Class Notes (837,484)
Canada (510,274)
Chemistry (113)
CHEM 112 (4)
Lecture

Chem 112.docx

34 Pages
180 Views
Unlock Document

Department
Chemistry
Course
CHEM 112
Professor
Jens Mueller
Semester
Winter

Description
Chem 112 01/07/2014 Chem lab questions ▯  [email protected] TH LABS START WEEK OF JANUARY 20 Join new course on mastering chem ▯ chem112y2014section02 (MOZILLA FIREFOX)  MIDTERM ▯ Saturday, March 1  10am­12pm  Chem help center ▯ 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 solving 1) The scientific approach (p. 1­4) Hypothesis, scientific law & theory 2) Classification of matter (p.4­5) Matter ▯ solid, liquid & gas Solids: can be either crystalline or amorphous (eg: diamond and charcoal)   Liquids: molecules are closely packed but have some ability to move around Gases: atoms have complete freedom from each other 1/8/2013 (p. 7) Pure Substance: made of individual atoms or molecules ▯ can be pure element or a pure compound Mixture: two or more types of atoms or molecules combined in variable proportions ▯ 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 proportions Physical property: characteristics a substance displays without changing its composition (eg ▯ volatility  [boiling point]) Chemical property: characteristics a substance displays only when changing its composition (eg ▯  flammability)  Physical change: physical properties of sample change but composition remains unchanged Chemical change: matter is converted to a new kind, with a different composition  3) Energy ▯ 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 motion Potential energy: energy that is stored in matter             Can be  introverted Spontaneous processes ▯ high potential energy = less stable state 4) Temperature ▯ measure of average amount of kinetic energy (higher temperature = greater average  kinetic energy)  Absolute zero: 0 K & ­273 C K = C + 273.15 5) SI prefix multipliers  Nanotechnology ▯ 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  ▯ 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 52 All 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 53 When 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 numbers Example: CO2: 2.67g of oxygen for 1g of carbon  Daltons Atomic Theory (1808) Page 55 1) 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 55­58 Electrons are particles found in all atoms Cathode rays are streams of electrons Electron has a charge of ­1.60 x 10^19 C Electron has a mass of 9.1 x 10^­28g Atoms 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 ▯ there had to be source of positive charge because atom is neutral Rutherford’s Experiment and Conclusions Page 60 Alpha 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  mass Rutherford’s interpretation of the atom Page 60 Neutrons Page 61­62 Not 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 ▯ one amu equals 1/12 the mass of one carbon atom that contains 6 neutrons and  6 protons  Elements Page 62­63 Each 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 64­65 All 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 protons Isotopes 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 68 Is atom loses or gains electrons (ionization), it is called an ion Number of protons – number of electrons =      ion The Periodic Law Page 68­69 Mendeleev ordered elements by increasing mass (1834­1907) Periodic law▯ when elements are arranged in order of increasing atomic mass, certain sets of properties  recur periodically  Put elements with similar properties in same column Used 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 ▯ what are the expected ion forms of the following elements?  Al^3+                S^2­               Ca^2+              Cs^+ Atomic Mass Page 77 Not all atoms of an element have the same mass ▯ 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 ▯ the average mass  Mass Spectrometry Page 79 Atoms or molecules are ionized, then accelerated down a tube Some molecules turned into fragments during ionization process  These fragments can be used to help determine the structure of the molecule Their path is bent by magnetic field, separating them by mass Example Page 78 ▯  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 81 Mole ▯ a mole is equl to the number of carbon atoms in exactly 12g of pure carbon­12  Avogadro’s constant (NA) ▯ the “number of elementary entities (atoms, molecules, ions, etc) in one mole.  1 mol = 6.022 x 10^23 atoms Mass 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 ▯ 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  ▯ Chem 112 01/07/2014 Types of chemical bonds Compounds are made of atoms held together by chemical bonds  Bonds are forces of attraction between atoms Bonding attraction comes from attractions between protons and electrons  Ionic bonds ▯ result when electrons have been transferred between atoms, resulting in oppositely charged  ions that attract each other  Covalent bonds ▯ result when two atoms share some of their electrons (lowest