Lecture Notes Chp. 1,2,3, 9, 10 - Gen Chem.docx

17 Pages
42 Views
Unlock Document

Department
Chemistry
Course
CAS CH 131
Professor
Mark Grinstaff
Semester
Fall

Description
Lecture 1 Chemistry is the study of composition, properties, and changes in matter. Chemical elements are basic building blocks Comes in multiple forms: ­ Solids: have a definite volume and shape,  ­ has a density (amount of matter per volume) Density=.5­20 g/mL ­ H20ice)= .917 g/mL ­ Liquids­ Definite volume, but takes shape of its container o H20(water) = 1.0 g/mL ­ Gases­ takes the volume and shape of container o Have much less densities o – Standard conditions= 1 atm & 0 degreesC o Standard Temp/Pressure 8.03x10­4 g/mL Physical Property ­Characteristic that we measure w/o changing the identity of the substance. (color,  hardness, tensile strength, vapor pressure, conductivity­ things we can measure that don’t  change the composition) Phase Changes­ Melting point (mp) – solid to liquid Boiling point (bp) – liquid to gas If in equilibrium­ go from liquid to gas through vaporization and/or from gas to liquid  though condensation           Bp (degree C)                      MP(degree C) H20  100 0 N2 ALWAYS BALANCE!!! WILL NOT DO IT FOR US! Chemical Reaction­ Combustion CH4(g) + 02(g) ­ ▯C02(g) + H20(g) Reactants^         products^ Reactions of elements are a reorganization of atoms/elements ­ atoms do not change Every molecule of CH4 reacts with 2 molecules of 02 Matter­ Heterogeneous mixtures – materials with variations in properties Mixture­ you can separate it into individual/original pieces (ex. Wood, steel, noodle soup,  milk,  marshmallows, shaving cream) Homogeneous – uniform, properties do not vary throughout the sample (EX. Air, wine,  soft drinks) Substance – pure form of matter Compound – composed of two or more elements (ex. H20, NaCl) Element­ a substance composed of only one kind of atom Atoms of an element are identical  Atoms of different elements are different in some fundamental way Conservation of Matter and Energy: The total amount of matter involved in a chemical reaction is conserved, remains constant No creation or destruction, everything conserved, ALL ABOUT REARRANGEMENT The total amount of energy involved in a chemical reaction is conserved , can be  converted  (thermal, mechanical, electrical) Law of Definite Proportions ­ proportions (by mass) of an element are fixed ­ independent of the origin/preparation route ­ NaCl 60.66% cl by mass Fe (0.90 (1.0) Not Fe0 A chemical formula – a composition – have a molecule where atoms are strongly bound  to each other (water, oxygen)          /0\     / and \ = 2electrons H                H     /S\             H20 bonds stronger that H2S H        H Law of combining volumes­ 3 volumes of hydrogen + 1 volume of Nitrogen   ▯2 volumes of ammonia 3 particles of hydrogen + 1 particle of Nitrogen   ▯2 particles of ammonia 3H2 + N2  ▯2NH3 WHOLE NUMBERS ARE IMPORTANT…NO FRACTIONS Scientific Method­  Collect data: qualitative and quantitative ­ can analyze it  ­ come up with model and/or hypothesis ­ design experiments ­ propose a theory Electrical nature of matter: objects can acquire a net to overall charge Balloon (3+ and 3­) rubbing on cloth (3+ and 3­) = balloon has more negative charge (3+  and 7­) and cloth has more positive (5+ and 3­)  = POLARIZATION – ASSYMETRIC Induce a shift in charge distribution Daltons atomic model­  ­ atoms are smallest part of element ­ substance composed of only one atom ­ atoms of one element are