Chem 112 01/07/2014

Chem lab questions à  firstyear.chem@usask.caLABS START WEEK OF JANUARY 20TH

Join new course on mastering chem à chem112y2014section02 (MOZILLA FIREFOX) MIDTERM à Saturday, March 1 st 10am­12pm 

Chem help center à Monday – Thursday @ 11:30am­1:30pm (Begins week of January 20 th)Monday and Wednesday 11:30am with Dr. Jens Mueller Tuesday 11:30 and Wednesday 12:30 with Dr. Alexandra Bartole Scott

Chapter 1: Matter, measurement & problem solving1) The scientific approach (p. 1­4)Hypothesis, scientific law & theory

2) Classification of matter (p.4­5)Matter à solid, liquid & gasSolids: can be either crystalline or amorphous (eg: diamond and charcoal)  Liquids: molecules are closely packed but have some ability to move aroundGases: atoms have complete freedom from each other

1/8/2013

(p. 7)Pure Substance: made of individual atoms or molecules à can be pure element or a pure compoundMixture: two or more types of atoms or molecules combined in variable proportions à can be homogeneous  (mixture that has uniform composition throughout) or heterogeneous (mixture that does not have uniform composition throughout)

Homogeneous eg: nitrogen & oxygen (can be mixed and will still be homogeneous)Heterogeneous eg: Wet sand

Properties and Changes of Matter (p. 8­10)Composition: parts or components of a sample of matter and their relative proportionsPhysical property: characteristics a substance displays without changing its composition (eg à volatility [boiling point])Chemical property: characteristics a substance displays only when changing its composition (eg à flammability) Physical change: physical properties of sample change but composition remains unchangedChemical change: matter is converted to a new kind, with a different composition 

3) Energy à changes in matter, both physical and chemical, result in either the gain or loss of energy 

Energy: capacity to do work Work: actions of a force applied across a distance Electrostatic force: push or pull on objects that have an electrical charge

Kinetic energy: energy of motionPotential energy: energy that is stored in matter             Can be  introverted

Spontaneous processes à high potential energy = less stable state

4) Temperature à measure of average amount of kinetic energy (higher temperature = greater average kinetic energy) 

Absolute zero: 0 K & ­273 CK = C + 273.15

5) SI prefix multipliers Nanotechnology à length scales 1,000,000,000 times small than a meter

Velocity = length/time (meters/seconds)Volume = length x length x length (m^3)Density = mass/volume (kg/m^3)% composition = mass of component/total mass x 100% (%)

example: Calculating density (p.22)a man receives a ring from his fiancé. The ring has a mass of 3.15g, and displaces 0.233 cm^3 of water. Is the ring made of platinum? 

Density =  3.15g           = 13.5g/cm^3  0.233cm^3

Chem 112 01/07/2014

Chapter 2 à atoms and elements 

Chem 112 01/07/2014

Early chemical discoveries Law of conservation of mass (1789: A. Lavoisier) Law of definite proportions (1797: J. Proust) Page 52All samples of given compound, regardless of their source or how they were prepared, have the same proportions of their constituent elements Law of multiple proportions (1804: J. Dalton) Page 53When two elements combine to form two different compounds, the relative masses of element B that combine with 1g of element A can be expressed as a ratio of small whole numbersExample: CO2: 2.67g of oxygen for 1g of carbon 

Daltons Atomic Theory (1808) Page 551) Each chemical element is composed of minute, indestructible particles called atoms. Atoms can be neither destroyed nor be created during a chemical reaction 2) All atoms of an element are alike in mas and other properties, but the atoms of one element are different from those of all other elements

Electrons (Thomson and Mllikan) Page 55­58Electrons are particles found in all atomsCathode rays are streams of electronsElectron has a charge of ­1.60 x 10^19 CElectron has a mass of 9.1 x 10^­28gAtoms must be charge neutral, so some positive charge must balance the negative charge electrons Structure of the atom: Thomson’s plum pudding atom Page 58­59

Chem 112 01/07/2014

Structure of atom contains many negatively charged “electrons” These electrons are held in atom by positively charged electric field

