Nowa funkcja termodynamiczna 

energia swobodna Helmholtza    F 

= U – TS

I zasada termodynamiki :   dU = đ q + đ w       II zasada termodynamiki:                        
 dq ≤T ∙dS
                                              
                                          dU ≤ T dS + đ w

  

                              dU – T dS  ≤ đ w

     T = const         dU – d(TS) ≤ đ w

                             d ( U – TS) ≤ đ w

                                          dF ≤ đ w                   w = w

obj

  + w

nieobj

   

    V = const,     w

obj

 = 0     dF ≤ đ w

nieobj

    

T

dq

dS

ΔF = (F

p

 – F

k

 ) ≤ w

nieobj

    

W warunkach izotermiczno-izochorycznych różnica pomiędzy energią swobodną 

Helmholtza dla dwóch stanów układu, stanu końcowego i początkowego, 

określa pracę, którą układ może wymienić z otoczeniem.

ΔF jest potencjałem termodynamicznym w procesie izotermiczno-

izochorycznym.  

Nowa funkcja termodynamiczna:  

entalpia swobodna Gibbsa     

G = 

H - TS

 Entalpia H = U + pV                         dH = dU + pdV + Vdp

I zasada termodynamiki:    dU = đ q+ đ w            II zasada termodynamiki:                         dq ≤T ∙dS  
                                                              
                                           dU ≤ T dS + đ w 
          
                                  dH = dU + pdV + Vdp

                                  dH ≤ T dS + đ w + pdV + Vdp  , 
                       
p = const                   dH ≤ T dS + đ w

 

 + pdV

                        dH – T dS ≤  đ w+ pdV

 T= const        d(H – TS)  ≤  đ w + pdV                 w = w

obj

  + w

nieobj

       w

nieobj 

= w - w

obj

  

                                                                                                            dw

nieobj

= dw –(-pdV)

                                     dG  ≤  đ w + pdV 

 

            dw + pdV = dw

nieobj

                                  
                                  dG ≤ dw

nieobj

                                        

T

dq

dS

W warunkach izotermiczno-izobarycznych różnica pomiędzy entalpią swobodną 

Gibbsa dla dwóch stanów układu, stanu końcowego i początkowego, określa pracę, 

którą układ może wymienić z otoczeniem.

ΔG jest potencjałem termodynamicznym w procesie izotermiczno-izobarycznym.  

ΔF i ΔG  jako kryteria określające  charakter 

procesu

Zdolność układu do wykonania pracy jest miarą tendencji do SAMORZUTNEGO przebiegu procesu .
Gdy  układ nie wykonuje pracy – znajduje się w stanie równowagi.

Procesy izotermiczno-izochoryczne    ΔF ≤ w 

nieobj

   

Ponieważ praca oddana przez układ do otoczenia w procesie samorzutnym jest ujemna, 
stąd możliwe jest  samorzutne przejście układu ze stanu początkowego do końcowego gdy 
ΔF < 0, co oznacza, że F

k

  < F

p

   

w procesach samorzutnych energia swobodna 

Helmholtza maleje

.

Proces jest odwracalny (układ znajduje się 

w stanie równowagi 

) gdy  F

k 

= F

p

 , czyli gdy 

nie ma zmiany energii swobodnej Helmholtza  

ΔF=0

.

Procesy izotermiczno-izobaryczne  ΔG ≤ w 

nieobj

   

Ponieważ praca oddana przez układ do otoczenia w procesie samorzutnym jest ujemna, 
stąd możliwe jest  samorzutne przejście układu ze stanu początkowego do końcowego gdy 
ΔG < 0, co oznacza, że G

k

  < G

p

   

w procesach samorzutnych entalpia swobodna 

Gibbsa maleje.

Proces jest odwracalny (układ znajduje się 

w stanie równowagi 

) gdy  G

k 

= G

p

 , czyli gdy 

nie ma zmiany entalpii swobodnej Gibbsa  

ΔG=0

.

