吉布斯自由能（Gibbs free energy）
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一個反應會自己向前進行，還是需要不停地推？吉布斯自由能是了斷這個問題的那位獨一無二的「會計」。它把大自然在意的兩件事——放出多少熱、製造多少混亂——打包成一個數字，叫做變化量 delta G。規則很簡單：如果 delta G 是負的，反應就是有利的、能自發進行；如果是正的，就是上坡路，按寫出的方向不會自發進行。
這本帳由一條簡短的方程概括：delta G = delta H 減去 T 乘以 delta S。這裡 delta H 是焓變（放出或吸收的熱，主要是產物與反應物鍵能強弱之差），delta S 是熵變（事物變得更分散、更無序，還是相反），T 是以開爾文計的絕對溫度。那個負號和溫度意味著：在高溫下，熵那一項的分量會變大——這就是為什麼有些在室溫下卡住的反應，一加熱就突然變得有利。delta G 為負的反應叫放能反應（exergonic）；為正的叫吸能反應（endergonic）。
在有機化學裡，delta G 把酸鹼平衡、開環、以及每一個可逆步驟都拴到一個平衡位置上：delta G 越負，平衡就越偏向產物。但這裡有一個關鍵的誠實之處——delta G 告訴你一個反應能不能發生、會停在哪裡，卻對「有多快」隻字不提。一個反應可以非常有利（delta G 很負），卻又能紋絲不動地擱置好幾年，只因為到達那裡的路徑很慢。速度是另一個問題，由活化能掌管，而不是由 delta G。
delta G = delta H - T delta S。鑽石變成石墨的 delta G 是負的（有利），但在室溫下永遠不會發生，因為速率慢得無法想像。
delta G 為負 = 有利（能發生）；但它對「有多快」毫無說明。
有利不等於快。delta G 為負意味著反應被允許進行、並標明平衡落在何處，但速度完全取決於活化能——那是另一個獨立的動力學量。把這兩者混淆，是關於反應的推理中最常見的錯誤之一。