à there had to be source of positive charge because atom is neutralRutherford’s Experiment and Conclusions Page 60Alpha particles: energetic particles that penetrate matter Atoms mostly empty space – almost all particles went straight through Atoms contain dense, positively charges particle that was small in volume compared to atom but large in massRutherford’s interpretation of the atom Page 60

Neutrons Page 61­62Not until 1932 that Chadwick was able to show that the missing mas came from particles that weighed nearly the same as protons but were electrically neutral 

Atomic mass unit = amu à one amu equals 1/12 the mass of one carbon atom that contains 6 neutrons and 6 protons 

Elements Page 62­63Each element has unique number of protons in nucleus Number of protons in the nucleus of an atom is the atomic number Each element 

Isotopes Page 64­65All isotopes of element are chemically identical (undergo exact same chemical reactions)

Chem 112 01/07/2014

All isotopes of an element have same number of protonsIsotopes of element have different number of neutrons Isotopes of an element have

Mass number – atomic number = neutrons in atom (# of protons and neutrons) – (# of protons) = # of neutrons 

Ions Page 68Is atom loses or gains electrons (ionization), it is called an ionNumber of protons – number of electrons =      ion

The Periodic Law Page 68­69Mendeleev ordered elements by increasing mass (1834­1907)Periodic lawà when elements are arranged in order of increasing atomic mass, certain sets of properties recur periodically Put elements with similar properties in same columnUsed pattern to predict properties of undiscovered elements Where atomic mass order did not fit other properties, he re­ordered by other properties (Te and I) 

1/15/2014

Periodic table Page 72

Chem 112 01/07/2014

1a = alkali metals 2a = alkali earth metals (not as reactive as alkali metals) 7a = halogens 8a = noble gases Example à what are the expected ion forms of the following elements? Al^3+                S^2­               Ca^2+              Cs^+

Atomic Mass Page 77Not all atoms of an element have the same mass à isotopes Average mass of an element’s atoms found in a sample must be used in calculations (average must take into account the abundance of each isotope in sample)Atomic mass à the average mass Mass Spectrometry Page 79Atoms or molecules are ionized, then accelerated down a tubeSome molecules turned into fragments during ionization process These fragments can be used to help determine the structure of the moleculeTheir path is bent by magnetic field, separating them by massExample Page 78 à 120.9038 x  0.574 +122.9042  x (100% ­ 57.4%) = 121.7560 amu  100                       100%

Molar Mass: The Mole and Avogadro’s number Page 81Mole à a mole is equl to the number of carbon atoms in exactly 12g of pure carbon­12 Avogadro’s constant (NA) à the “number of elementary entities (atoms, molecules, ions, etc) in one mole. 1 mol = 6.022 x 10^23 atomsMass of one mole of entities is called the molar mass of a substance (mol mass of element is numerically equal to its atomic mass (amu) but has the units g/mol)Example à an aluminum sphere contains 8.55 x 10^22 Al atoms. What is the radius of the sphere in cm? The density of Al is 2.70g/cm^3.

D= 2.70 g/cm^3          d= m/v                v=4/3           r^3

Chem 112 01/07/2014

Chapter 3 à 

Chem 112 01/07/2014

Types of chemical bondsCompounds are made of atoms held together by chemical bonds Bonds are forces of attraction between atomsBonding attraction comes from attractions between protons and electrons Ionic bonds à result when electrons have been transferred between atoms, resulting in oppositely charged ions that attract each other Covalent bonds à result when two atoms share some of their electrons (lowest potential energy = most stable)Chemical Formulas Page 94Chemical formula à symbolic representation designed to indicate (at a minimum) the elements present and the relative number of atoms of each element.Empirical formula (e.g. CH3O)Molecule formula (e.g. C2H6O2)Structural formula (actual drawing on the bonds) Elements and compounds 

Diatomic molecules à H, N, O, F, CL, BR, IPolyatomic molecules à P4, S8, Se8

Ionic compound and their formulas Page 100­101Metals and non­metals  No individual molecule units, instead have a 3­D array of cations and anions made of formula units 