Wpływ parametrów stanu na 

energię swobodną F 

i  

entalpię 

swobodną  G

F= U - TS

F= f(T,V)

G= H – TS

G= f(T,p)

dV

V

F

dT

T

F

dF

T

V





































dp

p

G

dT

T

G

dG

T

p





































            dF = dU – TdS – SdT
            dF = dq + dw –TdS – SdT

dG = dH – TdS – SdT
dG = dU +pdV+Vdp –TdS -SdT

Gdy dq =TdS (proces odwracalny) i dw = -pdV (możliwe jest wykonanie tylko pracy objętościowej

dF= - SdT – pdV

dG = - SdT + Vdp

Z porównania różniczek funkcji otrzymujemy zależnoś

ci:

p

V

F

oraz

S

T

F

T

V









































V

p

G

oraz

S

T

G

T

p







































Wpływ ciśnienia na molową entalpię swobodną Gibbsa 

(T=const)

m

T

m

V

p

G



















Gdy gaz spełnia równanie stanu gazu doskonałego

p

RT

V

m



dp

p

RT

dp

V

dG

m

m











2

1

p

p

1

m

2

m

p

dp

RT

)

(p

G

)

(p

G



















1

2

1

m

2

m

p

p

ln

RT

)

(p

G

)

(p

G

dla cieczy i ciał stałych V

m

 const.    

)

p

(p

V

)

(p

G

)

(p

G

1

2

m

1

m

2

m







Entalpia swobodna wzrasta ze wzrostem ciśnienia 





2

1

p

p

m

1

m

2

m

dp

V

)

(p

G

-

)

(p

G

Wpływ temperatury na entalpię swobodną Gibbsa 
(p=const):

      

S

T

G

p





















G = H – T S

S

T

H

G







T

H

G

T

G

p





















T

ΔH

T

ΔG

T

ΔG

lub

T

H

T

G

T

G

p

p













































W procesie izobarycznym (p= const) zmiana 
entalpii swobodnej Gibbsa zależy tylko od 
zmian temperatury

Równania ()  można zapisać w innej formie, wprowadzając nową wielkość:

(

)

T

ΔG

lub

T

G

Pod stałym ciśnieniem zmiany tych wielkości są skutkiem zmian temperatury, stąd

2

p

2

p

p

T

ΔH

T

ΔG

T

ΔH

ΔG

T

1

T

ΔG

T

ΔG

T

1

T

ΔG

T

ΔG

T

1

T

T

ΔG



















































































































2

p

T

ΔH

T

T

ΔG













































Równanie Gibbsa- Helmholtza

Wpływ temperatury na entalpię swobodną  
reakcji

2

r

p

r

T

ΔH

T

T

ΔG













































Równanie Gibbsa- Helmholtza

Wpływ temperatury na entalpię swobodną reakcji zależy od znaku entalpii reakcji.
W przypadku reakcji egzotermicznych ΔH

r

 < 0, entalpia swobodna reakcji ΔG

r

  wzrasta ze 

wzrostem temperatury, w przypadku reakcji endotermicznych – przeciwnie.

 

-T

 

2

 



 

S

 

-T

 

1

 



 

S

 

 

 

 

 



 

G

 



 

H

 

T

 

p

r

C

dT

)

H

(

d







T

H

S

dT

)

G

(

d

r

r

r















Standardowa  ENTALPIA SWOBODNA 
tworzenia

analogicznie do ENTALPII  

tw

H  tworzenia związku chemicznego wprowadza się

 

pojęcie

  

              

ENTALPII SWOBODNEJ tworzenia

         ( potencjału termodynamicznego tworzenia)  związków  chemicznych

 

Standardowa ENTALPIA SWOBODNA tworzenia   ∆

tw

 G

0

 

jest to 
zmiana ENTALPII SWOBODNEJ towarzysząca reakcji tworzenia związku 
chemicznego z pierwiastków w  ich stanach podstawowych ( stabilnych ) 

Standardowy potencjał termodynamiczny G

0

 trwałej odmiany pierwiastka wynosi 0.

            
Na podstawie wartości  ∆

tw

 G

0

 

 z tabel termodynamicznych można obliczyć 

wartość standardowej entalpii swobodnej dowolnej r-cji ∆

r

G

0

 

0

i

tw

substr

i

0

j

tw

prod.

j

0

r

G

Δ

ν

G

Δ

ν

G

Δ









Funkcje termodynamiczne

Energia wewnętrzna U             I zasada termodynamiki
                                                        dU = đq + đw

Entalpia   H                          H = U + pV

Entropia    S

Energia swobodna   F          F = U - TS

Entalpia swobodna  G         G = H - TS

T

dq

dS

U

H

F

G

+ pV

- T S

- T 
S

 

