《第二章 化学反应与能量》知识点总结
化学反应与能量知识点总结
化学反应与能量知识点总结一、化学反应中的能量变化化学反应中的能量变化通常表现为热量的变化。
化学反应都伴有能量变化，表现为吸热或放热。
二、放热反应和吸热反应1、放热反应：反应物总能量大于生成物总能量的反应称为放热反应。
如：所有的燃烧反应，金属与酸或水的置换反应等。
2、吸热反应：反应物总能量小于生成物总能量的反应称为吸热反应。
如：C与CO2、C与H2O、H2与CO2的反应等。
三、放热反应和吸热反应的判断1、根据反应物和生成物的总能量相对大小判断，反应物总能量大于生成物总能量的反应为放热反应，反之为吸热反应。
2、根据反应条件判断，大多数化合反应、活泼金属与酸或水的置换反应、中和反应等均为放热反应；大多数分解反应、非金属与酸的置换反应、水解反应等均为吸热反应。
3、根据反应剧烈程度判断，金属与酸或水的置换反应、酸碱中和反应等一般较剧烈，为放热反应；C与CO2、C与H2O等非金属氧化物之间的置换反应一般需要较高温度才能进行，为吸热反应。
4、根据物质溶于水吸热或放热的性质判断，物质溶于水的过程往往有热效应发生。
如浓硫酸溶于水放出大量的热，属于放热反应；硝酸铵溶于水吸收大量的热，属于吸热反应。
5、根据化学键断裂和形成的过程判断，化学键断裂吸收能量，化学键形成放出能量。
如化合反应一般是形成化学键的过程，放出能量；分解反应一般是破坏化学键的过程，吸收能量。
6、根据氧化还原反应中电子转移的方向和程度判断，电子转移方向与氧化还原方向相同时为放热反应；电子转移方向与氧化还原方向相反时为吸热反应。
7、根据可燃物的燃烧判断，可燃物燃烧一般放出大量的热，属于放热反应。
8、根据中和热测定实验判断，在稀溶液中酸与碱发生中和反应生成1mol H2O时放出的热量为中和热，酸碱中和反应为放热反应。
四、燃烧热的定义和燃烧热的符号1、燃烧热的定义：在25℃、101kPa时，1mol可燃物完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
化学反应与能量变化知识点总结-化学反应与能量变化 知识点整理
化学反应与能量变化知识点总结|化学反应与能量变化知识点整理一、化学反应与能量的变化反应热焓变(1)反应热：化学反应在一定条件下反应时所释放或吸收的热量。
(2)焓变：在恒压条件下进行的化学反应的热效应即为焓变。
(3)符号：ΔH,单位：kJ/mol或kJ·molˉ1。
(4)ΔH=生成物总能量-反应物总能量=反应物键能总和-生成物键能总和(5)当ΔH为“-”或ΔH<0时，为放热反应当ΔH为“+”或ΔH>0时，为吸热反应热化学方程式热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
H2(g)+?O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol表示在25℃,101kPa，1molH2与?molO2反应生成液态水时放出的热量是285.8kJ。
注意事项：(1)热化学方程式各物质前的化学计量数只表示物质的量，不表示分子数，因此，它可以是整数，也可以是小数或分数。
(2)反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同，因此，书写热化学方程式时必须注明物质的聚集状态。
热化学方程式中不用“↑”和“↓”中和热定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O，这时的反应热叫做中和热。
二、燃烧热(1)概念：25℃,101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
(2)单位：kJ/mol三、反应热的计算(1)盖斯定律内容：不管化学反应是一步完成或是分几步完成，其反应热是相同的。
或者说，化学反应的的反应热只与体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
反应热的计算常见方法：(1)利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol或kJ·mol-1。
方法：ΔH=∑E(反应物)-∑E(生成物)，即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。
如反应H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)-2E(H—Cl)。
化学反应与能量知识点总结
化学反应与能量知识点总结一、化学反应与能量变化的关系化学反应过程中，不仅有物质的变化，还伴随着能量的变化。
能量变化通常表现为热量的变化，有时也会以光能、电能等形式表现出来。
从化学键的角度来看，化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会释放能量。
如果反应物总能量高于生成物总能量，反应就会放出能量；反之，如果反应物总能量低于生成物总能量，反应则需要吸收能量。
例如，燃烧反应一般都是放热反应，因为燃料和氧气的化学键断裂所吸收的能量小于燃烧产物化学键形成所释放的能量。
而像碳酸钙高温分解这样的反应则是吸热反应，因为分解所需的能量大于生成的氧化钙和二氧化碳形成新键释放的能量。
