Standard forandring i fri energi i en kjemisk reaksjon er energiforandringen når ett mol reaktanter omdannes til 1 mol produkter ved standard trykk og temperatur. For et enkelt system hvor stoffet A går over til B dvs. A ⇔ B blir:
\(\displaystyle \Delta G = \Delta G^o + RT \ln \frac{[\text{produkter}]}{[\text{reaktanter}]}= \Delta G^o+ RT \ln \frac{[B]}{[A]}\)
hvor [B]/[A] er massevirkningsforholdet. Dette betyr at drivkraften i en reaksjon kan økes i en bestemt retning ved å forandre konsentrasjonen av reaktanter eller produkter (massevirkningsloven). Ved kjemisk likevekt vil det ikke bli noen endring i fri energi for små endringer i konsentrasjon for produkter og reaktanter dvs.:
\(\displaystyle \Delta G^o + RT \ln \frac{[\text {produkter}]_{likevekt}}{[\text{reaktanter}]_{likevekt}}= 0\)
hvor R er den universelle gasskonstanten, T absolutt tempertaur (Kelvin) og ln er naturlig logaritme med grunntall e. Forholdet mellom likevektskonsentrasjoner av produkter og reaktanter blir lik Klikevekt
Altså blir:
\(\displaystyle \Delta G^0= -RT \ln K_{likevekt}= -2.303RT\log K_{likevekt}\)
Vi må skille mellom ΔGo og ΔG. ΔGo gjelder bare ved likevektskonsentrasjoner. ΔG avhenger av de aktuelle konsentrasjonene og kan endres ved å endre konsentrasjoner. Siden det er logaritmisk forhold mellom ΔGo og likevektskonstanten vil det være vanskelig å påvirke retningen av en reaksjon ved å endre massevirkningsforholdet ved meget små og meget store likevektskonstanter. Det går imidlertid an å koble endergoniske og eksergoniske reaksjoner slik at tilstrekkelig ΔG<0 oppnås.
Hvis reaksjonen er mer komplisert med to produkter og to reaktanter blir forholdet som følger.
En likevektsreaksjon A + B ⇔C + D fortsetter inntil aktiviteten til reaktantene når likevekt,
likevektskonstanten K viser konsentrasjonen av reaktanter i en blanding med termodynamisk likevekt (ΔG = 0)
\(\displaystyle K= \frac{[C][D]}{[A][B]}\)
\(\displaystyle \Delta G = \Delta G^o + RT \ln \frac{[C][D]}{[A][B]}\)
I biologi brukes følgende modifikasjoner: standardkonsentrasjon av vann er 55.6 mol l-1 (ikke 1 mol l-1) og konsentrasjonen av H+ er 10-7 mol l-1 altså pH = 7. Siden de fleste reaksjoner skjer ved pH=7 vil det bli klønete å ha med konsentrasjonen 10-7 og settes derfor definisjonsmessig til 1. Man bruker betegnelsene ΔGo´og ΔG´ for å angi dette.
Noen ganger må vannaktiviteten (vannkonsentrasjonen) senkes for å få til dehydratiseringsreaksjoner. Dette kan skje ved å skape en hydrofob kløft i enzymet hvor substratet bindes.
For eksempel likevektsreaksjonen for vann:
\(\displaystyle 2H_2O \leftrightarrow H_3O^+ + OH^-\)
Ved likevekt:
\(\displaystyle K = \frac{[H_3O^+][OH^-]}{[H_2O]^2}\)
Ved 25oC er vannkonstanten Kw:
\(\displaystyle K_w = [H^+][OH^-]= 10^{-14}\)
Ved pH= 7 er konsentrasjonen av [H+]=[OH-]= 10-7 M