Class Notes (835,430)
United States (324,111)
Chemistry (14)
CHEM-0001 (13)
Lecture

Chem I Notes.doc

67 Pages
124 Views
Unlock Document

Department
Chemistry
Course
CHEM-0001
Professor
Sergiy Kryatov
Semester
Fall

Description
Chemistry I Notes 07/09/2011 12:27:00 ← Lecture 1: Chemistry and Matter • Chemistry: study of matter and the changes it undergoes • 2 Levels: o Macroscopic – anything w/ mass and that takes up space o Molecular – anything composed of molecules, ions, atoms, and subatomic particles  (electrons, protons, neutrons) • 3 States of Matter: o Solid – molecules have fixed positions, can vibrate but cannot leave the positions in  the crystalline lattice o Liquid – molecules glued to each other but can slide, vibrate, rotate o Gas – Molecules are free to move and occupy entire volume of container • What is not matter? o Same material can have more or less energy o Electromagnetic radiation o Photons • Molecules = multiple atoms • 188 elements  types of atoms • Elements – 2 meanings o A bunch of atoms o A substance of molecule consisting of only one type of atom • Compound   2 or more atoms • Matter Classification ­ macroscopic o Heterogeneous/Homogeneous   Pure Substance v. Mixture  Element v. Compound • Molecular level :  o Pure substance = same molecules  o Mixture = different molecules o Element = identical atoms o Compound = different atoms • Lecture Problem 1: o Tomato Juice = mixture o Grape Juice =  homogenous mixture o Aluminum = element  o Vit. C = compound • Properties of Matter o Physical – observed w/o changing a substance into another  Mass, volume, density  Intensive – independent of the amount of time a substance is present ­­­  density  Extensive – Dependent on amount of time substance is present  ­­­ mass,  volume, energy o Chemical – only observed in a reaction Changes of Matter o Physical – changes in matter that do not change composition o Chemical – changes resulting in new substances • Lecture Problem 2: o A. chem. ­­ combustion o B. physical ­­ sublimation • C. physical – dissolving ← Lecture 2: Measurements in Chemistry • Exponential(Scientific) Notation o 15,000,000,000 = 1.5*10^10 o 12.344 = 1.2344*10^1 o 0.00000057 = 5.7 *10^­7 o 1.32 = 1.32*10^0 • SI Base Units o Mass = kg o Length = m o Time = s o Temp = K o Amount of Substance = M • Metric Prefixes – i.e. giga, mega, kilo, etc. (given on exams) • Unit Analysis – Conversion Factors o Used to convert from one unit to another o Given Unit * desired/given = desired o Lecture Problem 1:   3.2m * 1nm/1*10^­9m = 3.2*10^9nm, 3.2*10^­3, 2*10^­3  0.000529g = 5.29*10^­1mg, 1.17*10^­6 lb o Squared and Cubed Conversion Factors  If the units are squared or cubed, the whole conversion factor is also squared  or cubed  Eg. If 1 mm = 10^­3 m, then (1mm)^2 = (10^­3m)^2 and 1 mm^2 = 10^­6m^2 • Precision vs. Accuracy o Precision: Refers to the proximity of several measurements made by the same means  to each other o Accuracy: Refers to the proximity of a measurements to the true value of a quantity.  Accuracy can be checked by measuring the same value by several different  independent methods • Significant Figures o Refers to digits that were measured accurately o The more the accuracy, the more sig. figs. we have o Exact numbers – infinite number of significant figures (i.e. pi)  1. All nonzero digits are significant  2. Zeroes between 2 significant figures are significant  3. Zeroes at the beginning of a number are never signif.  4. Zeroes at the end of a number are significant if a decimal point is written in  the number  5. The last significant figure of a number may be underlined  Lecture Problem 2:  11.572 = 5  4.3005 = 5   0.0054 = 2   5.4 = 2  3300 = 2, but undefinied  3.3 = 2  3.300 = 4  3300 = 3  Dozen eggs = infinite o Operations with Significant Figures  Mult/Div = answer rounded to number of digits that corresponds to the least  number of sig figs of any number in the calculation  Addition/Subtraction = rounded to least significant decimal place  Lecture Problem 3:  2.334*0.0345 = 0.080523 = 0.0805  45.71 / 4.000 = 11.4275 = 11.43  71.0 + 33.4 + 940 = 1044.4 = 1044  29.345 – 28.94 = 0.405 = 0.41  ((16.37­22.45)*34.17)/104.537 – 102.93 = ­129 • Temperature o Celsius and Kelvin scales used  Celsius – based on properties of water  Kelvin – SI unit of temperature  Proportional to the kinetic energy of molecules  No negative temps  Conversions for Fahrenheit given on exams  70 F = 21 C = 294 K • Volume o Most commonly used units are Liter (L) and Milliliter (mL)  Liter is a cube 1 dm long on each side  Milliliter is a cube with 1cm on each side  For water: 1dm^3 = 1 L = 1 kg, 1cm^3 = 1 mL = 1g • Density o A physical property of a substance o D = m/v o Mass and volume in crease in proportion to each other so density is the same for a  small and a large sample of the same matter o g/cm^3 o Lecture Problem #4:  8.76 g /3.76 mL = 2.33 g/cm^3 • Percent Composition as a Conversion Factor o Common way to express composition of mixtures is thru percentages – parts per  hundred o E.g. 3.2% milk: 100g milk contains 3.2 g fat o Thus, 3.2g