二、常见的吸热反应和放热反应1、吸热反应（1）大多数分解反应，如氯化铵受热分解。
（2）一些需要持续加热才能进行的反应，比如碳和二氧化碳在高温下反应生成一氧化碳。
（3）以碳、氢气、一氧化碳为还原剂的氧化还原反应，例如氢气还原氧化铜。
2、放热反应（1）所有的燃烧反应，如甲烷的燃烧。
（2）酸碱中和反应，比如盐酸和氢氧化钠的反应。
（3）金属与酸的置换反应，例如锌与稀硫酸反应生成氢气。
（4）大多数化合反应，比如二氧化硫和氧气生成三氧化硫。
三、反应热反应热是指化学反应在一定条件下放出或吸收的热量。
通常用符号ΔH 表示，单位是 kJ/mol。
如果ΔH 为正值，表示反应吸热；如果ΔH 为负值，表示反应放热。
例如，对于反应 H₂(g) ＋ Cl₂(g) ＝ 2HCl(g)，ΔH ＝－1846 kJ/mol，表示每生成 2 mol HCl 气体，放出 1846 kJ 的热量。
四、热化学方程式热化学方程式是表示化学反应与反应热关系的化学方程式。
它不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
热化学方程式与普通化学方程式的区别在于：1、要注明反应的温度和压强（如果是在 25℃、101 kPa 下进行的反应，可以不注明）。
化学反应与能量变化知识点总结
化学反应与能量变化知识点总结一、化学反应中的能量变化。
1. 化学反应的实质。
化学反应的过程是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会释放能量。
2. 反应热与焓变。
反应热：化学反应过程中吸收或放出的热量。
焓变（ΔH）：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
- 吸热反应：ΔH > 0。
- 放热反应：ΔH < 0。
3. 常见的吸热反应和放热反应。
吸热反应：大多数分解反应、氯化铵与氢氧化钡的反应、以 C、CO、H₂为还原剂的氧化还原反应等。
放热反应：大多数化合反应、酸碱中和反应、燃烧反应、活泼金属与酸或水的反应等。
二、热化学方程式。
1. 定义。
表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2. 书写注意事项。
要注明反应物和生成物的状态（g、l、s）。
要注明反应的温度和压强（若在 25℃、101kPa 条件下进行，可不注明）。
要注明ΔH 的正负号、数值和单位。
化学计量数只表示物质的量，可以是整数，也可以是分数。
三、燃烧热和中和热。
1. 燃烧热。
定义：101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
单位：kJ/mol。
注意：燃烧热是以 1mol 可燃物为标准进行测量的。
2. 中和热。
定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1mol 液态水时所释放的热量。
单位：kJ/mol。
注意：强酸与强碱的稀溶液反应，若有弱酸或弱碱参与，中和热数值偏小。
四、盖斯定律。
1. 内容。
化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关。
2. 应用。
可以通过已知反应的热化学方程式，进行相应的加减运算，得到目标反应的热化学方程式和反应热。
五、能源。
1. 分类。
一次能源：直接从自然界获取的能源，如煤、石油、天然气、风能、水能等。
二次能源：由一次能源经过加工、转化得到的能源，如电能、氢能等。
2. 新能源。
太阳能、风能、地热能、海洋能、生物质能等，具有资源丰富、可再生、对环境影响小等优点。
高中化学必修二专题2《化学反应与能量变化》知识点复习及练习(有答案)非常详细
必修二 专题2《化学反应与能量变更》复习一、化学反应的速度和限度 1. 化学反应速率（v ）⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变更 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的削减或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt （υ：平均速率，Δc ：浓度变更，Δt ：时间）单位：mol/（L •s ）应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响：①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分化学反应速率 意义：衡量化学反应快慢物理量 表达式：v = △c/△t 【单位：mol/(L ·min)或mol/(L ·s) 】 简洁计算：同一化学反应中各物质的反应速率之比等于各物质的化学计量数之比，也等于各物质的浓度变更量之比 影响因素 内因：反应物的结构的性质 外因 浓度：增大反应物的浓度可以增大加快反应速率；反之减小速率 温度：上升温度，可以增大化学反应速率；反之减小速率 催化剂：运用催化剂可以改变更学反应速率 其他因素：固体的表面积、光、超声波、溶剂压强（气体）： 增大压强可以增大化学反应速率；反之减小速率压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢2．化学反应限度：大多数化学反应都具有可逆性，故化学反应都有肯定的限度；可逆反应的限度以到达化学平衡状态为止。