+ pV

G = H – TS = U + pV – TS = F + pV

Różniczki zupełne funkcji 
termodynamicznych

Energia wewnętrzna U     dU = đq + đw

        U = f(T,V)                    dU = c

V

 dT – pdV

        U = f(S,V)                   dU = TdS - pdV

Entalpia H                    H = U + pV

  H = f(T,p)                dH = c

p

 dT + Vdp

  H = f(S,p)               dH = TdS + Vdp

Entropia S           

S = f(T,V)

S = f(T,p)

T

dq

dS

Energia swobodna F          F = U - TS

F = f(T,V)           dF= -SdT – pdV

Entalpia swobodna G         G = H - TS

G = f(T,p)            dG = -SdT + Vdp

dV

V

R

dT

T

c

dS

V





dp

p

R

dT

T

c

dS

p





Entalpia swobodna układu 

wieloskładnikowego

W układzie wieloskładnikowym  funkcje termodynamiczne 
zależą od
ciśnienia, temperatury, objętości i 

składu układu

.

F = f ( V, T, 

n

1

, n

2

, .........n

k

 

);       G = f ( p, T, 

n

1

, n

2

, 

...........n

k

 

)

)

n

T,

p,

i

i

n

G

μ



















Zmiana liczby moli składników powoduje zmianę wartości funkcji 
termodynamicznej:

...

dn

n

F

dT

T

F

dV

V

F

dF

1

,...

n

,

n

T,

V,

1

,...

n

V,

,..

n

T,

3

2

1

1

























































.

..

dn

n

G

dT

T

G

dp

p

G

dG

1

,...

n

,

n

T,

p,

1

,...

n

p,

,...

n

T,

3

2

1

1

























































Potencjał chemiczny składnika  

określa zmianę entalpii swobodnej G  

układu, 
gdy zmieniamy ilość tego składnika w układzie w warunkach stałego 
składu innych składników oraz  p=const i T=const 

 







i

i

i

dn

SdT

Vdp

dG

Różniczka zupełna entalpii swobodnej układu wieloskładnikowego

V                   -S

POTENCJAŁ  CHEMICZNY

)

n

T,

p,

i

i

n

G

μ



















jest funkcją termodynamiczną określającą  zmianę entalpii swobodnej G  układu, gdy 

dodajemy do niego substancji  w warunkach p=const i T=const

dla substancji czystych 

potencjał chemiczny jest  

molową entalpią swobodną 

i

 

=  (G

m,

)

i

 , 

co oznacza, że określa pracę, jaką może wymienić z otoczeniem 1 mol 

składnika w warunkach izotermiczno-izobarycznych.

A więc potencjał chemiczny  tego gazu  wynosi:

 

i

0

  - standardowy potencjał chemiczny gazu – potencjał 

chemiczny czystego gazu  w warunkach standardowych czyli pod 
ciśnieniem p

0

 = 1 bar



















1

2

1

m

2

m

p

p

ln

RT

)

(p

G

)

(p

G

Zależność molowej entalpii swobodnej gazu od ciśnienia

Jeżeli przyjmiemy stan standardowy jako stan początkowy gazu(A), czyli p

1

 = 

p

0

 , a p

2

 = p

A

  ,

to molowa entalpia swobodna gazu (A) pod ciśnieniem p

A

  wynosi

 



















0

A

0

m

m

p

p

ln

RT

(A)

G

A

G



















0

A

0

A

A

p

p

ln

RT

μ

μ



















0

i

0
i

i

p

p

ln

RT

μ

μ

Potencjał chemiczny substancji (składnika) „i” w  stanie gazowym

Potencjał chemiczny składnika układu

)

n

T,

p,

i

i

n

G

μ



















jest

   

 cząstkową molową entalpią swobodną

tzn.  jest nachyleniem wykresu entalpii swobodnej jako funkcji 
ilości składnika,( np. A)  gdy p i T oraz ilości pozostałych 
składników są stałe

B

B

A

A

B

n

T,

p,

B

A

n

T,

p,

A

dn

μ

dn

μ

dn

n

G

dn

n

G

dG

A

B









































Jeżeli p,T= const to zmiana entalpii 
swobodnej układu dwuskładnikowego 
spowodowana zmianą składu układu wynosi:

całkowita entalpia swobodna mieszaniny binarnej przy 
p,T=const

G = n

A

 



A

+ n

B 



B

Potencjał chemiczny substancji w mieszaninie jest wkładem 
jaki substancja ta wnosi do  całkowitej entalpii swobodnej 
układu

