小編記得在小時候，每到春節是，家家戶戶都會放鞭炮，迎新春，可是由于鞭炮污染環境，所以現在鞭炮沒那么常見了。今天知道嗎?今天小編的分享就和鞭炮的化學成分(AP化學知識點)有關。

  鞭炮中黑色粉末的化學成分有硝酸鉀(KNO3), 炭黑或糖，還有硫磺。其中硫磺、炭黑或糖(都含有碳)作為燃料或還原劑，硝酸鉀作為氧化劑。在點燃鞭炮后，由于反應生成的二氧化碳和氮氣急速增多，當壓力達到一定程度時會將外面緊密包裹的紙筒撐破，發出“嘭”的響聲，同時釋放出大量熱量。在這個化學反應中產生的熱量的變化就是化學熱力學所研究的對象。

  如果下個準確的定義，那么熱力學研究的就是一切物理變化和化學反應過程中能量的變化。這里說的能量有多種形式，比如鞭炮釋放后不僅放出熱能，同時我們會看到閃光(光能)。其它的能量類型包括機械能，電能，化學能等。雖然能量的種類繁多，但是如果我們從分子水平考慮，所有類型的能量都可以被歸為動能(kinetic energy)或勢能(potential energy)。顧名思義，動能即運動的能量;而勢能則為儲存的能量。

  對于宏觀靜止的物質，我們把其具有的所有能量稱為內能(internal energy, 用E表示)。內能包括物質的分子、原子的移動、震動和轉動能，電子、離子和分子間的相互吸引和排斥的勢能等。在化學熱力學中，我們并不關心物質在某一狀態下所具有的內能的絕對值(這個值很難測定)，我們真正感興趣的是在物理和化學過程中物質內能的改變值(ΔE)，這也就引出了熱力學第一定律(the first law of thermodynamics)：

  在一切過程中的能量的傳遞都可以變現為熱(q)和功(w)。熱是由于溫度差別而傳遞的能量;而功可認為是除熱之外所有以其他形式傳遞的能量。我們可以用下面的一個實驗形象地解釋熱和功。把一勺粉狀干冰(就是固態的二氧化碳，哈根達斯的外賣就有用干冰包裝以保持冰激凌的低溫)加入保鮮袋中，然后將封口關閉，并在袋子的上面放置一本書(a)。過一會兒，因為干冰溫度低于室溫，會從外界吸收熱量而升華，變為氣態的二氧化碳，從而將保鮮袋撐的鼓起來(b)，使放在袋子上的書勢能增加。

  在從a到b的過程中，我們把干冰(所研究的物質系統)稱為體系(system)，干冰外的所有物質(體系之外的所有部分)稱為環境(surroundings)，體系加環境就是我們的自然界或宇宙(universe)。在這個實驗中，體系(干冰)從環境中吸收了熱量，并對環境做功。

  人們按習慣把熱和功在過程中發生變化后的正負符號規定如下：

  我們可以這樣記憶熱和功的符號規律：把系統想象成你的銀行賬戶，當有錢存入時(體系吸收熱量或環境對體系做功)賬戶余額增加，所以這兩種過程對體系而言都為正;當從賬戶中取錢后(體系放出熱量或體系對環境做功)賬戶余額減少，對應的過程為負。

  熱力學第一定律也可以表述為能量守恒定律：自然界中的總能量是恒定不變的(The total amount of energy in the universe is constant)。也就是說，能量可以在不同的物質間傳遞，也會以不同的形式相互轉化，但這些能量在傳遞和轉化的過程中不會增多，也不會減少，總能量保持不變。這可以用下面的公式表述：

  在了解了熱力學第一定律后，我們該如何描述所感興趣的體系的熱力學狀態(thermodynamic state)呢?這就需要介紹我下面要講的狀態函數(state functions)。

  狀態函數就是定義體系熱力學狀態的一系列參數，例如溫度、壓力、體積等。狀態函數的大小只和體系所處的狀態有關，兩個不同熱力學狀態間狀態函數的差值只由兩狀態決定，與體系如何有一個狀態達到另一個狀態的途徑無關。比如你的銀行賬戶余額在月初時是100元，月末時是300元。你可能在一個月中只做了一筆存款(200元)的業務;也可能先取出100元，又存入300元。但是你的賬戶余額在月初和月末的差值都是200元，這和你采用上述兩條途徑中的哪一條沒有關系。

