Durante la formazione di un legame chimico, osservata nel primo capitolo, l'energia potenziale degli atomi coinvolti diminuisce grazie all'avvicinamento fino a raggiungere un minimo alla distanza di legame. La diminuzione di energia potenziale è possible perchè questa è trasferita dalla molecola in via di formazione all'ambiente circostante. Tale trasmissione è valutata attraverso la misura dell''''entalpia''', una grandezza termodinamica indicata col simbolo H e definita come
: <math>H = U + pV \,\!</math>
cioè il prodotto del volume del sistema per la sua pressione, sommata all'energia interna del sistema. L'entalpia, in condizioni sperimentali appropriate, è quantificata attraverso il calore scambiato dalle molecole con l'esterno. Tale calore, a propria volta, è quantificato mediante l'uso di un [[w:calorimetro | calorimetro ]].
Una caratteristica che è importante conoscere di una reazione ai fini pratici è se questa sia '''spontanea''' nello specifico caso che stiamo prendendo in considerazione. A questo fine l'ingegnere, chimico e fisico statunitense Josiah Willard Gibbs ha messo a punto una grandezza oggi nota come '''energia libera di Gibbs''', definita come