Chem 112 01/07/2014

man contains polyatomic ions (several ions attached together)  compounds must have no total charge (must be neutral), therefore we must balance the numbers of cations and anions in a compounds to get zero for a net charge. Page 103

** guide to writing ionic formulas chart page 75

01/20/2014

Naming ionic compounds à1) make sure compound is ionic2) identify and name the cation metal that forms only one type of cationmetal that forms more than one type of cation 3) identify an name the anionnonmetals that form simple anions 4) combine cations and anion names

metal first in formula and namecation name is the metal namenonmetal anion named by changing the ending on the nonmetal name to –ide (charge based on position on the periodic table)

table 3.2 à common anions ( page 107)

Chem 112 01/07/2014

Naming Binary Ionic Compounds Containing a Metal That Forms More than One Kind of Cation àMetal cation name: metal name followed by a Roman numeral in parentheses to indicate its chargeTransition metals can have different chargesDetermine charge from anion charge Nonmetal ion: same as before 

e.g. PbCl4 à Pb^2+ / Pb^4+        Lead (IV) chloride 

Naming Ionic Compounds Containing Polyatomic Ions à  Page 111Seldom carry suffix –ide (except OH­ and CN­)Often end in “ite” or “ate” and have prefixed hypo or per Names of oxygen polyatomics (often called oxoanions) are related to number of oxygen atoms in ion Polyatomic ions à polyatomic ions consist of two or more atoms, covalently bonded together, that carry an overall charge (often negative) 

Hydrated Ionic Compounds Page 112­113Hydrates are ionic ocmpounds containing a specific number of waters for eac formula unit Water of hydration often “driven off” by heating In formual, attached waters follw (CoCl2    6H2O)

Chem 112 01/07/2014

Molecular compounds Page 113Composed of two or more nonmetals, covalent bonds, represented by molecular formula, molecule has defined beginning & end

1) make sure compounds is molecular 2) write name of first element in formula 3) write name of second element in formula with the ending –ide

e.g. NI3 à Nitrogen triiodide 

Binary Acids Page 116Acids are species that produce hydrogen ions when dissolved in H2OAcidity is emphasized with special names Use Greek prefix hydro Follow with name of other nonmetal using suffix “ic”Write word acid at the end of name 

Oxyacids Page 117Contain 3 different elements (hydrogen, oxygen & another nonmetal) Naming à 1) if polyatomic ion name ends in –ate, then change to –ic suffic2) is ends in –ite, then change to –ous suffix3) write word acid at end of all names 

Chem 112 01/07/2014

e.g. HF (g) à Hydrogen flouride        NaNO3 (aq) à Na+ & NO3­ = oxyacid à Sodium nitrate HNO2 (aq) à Nitrous acid 

Formula Mass & the mole concept à  Page 119Formula mass: mass of a formula unit in atomic mass units. Applied to molecular and ionic compoundsIn case of molecules, also known as molecular mass or molecular weight = (# of atoms of 1st elements in chemical formula x atomic mass of 1st element) + (# of atoms of 2nd element in chemical formula x atomic mass of second element) + …. 

e.g. calculate formula mass of glucose, C6H12O6=(6x12.011)+(12x1.008)+(6x16) 

Mole concept for molecules Page 121One mole of a compound contains 6.022 x 10^23 formula units (or molecular units for a molecular compound)Molar mass: mass of one mole of a compounds (numerically equivalent to formula mass but with unit sof g/mol)e.g. aspirin tablet contains 325g of acetylsalicylic acid (C9H804). How many acetylsalicylic molecules does it contain? Molar mass à 180.16 g/mol  = 1.80 x 10^­3 molx 6.022 x 10^23 = 1.09 x 10^21 molecules 

Chemical Composition Page 123 Molecule formula tells how many moles of an atoms are in one mole of a molecule compounds 

Chem 112 01/07/2014

Percent composition Page 123Chemical formula à percent composition Mass % =        mass of element ‘x’ in 1 mol compound 100%                                                  mass of 1 mol of compoundse.g. Calculate mass perfect of Cl in Freon­112, C2Cl4F2       203.82g/mol à   4x35.45)g    x 100% = 34.7g%  203.82g

