تنتشر قطرة الحبر في الماء حتى تتوزع بالتساوي، ولا تعود لتتجمع تلقائيًا. هذا هو مفهوم الإنتروبيا، وهو مقياس لفوضى أو عشوائية النظام. ينص القانون الثاني للديناميكا الحرارية على أن الإنتروبيا الكلية لنظام معزول تزداد دائمًا بمرور الوقت. تتشتت الطاقة، ويحل الفوضى محل النظام، ويتجه الكون نحو حالة التوازن.

الإنتروبيا دالة حالة ديناميكية حرارية، يُرمز لها عادةً بالرمز S. تُقاس بوحدة الجول لكل كلفن. يكون التغير في الإنتروبيا، ΔS، موجبًا عند ازدياد الفوضى. يؤدي ذوبان الجليد إلى زيادة الإنتروبيا لأن الماء السائل أكثر فوضى من الجليد الصلب. كما يؤدي ذوبان الملح إلى زيادة الإنتروبيا لأن الأيونات تكون أكثر تشتتًا. عادةً ما يؤدي التفاعل الكيميائي الذي ينتج جزيئات غاز أكثر مما يستهلك إلى زيادة الإنتروبيا.

لا يقتصر مفهوم الإنتروبيا على الفوضى فحسب، بل يتعلق بعدد الطرق التي يمكن للنظام من خلالها تنظيم طاقته. فكلما زاد عدد الحالات المجهرية المتاحة في النظام، زادت إنتروبيته. تربط معادلة بولتزمان، S = k ln W، الإنتروبيا بعدد الحالات المجهرية، W. تحتوي البلورة المرتبة تمامًا عند الصفر المطلق على حالة مجهرية واحدة فقط، لذا فإن إنتروبيتها تساوي صفرًا. هذا هو القانون الثالث للديناميكا الحرارية.

تحدد الإنتروبيا اتجاه التغير التلقائي. يكون التفاعل تلقائيًا إذا كان التغير في طاقة غيبس الحرة، ΔG = ΔH - TΔS، سالبًا. ويمكن أن يكون التفاعل تلقائيًا حتى مع وجود إنثالبي موجب إذا كانت الزيادة في الإنتروبيا كبيرة بما يكفي. وتُعد الإنتروبيا السبب في حدوث بعض التفاعلات الماصة للحرارة.