Die Aussage, dass sich die Gleichgewichtskonstante um den Faktor 10 ändert, wenn sich die freie Energie um einen bestimmten Betrag ändert, bezieht sich auf die Beziehung zwischen der Gibbs'schen freien Energie (ΔG) und der Gleichgewichtskonstante (K) einer chemischen Reaktion. Die Beziehung wird durch die folgende Gleichung beschrieben: \[ \Delta G = -RT \ln K \] Hierbei ist: - ΔG die Änderung der Gibbs'schen freien Energie, - R die universelle Gaskonstante (ca. 8,314 J/(mol·K)), - T die Temperatur in Kelvin, - K die Gleichgewichtskonstante. Wenn sich die freie Energie um einen bestimmten Betrag ändert, kann man die Änderung der Gleichgewichtskonstante berechnen. Eine Änderung von ΔG um etwa 5,7 kJ/mol entspricht einer Änderung der Gleichgewichtskonstante um den Faktor 10. Dies ergibt sich aus der Umstellung der Gleichung: \[ K = e^{-\Delta G / RT} \] Wenn ΔG um 5,7 kJ/mol (was 5700 J/mol entspricht) erhöht wird, führt dies zu einer Änderung von K um den Faktor 10, weil: \[ \Delta G = -RT \ln(10) \approx -5,7 \text{ kJ/mol} \] Das bedeutet, dass eine Erhöhung der freien Energie um diesen Betrag die Reaktion weniger begünstigt und die Gleichgewichtskonstante um den Faktor 10 verringert. Umgekehrt würde eine Abnahme der freien Energie um denselben Betrag die Gleichgewichtskonstante um den Faktor 10 erhöhen.