1/22/2014

1/24/2014

Writing and balancing Page 142Reactions involve chemical change & matterProvides info about reactions Formulas of reactants and products Physical states of reactants and productsRelative number of reactant and products that are required can be used to determine mass of reactant and products (g) – gas, (l) – liquid e.g. 2Co2(s) + 3C(s) à  4Co(s) + 3Co2(g)

Chem 112 01/07/2014

Chapter 4 àStoichiometry Page 157­158Numerical relationship between chemical amounts in a reactionLimiting reactants For reactants with multiple reactant, one might be completely used up before the other – when this reactant is used up, reaction stopsReaction that limits amount of product formed is called the limiting reaction

1/27/2014Solutions 163­164Many chemical reactions carried out in solution because mixing facilitates the close contact between atoms, ions or molecules required for a reaction to occurSolution à homogenous mixture of two or more components Solute à matter which is dissolved in the solvent Dilute à solutions have small amount of solute 

Molarity Page 165­166Concentration of a solution is given by its molarity                         Molarity (M) = moles of solute                  C= n

                        Volume of solution (in  litres)      V

Solution dilutions Page 170solutions are often stored as concentrated stock solutions 

Chem 112 01/07/2014

to make solutions of lower concentrations from these stock solutions, more solvent is added – amount of solute doesn’t change, just the volume of solution 

 moles of solute in solution 1 = moles solute in solution 2concentrations and volumes of the stock and new solutions are inversely proportional 

   mol1=mol2  à  M1V1 = M2V2      * moles of solute are constant, only the total volume of solution changesSolution Stoichiometry Page 173Can be used to convert between amount of reactants and/or products in a chemical reaction Concentration can be labeled with square brackets around formula [formula] à e.g. [HCl(aq)]

Solubility Page 175There are attractive forces between the solute species holding them together ­ also attractive forces between the solvent molecules When we mix solute with solvent, there are attractive forces between solute species and solvent moleculesIf attractions between solute and solvent are strong enough – solute with dissolveResult is a solution with free­moving, charged species able to conduct electricity 

Electrolytes and Nonelectrolytes Page 176­177Materials that dissolve in water to form a solution that will conduct electricity are called electrolytes Materials tat dissolve in water to form a solution that will not conduct electricity are called nonelectrolytes 

Salt vs. sugar dissolved in water Page 177

Chem 112 01/07/2014

Acids Page 178­179Acids à molecular compounds that ionize when dissolved in waterMolecules are pulled apart by their attration to H2OWhen acids ionize, they form cations and anions Percentage of molecules that ionize caries from one acid to anotherAcids that ionize virtually 100% are called strong acids

HCl à H+    +     Cl­Acids that only ionize a small percentage are called week acids 

HF ß> H+     +     Cl­

Strong and weak electrolytes Page 177­179Strong electrolytes are compounds that siddolve completely as ionsIonic compounds = strong acids – their solutions conduct electricity wellWeak electrolytes are compounds that dissolve mostly as molecules, but partially as ions Weak acids – their solutions conduct electricity, but not well When compounds containing polyatomic ion dissolve, the polyatomic ion stays together 

When will salt dissolve? Page 181Predicting is a compounds will dissolve in water is not easyBest way to do it is to do some experiments and develop some rules based on those experimental results à empirical method       * learn table 4.1  (solubility rules)

Chem 112 01/07/2014

    à compounds are generally soluble in water    à compounds that are generally insoluble in water 

1/29/2014

Precipitation reactions Page 184­185Reactions between aqueous solutions and ionic compounds that produce an insoluble ionic compound Insoluble product is called a precipitatee.g. 2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) à PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq)       Soluble         Soluble             Soluble      Insoluble

KI = a strong electrolyte – fully dissolves in waterNaCl = strong electrolyte – fully dissolves in water KCl = a strong electrolyte – fully dissolves in waterNaI = a strong electrolyte – fully dissolves in water K^+ + I^­ + Na^+ +Cl^­KI (aq) + NaCl (aq) à no reaction