unique and different from atoms of other elements ­ featureless, indestructible, sphere ­ atoms are composed of subatomic particles Electrons e­    ­1     9.11 x 10(­28) g Protons    p    +1   1.67 x 10(­24) g Neutrons  N   0     1.67 x 10(­24) g Elements are pure substances – unique sets of e­, p, and n Core e­: strongly attracted Valence e­: weakly attracted Lecture 2 Cathode­ gain of electrons Anode­ loss of electron’s Have a vacuum tube and put cathode on left side and anode on right, then coat vacuum  with phosphorous compound, light will come out (called cathode ray). Next, magnet  placed on bottom of vacuum. Shifted where electrons went. Realized electrons were  negative particles. Alpha particles achievements  He2+ Thin film of gold, 600 nm thick, shoot alpha particles through the film. Sometimes shot a  particle through and would get a ricochet. When core of atom hits gold film causes it to  ricochet. Tell something the charge due to the volume of core.  23  ­­­ mass # = p+n =11+22=23     Na 11  ­­­ atomic number= z = # of protons         = # of electrons (since neutral) Core electrons – maximum of ten in first ring, the rest are considered valence Radioactivity – ones on far right are most stable while others can be active Isotopes­ same # of protons and electrons ­ Different number of neutrons 24    p= 11      Na e= 11 11 n= 13 40 p=20      Ca e=20    (18 core and 2 valence) 20 n=20 Mole and Avogadro’s number ­molecule (H20, CO2) ­different mass for different compounds ­ A+B=C Avogadro ­ number of atoms in 12 grams of carbon 12 ­ Na = 6.02 x 10^23 Mole ­ created as a standard unit ­ measures the amount of (something; could be atoms or particles etc.) that  makes up a substance ­ One mole of particles of a substance is the same # of particles, regardless of  the nature of the particle ­ One mole of C­12 = 6.02x 10^23 atoms Molar Mass ­ mass of one mole of the element in grams ­ Mass of H=1.0079 g ­ One molar mass of H= 1.0079 g/mole ­ If you have 8 grams (8 moles) of He: 1 mole = 4.003 grams = 2 moles of He  = 2 atoms Organic Compounds ­ things that have carbon in them Inorganic Compound ­ everything else (doesn’t have carbon in it) Molecules – nothing more than a collection of atoms ­ strongly attracted to eachother ­ act as an entity (methane doesn’t act like carbon or hydrogen, on methane) Ion – if there is a charge on an ion  ­ positive charge is a cation (ex. NaCl) ­ negative charge is an anion (ex. Molecular formula – number of atoms of each element in one molecule ­ Glucose = sugar = C6 H12 06 Empirical Formula –simplest representation that gives you the ratios of the formula  ­ Glucose = C H2 0 Chemical Reactions ­ 2Al +3Ba0 = Al2 03 + 3Ba ­ Stoichiometry relationship ­ Zn(s) + Hcl(s) = ZnCl(s) + Hc(g) ­ 3PCl5 + 5AsF3 = 3PF5 + 5AsCl3 ­ 2NaCl + SO2 + H20 + (1/2)O2 = Na2S04 + 2Hcl (DON’T LIKE  FRACTIONS) Combustion Reactions ­ 2C4H10 + 13O2 = 8C02 + 10H20 ­ MW = 58 g/mole ­ How many grams of C02 are formed when 10 grams of butane are burned ­ 10g of C4H10  (1 mole/58 grams) (8 mole C02/2 Mole C4H10)  ­ 702 + 4NH3= 6H20 + 4N02 ­ ~ 40g ~10g   limiting reagent? ­ 40g 02 (1 mole 02/ 32g) (4 mole N02/7 mole 02) = .714 moles N02 ­ 10G NH3 (1 mole NH3/17g) (4 mole/4 mole) = .588 moles ­ .588 moles N02 x 46.01/ 1 mole = 27 g (given 100% yeid) ­  MOST REACTIONS ARENT 100%, HAPPY WITH 90%,   SOMETIMES LOWER ALL COMBUSTION REACTIONS GIVE OFF CO2 AND H20 Aqueous Solutions ­ electrolytes­ dissolved ion (ions) ­ NaCl  in water = Na+ Cl­ (separated by water