IB 化學/能量學
6.1.1 : 如果反應產生熱量（提高周圍環境的溫度），則該反應為放熱反應。如果它降低了溫度（即吸收熱量），則該反應為吸熱反應。此外，如果一個放熱平衡反應在低溫下發生，則其產率會增加，而吸熱反應在高溫下產率會增加。
6.1.2 : 放熱 -> 一個產生熱量的反應。吸熱 -> 一個吸收熱量的反應。反應焓 -> 反應過程中內能變化 (H) 為 ∆H。
6.1.3 : 放熱反應的 ∆H 為負值（因為內熱正在損失），而吸熱反應的 ∆H 為正值（因為內能正在增加）。
6.1.4 : 最穩定的狀態是所有能量都已釋放的狀態...因此，當向更穩定的狀態過渡時，能量會釋放，而當向更不穩定的狀態過渡時，能量會獲得。在焓水平圖中，較高的位置更不穩定（具有更多內能），因此，如果產物較低，則熱量會釋放（更穩定，∆H 為負值），但如果產物較高，則熱量會獲得（更不穩定，∆H 為正值）。
6.1.5 : 鍵的形成 -> 能量的釋放。鍵的斷裂 -> 能量的獲取/吸收。
6.2.1 : 能量變化 = 質量 x 比熱容 x 溫度變化 --> E = mc∆T
6.2.2 : 焓變 (∆H) 與反應中的摩爾數相關...如果所有係數都加倍，則 ∆H 的值也會加倍（需要注意限制性試劑）。
6.2.3 : 當反應在水中進行時，水會從反應中獲得或損失熱量，並且希望熱量幾乎不會從水中逸出。因此，能量變化，因此 ∆H 值，可以用 E = mc∆T 計算，其中 E 等於 ∆H，m 是水的質量，c = 4.18 kJ Kg-1 K-1。然後可以根據此 ∆H 值計算出每摩爾反應物的焓變。
6.2.4 : 溶液應放置在儘可能絕緣的容器中，以防止儘可能多的熱量逸出。應連續測量溫度，並且在方程中使用的值是相對於初始位置的最大溫度變化。
6.2.5 : 結果將是溫度變化。這可以透過使用上述方程和已知的水的質量轉換為熱量（或能量）變化。這可以用來計算存在反應物量的 ∆H，然後可以用它來計算給定摩爾數的 ∆H。
6.3.1 : 蓋斯定律指出，給定反應物和產物之間的總焓變與任何中間步驟（或反應路徑）無關。要計算
1) 反轉任何反向進行的反應，並將它們的 ∆H 值符號反轉（乘以 -1）
2) 將反應除以或乘以一個因子，直到中間產物在垂直新增反應時相互抵消（始終將 ∆H 值乘以或除以相同的因子）
3) 垂直新增反應。
4) 將得到的反應除以或乘以一個因子，以獲得正確的係數。
6.4.1 : 鍵焓（也稱為解離焓）-- 一摩爾鍵在氣相中均裂斷裂時的焓變。例如 X-Y(g) -> X(g) + Y(g) : ∆H(解離)。像 CH4 這樣的分子有多個 C-H 鍵需要斷裂，因此 C-H 的鍵焓實際上是一個平均值。這些值可以用來計算僅形成/斷裂少量鍵的反應中未知的焓變。
6.4.2 : 如果反應可以用氣態下鍵的斷裂和形成來表示，那麼透過新增（或在形成鍵時減去）∆H 值，就可以找到反應的總焓變。
6.5.1 混合兩種不同型別的粒子、增加粒子的運動（包括狀態變化）或增加粒子數量會導致無序度（熵）增加。增加氣態粒子數量會產生最大的熵變化。
6.5.2 由於 ∆S = -∆H/T，如果 ∆H 為負值，則 ∆s 為正值，反之亦然。
6.6.1 標準反應自由能是在標準溫度和壓力下反應所需的或釋放的自由能。∆G = ∆H - T.∆S
6.6.2 如果 ∆G 為負值，則反應是自發的。如果 ∆G 為正值，則反應是非自發的。
6.6.3 如果 ∆sT > ∆H，則反應是自發的。如果溫度下降，使得 ∆sT < ∆H，則反應是非自發的。
15.1
15.1.1 標準狀態是指元素在自然情況下傾向於存在的狀態。標準生成焓是伴隨一摩爾化合物從其元素生成時焓變，所有物質都處於其標準狀態。
15.1.2 ∆Hof = ∑∆Hof 產物 - ∑∆Hof 反應物
15.2
15.2.1 晶格焓是晶格結構（如金剛石）的焓。如果焓值為負值，則晶格形成。如果為正值，則不形成。
15.3
15.3.1 ∆S = ∆S產物 - ∆S反應物
15.3.2 使用方程式 ∆G = ∆H –T∆S 或 ∆G = ∆G產物 - ∆G反應物