
「自発的」と「速い」を同じ意味にしないことが大切です。
温度によって反応の進みやすさが変わる理由
ΔGの式には、
ΔG ＝ ΔH － TΔS
のように温度Tが入っています。
そのため、ΔHとΔSの符号の組み合わせによっては、温度が変わるとΔGの符号も変わることがあります。
基本的な関係を整理すると、次のようになります。
| ΔH | ΔS | 自発性の基本的な傾向 |
|---|---|---|
| － | ＋ | どの温度でも自発的になりやすい |
| ＋ | － | どの温度でも自発的になりにくい |
| － | － | 低温で自発的になりやすい |
| ＋ | ＋ | 高温で自発的になりやすい |
※上の表は、ΔHとΔSを対象とする温度範囲でおおむね一定とみなせる場合の基本的な考え方です。
たとえば、
ΔH＞0、ΔS＞0
の場合を考えてみましょう。
ΔHがプラスなので、エンタルピーだけを見るとΔGをプラス方向へ動かします。
しかし温度Tが高くなるほどTΔSが大きくなり、それを引く「－TΔS」の影響も大きくなります。
その結果、十分に高い温度では、
ΔG＝ΔH－TΔS＜0
となる可能性があります。
氷の融解も、この関係をイメージしやすい例です。
氷が水になるときには熱を吸収するのでΔH＞0です。また、固体から液体になることで分子が取りうる状態が増えるためΔS＞0です。
融点では固体と液体が平衡にあり、
ΔG＝0
となります。
そして一定圧力のもとで融点より高い温度になると、液体になる方向のΔGがマイナスとなり、氷が溶ける方向が熱力学的に自発的になります。
このように考えると、「なぜ氷は寒い場所では固体なのに、暖かくすると自然に溶けるのか」という身近な現象も、ΔH・ΔS・Tの関係から理解できます。
エンタルピーとエントロピーを別々の言葉として暗記するより、
ΔG ＝ ΔH － TΔS
を中心に、
ΔH＝エネルギーの変化
ΔS＝状態の広がりの変化
T＝エントロピー項の影響を左右する温度
ΔG＝一定温度・一定圧力で自発性を判断する指標
とつなげて理解すると、エントロピーとエンタルピーの違いがよりはっきり見えてきます。
エントロピーとエンタルピーの覚え方
エントロピーとエンタルピーは名前がよく似ているため、「勉強したのに、しばらくするとどちらがHでどちらがSかわからなくなる」という方も多いのではないでしょうか。
そんなときは、難しい定義を最初から丸暗記するよりも、「H＝エネルギー」「S＝状態の広がり」という2つのイメージから覚えるのがおすすめです。
さらに、エンタルピーは「発熱・吸熱」、エントロピーは「固体・液体・気体」とセットにすると、問題を解くときにも思い出しやすくなります。
「H＝エネルギー」「S＝状態の広がり」から覚える
まず覚えたいのは、
エンタルピー → H → エネルギーに注目
エントロピー → S → 状態の広がりに注目
という組み合わせです。
エンタルピーHは、
H ＝ U ＋ pV
で定義される状態量です。
厳密には単純な「エネルギー」という一言だけでは説明しきれませんが、初心者の段階では「化学反応や状態変化に伴うエネルギーの出入りを考えるときに便利な量」とイメージすると区別しやすいでしょう。
一方、エントロピーSは、ある状態を実現できる微視的な状態の多さと深く関係します。
そのため、
エンタルピーH → エネルギー側を見る
エントロピーS → 状態の広がり側を見る
と対にして覚えるのがおすすめです。
「乱雑さ」という言葉でエントロピーを覚えている方もいるかもしれません。それもイメージとしては役立ちますが、「乱雑さ＝エントロピーそのもの」ではありません。
迷ったときは、「散らかっているか」ではなく、「粒子やエネルギーが取りうる状態は増えたか」と考えてみましょう。
さらにΔが付いたら、
ΔH＝エンタルピーがどれくらい変わったか
ΔS＝エントロピーがどれくらい変わったか
という意味になります。
まずこの2本柱を覚えておくだけでも、エンタルピーとエントロピーをかなり区別しやすくなります。
発熱・吸熱とエンタルピーをセットで覚える
エンタルピーを覚えるときに特に役立つのが、発熱反応と吸熱反応です。
一定圧力のもとでは、反応に伴う熱の出入りとエンタルピー変化ΔHを結びつけて考えることができます。
覚え方は、
発熱 → 熱を外へ出す → ΔH＜0
吸熱 → 熱を外から受け取る → ΔH＞0
です。
たとえば、燃焼のように反応によって周囲へ熱を放出する場合を考えてみましょう。
反応物から生成物へ変化するとき、系から周囲へ熱が放出されます。そのため、生成物側のエンタルピーが低くなり、
ΔH＝生成物－反応物＜0
となります。
これが発熱反応です。