fat/100g milk o Practice Problem 250 g of milk = 6300 g o Lecture Problem #5:  … Chapter 2 Notes 07/09/2011 12:27:00 Lecture 3: Atoms • Atomic Theory of Matter o Democritus – first idea of atoms as smallest, fundamentally indivisible particles (400  BC) o Lavoisier – Law of conservation of mass in chem. reactions. Mass of reactants = mass  of products (1789) o Proust – Law of constant composition. All pure substances have same composition  regardless of origin (1794) o Dalton – First atomic theory based on ^. Calculated relative masses of atoms o Mendeleev – Most stable elements discovered, organized in periodic table (19   century) o Since 1980’s – Direct methods of observing atoms – Atomic force microscopy (AFM) • Inner Structure of Atoms o Atoms are composed of Electrons, Protons, and Neutrons  Discovered in 1897, 1907, 1932 respectively  Electrons:   Discovered using CRT (JJ Thompson) – rays are the same regardless  of the nature of metal used in the electrodes. Determined negative  charge, charge/mass ratio of 1.76*10^8 C/g  Robert Millikan – Oil drops to determine mass, charge of electron o Radioactivity – Spontaneous decomposition of certain atoms  Discovered by Becquerel (1896)  Alpha rays – very fast nuclei of helium (+2)  Beta rays – very fast electrons (­1)  Gamma rays – high energy electromagnetic radiation (no charge) o Discovery of the Nucleus  Alpha particles shot thru Gold foil (Rutherford 1910)  Most went through, but some deflected at large angles, even came straight  back  Thus, positive charge is concentrated around dense nucleus, while most of  atom is empty space o Structure of Atom  Nucleus + electrons  Nucleus = positively charged, has >99.5% of mass of atom  Electrons are negatively charged, relatively light  Size = 1­5 A (Angstrom)  Nucleus – Neutrons and Protons (+)  Electrons orbit nucleus very quickly o Four Fundamental Forces of Nature  Gravitational Force  All massive objects attract each other, not important in atoms  Electromagnetic (coulombic) Force  Opposite charges are attracted, same charges repel. Holds electrons  near nucleus  Strong Nuclear Force  Hold protons, neutrons together in nucleus  Weak Nuclear Force  Not important in chem. o Subatomic Particles  Proton – (1+) – 1.0073 amu  Neutron – (neutral) – 1.0087 amu  Electron – (1­) – 5.486 * 10^­4  1 amu = 1.66054*10^­24 o Isotopes  Mass number – protons + neutrons also the mass of an atom in amu, rounded  to a whole number  Atomic Number ­ # of protons/electrons. Shown in periodic table for each  element  Isotopes are different kinds of atoms of the same element with different mass  numbers (diff. # of neutrons)  Isotopes have nearly identical chemical properties o Ions  Atoms are neutral overall  An atom may lose one or several electrons and become a positive ion (cation)  An atom may also gain one or several electrons and become a negative ion  (anion)  Charge of ion shown in top right corner o Mass Spectrometry  Masses of individual ions and abundances of individual isotopes can be  measured with great accuracy using a mass spectrometer  Masses of atoms can be calculated from this data  Separates, measures individual ions. Sorts by mass o Average Atomic Mass  Because in most experiments we use very large numbers of atoms, we need  to know the average atomic masses  Average mass is calculated from masses of the isotopes of an element  weighed by their relative abundances  Atomic Weight = weighted average of masses of isotopes =  mass of each  isotope * its percentage ← Lecture 4: Elements and Compounds • The Periodic Table o Elements are arranged in order of increasing atomic number o Rows = periods o Columns = groups, similar chemical properties o 2 Rows at bottom –lanthanides and acini group 3 • Periodicity – Mendeleev noticed repeating pattern in chemical properties of elements • Group Names o 1A – Alkali Metals o 2A – Alkaline Earth Metals o 6A – Chalogens o 7A – Halogens o 8A – Noble Gases • Organization o Nonmetals   On the top­right side of the periodic table (not H)  Nonmetals can be gaseous, liquid, or solid  Don’t conduct electricity (except for graphite a form of carbon) o Metalloids  Border the stair­step line  Solids, conduct electricity, but poorly o Metals  Bottom left of the table  Most are solids  Conduct electricity very well, have lustrous appearance • Chemical Formulas o Subscript to the right of the element symbol tells # of atoms of that element in one  molecule of the compound • Molecular Compounds o Composed of molecules and usually only contain tals o Share electrons • Diatomic Molecules o Some elements occur naturally as molecules containing 2 atoms (H2, O2, etc.) o Use solitary symbols to represent all other elements • Types of Formulas o Molecular  Exact # of atoms of each element in a compound o Empirical Formulas  Lowest whole­number ratio of atoms of each element in a compound • Structural Formulas of Molecular Compounds o Bonds in molecular compounds = covalent bonds o Structural formula show the order in which atoms are bonded o Perspective drawings show three­dimensional array of atoms