No precipitate formation = no reaction      ** learn procedure on page 188

e.g. 4.10 page 189

Chem 112 01/07/2014

write equation for reaction of potassium carbonate and nickel (II) chloride.Ni 2+ (aq), Cl – (aq), K + (aq), Co3 2­ (aq) NiCl2 (aq) + K2Co3 (aq) à NiCo3 (s) + 2KCl (aq)** soluble = aqueous and insoluble = solidà usually all NO3’s dissolve and all chlorides dissolve (with the exception of lead)

Ionic equations Page 191­192e.g. Pb(NO3)2 (aq) + 2KCl (aq) à 2KNO3 (aq) + PbCl2 (s)

Molecular equations Complete ionic equations Aqueous strong electrolytes are written as ions – soluble salts, strong acids, strong basesInsoluble substances, weak electrolytes, and nonelectrolytes are written as empirical formulas and as molecules respectively – solids, liquids, and gases are not dissolvedSpectator ions and net ionic equation – ions that are the exact same form in the reaction and product of a reaction

e.g. 4.12 Page 193

3SrCl2 (aq) + 2Li3PO4 (aq) à Sr3(PO4)2 (s) + 6LiCl (aq)

3Sr2+ (aq) + 6Cl­ (aq) + 6Li+ (aq) + 2PO4 3­ (aq) à Sr3(PO4)2 (s) + 6Li+ (aq) + 6Cl­ (aq)      ** complete ionic equation

Chem 112 01/07/2014

3Sr2+ (aq) + 2PO4 3­ (aq) à Sr3(PO4)2 (s)   ** net ionic equation

Acids & bases Page 194­195Arrhenious definitions àacids – provide H+ ions (prontons) in water

H+ is donated to water molecule to form hydronium ion, H3O+bases – inize in water to form OH­ ions

bases like NH3, that do not containOH­ ions, produce OH­ by pulling H+ off water molecules 

** common acids and bases – see table 4.2 (Page 196) 

Diprotic acids – they can give up 2 moles of protons whereas others give equivalent amount of protons 

Acid­Base reactions Page 197­198Also called neutralization reactions because acid and base neutralize each other’s properties 

2 HNO3 (aq) + Ca(OH)2 (aq) à Ca(NO3)2 (aq) + 2 H2O (l)Net ionic equation for an acid base reaction à 

H+ (aq) + OH­ (aq) à H2O (l)** as long as salt that forms is soluble in water

Chem 112 01/07/2014

e.g. 4.13 Page 199 write molecular and net ionic equation for reaction between aqueous HI and aqueous Ba(OH)2.

2HI (aq) + Ba(OH)2 (aq) à BaI2(aq) + 2H2O(l)

1/31/2014

Titration Page 200Solution’s concentration can be determined by reacting it with another chemical (using stoich) Endpoint à equivalence point Indicator e.g. 4.14 Page 202H2SO4 (aq) + 2KOH (aq) à K2SO4 (aq) + H2O (l)

C=n    à n=CV   à 0.158 mol   x 0.02287 L = 0.0036135  V                         L

mols of H2SO4 = 0.0036135 / 2 mol C=n = 0.00180605 = 0.0903 

      V      0.02000 L 

Chem 112 01/07/2014

Gas Evolution Reactions Page 203Some reactions form a gas directly from the ion exchange:

K2S(aq) + H2SO4(aq) à K2SO4(aq) + H2S(g)Other reactions form a gas by the decomposition of one of the ion exchange products into a gas & waterNot stable à K2SO3(aq) + H2SO4(aq) à K2SO4(aq) + H2SO3(aq

      H2SO3(aq) à H2O(l) + SO2(g)

Compounds that undergo gas evolving reactions Page 205à table 4.3 

e.g 4.14 Page 206à write molecular equation for reaction of aqueaous nitric acid and sodium carbonate.