反対に、変化するために周囲から熱を受け取る場合には、
ΔH＞0
となります。
氷が溶ける融解や、水が水蒸気になる蒸発は、身近でイメージしやすい例です。
氷を放置しても、十分に低温のままなら溶けません。氷から水へ変化するためには周囲から熱を受け取る必要があります。
水を沸騰させる場合も同じように、液体の水を水蒸気にするために熱を加えます。
したがって、
融解：ΔH＞0
蒸発：ΔH＞0
です。
逆向きの変化では符号も反対になります。
凝固：ΔH＜0
凝縮：ΔH＜0
となります。
「プラスとマイナス、どっちだったかな？」と迷ったら、符号だけを思い出そうとせず、「系が熱を受け取った？それとも外へ出した？」と考えると判断しやすくなります。
固体→液体→気体とエントロピーをセットで覚える
エントロピーは、
固体 → 液体 → 気体
という順番とセットで覚えると、とてもわかりやすくなります。
同じ物質について一般的に比べると、
固体 ＜ 液体 ＜ 気体
の順にエントロピーは大きくなります。
固体では、粒子は比較的決まった位置の周辺に存在しています。
液体になると粒子同士の位置を変えながら動けるようになり、気体になると、さらに広い空間を自由に移動できるようになります。
つまり、
固体 → 液体 → 気体
と変化するにつれて、粒子が取りうる微視的な状態が増えていくとイメージできます。
そのため、
融解（固体→液体） → ΔS＞0
蒸発（液体→気体） → ΔS＞0
となります。
逆に、
凝縮（気体→液体） → ΔS＜0
凝固（液体→固体） → ΔS＜0
です。
ここまでを、エンタルピーと一緒に表で整理してみましょう。
| 変化 | ΔH | ΔS | 簡単なイメージ |
|---|---|---|---|
| 融解（固体→液体） | ＋ | ＋ | 熱を吸収し、粒子が動きやすくなる |
| 蒸発（液体→気体） | ＋ | ＋ | 熱を吸収し、粒子が広く動けるようになる |
| 凝縮（気体→液体） | － | － | 熱を放出し、粒子の動ける範囲が狭くなる |
| 凝固（液体→固体） | － | － | 熱を放出し、粒子の位置がより制限される |
この表は、エンタルピーとエントロピーの違いを覚えるうえでも役立ちます。
たとえば「氷が溶ける」という同じ現象でも、
熱を吸収することに注目 → エンタルピーΔH
分子が取りうる状態が増えることに注目 → エントロピーΔS
と見るポイントが異なります。
最後に、覚え方を短くまとめると、
H＝エネルギーを見る
S＝状態の広がりを見る
発熱ならΔH＜0、吸熱ならΔH＞0
固体→液体→気体ならΔSは増える
となります。
さらに反応が熱力学的に自発的かどうかを判断したくなったら、
ΔG＝ΔH－TΔS
へ進みます。
このように「H → 発熱・吸熱」「S → 固体・液体・気体」「G → 自発性」と役割を分けて覚えておけば、似た記号が出てきても整理しやすくなります。
エントロピーとエンタルピーについてよくある質問
最後に、エントロピーとエンタルピーについて初心者の方が疑問に感じやすいポイントをQ&A形式で整理します。
「エンタルピーは熱と同じ？」「エントロピーは乱雑さのこと？」など、似た言葉や説明で迷ったときにも確認してみてください。
エンタルピーは熱と同じものですか？
いいえ、エンタルピーと熱は同じものではありません。
ここは、エンタルピーを初めて勉強するときに特に混同しやすいポイントです。
エンタルピーHは、
H ＝ U ＋ pV
で定義される状態量です。
Uは内部エネルギー、pは圧力、Vは体積を表しています。つまりエンタルピーは、ある系の状態によって値が決まる量です。
一方、「熱」は温度差などによって系と周囲の間を移動するエネルギーを指します。そのため、物質の中に「熱が蓄えられている」と考えるより、「熱としてエネルギーが移動する」と理解するほうが適切です。
では、なぜエンタルピーと熱が一緒に説明されることが多いのでしょうか。
それは、圧力が一定で、体積仕事以外の仕事を考えないような一般的な条件では、系が受け取る熱とエンタルピー変化ΔHが対応するからです。
そのため化学では、
発熱反応 → ΔH＜0
吸熱反応 → ΔH＞0
という形で、熱の出入りとエンタルピー変化を結びつけて考えます。
初心者の方は、「エンタルピー＝熱」ではなく、「一定圧力ではエンタルピーの変化と熱の出入りを結びつけられる」と覚えておくとよいでしょう。
エントロピーは乱雑さという意味ですか？
「乱雑さ」はエントロピーをイメージするための表現の一つですが、エントロピーそのものを単純に「乱雑さ」と考えるのは正確ではありません。
エントロピーSは熱力学の状態量で、統計力学では、ある巨視的な状態を実現できる微視的状態の数と深く関係しています。