  例如春節一家三口從北京到香港旅游。爸爸乘飛機直接到香港;媽媽需要先乘飛機到西安開會，然后再飛到香港;女兒則先要和同學乘火車到上海游覽后再坐飛機到香港。北京到香港約2160公里，北京經上海到香港約2350公里，北京經西安到香港約2520公里。雖然三人的路徑不同，但北京和香港間的距離是一定的(可以看做狀態函數，state function)，不同的是三人從北京到香港各自所經歷的旅程(稱為路徑函數，path function)。

  P, V, T, E都是state function，但是q和w是path function，因為不同路徑可以產生不同的熱或功。

  在自然界中發生的大部分化學反應，例如在植物體內將二氧化碳和水合成有機化合物的光合作用，以及食物在動物體內的消化過程等等，都是在恒定氣壓條件下進行的。我們把在恒定壓力條件下反應中的熱量變化用qp來表示。但是因為反應進行的過程中可能會有功的變化(還記得熱力學第一定律嗎?ΔE = q + W)，所以qp并不能和反應中的能量變化(ΔE)劃等號。那么，如果我們定義一個新的熱力學函數，將這個新函數和qp直接等同，不就可以省去了計算反應中功的麻煩了?

  這就是我們要介紹的第一個新函數：焓(enthalpy)，用大寫H表示。

  也就是說，化學反應在恒壓條件下的反應熱等于反應的焓變: qp = ΔH

  那么，怎樣用數學公式把反應的焓與能量和功的變化聯系在一起?回答這個問題之前，我們首先要介紹一種與恒壓反應相關的功：體積功。化學反應，尤其是涉及到氣體參與的反應，在外界壓力不變時反應體系的體積通常會膨脹或收縮。例如，想象在溫度高于100攝氏度的油浴中，2摩爾氫氣和1摩爾氧氣在一個封閉的圓柱體內反應生成2摩爾的水汽，圓柱體上部的活塞可以自由移動。由于反應后的體積減少為原來體積的2/3，在外界恒定大氣壓(1atm)作用下，環境會壓縮反應體系并對其做功，我們把因體系體積改變而做的功稱為體積功。體積功的大小由外界氣壓和體系體積的變化決定：

  上邊這個公式大家可能在物理課上已經很熟悉了，但是為什么要在PΔV的前面加一個負號呢?

  當體系的體積減小(compression)時，ΔV為負值，P為正值，所以功為正值;類似的，當體系的體積增大(expansion)時，ΔV為正值，P為正值，所以功為負值。可見，這與我們在上一次講到的人們對功的符號的定義(對體系而言，體系對環境做功為負，而環境對體系做功為正)相符。

  在了解了體積功后，我們可以這樣來表達熱力學第一定律：

  從這個公式中我們定義了焓這個新的狀態函數，也就是：

  類似于體系的內能，體系在某個狀態時焓的絕對值不是我們關心的對象，我們更感興趣的是體系在經歷化學反應或物理變化的過程中焓的變化值ΔH。如果反應中的反應物和產物都處于熱力學標準狀態(thermodynamic standard state)，我們在焓的符號右上角加個0，用ΔH 0表示。

  下面我們講個在AP化學考試中經常出現的知識點：蓋斯定律(Hess’s Law)。

  如果一個反應分為若干步進行，那么反應的總焓變等于每步焓變之和。也就是說，反應的焓變和反應是經一步進行或是經多步進行無關，不同反應途徑得到的焓變值相等。大家是不是覺得這個定律似曾相識?對了，這是狀態函數的特點(殊途同歸變化等)，因為焓是個狀態函數，所以蓋斯定律也可以看作是對焓作為狀態函數的體現。

  下面我們通過一個例子來看看蓋斯定律在計算化學反應熱焓中的應用：

  我們知道，CO是C在氧氣中的不完全燃燒產物，因為生成的CO會繼續與O2反應生成CO2，我們很難控制反應停留在CO階段，所以無法直接用實驗方法測定這個反應的標準焓變。應用蓋斯定律，我們可以這樣解答：

  在利用Hess ‘s Law時需要注意兩點：

  1. 如果需要將一個反應的反應方向逆轉(就是反應物變為產物，而產物變為反應物)，那么一定記得改變ΔH的正負符號。

  2. 如果需要改變一個反應中的反應物和產物的摩爾數時，ΔH也要做相應比例的調整。

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