Treći zakon termodinamike kaľe da svi savrąeni kristali pri 0 K imaju istu entropiju čiji je iznos nula. Standardna entropija neke tvari pri nekoj temperaturi T eksperimentalno je mjerljiva veličina, a odgovara toplini koju se mora dovesti sustavu da bi mu temperatura porasla s 0 K do navedene temperature T. U termodinamičkim tablicima najčeąće su navedene vrijdnosti standarnih entropija tvari pri 298 K (25 °C). Standardna entropija za kisik, So(O2), pri 298 K iznosi 205,138 J K-1 mol-1 , dok za ozon, So(O3), pri 298 K iznosi 238,93 J K-1 mol-1. Dakle standardna enropija ozona je veča. Zaąto je tome tako nije jednostavno ukratko objasniti. Jedna od definicija entropije kaľe da je entropija mjera za nered sustava. Iz te definicije je jednostavno zaključiti da če tvar u plinovitom stanju imati veču entropiju od tvari u krutom stanju, no postoje i neka manje uočljiva pravila koja odredjuju enropiju sustava. U knjizi "Chemistry Matter and Universe" autora R. E. Dickerson-a i I. Geis-a dana su neki principi o kojima ovisi entropija sustava:

1. entropija raste prilikom prijelaza tvari iz tekučine ili krutine u plin
2. enropija raste pri otapanju tvari. Naprimjer kruti NH4Cl ima entropiju 22,6 cal K-1 mol-1, a nakon otapanja ioni NH i Cl- imaju zajedno entropiju 27,0 + 13,2 = 40,2 cal K-1 mol-1.
3. Entropija pada kad se plin otapa u vodi, npr. otapanjem plina metanola, CH3OH, entropija se smanji s 56,8 na 31,6 cal K-1 mol-1. Otapanjem plina klorovodika, HCl, dolazi do disocijacije na ione H+ i Cl-, a entropija se smanji s 44,6 na 0+ 13,2 cal K-1 mol-1. Iznos entropija hidratiziranog iona vodika, H+(aq), se definirana kao 0 cal K-1 mol-1.

Sad dolazimo do pravila iz kojeg proizlazi veča standardna entropija ozona od kisika.
4. entropija raste s porastom mase ili broja atoma, npr. So(F2)< So(Cl2)< So(Br2)< So(I2) ili So(CH4)< So(C2H6)< So(C3H8)< itd ili So(O2) < So(O3). Taj princip je teąko objasniti bez uvida u kvantnu mehaniku. Znamo da tvar moľe poprimiti razna energetska stanja, a ukupna energija sustava je zbroj svih tih stanja. Veće molekule i atomi imaju na raspolaganju viąe kvantnih stanja (energetskih nivoa), pa ukupan broj mogućih stanja sustava, W, raste. Statisticka termodinamika daje odnos izmeđju entropije i broja stanja u kojem se sustav moľe naći: S = k lnW, gdje je k Boltzmanova konstanta čija je vrijdnost pozitivna ąto znaći da če entropija rasti s porastom W. Ako je kvantnomehaničko objaąnjenje prekomlicirano, odnos izmeđju mase i entropije moľete zapamtiti na jednostavniji način. Slon u staklarnici če napraviti puno veći nered od miąa.
5. Entropija se smanjuje s porastom jačine veze izmeđju atoma, te krutosti tvari u cjelini. Atomi ugljika u dijamantu su povezani kovalentnim vezama koje su bitno jače od veza ugljika u grafitu.
6. Entropija raste s porastom sloľenosti kemijskih spojeva, npr. So(CH4)< So(C2H6)< So(C3H8)< itd. ili So(NaCl)< So(MgCl2)< So(AlCl3).

Dopuna: U odgovoru na pitanje o razlici standardnih entropija ozona i kisika način njihovog određjivanja pri nekoj temperaturi T spomenuo sam vrlo općenito u jednoj rečenici: "Standardna entropija neke tvari pri nekoj temperaturi T eksperimentalno je mjerljiva veličina, a odgovara toplini koju se mora dovesti sustavu da bi mu temperatura porasla s 0 K do navedene temperature T. ". Budući da taj pojednostavljeni opis eksperimentalnog određjivanje So(T) otvara mogučnost pogreąnog poistovječivanja entropije i topline, na ąto me upozorio kolega Darko Babić, odlučio sam dati neąto detaljniji opis tog određjivanja. Da bi entropija bila standardna mora biti određjena pri standardnom tlaku (po = 100 000 Pa), a temperatura pri tome nije vaľna, no najčeąće se So(T) vrijednosti određjuju pri sobnoj temperaturi (298,15 K). Standardna entropija neke tvari pri temperaturi T računa se iz slijedece relacije:

Gdje je S°(0 K) standardna entropija tvari pri 0 K, Cp toplinski kapacitet tvari pri konstantnom tlaku, DH je entalpija faznog prijelaza koja odgovara toplini vezanoj ili oslobođjenoj iz sustava tijekom faznog prijelaza pri konstantnom tlaku. Dobivena vrijednost S°(T) cesto se naziva i kalorimetrijska entropija, jer se gotovo u cjelosti moľe odrediti kalorimetrijskim mjerenjem topline (energije) koju je potrebno dovesti sustavu da bi mu temperatura porasla do konačnih T kelvina. Eksperiment se provodi mjerenjem razlike u temperaturi prije i nakon dovodjenja toplinske energije (DT = T2-T1). Na temelju dobivenih podataka racuna se prosječni toplinski kapacitet tvari za dato temperaturno podrucje (= Q/ DT = DH / DT). Budući da se toplinski kapacitet tvari mijenja s temperaturom, procjenjena vrijednost za neko temperaturno područje DT biti će to točnija ąto je tempraturno područje uze (manja razlika izmedju T2 i T1). Iz toga proizlazi da je nuľno, da bi vrijednost S°(T) bila ąto točnije određjena, kalorimetarsko mjerenje provoditi u ąto većem broju malih temperaturnih pomaka prema konačnoj temperaturi T.