in compound • Ions o When neutral atoms or molecules lose or gain electrons, they become ions (charged) o Cations = positively charged, lose electrons, usually metals  Exceptions (H+, NH4+) o Anions = negatively charged, gain electrons, usually non­metals o When atoms form monatomic ions, tend to attain same # of electrons as nearest Noble  Gas  Ex. 11Na atom becomes Na+ w/ 10 e­ • Ionic Bonds o Generally formed between metals and nonmetals o Ions of opposite charge attract each other and form an ordered ionic crystal, not called  a molecule, but a formula unit   Ex. NaCl o Ionic Bonds usually form solids, high melting points • Formulas of Ionic Compounds o Because compounds are electrically neutral, formula determined by:  Charge on the cation becomes subscript on the anion  Charge on the anion becomes the subscript on the cation  If not in lowest ration, divide by GCF • Lists of Common Cations and Anions: ← • Nomenclature of Ionic Compounds o Write name of the cation first. If metal cation can have more than one possible charge,  write the charge as a Roman numeral in parentheses o Name of the anion comes second. If anion is made of one element, change its ending  to –ide. If the anion is made of several atoms, write the name of the polyatomic ion • Nomenclature of Binary Compounds o Element closer to metals in period table is listed first o Prefix is used to denote the number of atoms of each element in the compound (mono  not used on first element) o The ending of the second element is changed to –ide  Ex. ClF – Chorine Monofluoride  Ex. I4O9 – Tetraiodine nonoxide • Acids o Molecular compounds made of hydrogen and some nonmetals or metalloids o Binary Acids – made of just two elements (one is H)   7 known binary acids (HF, Hcl, HBr, HI halogens) (H2S, H2Se, H2Te  chalogens)  All 7 are gases in pure state and are named as other binary compounds  except that prefix mono­ is dropped o When dissolved in water, acid ionizes, forming hydrogen cation a d anion  hydro___ic acid o Oxyacid  Made up of hydrogen, some nonmetal or metalloid, and oxyden  Memorize following Oxyacids • o  Heavier chalogens and halogens also form oxyacids which may be named by  analogy • Monoprotic v. Polyprotic Acids o Monoprotic – contains just 1 hydrogen  Forms just one anion o Polyprotic – contains two or more Hs  Loses hydrogen cations one by one and may form several anions • Organic Compounds o Contain C­H bonds o 1. Hydrocarbons (Carbon and Hydrogen only)  1a. Alkanes (saturated hydrocarbons)  Each carbon is bonded to most hydrogens possible  Prefixes used once # of carbons gets above 4  1b. Unsaturated Hydrocarbons  Contain double/triple bonds  Memorize these;   2. Alcohols (OH group)  Change –ane to –ol in the alkane name  3. Halogenated Hydocarbons (F, Cl, Br, I)  Contain halogens instead of one or several hydrogens  Adding prefix halo­ (i.e. fluoro, bromo)  4. Carboxylic Acids (COOH group)  Named by changing –ane to –oic acid in the name of an alkane with  the same overall number of carbon atoms ← Lecture 5: Chemical Formulas and Equations • Chemical Equation: concise symbolic representation of a chemical reaction o Reactants   Products o Subscripts: tell # of each atoms of each element in a molecule o Coefficients: tell # of molecules • Balancing Chemical Equations: o Balanced Equation has same # of each kind of element on each side of the equation o Balance by changing coefficients ONLY o Can use fractional coefficients in balancing process, but final equation must have all  whole coefficients that cannot be reduced to smaller #’s • State Symbols o Physical State of a chemical may be shown in parentheses after its formula o E.G. (g), (l), (s), (aq) • Classification of Chemical Reactions o 1. Combination Reactions  Several Substances One Substance o 2. Decomposition Reactions  One Substance  Several Substances o 3. Substitution Reactions  Element 1 + Compound 2 Element 2 + Compound 1 o 4. Exchange Reactions  Two ionic compounds swap ions o 5. Other Reactions • Patterns of Chemical Reactivity o Metal + Nonmetal  Ionic Compound  Formula of the product can be predicted if the charges on the ions formed are  known  Metals from groups 1A, 2A, 3A always form ions with the respective positive  charge. Also works for 1B (ex. Cu), 2B, and 3B. 4B­8B vary, but mostly 2+ and  3+  Nonmetals tend to gain electrons required to reach # of electrons in the  following noble gas o Nonmetal + Nonmetal  Molecular Compound  No generalization about products obtained, can make tentative predictions o Metal + Metal No Chemical Reaction  Metals usually don’t form compounds with each other  Instead, form all homogenous mixtures  Atoms in solid pure metals and alloys are bound to each other by metallic  bonds  Metal cations are ‘cemented’ by free electrons  • Combustion of Organic Compounds o Organic Compounds: always contain C and H o Other elements: O, B, S, P, F, Cl, Br, I o Any organic compound can burn in air, relea Combustion o If there is enough O for full combustion, then CO2 and H2O are formed o Nitrogen is liberated as an element during combustion • Complex Compounds   Won’t be asked to predict formulas o Sometimes simple molecules and ionic compounds react to form a more complex  compound o Formulas of such complexes are made of the formulas of their parent simple  compounds connected w/ a multiplication sign o Water is a common component of complexes o Ex. H2SO4*H2O • Formula Weight o Average mass of a formula unit in AMU o Calculated using atomic weights from periodic table o Can be calculated for any compound • Molecular Weight o Average mass of one molecule in AMU o Calculated same way as FW o Technically only used for Molecular compounds • Percent Composition o Mass percentage of an element in a compound can be calculated from its FW o ← Week 3 Notes 07/09/2011 12:27:00 Lecture 6: Avogadro’s Number and the Mole • NA = 6.0221321 X10^23 = 6.02 X10^23 • Defined as # of atoms of carbon in exactly 12g of Carbon12 • Named after Amedeo Avogadro • Mole: The # of particles (molecules, atoms, ions) equal to Avogadro’s # • Molar Mass: the mass of one mole of a substance in grams g/mol o Molar mass of any substance is numerically equivalent to its formula weight in amu o Molar mass provides a conversion coefficient from moles to grams o Fe = 55.8 amu  1 mol Fe = 55.8g • Using Moles can provide a bridge between macroscopic and molecular scales o Lecture problems • Empirical Formula o The simplest ratio of atoms in a compound o Ratio of atoms is equal to ratio of moles o In problems w/ mole rati divide by smallest # of moles • Combustion Analysis o Compounds C, H, and O are routinely analyzed through combustion in a chamber o C is determined from CO2 produced o H is determined from mass of H2O produced o O is determined from difference between 2 once C and H have been determined • Stoichiometric Calculations o The coefficients in the balanced equation give the ratio of moles of reactants and  products o Since moles are known, grams can be calculated using FW ← Lecture 7: Advanced Stoichiometry • Limiting and Excess Reactants o 2H2 + O2   2H2O o If all H2 molecules react, # of O2 molecules consumed = 10H2 * (1O2/2H2) = 5 O2  molecules consumed o 7­5 = 2 O2 molecules left over o H2O molecules formed = 10H2 * (2H2O/2H2) = 10H2O o All H2 molecules consumed o Reactant that is completely used up in reaction is called the limiting reactant o Leftover reactant is the excess reactant o All Stoichiometric calculations should be based on limiting reactant o 2 Ways to find Limiting Reactant  1. To Calculate the theoretical yield of the product from each reactant – the  smaller number is the true one and corresponds to the limiting reactant  2. To calculate the given molar ratio of the reactants and to compare it with the  theoretical molar ratio from the reaction equation • Percent Yield o A comparison of the amount actually obtained to the amount it was possible to make o PY = AY/TY * 100 o Actual yield is how much product we actually recovered o Theoretical yield is obtained from a Stoichiometric calculation based on the limiting  reactant • Mixture Problems o Composition of a binary mixture can be determined upon chemically transforming one  or both components of the initial mixture o General Approach: assume the amount of one component is x and the other is y and  then set Stoichiometric conversions based on the unknowns. A system of two  equations with 2 unknowns can be set up and solved. • Unknown Elements o Identity of an element can be determined upon chemically transforming one compound  of the element into another and recording the masses of reactants and products o Assume: Atomic weight of the element as x and write Stoichiometric conversions  based on x.  o Set up an equation with one unknown and solve it ← Lecture 8: Aqueous Solutions, Precipitation Reactions • Solutions o Homogenous mixtures of two or more pure substances o Solvent is present in greatest abundance o All other substances are solutes o Water is most common solvent, if the nature of solvent is not specified, water is meant • Solubility o Solids can be soluble in water and insoluble o Liquids can be soluble in water and insoluble. Soluble liquids are called miscible, and  mutually insoluble liquids are immiscible o Ammonia gas (NH3) and hydrogen chlorine gas (HCl) are very well soluble in water,  while oxygen and nitrogen gases are only poorly soluble o The solubility is relative, and what is considered insoluble actually dissolves in water to  some extent • Dissociation o When an ionic substance dissolves in water, the solvent pulls the individual ions from  the crystal and solvates them o This process is called dissociation o Some molecular compounds may al so undergo dissociation in aqueous solution • Electrolytes o A substance that dissolves in water and dissociates into ions. Its solution conducts  electricity. o Nonelectrolyte may dissolve in water, but it does not dissociate into ions. A  nonelectrolyte solution does not conduct electricity. Insoluble compounds are  considered nonelectrolytes for Chem 1 purposes o Strong electrolyte: will dissolve in water and dissociate into ions in full o Weak electrolyte: will dissolve in water an dissociate into ions partially o Soluble ionic compounds are all strong electrolytes  o Molecular compounds tend to be non­electrolytes. Exceptions are acids and ammonia  (NH3) • Strong Electrolytes are: o 1. Seven strong acids o 2. Eight strong bases o 3. Soluble ionic compounds o ClO3­, ClO4­ make soluble ionic solids • Precipitation Reactions o When one mixes ions that form compounds that are insoluble (as could be predicted  by the solubility guidelines) a precipitate is formed.  