2HNO3(aq) + Na2CO3(aq) à 2NaNO3(aq) + CO2(g) + H2O (l)

Redox reactions Page 207To convert free element into an ion, atoms must fain or lose electrons (if one atom loses electron, another must accept them)e.g. Page 2082Na(s) + Cl2(g) à 2NaCl(s)Oxidation: Na _­> Na+ + 1e­  reaction is written with two half reactions!Reduction: Cl2 + 2 e­ à 2Cl­

Chem 112 01/07/2014

L.E.O = lose electrons oxidize G.E.R = gain electrons reduce

Electron bookkeeping Page 209 Need a method for determining how electrons are transferred Can assign number to each element in reaction (oxidation state) that allows us to determine electron flow in reaction Oxidation stated not ion chargedOxidation states are imaginary charges assigned based on a set of rulesIon charges are real and measurable 

Rules for Oxidation States Page 210­2111. free elements have an oxidation state =0 e.g 2Na(s) + Cl2(g) à 2NaCl(s)2. monatomic ions have an oxidation state equal to their charge 3. a) sum of oxidation states of all atoms in neutral compound is 0    b) sum of oxidation state of all atoms in polyatomic ion equals charge on       ion (e.g. NO3­) 

written à charge before number (+1 NOT 1+)   

2/3/2014

Charles LawBoyles Law

Avogadro’s Law

Chem 112  01/07/2014

The Ideal Gas Law Page 244 – 245 

Chem 112  01/07/2014

Ideal gas is a hypothetical gas where the molecules (or atoms) have no interaction with each other ‘R’ à ideal gas constant à 0.08206 atm x L

                                            mol x KPV = nRT(P1)(V1) = (P2)(V2)Boyle’s Law à constant n and TCharles’s Law à constant n and P Avogadro’s Law à constant P and Td= m

      v

2/7/2014

Molar mass of a gas Page 251to determine molar mass of unknown substance, one can heat a weighed sample until it becomes a gas and measure the T, P and V – then use the ideal gas law 

M = m  d=MP=m              M =  RTm       N                             RT   V  VP

e.g 5.8 Page 251 

Chem 112  01/07/2014

R = 62.364 L  mmHg     (mol)(K)

Mixture of Gases Page 252When gases are mixed together, the molecules or atoms behave dependent of each other All gases in mixture have the same volume All completely fill the container therefore, each gas’s V = VcontainerAll gases in mixture are at the same T Therefore they have the same average kinetic energy In certain applications, the mixture can be thought of as one gas Air mixture, we can measure P, V an T of air as if it were a pure substance

When working with gas mixtures – n can still be used but now refers to the total of moles 

Partial pressure Page 252 – 253 Pressure of single gas in a mixture of gases Dalton’s law of partial pressures à sum of the partial pressures of all the gases in the mixture equals the total pressure

P total = Pa + Pb P total = n total RT  Pa = na RT

          V                          V

Chem 112  01/07/2014

P total =  Pa                        à            Pa = na   (Pa)n total  na                                            n total

e.g 5.10 Page 256

n (he) =  29.2g = 6.034 mol He            

M (He)                                      n  total = 6.1699 mol

N (o2) =  4.32 g = 0.1350 mol O2              M  (O2)

                                                  Ptotal=n  total RT (6.1699 mol)=(0.082058 Latmmol­1K­1)(298K)=12.1 atm

        V                             12.5 L

x He  =  n He = 0.9781             x O2 = n  O2 = 0.02188  n total                                      n total

Collecting gases Page 257 – 258 Gases can be collected by displacing water from a container Since water evaporates, water vapor is also present in the gasPartial pressure of water vapor (vapor pressure) depends on the temperature (read from table 5.4)

Chem 112  01/07/2014

e.g. 5.11 Page 259Collecting gases over waterNeed to know partial pressure of water à look on tableChange kelvin temperature to CelsiusP(O2) = P total – P (H2O) = 737.68 mmHg

