反應速率（reaction rate）

任何一個反應頭上都懸著兩個完全分開的問題：它會不會發生，以及有多快？吉布斯自由能回答第一個；反應速率回答第二個。速率就是反應物變成產物的快慢——用每秒鐘濃度變化多少來衡量。有些有利的反應轉瞬即成；另一些同樣有利的，卻要慢吞吞地爬上好幾年。鐵生鏽、最終被完全氧化，就是一個走下坡卻要耗費一輩子的反應。

決定速度的是活化能——反應物在能變成產物之前，必須翻越的那座能量山的高度。即便是走下坡的反應，一開頭也有一段上坡：鍵必須被拉伸、部分斷裂，電子必須重排，只有能量足以登頂的那些分子才會發生反應。所以高的能壘意味著慢反應；低的能壘意味著快反應。有兩個槓桿能大幅改變速率：升高溫度讓更多分子獲得足夠能量翻過山，而催化劑則開鑿出一條更低的越山（或繞山）之路。濃度也有影響——反應物越擁擠，碰撞就越頻繁。

把速率和平衡分開來看，是有機化學裡最重要的習慣之一，它有一個名字：動力學（速率）與熱力學（最終的平衡）之分。生成最快的產物不一定是最穩定的那個。在溫和、迅速的條件下，反應可能給出生成最快的產物（動力學控制）；給予熱量和時間，它可能安頓到最穩定的產物（熱力學控制）。許多真實的結果——生成哪個烯烴、哪個烯醇負離子、哪個加成產物——靠的正是這場「速度與穩定性」之間的拉扯。