IB 化学/能量学
6.1.1 : 如果反应产生热量（提高周围环境的温度），则该反应为放热反应。如果它降低了温度（即吸收热量），则该反应为吸热反应。此外，如果一个放热平衡反应在低温下发生，则其产率会增加，而吸热反应在高温下产率会增加。
6.1.2 : 放热 -> 一个产生热量的反应。吸热 -> 一个吸收热量的反应。反应焓 -> 反应过程中内能变化 (H) 为 ∆H。
6.1.3 : 放热反应的 ∆H 为负值（因为内热正在损失），而吸热反应的 ∆H 为正值（因为内能正在增加）。
6.1.4 : 最稳定的状态是所有能量都已释放的状态...因此，当向更稳定的状态过渡时，能量会释放，而当向更不稳定的状态过渡时，能量会获得。在焓水平图中，较高的位置更不稳定（具有更多内能），因此，如果产物较低，则热量会释放（更稳定，∆H 为负值），但如果产物较高，则热量会获得（更不稳定，∆H 为正值）。
6.1.5 : 键的形成 -> 能量的释放。键的断裂 -> 能量的获取/吸收。
6.2.1 : 能量变化 = 质量 x 比热容 x 温度变化 --> E = mc∆T
6.2.2 : 焓变 (∆H) 与反应中的摩尔数相关...如果所有系数都加倍，则 ∆H 的值也会加倍（需要注意限制性试剂）。
6.2.3 : 当反应在水中进行时，水会从反应中获得或损失热量，并且希望热量几乎不会从水中逸出。因此，能量变化，因此 ∆H 值，可以用 E = mc∆T 计算，其中 E 等于 ∆H，m 是水的质量，c = 4.18 kJ Kg-1 K-1。然后可以根据此 ∆H 值计算出每摩尔反应物的焓变。
6.2.4 : 溶液应放置在尽可能绝缘的容器中，以防止尽可能多的热量逸出。应连续测量温度，并且在方程中使用的值是相对于初始位置的最大温度变化。
6.2.5 : 结果将是温度变化。这可以通过使用上述方程和已知的水的质量转换为热量（或能量）变化。这可以用来计算存在反应物量的 ∆H，然后可以用它来计算给定摩尔数的 ∆H。
6.3.1 : 盖斯定律指出，给定反应物和产物之间的总焓变与任何中间步骤（或反应路径）无关。要计算
1) 反转任何反向进行的反应，并将它们的 ∆H 值符号反转（乘以 -1）
2) 将反应除以或乘以一个因子，直到中间产物在垂直添加反应时相互抵消（始终将 ∆H 值乘以或除以相同的因子）
3) 垂直添加反应。
4) 将得到的反应除以或乘以一个因子，以获得正确的系数。
6.4.1 : 键焓（也称为解离焓）-- 一摩尔键在气相中均裂断裂时的焓变。例如 X-Y(g) -> X(g) + Y(g) : ∆H(解离)。像 CH4 这样的分子有多个 C-H 键需要断裂，因此 C-H 的键焓实际上是一个平均值。这些值可以用来计算仅形成/断裂少量键的反应中未知的焓变。
6.4.2 : 如果反应可以用气态下键的断裂和形成来表示，那么通过添加（或在形成键时减去）∆H 值，就可以找到反应的总焓变。
6.5.1 混合两种不同类型的粒子、增加粒子的运动（包括状态变化）或增加粒子数量会导致无序度（熵）增加。增加气态粒子数量会产生最大的熵变化。
6.5.2 由于 ∆S = -∆H/T，如果 ∆H 为负值，则 ∆s 为正值，反之亦然。
6.6.1 标准反应自由能是在标准温度和压力下反应所需的或释放的自由能。∆G = ∆H - T.∆S
6.6.2 如果 ∆G 为负值，则反应是自发的。如果 ∆G 为正值，则反应是非自发的。
6.6.3 如果 ∆sT > ∆H，则反应是自发的。如果温度下降，使得 ∆sT < ∆H，则反应是非自发的。
15.1
15.1.1 标准状态是指元素在自然情况下倾向于存在的状态。标准生成焓是伴随一摩尔化合物从其元素生成时焓变，所有物质都处于其标准状态。
15.1.2 ∆Hof = ∑∆Hof 产物 - ∑∆Hof 反应物
15.2
15.2.1 晶格焓是晶格结构（如金刚石）的焓。如果焓值为负值，则晶格形成。如果为正值，则不形成。
15.3
15.3.1 ∆S = ∆S产物 - ∆S反应物
15.3.2 使用方程式 ∆G = ∆H –T∆S 或 ∆G = ∆G产物 - ∆G反应物