在肯定条件下的可逆反应，当正反应速率等于逆反应速率、各组分浓度不再变更时，反应到达化学平衡状态。
（1）化学平衡定义：化学平衡状态：肯定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再变更，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
（2）化学平衡的特征：动：动态平衡等：υ（正）=υ（逆）≠0定：各组分的浓度不再发生变更变：假如外界条件的变更，原有的化学平衡状态将被破坏（3）化学平衡必需是可逆反应在肯定条件下建立的，不同的条件将建立不同的化学平衡状态；通过反应条件的限制，可以变更或稳定反应速率，可以使可逆反应朝着有利于人们须要的方向进行，这对于化学反应的利用和限制具有重要意义。
高中化学必修二第二章化学反应与能量守恒知识点总结
高中化学必修二第二章化学反应与能量守恒知识点总结本文档旨在总结高中化学必修二第二章化学反应与能量守恒的知识点。
以下是重要的概念和关键内容：1. 化学反应的定义和描述- 化学反应指的是物质在参与反应中发生的化学变化。
它包括反应物与生成物之间的转化以及能量的转移和转化。
- 化学反应可以通过化学方程式来描述，反应物在方程式的左侧，生成物在方程式的右侧。
2. 化学方程式的平衡- 化学反应中，反应物和生成物的物质量需要保持一定的比例关系，这称为化学方程式的平衡。
- 化学方程式平衡的条件是，反应物和生成物的摩尔比例在整个反应中保持不变。
3. 化学反应中的能量变化- 在化学反应中，能量可以释放或吸收。
能量的释放会导致反应物和/或周围环境的温度升高，而能量的吸收会导致反应物和/或周围环境的温度降低。
- 化学反应中的能量变化可以通过焓变（ΔH）来表示。
焓变为正表示能量吸收，焓变为负表示能量释放。
4. 燃烧反应和酸碱中和反应- 燃烧反应是一种常见的化学反应类型，它涉及物质的氧化和释放能量。
例如，燃烧木材时，木材与氧气反应产生二氧化碳和水，并释放能量。
- 酸碱中和反应是一种涉及酸和碱的反应。
在这种反应中，酸和碱之间的中和反应会产生盐和水。
5. 化学反应的能量守恒定律- 化学反应的能量守恒定律指出，在一个封闭系统内，化学反应中的能量变化总量等于系统吸收的能量与释放的能量之和。
- 根据这个定律，化学反应中的能量不能被创造或破坏，只能从一种形式转化成另一种形式。
总结：高中化学必修二第二章化学反应与能量守恒主要涉及化学反应的定义和描述、化学方程式的平衡、化学反应中的能量变化、燃烧反应和酸碱中和反应以及化学反应的能量守恒定律。
了解这些知识点对于理解化学反应过程和能量转化至关重要。
必修2第二章化学反应与能量--知识点总结
第一章化学反应与能量（知识点总结）一、“有效碰撞”模型。
从物质结构变化上看，化学反应的过程，其实是怎样的一个过程？旧的断裂、新的形成的过程。
1、有效碰撞：分子都在不停的运动，反应物分子能够发生碰撞是反应发生的先决条件，如果每次碰撞都是有效的话，任何反应都会在瞬间完成，而事实不是这样，所以并不是所有的碰撞都是有效的。
有效碰撞：能够导致化学键断裂，引发化学反应的碰撞。
2、活化分子：要有效碰撞，要求分子必须具有足够高的能量。
我们把这样的分子叫做“活化分子”。
活化分子：具有足够高的能量，可能发生有效碰撞的反应物分子。
活化分子发生的碰撞一定是有效碰撞吗？。
还要求取向正确。
发生有效碰撞的条件：3、活化能：活化能。
活化能的作用是，与课本第3页图中表示的哪部分能量相等？参看教材所举的“公司贷款”一例：活化能的大小决定了一般分子变为活化分子的难易，也就是化学反应的难易，它会影响反应热的大小吗？结论：某一化学反应的速率大小与单位时间内有关；有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中的多少有关；活化分子的多少又与该反应的大小有关。
活化能的大小是由反应物分子的性质决定的，而反应物分子的性质又与分子的内部结构密切相关，可以说反应物分子的内部结构是决定化学反应速率的内因。
那么，对于一个特定的反应人们可以通过改变它的外部条件加以控制和利用。
活化能是决定化学反应难易的关键。
不同的化学反应，活化能差别很大。
一个具体的反应，活化能的值只能通过实验方法测得。
二．用“有效碰撞”模型解释外界条件对化学反应速率的影响1、温度对反应速率的影响：我们知道，温度升高，反应速率加快；温度降低，反应速率减慢。
温度升高10℃，有些反应的速率可提高2倍、3倍，甚至4倍以上。
这是因为，在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，反应速率增大。
温度升高，分子的运动加快，单位时间里反应物分子间碰撞次数增加，反应也相应地加快，前者是反应速率加快的主要原因。
化学反应与电能知识点总结高二
化学反应与电能知识点总结高二化学反应与电能知识点总结化学反应与电能是高中化学中的重要知识点，涉及到能量的转化和反应的性质。
下面将对化学反应与电能的相关概念及其应用进行总结。
一、化学反应的基本概念1. 反应物：参与反应的起始物质。
2. 生成物：反应过程中生成的物质。
