Ved konstant temperatur og trykk gir Gibbs-energien G = H − TS et kriterium for termodynamisk gunstig endring. For en valgt reaksjonsretning betyr ΔG < 0 gunstig framover, ΔG > 0 gunstig bakover og ΔG = 0 likevekt.
Gibbs-energi kombinerer entalpi og entropi. Dermed ser vi hvorfor en eksoterm reaksjon ikke automatisk er gunstig ved alle temperaturer, og hvorfor en termodynamisk gunstig reaksjon likevel kan gå svært sakte.
Start med kjerneideen i Gibbs-energi. Knytt et nytt begrep til en målbar størrelse, et konkret eksperiment eller et kjent eksempel før du går videre.
Forklar Gibbs-energi med egne ord og test deretter ideen på et enkelt eksempel. Slik ser du forskjellen mellom å huske en definisjon og å forstå selve mekanismen.
Å kunne en formel eller setning utenat er ikke det samme som å forstå mekanismen. For Gibbs-energi, avklar hvilke størrelser som endres, hvilke som er konstante og under hvilke betingelser modellen gjelder.
Når ΔH og ΔS har samme fortegn, kan temperaturen avgjøre hvilket ledd som dominerer. Utenfor standardtilstander bestemmes den aktuelle reaksjonsretningen av ΔᵣG = ΔᵣG° + RT ln Q.
For N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g) bruker vi ΔH° ≈ −92,4 kJ mol⁻¹ og ΔS° ≈ −198 J mol⁻¹ K⁻¹. Ved 298 K blir ΔG° ≈ −92,4 − 298(−0,198) = −33,4 kJ mol⁻¹.
Bruk de samme omtrentlige verdiene ΔH° = −92,4 kJ mol⁻¹ og ΔS° = −198 J mol⁻¹ K⁻¹. Beregn ΔG° ved 500 K og anta i denne øvelsen at ΔH° og ΔS° er konstante.
ΔG° ≈ −92,4 − 500(−0,198) = +6,6 kJ mol⁻¹. I denne tilnærmingen gjør høyere temperatur standardreaksjonen mindre gunstig fordi ΔS° er negativ.
Ved kjemisk likevekt er reaksjonens ΔᵣG = 0 og Q = K. Dette knytter Gibbs-energi direkte til likevektskriteriet.
Skill mellom ΔG° og ΔG. Standardverdien gjelder standardtilstander; den faktiske ΔG avhenger også av den aktuelle sammensetningen gjennom Q.