2/10/14

Reactions involving gases à PV = nRT  Page 260When gases are at STP, use 1 mol = 22.4 L

e.g. 5.12 Page 261if 4.5L of O2 was formed at P = 745 mmHg and T = 308 K, than how many grams of Ag2O must have been decomposed? (R=62.364 LmmHgmol­1K ­1) 

n (O2) =  PV à 245mmHg  – 4.58L = 0.1776 molRT         R x 308 K

n(Ag2O) à n (O2) = 2 (0.1776 mol) = 2.01776 molm = nM à 231.74 g/mol = (82.3 g) M 

e.g. 5.13 Page 254

Chem 112  01/07/2014

how many grams of water form when 1.24 L of H2 at STP completely react with oxygen? 2H2 + O2 à 2H2O

1.24 L = 0.05533 mol 22.4 L

mass H2O = n(H2O) M(H2O) à n(H2O) 18.02 g/mol = 0.997 g of H2O

Kinetic molecular theory Page 264 – 266 Basic postulates are à1) size of a particle is very small2) average kinetic energy of a particle is proportional to temperature (in K)3) all collisions are elastic 

Can use postulates to understand the ideal gas equation (and Boyles, Charles’ & Avogadro’s Laws), as well as gas mixtures According to kinetic molecular theory – particles of different masses must have the same average KE at a given T KE = 1/2 MV2

Charles’ Law with KE Page 266 – 268 Increasing T increases their average speed, causing gas atoms/molecules to hit the wall harder and more frequently To keep P constant – the V increases 

Ideal vs. Real gases Page 296

Chem 112  01/07/2014

Real gases do not behave like ideal gases at high P or low T Assumptions in ideal gas law à No attractions between gas moles (or atoms) Gas molecules (or atoms) do not take up space Assumptions are not valid at ow T and/or high P

Effect of P Molecular Volume Page 270 At high P à amount of space occupied by molecules or atoms is significant amount of total volume Volume occupied by atoms or molecules themselves make real volume larger than idea gas law would predict 

Effect of Intermolecular Attractions Page 271At low T à attractions between molecules or atoms are significant Intermolecular attractions makes the real pressure less than the ideal gas law would predict Intermolecular attractions makes molar volume of a real gas smaller than predicted by ideal gas law 

Chem 112 01/07/2014

Chapter 6 à Thermochemistry 

1. Energy & work Page 279Energy – capacity to do work (SI units: Joules) Work – 

Page 280 Classification of Energy – think of energy as something an object possesses Heat (q) – one way energy can be transferred. Heat flows when two objects of different temperature are in contacts. Other way s energy transferred by work (w) 

Kinetic energy Energy of motions Energy that is transferred between two or more things

Thermal energy Energy associated with temperature changeAlso a type of kinetic energy 

Potential energy – e.g holding a billiard ball above the ground, gravitational potential energy (obvious) or the chemical energy stored in a propane tank (not so obvious) 

Some forms of energy Page 280

Chem 112 01/07/2014

Electrical – Kinetic energy associated wit flow of electrical charge Heat or thermal energy – Kinetic energy associated with molecular motion Light or radiant energy – Kinetic energy associated with energy transitions in an atom or molecule Nuclear – potential energy in nucleus of atoms (stored energy)Chemical – potential energy in the attachment of atoms or because of their position

Units of energy Page 282 Amount of kinetic energy an object has is directly proportional to its mass and velocity KE = ½ mv^2  Joule (J) – amount of energy needed to move 1 kg mass a distance of 1 meter J = N x m = kg x m2/s2Calorie (cal) – amount of energy needed to increase the temperature of one gam of water by 1 degree CelsiusKcal = energy needed to increase temperature of 1000g or water 1 degree Celsius  Food calories (cal) = kcal Energy conversion factors à no need to memorize1 cal = 4.184 J1 calorie (cal) = 1 kcal 1 kilowatt­hour (kWh) = 3.60 x 10^6 J

Laws of Conservation of energy Page 283 Energy cannot be created or destroyed – 1st law of thermodynamics à “the total energy of universe is constant” 

Chem 112 01/07/2014

Energy Flow and Conservation of Energy Page 284Important for chemical changes à System – material or process we are studying Surrounding – everything else in universe Conservation of energy Total energy change in system and surrounding must be zero(delta) energy univerise = 0 = (delta) energy system + (delta) energy surroundings