Ex. Ag (aq) + Cl(aq AgCl (s) • Metathesis (Exchange) Reactions o ‘To transpose’ o The reactants exchange, or transpose, ions o AgNO3 (aq) + KCl(aq)  AgCl(s) + KNO3(aq) o The molecular equation lists the reactants and products as full formulas • Full Ionic Equation o In the ionic equation, all strong electrolytes (strong acids, strong bases, and soluble  salts) are dissociated into their ions o This more accurately reflects the species that are found in the reaction mixture • Net Ionic Equation o To form the net ionic equation, cross out anything that does not change from the left  side of the equation to the right o The only things left in the equation are those thing that change (ie. React) during the  course of the reaction o Those things that didn’t change are called spectator ions – they are left out • Writing Net Ionic Equations o 1. Write a balanced molecular equation. Make sure formulas are correct o 2. Dissociate all strong electrolytes. Leave weak electrolytes, non­electrolytes, and  insoluble compounds in molecular form. o 3. Cross out spectator ions o 4. Check if the coefficients in the resulting net ionic equation have a common  denominator and simplify if needed • ICE Reaction Tables o Some reactions have Stoichiometric coefficients that are all ones (which appears like  no coefficients at all) o Stoichiometric calculations for such a reaction may be simplified by using a so called  ICE reaction table o In such a table, three lines below the reaction equation list moles of chemicals that are  Initial, Change, and End amounts             Week 4 Notes 07/09/2011 12:27:00 ← Lecture 9: Acids and Bases • Acids o Substances that produce H+ when dissolved in water o Strong acids ionize in water completely o Weak acids partially ionize o Seven common strong acids • Bases o Substances that produce OH­ ions when dissolved in water o 8 strong bases soluble ionic compounds with the hydroxide anion  Alkali metals, heavy alkali earth metals o Weak bases  Common ones include ammonia (NH3) and poorly soluble metal hydroxides  (Mg(OH)2)  • Acid­Base Reactions o Acid reacts w/ a Base to form a salt and, usually, water  Ex. HCl + NaOH  NaCl + H2O o Acid­base reactions also called neutralizati salts are generally neutral • Salts o Any ionic compound other than metal oxide or hydroxide o A salt can be derived from an acid and a base  Base provides cation  Acid provides anion • Strong Acid + Strong Base o HCl (acid) + NaOH (bas NaCl (salt) + H2O (water) • Ionic Equations w/ Weak Electrolytes o When writing ionic equations, leave weak electrolytes, non­electrolytes, and insoluble  compounds in molecular form • Strong Acid + Salt of Weak Acid o Gives salt of the strong acid and free weak acid  Strong acid ‘forces out’ the weak acid from its salt o NaF + HCl   NaCl + HF • Gas­Forming Reactions o Carbonates (salts w/ CO3 2­) react w/ strong acids to form the weak carbonic acid  h2co3 o Carbonic acid not only weak, also unstable o Sulfites (salts w/ SO3 2­) similarly produce SO2 and sulfides (w/ S2­) produce H2S • Strong Base + Salt of Weak Base o Gives a salt of the strong base and the free weak base  Strong base ‘forces out’ the weak base from its salt • Polyprotic Acids o Many acids contain several acidic hydrogens o Such acids are called Polyprotic o Most are weak o Polyprotic acids in water dissociate in steps  Dissociation of all weak acids in water is incomplete o If a strong base is gradually added to a Polyprotic acid, the acid is neutralized in steps  Neutralization reactions are one­sided (complete) unlike the dissociation of  weak electrolytes  Addition of a strong base makes the neutralization reaction complete • Nomenclature of Salts of Polyprotic Acids o See slide • Dissociation of Salts of Polyprotic Acids o In the salts of Polyprotic acids with remaining H, only metal and NH4+ dissociate  completely in water • Sequential Reactions o If the product of one reaction is a reactant for another reaction, such reactions are  called sequential and their reactions can be added to give an overall reaction equation • Independent Reactions o If reactions are independent, it is a mistake to add their reaction equations o NEVER ADD UP INDEPENDENT EQUATIONS • Stoichiometry in Steps ← Lecture 10: Redox Reactions • Oxidation o Occurs when an atom or ion loses electrons • Reduction o Occurs when an atom or ion gains electrons • OIL RIG • One cannot occur w/o the other • Oxidation numbers o Allow us to keep track of what loses electrons and what gains them • Rules: o 1. Atoms or molecules in elemental