Ora abbiamo due parametri per valutare la spontaneità delle reazioni: entalpia ed entropia.
È stata introdotta una nuova grandezza (funzione di stato), energia libera di Gibbs (G), che tiene conto di entrambi i fattori.

ΔG = ΔH – TΔS

A temperatura e pressione costante, con:

ΔG < 0 la reazione è spontanea
ΔG > 0 la reazione non è spontanea

 

Variazione di entalpia	Variazione di entropia	Segno di ΔG	Spontaneità
Esotermica (-)	Aumento (+)	-	Sì
Esotermica (-)	Diminuzione (-)	+ o -	Sì a bassa temperatura
Endotermica (+)	Aumento (+)	+ o -	Sì ad alta temperatura
Endotermica (+)	Diminuzione (-)	+	No

Il verso in cui si svolge la reazione non è dunque determinato dalla variazione totale di energia termica (entalpia), ma solo dall'energia libera, quella parte che può trasformarsi in lavoro o in altre forme di energia. La parte rimanente è energia vincolata, cioè calore latente che non produce lavoro e quindi fa parte dell'entropia.

Nelle reazioni che avvengono nelle condizioni standard, la relazione diventa:

ΔG° = ΔH° – TΔS°

 

Con le opportune tabelle è possibile calcolare la variazione di energia libera di qualsiasi reazione a qualsiasi temperatura.

2NO → N₂ + O₂

ΔH°_NO = -91 kJ/mol
ΔS° = -0,013 kJ/mol K
t = 25 °C

ΔG° = -2·91 kJ/mol – 298 K · 2 · (-0,013 kJ/mol k) = -174,25 kJ/mol
La reazione è spontanea.

 

Se si conosce l'energia libera standard di formazione delle sostanze presenti in una reazione, la ΔG° di una reazione si ottiene applicando:

ΔG°_reazione = ΣG°_{formazione prodotti} – ΣG°_{formazione reagenti}

 

Esempio, utilizzando le apposite tabelle:

CaCO₃ → CaO + CO₂

ΔG° = (-604,05 -394,36) – (-1128,84) = +130,43 kJ/mol
La reazione non è spontanea.