3. 化学方程式：反应过程中化学式的表示方式。
4. 反应类型：包括合成反应、分解反应、置换反应等。
5. 反应速率：反应物消耗或生成物生成的速率。
二、能量与化学反应1. 焓变：反应过程中吸热或放热的能量变化。
2. 焓变的计算：可以通过化学方程式中物质的热化学方程式和标准生成焓来计算。
3. 热化学方程式：化学方程式中附带有焓变的表示方式。
三、电能的基本概念1. 电流与电量：电流是单位时间内电荷通过导体截面的多少，电量是电流乘以时间的积分。
2. 电压与电势差：电压是单位电荷所具有的能量，电势差是两点之间的电势能差。
3. 电阻与电阻率：导体阻止电流通过的程度。
4. 欧姆定律：电流与电压成正比，与电阻成反比。
四、化学反应与电能的关系1. 电化学反应：涉及到电能与化学反应的相互转化。
2. 电解：电能转化为化学能的过程。
3. 电池：化学能转化为电能的装置。
4. 电解质：能够在水溶液中产生离子的物质。
五、电池与电源1. 原电池：基于金属离子溶液与金属之间的电化学反应产生电能。
2. 电解质电池：基于氧化还原反应产生电能。
3. 干电池与蓄电池：干电池是一次性使用的电池，蓄电池可以充放电多次使用。
4. 电池的工作原理：通过化学反应将化学能转化为电能。
六、化学反应与电能的应用1. 化学电源：广泛应用于移动通信、家用电器等领域。
2. 蓄能电池：用于储存太阳能、风能等可再生能源。
3. 化学发光：利用化学反应产生的能量在荧光体中产生发光效果。
4. 腐蚀与防护：金属的腐蚀过程涉及到化学反应和电化学反应。
5. 炼钢与电解制铝：工业生产中利用化学反应与电化学反应进行金属的提取和纯化。
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第二章化学反应与能量
第一节化学能与热能
1、化学反应过程中伴随着能量的变化
任何化学反应除遵循质量守恒外，同样也遵循能量守恒。
反应物与生成物的能量差
若以热量形式表现即为放热反应或吸热反应(E反：反应物具有的能量；E生：生成物具有的能量)：
2、化学变化中能量变化的本质原因
3、化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：
一个化学反应是吸收能量还是放出能量，决定于反应物总能量与生成物总能量的相对大小。
4、
5、常见的放热反应和吸热反应
☆常见的放热反应：
①所有的燃烧与缓慢氧化。
②酸碱中和反应。
③金属与酸反应制取氢气。
④大多数化合反应（特殊：C＋CO2△
2CO是吸热反应）。
注意：有热量放出未必是放热反应，放热反应和吸热反应必须是化学变化。
某些常见的热效应：放热：①浓硫酸溶于水②NaOH溶于水③CaO溶于水，其中属于放热反应的是③
☆常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g)△
CO(g)＋H2(g)。
②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O
③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
[思考]一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。
点拔：这种说法不对。
如C＋O2＝CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。
Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。
第二节化学能与电能
2、原电池原理
（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。
（3）构成原电池的条件：①两种活泼性不同的电极
②电解质溶液（做原电池的内电路，并参与反应）
③形成闭合回路
④能自发地发生氧化还原反应
（4）电极名称及发生的反应：
负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，
电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子
负极现象：负极溶解，负极质量减少。
正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，
电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质
正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。
（5）原电池正负极的判断方法：
①依据原电池两极的材料：
较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；
较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。
②根据电流方向或电子流向：
（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。
③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。
④根据原电池中的反应类型：