そのため初心者向けには、
「粒子やエネルギーがどれくらい多くの状態に広がれるかに関係する量」
と考えると理解しやすいでしょう。
たとえば、気体の分子が箱の片側だけに集まっている場合より、箱全体へ広がっている場合のほうが、実現できる分子の配置ははるかに多くなります。
このような状態では、エントロピーも大きくなります。
「片づいた部屋と散らかった部屋」というたとえがよく使われるのも、散らかった状態のほうが物の配置パターンを多く考えられるからです。
ただし、人間から見て散らかっているかどうかを測定しているわけではありません。
試験や化学の問題で考えるときは、「乱雑になった？」だけではなく、「粒子が取りうる状態は増えた？」「エネルギーはより広く分散した？」と考えるほうが、より正確な理解につながります。
エントロピーが大きいとどうなりますか？
エントロピーが大きいというのは、簡単にいうと、その巨視的な状態を実現できる微視的状態が多いことを意味します。
たとえば、同じ物質について固体・液体・気体を比べると、
固体 ＜ 液体 ＜ 気体
の順にエントロピーが大きくなるのが一般的です。
固体では粒子の位置が比較的限られています。
液体になると粒子が互いの位置を変えながら動けるようになり、気体になるとさらに広い空間を自由に移動できます。
そのため、気体のほうが取りうる微視的状態が多くなります。
ただし、「エントロピーが大きい＝悪い状態」「エントロピーが小さい＝良い状態」ではありません。
エントロピーは物理量なので、良い・悪いを表しているわけではないからです。
また、エントロピーが大きいだけで「反応が起こる」と判断することもできません。
化学反応の自発性を一定温度・一定圧力で考える場合には、エントロピーだけではなく、エンタルピーも含めた
ΔG＝ΔH－TΔS
という関係が重要になります。
したがって、「エントロピーが大きいから必ず反応が進む」と考えないことも大切です。
エンタルピーと内部エネルギーは何が違いますか？
内部エネルギーUとエンタルピーHは、どちらもエネルギーに関係する状態量ですが、同じものではありません。
エンタルピーは、
H ＝ U ＋ pV
で定義されます。
つまり、
内部エネルギーU ＋ 圧力p × 体積V ＝ エンタルピーH
という関係です。
内部エネルギーUは、系を構成する粒子の運動や相互作用など、系内部にある微視的なエネルギーをまとめたものです。
一方、エンタルピーHには内部エネルギーUだけでなく、pVの項が加わっています。
気体をイメージすると違いを理解しやすくなります。
気体が膨張するときには、周囲を押しのけながら体積を広げる場合があります。このような一定圧力下での変化を扱う際に、UとpVをまとめたエンタルピーを使うと、エネルギーの出入りを整理しやすくなります。
初心者の方は、
U＝内部エネルギー
H＝U＋pV
という関係を最初に押さえておきましょう。
そして、「エンタルピーは内部エネルギーとは別の正体不明のエネルギー」と考えるのではなく、内部エネルギーとpVを組み合わせて定義された便利な状態量と理解するとわかりやすくなります。
エントロピーとエンタルピーは高校化学でどこまで覚える？
高校化学でどこまで学ぶかは、使用する教科書や授業、履修範囲によって多少異なります。ただ、現在の高校化学では、エンタルピーやエントロピーは化学反応とエネルギーを理解するうえで重要な概念になっています。
まずエンタルピーについては、
・エンタルピー変化ΔH
・発熱反応と吸熱反応
・反応エンタルピー
・ヘスの法則
などを関連づけて理解しておくとよいでしょう。
エントロピーについては、細かな統計力学まで覚える必要はありません。
まず、
・エントロピーは状態量である
・記号はS
・固体→液体→気体では一般にエントロピーが増える
・自然な変化の方向とエントロピーには関係がある
といった基本を押さえておくと理解しやすくなります。
また、高校化学の学習ではエンタルピーだけで化学反応の方向を説明できないことを理解することも大切です。
啓林館の高校化学の実践報告でも、エンタルピーやエントロピーを扱い、さらに発展的な学習としてギブズ自由エネルギーを用いて化学反応の進む方向を考える授業例が紹介されています。
ただし、学校・教科書・試験によって求められる範囲には違いがあります。テスト対策が目的なら、使用している教科書や先生から指定された範囲を優先してください。
この記事全体を理解するための最低限の覚え方なら、
エンタルピーH＝エネルギーに注目
エントロピーS＝状態の広がりに注目
ΔG＝ΔH－TΔS＝両方を組み合わせて自発性を考える
という3段階で整理するとよいでしょう。