form always 0 o 2. For any monatomic ion, the oxidation number equals the charge of the ion o 3. Non­metals usually have negative oxidation numbers, but can be positive  a. O is usually ­ exception peroxides of H, alkali, alkaline metals  b. H is +1 when bonded to non­metals, ­1 when bonded to metals an  metalloids  c. F is always ­1  d. Cl, Br, and I are usual exceptions: compounds with F and O, where  Cl, Br, U are positive o 4a. The sum of the oxidation numbers in a neutral compound is 0 o 4b. The sum of the oxidation numbers in a polyatomic ion is the charge on the ion o 5. Metals always have positive oxidation numbers in compounds  i. +1 for group 1  ii. +2 for group 2  iii. +3 for groups 3 and 13  iv. Ox. # are variable for transition metals, but no more than the group number,  +2 +3 o 6. The first element in a formula is usually positive, and the last is negative. Exceptions  are organic compounds like NH3 • Oxidation of Metals o Metals can be oxidized by non­metals in chemical reactions o Metals can also be oxidized by the H+ cations from acids o Metals can also be oxidized by the cations (salts) of certain other metals • Activity Series o Based on ease of oxidation, metals and hydrogen are ranked based on increasing  difficulty of oxidation o Easily oxidized metals prefer to be cations, inert metals prefer to be neutral elements o A metal will react with a cation of another metal if the cation is lower in the list o Only metals that are above hydrogen in the list will react with H+ and thus chemically  dissolve in acid o Copper, silver, and mercury may be dissolved in HNO3 due to the oxidizing effect of  NO3­  Metals above Cu can be dissolved in any acid, including nitric o Platinum and Gold may be dissolved only in a mixture of HNO3 and HCl due to the  oxidizing effect of NO3­ and the complex forming effect of Cl­ • Charges must balance  • Concentration of Solutions o Molarity is a preferred unit of concentration in chemistry  M = moles of solute / volume of solution in Liters o Concentration may also be expressed in % by mass  Mass % = (grams solute / grams solution) *100 o You may need to know density to convert between Molarity and % by mass  concentrations • Mixing a Solution o A solid is:  1. Weighed  2. Dissolved in some water  3. Diluted to the mark in a volumetric flask • Dilution o A more concentrated solution with known concentration can be diluted using a  volumetric pipette and volumetric flask ← Lecture 11: Solution Stoichiometry • % by Mass to Molarity Conversion •  Using Molarities in Stoichiometric calculations • Titration o A gradual controlled addition of one solution to another using special glassware o It may be used as an analytical technique to find concentration of solutions • Acid­Base Titration o Concentration of Acid in solution may be found by titrating it with a standard solution of  base o Color indicator is used for the titration: phenolphthalein is colorless in acid, but pink in  base. o As soon as all acid is neutralized, one extra drop of NaOH will turn the indicator pink Week 5 07/09/2011 12:27:00 ← UNIT 2 ← Lecture 12: Energy and Enthalpy • Energy: The ability to do work or transfer heat o Work: Energy used to cause an object that has mass to move o Heat: Energy used to cause the temperature of an object to rise • Potential Energy/ Kinetic Energy o Potential Energy of Position: Energy an object possesses by virtue of its position  PE = mgh o Kinetic Energy: Energy an object possesses by virtue of its motion  KE = .5m(v^2) kg(m/s)^2 o Chemical Potential Energy: Energy an object possesses by virtue of its chemical  composition o Thermal Energy: hot objects possess thermal energy which can be transferred to  colder objects  A form of kinetic energy of individual molecules a faster they  shake, hotter the matter o Units of Energy  SI Unit of Energy is the joule  1 J = 1 kgm^2/s^2  Older unit is the calorie  1 cal = 4.184 J  1 Food Calorie = 1kcal = 1000 cal • System and Surroundings o System: a part of the universe that we study o Surroundings: the rest of the universe o Closed System: can only exchange energy with the surroundings • Heat (q): The energy of the system can be increased by heat transfer from surroundings • Work (w): the energy used to move an object over some distance (W = F*d) F is force, d is the  distance over which the force is exerted • First Law of Thermodynamics (Law of Conservation of Energy) o Energy is Conserved o Energy is neither created nor destroyed o Total energy of the universe is constant o Discovered 1840s by James Joule, Rudolf Clausius • Internal Energy (E) o The internal energy of a system (E) is the sum of all kinetic and potential energies of  all components of the system: E = KE+ PE o Change in internal energy DeltaE is the final energy of the system – initial energy of  the system o Changes in Internal Energy  When energy is exchanged between the system and surroundings, it is  exchanged as either heat or work  DeltaE = q+w • DeltaE, w, q and signs o Q  + means system gains heat  ­ means sytem loses heat o W  + means work done