potential energy = most  stable) Chemical Formulas Page 94 Chemical formula ▯ 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 ▯ H, N, O, F, CL, BR, I Polyatomic molecules ▯ P4, S8, Se8 Ionic compound and their formulas Page 100­101 Metals 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 ▯ 1) make sure compound is ionic 2) identify and name the cation  metal that forms only one type of cation metal that forms more than one type of cation  3) identify an name the anion nonmetals that form simple anions  4) combine cations and anion names metal first in formula and name cation name is the metal name nonmetal anion named by changing the ending on the nonmetal name to –ide (charge based on position on  the periodic table) table 3.2  ▯ common anions ( page 107) Chem 112 01/07/2014 Naming Binary Ionic Compounds Containing a Metal That Forms More than One Kind of Cation ▯ Metal cation name: metal name followed by a Roman numeral in parentheses to indicate its charge Transition metals can have different charges Determine charge from anion charge  Nonmetal ion: same as before  e.g. PbCl4 ▯ Pb^2+ / Pb^4+         Lead (IV) chloride  Naming Ionic Compounds Containing Polyatomic Ions ▯  Page 111 Seldom 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 ▯ polyatomic ions consist of two or more atoms, covalently bonded together, that carry an  overall charge (often negative)  Hydrated Ionic Compounds Page 112­113 Hydrates 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 113 Composed 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 ▯ Nitrogen triiodide  Binary Acids Page 116 Acids are species that produce hydrogen ions when dissolved in H2O Acidity 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 117 Contain 3 different elements (hydrogen, oxygen & another nonmetal)  Naming ▯ 1) if polyatomic ion name ends in –ate, then change to –ic suffic 2) is ends in –ite, then change to –ous suffix 3) write word acid at end of all names  Chem 112 01/07/2014 e.g. HF (g) ▯ Hydrogen flouride         NaNO3 (aq) ▯ Na+ & NO3­ = oxyacid ▯ Sodium nitrate  HNO2 (aq) ▯ Nitrous acid  Formula Mass & the mole concept ▯  Page 119 Formula mass: mass of a formula unit in atomic mass units. Applied to molecular and ionic compounds In case of molecules, also known as molecular mass or molecular weight = (# of atoms of 1  elements in  st nd chemical formula x atomic mass of 1  element) + (# of atoms of 2  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 121 One 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 ▯ 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 123 Chemical formula ▯ percent composition  Mass % =        mass of element ‘x’ in 1 mol  compound 100%                                                   mass of 1 mol of compounds e.g. Calculate mass perfect of Cl in Freon­112, C2Cl4F2        203.82g/mol ▯   4x35.45)g    x 100% = 34.7g%   203.82g 1/22/2014 1/24/2014 Writing and balancing Page 142 Reactions involve chemical change & matter Provides info about reactions  Formulas of reactants and products  Physical states of reactants and products Relative 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) ▯  4Co(s) + 3Co2(g) Chem 112 01/07/2014 Chapter 4 ▯ Stoichiometry Page 157­158 Numerical relationship between chemical amounts in a reaction Limiting reactants  For reactants with multiple reactant, one might be completely used up before the other – when this reactant  is used up, reaction stops Reaction that limits amount of product formed is called the limiting reaction 1/27/2014 Solutions 163­164 Many chemical reactions carried out in solution because mixing facilitates the close contact between atoms,  ions or molecules required for a reaction to occur Solution ▯ homogenous mixture of two or more components  Solute ▯ matter which is dissolved in the solvent  Dilute ▯ solutions have small amount of solute  Molarity Page 165­166 Concentration of a solution is given by its molarity                          Molarity (M) = moles of solute                  C= n                         Volume of solution (in  litres)      V Solution dilutions Page 170 solutions 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 2 concentrations and volumes of the stock and new solutions are inversely proportional     mol1=mol2  ▯  M1V1 = M2V2       * moles of solute are constant, only the total volume of solution changes Solution Stoichiometry Page 173 Can be used to convert between amount of reactants and/or products
More Less

Related notes for CHEM 112

Log In


OR

Join OneClass

Access over 10 million pages of study
documents for 1.3 million courses.

Sign up

Join to view


OR

By registering, I agree to the Terms and Privacy Policies
Already have an account?
Just a few more details

So we can recommend you notes for your school.

Reset Password

Please enter below the email address you registered with and we will send you a link to reset your password.

Add your courses

Get notes from the top students in your class.


Submit