Die atomaren Entropien von organischen Verbindungen und die von salzartigen Stoffen zeigen ein deutlich unterschiedliches Verhalten. Ursache dafür sind die unterschiedlichen Kräfte des inneren Zusammenhalts.
Bei den Salzen liegen Ionenbindungen mit Coulomb-Kräften zwischen den Ionen vor, während wir es bei den organischen Stoffen mit Atombindungen zu tun haben, bei denen van-der-Waals-Kräfte zwischen den stationären bzw. temporären Dipolen wirken.
Da Coulomb-Kräfte bei kleineren Ionenabstand größer werden, wurden oben die mittleren Teilchenabstände der Chloride der 1. und 2. Hauptgruppe dargestellt.
Van-der-Waals-Kräfte hingegen steigen mit zunehmendem Volumen (genauer Oberfläche) der Moleküle an. Die folgenden Diagramme zeigen, dass die Entropien innerhalb der homologen Reihen mit zunehmenden van-der-Waals-Kräften, d. h. mit zunehmendem Molvolumen der Stoffe abnehmen. Es wird zusätzlich dargestellt, wie sich die Molekülvolumina in den homologen Reihen entwickeln.
Untersucht wurden die atomaren Entropien für flüssige Kohlenwasserstoffe, primäre Alkohole und für einige Mono- und Dicarbonsäuren.

Die Abnahme der atomaren En-tropien der gesättigten flüssigen Kohlenwasserstoffe von Pentan bis Octan zeigt, dass in diesen Stoffen mit zunehmender Anzahl der C-Atome die Kräfte, die zwischen den Molekülen wirken, größer werden.

Auch der Entropieverlauf der primären Alkohole zeigt dieses Verhalten.

Jedoch auch der Verlauf der mittleren atomaren Masse ändert sich mit der Kettenlänge.

Eine zusätzliche alkoholische OH-Gruppe bewirkt beim Hexanol (6 C-Atome) eine Absenkung der Entropie gegenüber dem Hexan:

   Hexan    - S_at/R = 1,77
   Hexanol - S_at/R = 1,64

Das zusätzliche Sauerstoffatom in Hexanol erhöht die atomare mittlere Masse um etwa 13%, was einen höheren Entropiewert verursachen würde. Allerdings ist die polare OH-Gruppe mit größeren van-der-Waals-Kräften verknüpft, die die Entropie senken würden. Die Messwerte zeigen, dass der Einfluss der Kräfte offensichtlich von größerer Bedeutung ist als der Einfluss der durchschnittlichen Masse. Die Kraftregel hat Vorrang vor der Massenregel und wurde deshalb vor der Masseregel angegeben.

Die Dicarbonsäuren haben wegen der zwei polaren Carboxylgruppen eine größere Polarität und damit größere van-der-Waals-Kräfte, die zu kleineren Entropien führen als bei den Monocarbonsäuren.

Bei den Dicarbonsäuren, Ethandisäure (Oxalsäure) und Butandisäure (Bernsteinsäure) sind die van-der-Waals-Kräfte bereits so groß, dass diese Stoffe bei Standardbedin- gungen fest sind und auch deshalb das kleinere Volumen verständlich wird.

Bei allen hier aufgeführten homologen Reihen steigt mit zunehmender Anzahl der C-Atome das durchschnittliche Volumen der Moleküle (molare Volumina) an. Damit werden die van-der-Waals-Kräfte größer und die Entropien kleiner.

Für die Dicarbonsäuren sind die Kräfte bereits so stark, daß diese Stoffe bei Standard- bedingungen fest sind.