on system  ­ means work done by system o DeltaE  + means net gain of energy by system  ­ means net loss of energy by system • E is a state function o E depends only on its state o DeltaE = Efinal – Einitial o Q and W are not state functions o Reactions can have same DeltaE, but produce different amounts of heat and work o Their sum is a state funct En  • Heat Tax: some potential energy is always lost as heat when converting to kinetic energy • Work of Chemical Reaction at Constant Pressure o Chemical reaction is carried out at a constant (atmospheric) pressure and gas is  formed, some of the potential chemical energy is unavoidably spent as work done on  surroundings o W = ­P*DeltaV • Heat of Chemical Reaction at Constant Pressure o If DeltaE = w+ q and w = ­P*DeltaV, then heat of chemical reaction is q = deltaE –w =  DeltaE – (­P*deltaV) = DeltE = P*DeltaV o This is defined as a change of a special thermodynamic function known as enthalpy  (H) o DeltaH = DeltaE + P*DeltaV = q o Heat produced at constant pressure = Qp o If no gas generated, then DeltaH = DeltaE • Enthalpy (H) o H = E+PV o Total enthalpy is rarely calculated or used o Change in enthalpy is heat produced or consumed at constant pressure o Enthalpy is a form of energy units are J or KJ o E, H, P, and V are all state functions – their change is defined only by the final and  initial states of the system, not by the process • DeltaH is measured by a constant pressure calorimeter o If pressure is constant, q = DeltaH • Exothermic and Endothermic Reactions o If a reaction generates heat and the chemicals lose energy (DeltaH 0) from the  calorimeter or surroundings, the reaction is endothermic o Exo is out, endo is in ← Lecture 13: Enthalpy and Calorimetry • Enthalpy of Reaction o The change in enthalpy deltaH of the chemicals in the course of the reaction  DeltaH = Hproducts – Hreactants o Tends to decrease in spontaneous processes • Properties of Enthalpy of Reaction o 1. DeltaH for a reaction in the forward direction is equal in size, but opposite in sign to  deltaH for the reverse reaction o 2. Enthalpy of reaction is an extensive property – it changes with the amount of  chemicals reacted o 3. DeltaH for a reaction depends on the state of the products and reactants • Combustion: Exothermic Reactions o If chemicals lose potential energy (DeltaH <0), the reaction is exothermic and  generates heat • Endothermic Processes Consume Heat o Dissolution of some solids is endothermic • Thermochemical Equations o A balanced chemical equation, with the enthalpy of reaction appended, is called a  thermochemical equation.  o Fractional coefficients are occasionally used on purpose in therm. Equations o Heat (change in enthalpy) can be treated as a product of reaction in Stoichiometric  calculations • Calorimetry o Heat of a chemical reaction or a physical process is determined through calorimetry,  the measurement of heat flow • The Main Principle of Calorimetry o The sum of all heats in a calorimeter is equal to zero o For example, the heat produced by a reaction in solution will be absorbed by the cup  and water  Qrxn + qcalorimeter + qwater =0  qRxn + DeltaH rxn at constant pressure • Heat Capacity of an Object o The amount of energy required to rise the temperature of an object by 1K or C is its  heat capacity o C = q/DeltaT o Q = C*DeltaT • Specific Heat Capacity of a Substance o The amount of heat required to raise the temperature of 1g of a substance by 1K or C o S = q/m*DeltaT o Q = s*DeltaT*m • If we know the heat capacity of the calorimeter and its contents and measure the change in  temperature resulting from a process or reaction, we can calculate the heat of the process, or  visa versa Week 6 Notes 07/09/2011 12:27:00 ← Lecture 14: Bomb Calorimetry, Applications of DeltaH • Bomb Calorimetry o Reactions can be carried out in a sealed ‘bomb’ which contains constant volume o At constant volume q = DeltaE (change of internal energy is measured) o Compare it to q = DeltaH at constant pressure • DeltaH (Enthalpy) vs. Delta E (Internal Energy) o DeltaH = DeltaE + P*DeltaV o If gases are not formed or consumed in the course of a chemical reaction or process,  DeltaV = 0 and DeltaH = DeltaE o Even when gases are formed, difference between 2 quantities is negligible • Hess’s Law o If a reaction is carried out in a series of steps, DeltaH for the overall reaction will be  equal to the sum of the enthalpy changes for the individual steps o Because DeltaH is a state function, the total enthalpy change depends only on the  initial state of the reactants and the final state of the products o Discovered in 1840 by Swiss­Born Russian Chemist Germain Hess • Enthalpy of Formation o Enthalpy change for the reaction in which a compound ins made from its constituent  elements in their most stable elemental forms and the Stoichiometric coefficient for the  product is one: elemencompound • Standard Elements of Formation o Measured under standard conditions (25 Degrees C and 1. Atm) • DeltaH of formation can be used to calculate DeltaH of a reaction ← Lecture 15: Intro to