负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。
正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。
（6）原电池电极反应的书写方法：
（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，
负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。
因此书写简单电极反应的方法归纳如下：负极：电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子
正极：电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质
（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。
（7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。
②比较金属活动性强弱。
③设计原电池。
④金属的腐蚀。
3、化学电源基本类型：
①干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。
如：Cu－Zn原电池、锌锰电池。
②充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。
如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。
③燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，
如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等）。
第三节化学反应的速率和限度
1、化学反应的速率
（1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。
计算公式：v(B)＝
()
c B
t
∆
∆
＝
()
n B
V t
∆
∙∆
①单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。
③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。
④重要规律：（i）速率比＝方程式系数比（ii）变化量比＝方程式系数比
（2）影响化学反应速率的因素：
内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。
外因：①温度：升高温度，增大速率
②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）
③浓度：增加反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）
④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）
⑤其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反
应速率。
2、化学反应的限度——化学平衡
（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。
在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。
通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。
而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。
在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。
可逆反应不能进行到底，
即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。
（2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。
①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。
③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。
即v正＝v逆≠0。
④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。
⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。
（3）判断化学平衡状态的标志：
① V A（正方向）＝V A（逆方向）或n A（消耗）＝n A（生成）（不同方向同一物质比较）
②各组分浓度保持不变或百分含量不变
③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）
④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yB zC，x＋y≠z ）。