T = const
p = const

Równanie Gibbsa- Duhema









i

i

i

dn

μ

SdT

Vdp

dG

W układzie wieloskładnikowym zmianę entalpii swobodnej Gibbsa może spowodować 
zmiana temperatury, ciśnienia lub składu mieszaniny





i

i

i

dn

μ

dG

 

W warunkach izotermiczno-izobarycznych entalpia swobodna Gibbsa zależy tylko od 
składu: od rodzaju składników i ich ilości, czyli jest funkcją potencjałów chemicznych 
i liczby moli:





i

i

i

μ

n

G

Entalpię swobodną Gibbsa można zmieniać zmieniając albo potencjały chemiczne 
składników, albo liczbę moli składników

i

i

i

i

i

i

d

n

dn

dG







 







0





i

i

i

d

n



  

d

n

 

SdT

Vdp

i

i

i













0

Równanie Gibbsa-Duhema wiąże zmiany 
temperatury, ciśnienia i potencjałów 
chemicznych składników

gdy p,T = const

W warunkach izotermiczno-izobarycznych, 
potencjały chemiczne składników są od siebie 
uzależnione. Potencjał chemiczny jednego ze 
składników mieszaniny nie może się zmieniać w 
sposób niezależny od potencjałów chemicznych 
pozostałych składników.

Entalpia swobodna reakcji chemicznej 

aA + bB = cC + dD 

stan początkowy (1) - substraty A,B
stan końcowy (2) - produkty C,D

 Zmiana entalpii swobodnej dla reakcji  entalpia 

swobodna reakcji

∆G

r

 = ∆G

prod

 - ∆G

substr

b

0

B

a

0

A

d

0

D

c

0

C

p

p

p

p

p

p

p

p

Q























































Potencjał chemiczny każdego reagenta wyraża zależność:

Gdzie 
standardowa entalpia 
swobodna reakcji

)

bμ

(a μ

dμ

cμ

ΔG

B

A

D

C

r



























0

i

0
i

i

p

p

ln

RT

μ

μ









































0

B

o

B

0

A

o

A

0

D

o

D

0

C

o
C

r

p

p

bRTln

bμ

p

p

aRTln

aμ

p

p

dRTln

dμ

p

p

cRTln

cμ

ΔG



 



b

0

B

a

0

A

d

0

D

c

0

C

o

B

o

A

o

D

o
C

r

p

p

p

p

p

p

p

p

RTln

bμ

aμ

dμ

cμ

ΔG































































Q

ln

RT

G

G

o

r

r











 



o

B

o

A

o

D

o
C

o

r

bμ

aμ

dμ

cμ

ΔG









Iloraz reakcji Q

Stała równowagi reakcji 
chemicznej

Gdy reakcja chemiczna osiąga stan równowagi ∆G = 0, a ciśnienia cząstkowe 
reagentów gazowych  przyjmują wartości równowagowe

b

r

0

B

a

r

0

A

d

r

0

D

c

r

0

C

p

p

p

p

p

p

p

p

RTln

0

r

ΔG

0

























































r

0

B

r

0

A

r

0

D

r

0

C

p

p

,

p

p

,

p

p

,

p

p

















































aA + bB = cC + dD 

b

r

0

B

a

r

0

A

d

r

0

D

c

r

0

C

p

p

p

p

p

p

p

p

p

K























































Stała równowagi reakcji 
chemicznej wyrażona za 
pomocą ciśnień cząstkowych 
reagentów 

∆G

r

0

  =  - RT ln K

p

 

związek między standardową entalpią swobodną reakcji chemicznej 
i stałą równowagi reakcji .

Stała równowagi reakcji 
chemicznej

RT

ΔG

p

o

r

e

K

   





Jeśli znamy standardową entalpię swobodną reakcji  

ΔG

0

r

  

– możemy obliczyć stałą równowagi reakcji 

K

p





































substraty

o

f,298

i

produkty

o

f,298

j

o

r

ΔH

ν

ΔH

ν

ΔH





































substraty

o
298

i

produkty

o
298

j

o

r

S

ν

S

ν

ΔS

o

r

o

r

o

r

ΔS

T

ΔH

ΔG







Korzystając z tablic termochemicznych 
obliczamy:

standardową entalpię reakcji H

r

o

standardową entropię reakcji S

r

o

standardową entalpię swobodną reakcji G

r

o

Stałe równowagi reakcji K

p

, K

x

b

r

0

B

a

r

0

A

d

r

0

D

c

r

0

C

p

p

p

p

p

p

p

p

p

K























































K

p

 stała równowagi  wyrażona za 

pomocą  ciśnień cząstkowych 
reagentów gazowych p

i

 