Quantum Theory • Electromagnetic Radiation o Material objects may exchange energy in the form of EMR o Not considered matter, no mass, doesn’t occupy space o In thermodynamics, viewed as heat • Wave properties of EMR o Amplitude A o Wavelength Lambda o Frequency v = c/lambda o Speed c • Electromagnetic Spectrum o Radio Cosmic Rays – Energy and Frequency increase o Shorter wavelength higher frequency and energy o Memorize order • Diffraction and Interference o Wave properties of EMR are observed in diffraction experiments – Young, England,  1801 • Particle Properties of EMR o Theory of Incandescence showed that light is emitted by thermally vibrating atoms not  continuously but in portions o Smallest portion of EMR is a quantum o E= hv, h=6.626x10^­34 J*s • Photoelectric Effect o Einstein explained photoelectric effect assuming that EMR is not only generated in  packets, but also travels in packets o Energy brought in by photon = Kinetic energy of photon = energy needed to remove  electron (work function) o Work function is specific for each metal o Energy brought by a photon E=hv is spent to liberate an electron from a piece of metal  and to accelerate the electron to velocity v o Energy Balance: hv=.5mv^2 + phi (phi is energy of metal) • Atomic Spectrum of Hydrogen o Incandescent lamp produces continuous spectrum o Electric discharge in hydrogen atom gas (6000 K) produces line spectrum (only certain  wavelengths) • Energy Levels in Atom o Line spectrum of hot hydrogen atom gas suggests that there are discrete possible  energy states of the atoms o Energy from electric current is transferred to the H atoms and bring them into higher  energy, excited states. Relaxation of an atom to a lower energy level brings about a  quantum of light o Hv = Eupper – Elower • Electron States in Hydrogen Atom o Bohr explained the line spectrum of hydrogen by proposing that only certain orbits for  the electron are possible with certain energies o E = (­hcRh)/(1/n^2) o hcRh = 2.18x10^­18 J o n = orbit number • Energy Levels in Hydrogen Atom o Wavelengths of the hydrogen atomic spectrum all satisfy the Rydberg equation o 1/lambda = Rh ((1/n1^2) – (1/n2^2)) o n2>n1 so that 1/lambda >0 o Rh = 1.097 x 10^7 m^­1 • Emission and Absorption of Light by Hydrogen Atom o If energy and n decrease, light is emitted o If energy and n increase, light is absorbed • Ionization of Hydrogen Atom o If a hydrogen atom in the ground state absorbs enough energy to move the electron  infinitely far away from the nucleus, then the H atom is ionized H­> H+ + e­ Week 7 Notes 07/09/2011 12:27:00 ← Lecture 16: Quantum Mechanics, Electronic Structure of Hydrogen Atom • Wave Particle Duality of Matter o Electromagnetic radiation can behave as either a stream of particles or a stream of  waves o 1925: deBroglie proposed that any moving object behaves as a wave: Lambda = h/mv • The Uncertainty Principle o Wave­like properties are only important for extremely light objects like electrons o For such objects it is impossible to precisely determine speed and position at the same  time – Heisenberg 1927 o Delta x m delta v >= h/4pi o Delta x = minimum uncertainty in position o Delta v = minimum uncertainty in velocity • Quantum Mechanics o Erwin Schroedinger 1926 developed a mathematical treatment to describe the motion  of very small particles as waves o Motion of an electron in atom in quantum mechanics is described by a wave function  psi o The square of the wave function psi squared gives a probability of finding the electron  in a given place • String Model o Vibrating string is a good model of the wave function o Node is a still point on the vibrating string o The more nodes involved in a vibration mode, the higher the energy of the vibration o Wave function here is simply sin x • Orbitals and Quantum Numbers o Solving the Schrodinger equation gives different, mathematically complex wave  functions (called orbitals) which describe the allowed modes of motion of electrons in  an atom o An orbital can be represented by a 3D plot of electronic density o Simplest orbital, called 1s, may be represented by a spherical blob of electronic  density with the atomic nucleus in the middle o Orbitals are described by so called quantum numbers n, l, and m1 • Principal Quantum Number, n o The value of n defines the energy of an orbital and the average distance of an electron  from the nucleus o The values of n are integers >= 1 (n =1,2,3,4…) o As n increases, the orbital becomes larger, and the electron spends more time farther  away from the nucleus o An increase in n also means that the electron has a higher (less negative) energy o E = ­hcRh (1/n^2) • Azimuthal Quantum Number, l o Also known as angular momentum quantum number o This quantum number defines the shape of the orbital o Allowed values of l are integers ranging from 0 to n­1 o Letter designations are often used to communicate different values of l o 0 s, 1 p, 2 d, 3 f • Magnetic Quantum Number, m1 o Describes the three­d
More Less

Related notes for CHEM-0001

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