co2鍵能的計算方法

① 有關於化學熱量計算. 化學中△H怎麼根據鍵能,總能量和斷鍵吸收能量來計算怎麼記方便

ΔH 根據鍵能算：反應物鍵能總和-生成物鍵能總和
根據能量算：生成物能量總和-反應物能量總和
你可以以CaCO3===CaO+CO2↑（反應條件加熱）來記,生成物有氣體反應物能量增加,ΔH為正,所以按能量來算是生成物減反應物的,記住能量的了,鍵能的就是相反的.

② 二氧化碳中碳氧雙鍵鍵能數值是多少

碳氧雙鍵鍵能(750kj/mol)
氮氮三鍵鍵能（941.7kj/mol)氧氣鍵能（498kj/mol)吸收二氧化碳是物理變化，鍵能是與化學變化聯系在一起的，所以我覺得沒什麼關系我只是一個高二學生這是我在蘇教版化學必修二36頁找到的

③ CO2的鍵能是多少

（1）二氧化碳氣體2摩爾碳氧雙鍵！
（2）二氧化碳氣體中鍵能為803kJ/mol！
（3）1mol二氧化碳氣體中鍵能為803kJ/mol×2=1606kJ/mol！

④ 苯的化學鍵鍵能計算方法

苯的鍵不是雙鍵也不是單鍵，理解為介於單雙鍵之間的1.5鍵。計算鍵能就是將1mol苯完全燃燒，在知道氧氣與二氧化碳的鍵能以及釋放的能量後就可以算了

⑤ 二氧化碳的C=O鍵能是多少呢

碳氧雙鍵的是750KJ/mol，但二氧化碳中的是803KJ/mol.

⑥ CO2為什麼是共價鍵不是離子鍵為什麼不

這個涉及到離子鍵和共價鍵的區別
首先我們要介紹一下電負性,又稱為相對電負性,簡稱電負性.電負性綜合考慮了電離能和電子親合能,首先由萊納斯·卡爾·鮑林於1932年引入電負性的概念,用來表示兩個不同原子形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱.通常以希拉字母χ為電負性的符號.鮑林給電負性下的定義為「電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度」.元素電負性數值越大,表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之,電負性數值越小,相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱（稀有氣體原子除外）.一個物理概念,確立概念和建立標度常常是兩回事.同一個物理量,標度不同,數值不同.電負性可以通過多種實驗的和理論的方法來建立標度.
電負性是相對值,所以沒有單位.而且電負性的計算方法有多種（即採用不同的標度）,因而每一種方法的電負性數值都不同,所以利用電負性值時,必須是同一套數值進行比較.比較有代表性的電負性計算方法有3種：① L.C.鮑林提出的標度.根據熱化學數據和分子的鍵能,指定氟的電負性為4.0,鋰的電負性1.0,計算其他元素的相對電負性.
判斷元素的金屬性和非金屬性.一般認為,電負性大於1.8的是非金屬元素,小於1.8的是金屬元素,在1.8左右的元素既有金屬性又有非金屬性.
查閱電負性表可以得到,碳元素電負性為2.55,顯非金屬性,在化合物中表現為得電子能力,氧為3.44也是非金屬性,化合物中同樣表現為得電子能力,所以在二氧化碳分子中,碳氧原子均顯示出得電子能力,只能以共用電子對的形式結合在一起.
所以他們是共價鍵結合而不能形成離子鍵.

