吉布斯自由能（Gibbs free energy）
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一个反应会自己向前进行，还是需要不停地推？吉布斯自由能是了断这个问题的那位独一无二的「会计」。它把大自然在意的两件事——放出多少热、制造多少混乱——打包成一个数字，叫做变化量 delta G。规则很简单：如果 delta G 是负的，反应就是有利的、能自发进行；如果是正的，就是上坡路，按写出的方向不会自发进行。
这本账由一条简短的方程概括：delta G = delta H 减去 T 乘以 delta S。这里 delta H 是焓变（放出或吸收的热，主要是产物与反应物键能强弱之差），delta S 是熵变（事物变得更分散、更无序，还是相反），T 是以开尔文计的绝对温度。那个负号和温度意味着：在高温下，熵那一项的分量会变大——这就是为什么有些在室温下卡住的反应，一加热就突然变得有利。delta G 为负的反应叫放能反应（exergonic）；为正的叫吸能反应（endergonic）。
在有机化学里，delta G 把酸碱平衡、开环、以及每一个可逆步骤都拴到一个平衡位置上：delta G 越负，平衡就越偏向产物。但这里有一个关键的诚实之处——delta G 告诉你一个反应能不能发生、会停在哪里，却对「有多快」只字不提。一个反应可以非常有利（delta G 很负），却又能纹丝不动地搁置好几年，只因为到达那里的路径很慢。速度是另一个问题，由活化能掌管，而不是由 delta G。
delta G = delta H - T delta S。金刚石变成石墨的 delta G 是负的（有利），但在室温下永远不会发生，因为速率慢得无法想象。
delta G 为负 = 有利（能发生）；但它对「有多快」毫无说明。
有利不等于快。delta G 为负意味着反应被允许进行、并标明平衡落在何处，但速度完全取决于活化能——那是另一个独立的动力学量。把这两者混淆，是关于反应的推理中最常见的错误之一。