• Per quanto appena visto, si puo' determinare la spontaneita' di un processo isotermo e isobaro sulla base della variazione di energia libera di Gibbs ad esso associata (e riferita al solo sistema):

  $\Delta{}G<0$

  Il processo e' spontaneo

  $\Delta{}G>0$

  Il processo non e' spontaneo: il processo inverso e' spontaneo

  $\Delta{}G=0$

  Il processo diretto e quello inverso hanno il medesimo grado di spontaneita': nessuno dei due tende ad avvenire di preferenza rispetto all'altro. Il sistema si trova in condizioni di equilibrio.

• L'espressione per la variazione di energia libera di Gibbs:
  
  $$\Delta{}G=\Delta{}H-T\Delta{}S$$
  
  
  richiede qualche commento. La spontaneita' di un processo chimico dipende dalla variazione di entalpia e da quella di entropia. Il segno e/o l'entita' di queste variazioni determinano il segno di $\Delta{}G$ e quindi la spontaneita' del processo. Assumendo, come si trova generalmente, che $\Delta{}H$ e $\Delta{}S$ non varino molto con la temperatura, e' chiaro che, se $\Delta{}H<0$ e $\Delta{}S>0$, si avra' sempre $\Delta{}G<0$ e il processo sara' sempre spontaneo (termodinamicamente favorito); all'opposto, se $\Delta{}H>0$ e $\Delta{}S<0$, si avra' sempre $\Delta{}G>0$ e il processo risultera' sempre termodinamicamente sfavorito. Se la variazione entalpica e quella entropica hanno lo stesso segno, la spontaneita' del processo dipende dalla temperatura. Ad esempio, se $\Delta{}H>0$ e $\Delta{}S>0$, il processo sara' spontaneo ad alta temperatura e non spontaneo a bassa temperatura. Il viceversa vale se $\Delta{}H<0$ e $\Delta{}S<0$.