名前の似ている2つを別々に丸暗記するより、H・S・Gの役割をつなげて理解することが、忘れにくくするコツです。
まとめ｜エントロピーとエンタルピーの違いを簡単に整理
ここまで、エントロピーとエンタルピーの違いについて、身近な例や公式を使いながら解説してきました。
名前がよく似ているので最初は混乱しやすいのですが、「エンタルピーはエネルギーに注目」「エントロピーは状態の広がりに注目」と分けて考えると、違いが見えやすくなります。
最後に、この記事で押さえておきたいポイントをもう一度整理しておきましょう。
エンタルピーはエネルギー、エントロピーは状態の広がりに注目
エンタルピーとエントロピーの違いで迷ったら、まず「何に注目している量なのか」を思い出してみてください。
エンタルピーHは、
H＝U＋pV
で定義される状態量です。
化学では、特にエンタルピーの変化量であるΔHがよく使われます。一定圧力のもとでは熱の出入りと結びつけて考えることができるため、発熱反応と吸熱反応を理解するときに重要です。
基本的には、
発熱反応 → ΔH＜0
吸熱反応 → ΔH＞0
と整理できます。
一方、エントロピーSも状態量ですが、エンタルピーとは注目しているものが異なります。
初心者の方は、「粒子やエネルギーがどれくらい多くの状態に広がれるかに関係する量」と考えるとイメージしやすいでしょう。
同じ物質について比べると、一般には、
固体 ＜ 液体 ＜ 気体
の順にエントロピーが大きくなります。
氷を例にすると、
氷 → 水 → 水蒸気
と変化するにつれて、分子が動ける範囲や取りうる微視的状態が増えていきます。
エントロピーは「乱雑さ」や「無秩序さ」と説明されることもありますが、単純に見た目の散らかり具合を表すものではありません。
そのため、
エンタルピーH＝エネルギー側を見る
エントロピーS＝状態の広がり側を見る
と覚えておくと、2つを区別しやすくなります。
| 比較項目 | エンタルピー | エントロピー |
|---|---|---|
| 記号 | H | S |
| 変化量 | ΔH | ΔS |
| 簡単なイメージ | エネルギーに注目 | 状態の広がりに注目 |
| 代表的な単位 | J | J/K |
| 覚え方の例 | 発熱・吸熱とセット | 固体・液体・気体とセット |
この違いを理解できれば、エンタルピーとエントロピーを名前だけで暗記する必要がなくなり、化学反応や状態変化についても整理しやすくなります。
迷ったらΔH・ΔS・ΔGの関係から整理しよう
エンタルピーとエントロピーについて学んでいると、「ΔHとΔSのどちらを見ればいいの？」と迷うことがあります。
そんなときは、何を知りたいのかから考えてみましょう。
エネルギーの変化を考えたい → ΔH
エントロピーの変化を考えたい → ΔS
一定温度・一定圧力で変化の自発性を考えたい → ΔG
と整理できます。
そして、この3つを結びつける代表的な式が、
ΔG＝ΔH－TΔS
です。
ここでΔGはギブズ自由エネルギー変化、ΔHはエンタルピー変化、Tは絶対温度、ΔSはエントロピー変化を表します。
一定温度・一定圧力では、
ΔG＜0 → 正方向への変化が熱力学的に自発的
ΔG＝0 → 平衡
ΔG＞0 → 正方向への変化は熱力学的に自発的ではない
と判断できます。
この式が大切なのは、化学反応の自発性をエンタルピーだけでは判断できないことがわかるからです。
たとえば氷が溶けるときには熱を吸収するためΔH＞0ですが、固体から液体になることでエントロピーも増加し、ΔS＞0となります。そして温度が高くなるほどTΔSの影響が大きくなり、一定圧力では融点より高い温度で融解方向のΔGがマイナスになります。
つまり、身近な「氷が溶ける」という現象にも、エンタルピー・エントロピー・温度のバランスが関係しているのです。
最後に、この記事の内容をできるだけ簡単にまとめると、
エンタルピー（H）＝エネルギーに関係する状態量
エントロピー（S）＝取りうる状態の広がりに関係する状態量
ΔH＝発熱・吸熱などのエネルギー変化を考える
ΔS＝状態の広がりがどう変わったかを考える
ΔG＝ΔH－TΔSで、一定温度・一定圧力における自発性を考える
となります。
エントロピーとエンタルピーは、最初から難しい公式をすべて覚えようとすると混乱しがちです。まずは「Hはエネルギー」「Sは状態の広がり」という違いを押さえ、氷・水・水蒸気など身近な例に当てはめてみてください。
そのうえでΔH、ΔS、ΔGへと順番に理解を広げていけば、似ているように見えたエントロピーとエンタルピーの違いも、すっきり整理できるようになるでしょう。
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