1.化學反應的焓變
化學反應中的焓變，就是系統的終態（產物）與始態（反應物）之間的能量差，用H表示。
在研究自然界的自發過程中，人們發現這些過程往往都是朝著能量降低的方向進行。
所以，人們認為：反應的焓變為負值（H＜0）時，系統的能量降低，反應可以自發進行。
事實上，在198.5K、標準狀態下許多放熱反應（H＜0）都可以自發進行。但是有些吸熱反應（H＞0）在此條件下也能自發進行。
所以說，用焓變判定反應自發進行的方向是有局限性的。因為在給定條件下，一個反應自發進行的推動力，除了焓變，還受系統混亂度的增加和反應溫度的影響。
2.化學反應過程的熵變
（1）熵
在自然界中，發生的自發過程一般都朝著混亂度增大的方向進行。
在熱力學中，用一個新的狀態函數熵表示系統的混亂度，符號為S。
系統中存在的微觀狀態數越多，混亂度越大，熵也就越大。
同種物質一般是固態的熵值最小，液態的次之，氣態的最大。
隨著溫度的升高，熵值逐漸增大。
（2）熱力學第三定律
在0K時，一個純物質的完美晶體，其組分粒子（分子、原子或離子）都處於完全有序的排列狀態，混亂度最小，熵值最小（S=0），這就是熱力學第三定律。
它的另一種說法：在絕對零度時，完整晶體的純物質，其熵值規定為零。
（3）熵變
熵與焓一樣是系統的狀態函數，所以化學反應的熵變只取決於反應系統的始態（反應物）與終態（產物），與系統狀態變化的途徑無關。其計算方法如下：
（4）熵增原理
隔離系統的總熵變是反應自發性的判斷依據，凡總熵變大於零的過程必定自發，或者說總熵增的過程必定是自發的，這就是熵增原理。
也就是說，隔離系統的自發過程是熵增加的過程，這也是熱力學第二定律的一種表述方法。