(ciśnieniowa stała równowagi).

aA + bB = cC + dD 

p

0

- ciśnienie standardowe =1bar

z prawa Daltona     p

i

 =x

i 

p  

 gdzie p- ciśnienie całkowite w układzie

Δn

p

p

b

r

)

(x

a

r

)

(x

d

r

)

(x

c

r

)

(x

b

r

0

p

p

x

a

r

0

p

p

x

d

r

0

p

p

x

c

r

0

p

p

x

0

B

A

D

C

B

A

D

C

p

K





























































































Δn

0

x

p

p

p

K

K

















gdzie ∆n = ( c + d ) – ( a + b ) 
jest zmianą liczby moli reagentów gazowych

K 

x

 stała równowagi chemicznej 

wyrażona za pomocą ułamków 
molowych reagentów

 

 

   

b
r

B

a

r

A

d

r

D

c

r

C

x

x

x

x

x

K







Stałe równowagi reakcji K

p

,  

K

c

aA + bB = cC + dD 

p V = nRT

p = (n/V) RT          jeżeli założymy że reagenty spełniają założenia modelu gazu 
doskonałego

                                               

p

i

 = c

i

 RT

Δn

0

p

RT

b

r

)

B

(c

a

r

)

A

(c

d

r

)

D

(c

c

r

)

C

(c

b

r

0

p

RT

B

c

a

r

0

p

RT

A

c

d

r

0

p

RT

D

c

c

r

0

p

RT

C

c

p

K





























































































b

r

c

c

a

r

c

c

d

r

c

c

c

r

c

c

K

0

B

0

A

0

D

0

C

c































































K

c

 stała równowagi chemicznej wyrażona

 za pomocą stężeń molowych c

i

c

0

 = 1 mol dm

-3

 stężenie standardowe

Δn

0

0

c

p

p

RT

c

K

K

















Stałe równowagi chemicznej K

p

, K

c

 i K

x

 są liczbami bez miana

Zależności pomiędzy K

p

, K

c

 i K

x 

 dotyczą układów doskonałych lub 

takich, które w przybliżeniu zachowują się jak doskonałe ( gazy 
lub roztwory)

Wpływ CIŚNIENIA na

 

równowagę chemiczną

∆G

0

  =  - RT ln K

p

Jeżeli T = const wartość K

p 

zależy tylko od ∆G

0

∆G

0

 

 z definicji  dotyczy reakcji prowadzonej w warunkach 

standardowych
            tzn. przy stałym ciśnieniu standardowym
czyli 
          

K

p

 nie zależy od ciśnienia p

, 

              przy którym jest osiągany stan równowagi

0



















T

p

p

K

Wniosek,
 że  STAŁA K

p

 jest niezależna od ciśnienia nie oznacza,  że SKŁAD równowagowy 

reagentów 
                nie zależy od ciśnienia

Jeżeli dla r-cji 
                          

aA + bB ⇌ cC + dD 

                                                                   przebiegającej w fazie gazowej ∆n = (c+d) – (a+b) ≠ 
0,
 to zmiana ciśnienia całkowitego będzie zmieniać skład równowagowy mieszaniny reakcyjnej 
zgodnie z regułą Le Chateliera:
jeżeli ∆n < 0, ( np.   

N

2

 + 3 H

2

 

⇌ 2NH

3

 

)

to wzrost ciśnienia będzie powodował przyrost produktów w składzie równowagowym, ale stała 
równowagi nie zmieni się K

p

= const.

Δn

0

p

x

p

p

K

K



















Δn

0

0

p

c

p

RT

c

K

K



















Stała równowagi K

c  

nie zależy od 

ciśnienia

Natomiast stała równowagi K

x

 może zależeć od ciśnienia całkowitego p

 gdy ∆n = (c+d) – (a+b) ≠ 0,

Jeżeli reakcja przebiega w fazach skondensowanych ( ciekłych lub stałych) wpływ ciśnienia na stan 
równowagi chemicznej jest do pominięcia.

Wpływ temperatury na równowagę chemiczną

Temperatura układu ulega zmianie jeżeli dostarczamy lub odbieramy ciepło z 
układu. 

Zasada Le Chatelier’a przewiduje, że równowaga przesunie się w kierunku endotermicznym 
gdy T rośnie, bo energia jest absorbowana jako ciepło i odwrotnie, równowaga przesunie się 
w kierunku egzotermicznym gdy T obniżymy.

