ΔG=ΔH−TΔS=−40−298×(−0.050)=−25.1 kJ

Miért kell együtt ΔH és ΔS?

Állandó hőmérsékleten és nyomáson a Gibbs-energia változása, ΔG=ΔH−TΔS, megmutatja egy folyamat termodinamikai irányát. ΔG<0 esetén a megadott irány spontán lehet, ΔG=0 egyensúlyt, ΔG>0 pedig a fordított irány kedvezőségét jelzi.

Az entalpiacsökkenés energetikailag kedvezhet a folyamatnak, míg az entrópianövekedés több hozzáférhető állapot irányába hajt. A TΔS tag megmutatja, mennyire fontos az entrópia a választott hőmérsékleten. Emiatt egy reakció spontaneitása a hőmérséklettel megváltozhat.

Ha ΔH<0 és ΔS>0, ΔG minden pozitív T-n kedvező. Ha ΔH>0 és ΔS<0, általában kedvezőtlen. Ha a két tag versenyez, a hőmérséklet dönthet: például ΔH>0, ΔS>0 esetén elég magas T mellett a −TΔS tag dominálhat.

A negatív ΔG csak termodinamikai hajtóerőt jelez. Egy reakció még lehet rendkívül lassú, ha nagy aktiválási energia választja el a reagenseket a termékektől. A gyémánt grafittá alakulása termodinamikailag kedvezhet bizonyos körülmények között, mégis elhanyagolhatóan lassú lehet kinetikai gát miatt.

Standard körülmények között ΔG°=−RT lnK. Nagy K-hoz negatív ΔG° társul, kis K-hoz pozitív. Nem standard összetételnél ΔG=ΔG°+RT lnQ, ezért ugyanaz a reakció aktuális iránya attól is függ, milyen messze van a rendszer az egyensúlyi összetételtől.