热力学第三定律是绝对零度时，所有纯物质的完美晶体的熵值为零，或者绝对零度（T=0K）不可达到。
20世纪初德国物理化学家W.能斯特从研究低温下化学反应的性质得到结论：凝聚系的熵在可逆等温过程中的改变随绝对温度趋于零而趋于零，称之为能斯特定理。
由能斯特定理可知，凝聚系的熵将随热力学温度趋向零而趋向一个常数值S0。为了确定这个熵常数，M.普朗克于1911年提出了一个假设S0=0。由此确定的熵的数值称作绝对熵。由于热容是正定的，因此系统绝对熵S≥0。普朗克的假设能从近代量子论中找到合理的解释：达到平衡态绝对零度的系统处于能量最小的状态。
这是一种高度有序的状态，与之相应的热力学概率W=1，故应用玻耳兹曼熵公式可得S0=0。1912年能斯特又从能斯特定理引出一个结论：不可能使一个物体通过有限数目的手续冷却到绝对零度。这就是著名的绝对零度不可达原理。
热力学其他两大定律：
1、热力学第一定律（the first law of thermodynamics）是涉及热现象领域内的能量守恒和转化定律，反映了不同形式的能量在传递与转换过程中守恒。
表述为：物体内能的增加等于物体吸收的热量和对物体所作的功的总和。即热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，但是在转换过程中，能量的总值保持不变。其推广和本质就是著名的能量守恒定律。
该定律经过迈尔（J.R.Mayer）、焦耳（J.P.Joule）等多位物理学家验证。十九世纪中期，在长期生产实践和大量科学实验的基础上，它才以科学定律的形式被确立起来。
2、热力学第二定律（second law of thermodynamics），热力学基本定律之一，克劳修斯表述为：热量不能自发地从低温物体转移到高温物体。开尔文表述为：不可能从单一热源取热使之完全转换为有用的功而不产生其他影响。熵增原理：不可逆热力过程中熵的微增量总是大于零。在自然过程中，一个孤立系统的总混乱度（即“熵”）不会减小。