EGZOTERMICZNE REAKCJE: 
                                                  wzrost T faworyzuje SUBSTRATY
ENDOTERMICZNE REAKCJE: 
                                                  wzrost T faworyzuje PRODUKTY

Zależność stałej równowagi K od temperatury

∆G

0

  =  - RT ln K

p

RT

G

K

p

0

ln







różniczkujemy obustronnie względem T

dT

T

ΔG

d

R

1

dT

dlnK

0

p



















2

p

T

ΔH

T

T

ΔG









































d

d

równanie
Gibbsa - Helmholtza 

Jeżeli p = const.

2

0

ln

RT

H

dT

K

d

p





równanie van’t Hoffa 
podaje zależność stałej równowagi K

p

 od temperatury T

Wpływ temperatury na stałą równowagi 

∆H

0

  = f(T) – standardowa zmiana entalpii reakcji 

Jeżeli w wąskim przedziale temperatur T

1

 T

2

 wartość ∆H

0

 można uznać za 

stałą, 

 
to po rozdzieleniu zmiennych K

p

 i T oraz scałkowaniu otrzymuje się:









2

1

2

0

2

1

ln

T

T

p

T

dT

R

H

K

d

2

0

ln

RT

H

dT

K

d

p





.

ln

0

const

RT

H

K

p



























2

1

0

)

1

(

)

2

(

1

1

ln

T

T

R

H

K

K

p

p

rozwiązanie w postaci całki nieoznaczonej, daje zależność

y = ax + b

liniową lnK

p

 = f (1/T)

y= lnK

p

  ,  x=1/ T

a= - ∆H

0

 / R

b=const

Sporządzając wykres – 
lnK jako funkcji 1 / T, 
otrzymujemy linię 
prostą o nachyleniu 
równym ∆H

0

/R.

Jest to metoda 
wyznaczania entalpii 
reakcji bez pomiaru 
kalorymetrycznego 

Wpływ temperatury na stałą i stan 

równowagi

np. rozważamy reakcję egzotermiczną ∆H

0

 < 0

I. dostarczamy ciepło T↗
 
∆T = T

2

 –T

1 

> 0,     ∆H

0

 • ∆T < 0,      K

p(2)

 < K

p(1)



















2

1

1

2

0

)

1

(

)

2

(

ln

T

T

T

T

R

H

K

K

p

p

ns

substraty

np

produkty







)

(

)

(

p

K

 w temp. T

2

 > T

1 

 równowaga  r-cji egzotermicznej 

                            przesuwa się w kierunku substratów

II. chłodzimy układ, T↘

∆T = T

2

 –T

1 

< 0,     ∆H

0

 • ∆T > 0,      K

p(2)

 > K

p(1)

ns

substraty

np

produkty







)

(

)

(

p

K

w temp. T

2

 < T

1

 równowaga r-cji egzotermicznej 

                        przesuwa się w kierunku produktów

Wpływ stężenia reagentów  na stan równowagi 

chemicznej

Stężenia reagentów wyrażamy w postaci prężności cząstkowych, ułamków molowych lub 
stężeń molowych.

b

0

B

a

0

A

d

0

D

c

0

C

p

p

p

p

p

p

p

p

RTln

0

G

r

G

r





























































b

r

a

r

d

r

c

r























































0

B

0

A

0

D

0

C

p

p

p

p

p

p

p

p

p

K

Dla r-cji w fazie gazowej:

W stanie równowagi prężności cząstkowe reagentów są
 prężnościami równowagowymi ( )

r

                            ∆

r

G= 0

                              Q = K

p

I. Jeżeli zwiększymy prężności cząstkowe produktów p

i(pr)

   ↗   to 

p

K

n

b

r

a

r

d

c

ln

l

0

B

0

A

0

D

0

C

p

p

p

p

p

p

p

p























































∆

r

G > 0 Reakcja samorzutnie pójdzie w lewo

 w kierunku przeciwnym do tworzenia produktów

II. Jeżeli zmniejszymy prężności cząstkowe produktów 
p

i(pr) 

 ↘  to

p

K

n

b

r

a

r

d

c

ln

l

0

B

0

A

0

D

0

C

p

p

p

p

p

p

p

p























































aA + bB ⇌ cC + dD

∆

r

G < 0

Reakcja samorzutnie pójdzie w prawo
 w kierunku tworzenia produktów