化学反応式 Ａ＋Ｂ⇔Ｃ＋Ｄ
上記反応式において、反応物（ＡとＢ）のみがある状態Ⅰから生成物（ＣとＤ）のみがある状態Ⅱに至る過程について考える。状態ⅠではＡもＢも２モルでＣ，Ｄはない、状態ⅡではＣもＤも２モルでＡ，Ｂはない。
反応進行中、Ａが２－αモル、Ｂが２－αモル、Ｃがαモル、Ｄがαモルとなった時、自由エネルギーはＧ（α）とする。たとえば、Ｇ（０）＝－１、Ｇ（２）＝－３などとすると、反応は右寄りに進み、平衡状態におけるαであるαＣは１から２の間にあるでろう。たとえば、αＣは1.4で、Ｇ（1.4）＝－５等となる。
Ｇ（０）＝－１、Ｇ（1.4）＝－５、Ｇ（２）＝－３を通るような下に凸のグラフが、反応の進行に伴うＧの変化ということになる。
(平衡状態においてＡは0.６モル、Ｂは0.６モル、Ｃは1.4モル、Ｄは1.4モル)
次に、ライフサイエンス等においてよくみられる以下の関係式について考える。
ΔＧ＝ΔＧ０＋ＲＴloge[Ｃ][Ｄ]／[Ａ][Ｂ] ・・・＊
ΔＧ０は、Ａ、Ｂ，Ｃ，Ｄがどれも１モル／ｌの時のΔＧで、標準自由エネルギーである。平衡定数をＫとすると、K=[Ｃ][Ｄ]／[Ａ][Ｂ]であり、平衡状態においてΔＧ＝０であるから、
０＝ΔＧ０＋ＲＴlogeＫ ∴ΔＧ０＝－ＲＴlogeＫ
前述の例で考えると、[Ｃ][Ｄ]／[Ａ][Ｂ]＝Ｋ＞１となるので、ΔＧ０＜０となる。
ΔＧは反応前後の各物質の濃度を不変とできる時、1モルのＡと1モルのＢが反応して1モルのＣと1モルのＤが生成される過程での自由エネルギーの変化を表している。ΔＧはおかれた状況、各物質のそれぞれの濃度等により変化する。
平衡点においてΔＧ＝０となるが、これは平衡点の近傍で反応が右に進もうと左に進もうと自由エネルギー変化がほとんど０となることを意味している。
また、すべて１モルの時、ΔＧ＜０なのでまだ右に進もうとすることがわかる。
ここでいうΔＧは、Ｇ（２）－Ｇ（０）などを意味しているわけではなく、Ｇの変化を表す下に凸のグラフの接線の傾きと関係している。
Ｇ（２）－Ｇ（０）＜０なのだから、反応が右に進むとやはり、いくら平衡点近傍にあったとしても、ΔＧは０ではなく負になるのではないかとも思えてしまう。実際、内部エネルギーΔU等は、たとえば発熱反応ならば、どんな状況でも右に反応が進めば減少するため負の値になる。しかし、自由エネルギーは、同じように考えることはできず、平衡点においてはΔＧ＝０なのである。
反応が右に進めば、AやBの物質量や濃度は減る。これらのことを考慮して自由エネルギーのグラフが描ける。後半の話では、一部反応が進んでも大きくみて各物質の濃度はほとんど変化しない、それぞれの物質の濃度は一定である環境下（減れば補われ、増えれば拡散するといった生物学的環境）であることを前提としている。このため前半の例のように、化学変化に伴い反応物や生成物の濃度も変化するといったことまで考慮する必要がない。一部の変化は全体に影響しないとして考えればよい。濃度はそれぞれ１モル／ｌの〔Ａ｝倍、〔Ｂ｝倍、〔Ｃ｝倍、〔Ⅾ｝倍にて固定であるとして、エントロピー計算をすればよい。
＊の導出
各物質のエントロピーの変化は、生成後の各物質のエントロピーから生成前の各物質のエントロピーを差し引いたものであるから（各物質が１モル／ｌの状態を基準として）
ＲＴ（∫ΔＰＣ／ＰＣ＋∫ΔＰＤ／ＰＤ－∫ΔＰＡ／ＰＡ－∫ΔＰＢ／ＰＢ）
＝ＲＴ（logＰＣ＋logＰＤ－logＰＡ－logＰＢ）
＝ＲＴloge[Ｃ][Ｄ]／[Ａ][Ｂ]
これをΔＧ０に加えたものがΔＧである。
＊例
反応式 Ａ＋Ｂ⇔ＡＢ
ΔＧ＝ΔＧ０＋ＲＴloge[ＡＢ]／[Ａ][Ｂ]、ΔＧ０＜０
受容体ＢにＡが結合したＡＢの濃度が大きくなりΔＧが０を超えると右向きの反応は進まなくなる。
吸熱反応なのにエントロピーの増加が大きいため進む反応の例
２NaHCO3 → Na２CO3 ＋CO２(g) ＋H2O(g) －Ｑ´
NaHCO3が分解される反応は発熱反応ではなく吸熱反応である。にもかかわらず反応が進むのは、ΔU＋ｐΔＶの増加以上にTΔSが増加してΔG（＝ΔU＋ｐΔＶ－TΔS）が減少するからである。
ＡＴＰ＋Ｈ２Ｏ→ＡＤＰ＋Ｈ３ＰＯ４ ＋Ｑ”
ATPが加水分解されADPになる。この際は右辺の方がエネルギーレベルが低く発熱反応となる。ΔGも負で発エルゴン反応であって、自発的に進行しうる。この自由エネルギーによって、他の自然には進まないΔG＞０の反応を進めることができる（共役反応）。
一般に、エネルギー的なつりあいを考えて
ΔU＋ｐΔＶ＋ΔW＝ΔＱ
が成立する。ここでｐΔＶは圧に抗してする仕事、ΔWは系がする仕事（ｐΔＶ以外）、ΔQは系が外から吸収する熱量である。化学反応による内部エネルギーの変化はもちろんΔUに含まれる。
宇宙のエントロピーは増加するので、エントロピー変化をΔSとすると
ΔＱ≦ＴΔＳ
（系が熱を吸収しなくてもエントロピーは増加したりすることを意味する）
これら２式より、
ΔU＋ｐΔＶ＋ΔW≦ＴΔＳ
このことから、系がする仕事の最大値（正味の仕事）は、
W≦－（ΔU＋ｐΔＶ－ＴΔＳ）＝－ΔＧ
内部エネルギーの減少分－ΔUすべてを仕事に使えるわけではなく、そこからｐΔＶや－ＴΔＳを差し引いた分だけ実際の仕事に使えることを示している。(ＴΔＳ＜０の場合で考えると、反応が進むことにより、最低でも－ＴΔＳは系の外部に熱を放出しなければならない（この熱の散逸分はいかに効率を上げても仕事には使えない）。）
この自由エネルギーによって、自発的には進行しないΔＧ＞０の化学反応（他養的な反応）、共役反応を起こすことも可能となるのである。