化學反應

諸類反應如下所示：

• 化合（${\displaystyle {\rm {A+B\rightarrow C\,}}}$ ）：並數物質而得一產物矣。

• 分解（${\displaystyle {\rm {A\rightarrow B+C\,}}}$ ）：由一物拆分而得數產物者也。

• 無機：無官物之效也。

• • 置換/單代（${\displaystyle {\rm {A+BC\rightarrow AC+B\,}}}$ ）：甲原質取乙而代之也。

• • 複解/雙代（${\displaystyle {\rm {AC+BD\rightarrow AD+BC\,}}}$ ）：兩化合物互換原質、離子而得兩產物，水液之中常有此效。

• 有機：官品之效也。

• • 取代（${\displaystyle {\rm {AB+CD\,}}}$ （小分子）${\displaystyle {\rm {\rightarrow AC+BD\,}}}$ （小分子））：小分子取原子團而代之。

• • 加成（${\displaystyle {\rm {A+B\rightarrow C\,}}}$ ）：底物趨飽和之效矣。

• • 消除（${\displaystyle {\rm {A\rightarrow B+C\,}}}$ ）：底物趨不飽和之效，乃加成之逆矣。

• • 重排（${\displaystyle {\rm {A\rightarrow B\,}}}$ ）：序、構之變也。

• • 協同：斷鍵生鍵同步而成。

• 酸鹼反應：並酸鹼之效矣，酸鹼之義蓋有三：

• • 電離論者，酸者溶水得氫而鹼者得氫氧根也。

• • 質子論者，酸者釋質子而鹼則取質子也。

• • 電子論者，酸者取對電子而鹼施以電子也。

• 氧化還原：電子轉移之效，單取代、燃燒者皆從此類。

• 燃燒：底物並氧化劑之烈效，常䆁光放熱也。（實屬氧化還原之類。）

能之淨變

熱力學第二定律云，密閉系統者欲減能矣。無外力下，天下之效、混雜之物皆從此。如是者，析焓則可算計而得反應物之熱學。焓者，可以標準反應焓、反應熱加成性定律（赫斯定律）得之。以灼甲烷於氧之效為範：${\displaystyle {\rm {CH_{4}+2O_{2}\rightarrow CO_{2}+2H_{2}O\,}}}$ 

能量之算計須斷其效左右兩方之纏牽之力以取數據，方可得反應物、産物之能差。以ΔH表能差，Δ（Delta）表其差，H則為焓於恆壓下之傳熱能。符千焦耳、千卡。

• 䆁熱：ΔH為負，則效生熱。釋熱之效多自發而行。燃燒者，放熱，亦從此類也。
• 吸熱：ΔH為正，即生效需取能量矣。

自發

上云「䆁熱者自發而行」常為實也，然並不能蓋全。溶硝酸銨在水，吸熱而自行生產，此何解焉？蓋因效者自發與否，以焓、熵兩數決之。熵者，表亂度也。微觀世界之下，狀態之數較盈者，茲亂甚也，而熵變亦增矣。溶硝酸銨之例，乃熵之所以也。

吉布斯能者，密閉系統於恆溫恆壓之下向四周可作之最大功也，參焓熵之變，以辨反應自發與否。負者自發；正者惰矣；為零則得平衡之態。其式如下：

${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\Delta S\,}$ ，ΔG乃自由能之變，ΔH為焓變，而ΔS則為熵變。溫、熵以積繫之，而高熱或可致負能，故有若干吸熱之效行於高溫之下。

若連吉布斯能並宇宙之熵變（系統環境之合）觀之，亦可導上述之論。式：${\displaystyle \Delta S_{univ}=-{\frac {\Delta G}{T}}\,}$ 。第二定律云，宇宙之熵趨淨增而不減，以ΔS_univ為正，則ΔG為負者則自效也。

詳知其事，請閱化學入門。