⑦ 計算熱化學方程的反應熱時，能量和鍵能沒

1.通過實驗測得
根據比熱容公式進行計算：Q=cm△t，再根據化學反應方程式由Q來求反應熱。
2.反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。
3.利用鍵能計算反應熱
通常人們把拆開1mol某化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。
方法：△H=ΣE（反應物）— ΣE（生成物），即反應熱等於反應物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。
如反應H2(g) + Cl2(g) ═2HCl(g）；
△H=E(H-H) + E(Cl-Cl) - 2E(H-Cl)
4.由反應物和生成物的總能量計算反應熱
△H=生成物總能量-反應物的總能量。
5.根據燃燒熱計算
物質燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）×該物質的燃燒熱
6.根據蓋斯定律進行計算
蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的；也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態和終態有關，與反應途徑無關。即如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。
7.根據反應物和生成物的標准摩爾生成焓來計算
對於一定溫度，標准壓力下的反應0=ΣBVBRB(這是一種把反應物通過移項變號移動到等號右邊的寫法，在這種寫法中，反應物的系數為負，VB是反應物或生成物RB的化學計量數，ΣB表示對所有物質求和）該反應的反應熱△rHmθ =ΣBVB△fHmθ(B)
（如圖。θ表示標准壓力，為1*10^5Pa。實際上，這一符號並不寫作「西塔」，只是一個圓圈中間一道橫線，比「西塔」稍胖。「m」表示每摩爾反應），即反應熱等於所有參與反應的物質在該狀態下的標准摩爾生成焓與該物質在化學方程式中的化學計量系數的乘積的代數和。這是可以利用蓋斯定律和標准摩爾生成焓的定義來證明的，詳見生成焓。一些工具書中會有各種物質的標准摩爾生成焓，可以通過查閱計算出所需的反應熱。
例如，對於反應CO(g)+H2O(g)==CO2(g)+H2(g) △rHmθ
在298K，標准壓力下各物質的標准摩爾生成焓為：
△fHmθ[CO(g)]=-110.53kJ/mol
△fmθ[H2O(g)]=-241.82kJ/mol
△fHmθ[CO2(g)]=-393.51kJ/mol
△fHmθ[H2(g)]=0
∴△rHmθ=ΣBVB△fHmθ(B) =(-393.51*1+0*1+(-110.53)*(-1)+(241.82*(-1)))kJ/mol=-41.16kJ/mol
該反應的反應熱為-41.16kJ/mol。
8．根據反應物和生成物的標准摩爾燃燒焓來計算
對於很多有機物來說，直接利用單質合成是有困難的，但有機物大多可以燃燒，因此，標准摩爾燃燒焓更容易得到。
對於某一狀態下的反應0=ΣBVBRB，該反應的反應熱還等於△rHmθ = - ΣBVB△cHmθ(B)（如圖），
這也是可以利用蓋斯定律和標准摩爾燃燒焓的定義來證明的。即反應熱等於所有參與反應的物質在該狀態下的標准摩爾燃燒焓與該物質在化學方程式中的化學計量系數的乘積的代數和的相反數。
例如，對於標准狀況下的反應：CH3CHO（l）+H2（g）==C2H5OH（l）△rHmθ
△cHmθ[CH3CHO(l)]=-1166.37kJ/mol
△cHmθ[H2(g)]=-285.84kJ/mol
△cHmθ[C2H5OH(l)]=-1366.83kJ/mol
∴△rHmθ=-ΣBVB△cHmθ(B)=-(-1366.83*1+(-1166.37)*(-1)+(-285.84)*(-1))kJ/mol=-85.38kJ/mol
該反應的反應熱為-85.38kJ/mol。
另外，可以根據各反應物和生成物的標准摩爾燃燒焓以及它們的燃燒方程來確定它們的標准摩爾生成焓，也能間接的算出反應熱。
影響反應熱的因素：內部因素：與化學反應的反應物生成焓和產物的生成焓有關。外部因素：與反應溫度、壓強有關。

⑧ 氫鍵的鍵能

氫鍵的結合能是2—8千卡（Kcal）。氫鍵是一種比分子間作用力（范德華力）稍強，比共價鍵和離子鍵弱很多的相互作用。其穩定性弱於共價鍵和離子鍵。
氫鍵鍵能大多在25-40kJ/mol之間。一般認為鍵能<25kJ/mol的氫鍵屬於較弱氫鍵，鍵能在25-40kJ/mol的屬於中等強度氫鍵，而鍵能>40kJ/mol的氫鍵則是較強氫鍵。曾經有一度認為最強的氫鍵是[HF2]中的FH…F鍵，計算出的鍵能大約為169kJ/mol。而事實上，用相同方法計算甲酸和氟離子間的[HCO2H…F]氫鍵鍵能，結果要比HF2的高出大約30kJ/mol。
常見氫鍵的平均鍵能數據為：
F—H … :F （155 kJ/mol 或 40 kcal/mol）O—H … :N （29 kJ/mol 或 6.9 kcal/mol）O—H … :O （21 kJ/mol 或 5.0 kcal/mol）N—H … :N （13 kJ/mol 或 3.1 kcal/mol）N—H … :O （8 kJ/mol 或 1.9 kcal/mol）HO—H … :OH3（18 kJ/mol或 4.3 kcal/mol）

⑨ 二氧化碳 氮氣 氧氣 鍵能數值各是多少這與空氣中的氣體吸收二氧化碳的能力有什麼關系

碳氧雙鍵鍵能(750KJ/mol) 氮氮三鍵鍵能（941.7KJ/mol)氧氣鍵能（498KJ/mol)吸收二氧化碳是物理變化，鍵能是與化學變化聯系在一起的，所以我覺得沒什麼關系我只是一個高二學生這是我在蘇教版化學必修二36頁找到的

⑩ co2化學鍵斷裂放出能量

化學鍵與化學反應中能量變化的關系：

斷開化學鍵要吸收能量，形成化學鍵要釋放能量，通過化學鍵的鍵能可以計算斷開化學鍵或形成化學鍵所需的能量。
反應熱與鍵能的關系：

化學反應的熱效應來源於化學反應過程中斷裂舊化學鍵並形成新化學鍵時的能量變化。當破壞舊化學鍵所吸收的能量小於形成新化學鍵所釋放的能量時，為放熱反應；
當破壞舊化學鍵所吸收的能量大於形成新化學鍵所釋放的能量時，為吸熱反應。