Ob eine Reaktion spontan auftreten kann, hängt nicht nur von der Enthalpieänderung ab, sondern auch von der Entropieänderung (∆S) und der absoluten Temperatur T. Wenn eine Reaktion ein spontaner Prozess bei einer bestimmten Temperatur ist, haben die Produkte eine niedrigere Gibbs – freie Energie G = H-TS als die Reaktanten (eine exergonische Reaktion), selbst wenn die Enthalpie der Produkte höher ist., Somit erfordert ein endothermer Prozess üblicherweise einen günstigen Entropieanstieg (∆S > 0) im System, der den ungünstigen Anstieg der Enthalpie überwindet, so dass immer noch ∆G < 0. Während endotherme Phasenübergänge in gestörtere Zustände höherer Entropie, z. B. Schmelzen und Verdampfen, üblich sind, sind spontane chemische Reaktionen bei moderaten Temperaturen selten endotherm., Der Enthalpieanstieg ∆H >> 0 führt bei einer hypothetisch stark endothermen Reaktion üblicherweise zu ∆G = ∆H-T∆S > 0, was bedeutet, dass die Reaktion nicht stattfindet (es sei denn, sie wird durch elektrische oder Photonenenergie angetrieben). Ein Beispiel für eine endotherme und exergonic Reaktion ist
C6H12O6 + 6 H2O → 12 H2 + 6 CO2, ∆rH° = +627 kJ/mol, ∆rG° = -31 kJ/mol