Le fait qu’une réaction puisse se produire spontanément dépend non seulement du changement d’enthalpie mais aussi du changement d’entropie (∆S) et de la température absolue T. si une réaction est un processus spontané à une certaine température, Les produits ont une énergie libre de Gibbs G = H – TS plus faible que les réactifs (une réaction exergonique), même, Ainsi, un processus endothermique nécessite généralement une augmentation d’entropie favorable (∆s > 0) dans le système qui surmonte l’augmentation défavorable de l’enthalpie de sorte que toujours ∆G < 0. Alors que les transitions de phase endothermique vers des États plus désordonnés d’entropie plus élevée, par exemple la fusion et la vaporisation, sont courantes, les réactions chimiques spontanées à des températures modérées sont rarement endothermiques., L’augmentation de l’enthalpie ∆H >> 0 dans une réaction hypothétique fortement endothermique entraîne généralement ∆G=H H-T S S > 0, ce qui signifie que la réaction ne se produira pas (sauf si elle est entraînée par l’énergie électrique ou photonique). Un exemple de réaction endothermique et exergonique est
C6H12O6 + 6 H2O → 12 H2 + 6 CO2, ∆rH° = +627 kJ/mol, ∆rG° = -31 kJ / mol