molecules) – Strong  electrolyte ­ Almost all inorganic salts are strong electrolytes ­ Weak electrolytes include CH3 C00H (Vinegar) (when in water)= CH3  COO­ H+ Acids – things that donate a proton (H+) Base – gain a H+ Calculate the mass of Na+(Cl04)­ needed to prepare 100 mL of a .05 M (Molarity ­ moles  per liter) NaCl04 solution .05 Moles  x .1 L = .005 Moles     1 L .005 moles x 122.04 g/mole = .610g on 610 mg Empirical Formula – smallest ratio of elements in the chemical formula (simplifies it  down)   Lecture 3 Alkalide Alkaline Transition Metals Non­Metals(ex: ceramics) ­ behave the same poor conductors, high strength ­grouped based on properties and functions Na: 1 valence and 10 core electrons Column number: valence Atomic number – valence electrons (column number)= # of core electrons NaCl – ionic compound and bond (electrostatic attraction) ­ one o+ more electrons a­e transferred ­  Na (1 valence)Cl(7 valence) ­               ▯ ives electron to fill valence shell H 2 covalent bond; electrons not taken from one to another are shared Coulombs Law Force F(r= distance between two particles)= q *q ­­­­­­charges 1 2   2    2      4p˛0     ­­­­­­­­(distance)                                  ^­­permativity of vacuum Potential Energy – V V(r)= q *q 1 2           4p0 r     larger the r the lower the potential energy slope = ­dv/dr= F ­ H: 1 p + 1 e Total e = KE + PE = 1/2mv + q *q 1 2 2        4p0 r     exponent: strength that holds the electrons together ­  ­ to remove e ; 13.6 eV Ionization Energy 1  Ionization Energy Amount of energy, minimum, needed to remove an electron from a neutral atom in the  gas phase and forms a positively charged ion X (g) (g)2++e Always positive!  Cation = e ­ + Anion= e 1  Ionization Energy increases as you go left to right and top to bottom ­ larger atom, z number increases, e further from nucleus, outer electrons  shielding neutrons and protons in core, easier to remove Second Ionization Energy st — Larger than 1  ionization energy as more cations and e + (2+) _ X X(g) (g)+e +1 ­     Be▯Be  + 1e 9.33 eV    2 core valence Be  ▯Be +2 + 1e  18.21 eV Be B+▯ e +3 + 1e   153.89 F▯F +1  17.42        | F  ▯F +2  34.97 | +2 +3 F  ▯F 62.71 | F F3▯ +4 84.14 | own group F   ▯F +5 114.24 | +5 +6 F  ▯F 157.16 | F  ▯F +7 185.18 | +7 +8 F +8▯ +9 953.85 | ­  different than the rest F F ▯ 1103.08 | ­ Shells Energy Levels ­ Core e Valence e ­ Valence shell becomes filled; stable state/configuration (noble gases) Ionization Energy shells: are different levels of energy for e  shells/orbitals Within energy levels, orbitals have shape ­ angular quantum number = i (lambda) ­ L= 0   1    2    3     4    ­       S    p    d    f     g the orientation of the orbital in space ­ magnetic quantum number mi ­ mi = (2l +1)  ­ e in an orbital have spin spin quantum number = Ms + ½ and – ½  each orbital can have 1 or 2 electrons n     l    ml       ms 1 0 0 ½ , ­ ½  2 0,1 ­1, 0,1 ½ ,  ­ ½   3 0,1,2 ­2,­1,0,1,2        ½ , ­ ½  Electron Configuration= like a zip code Carbon – C: 2 core electrons, 4 valence electrons 2 2 2 C= 1s 2s 2p P= 1s 2s 2p 3s 3p2 3 S orbital= 0  P orbital= ¥  D orbital = 8 Electron Affinity X  + e  ▯x ­ (G) (g) The ease with which an atom accepts an electron The tendency to accept an electron The more positive the number the more stable the anion is When energy is released – external reaction X X▯  + e ­ Change in E>0 ­ More stable anion is, the higher chance it has of accepting an e Electronegativity Ability of an atom to attract it toward itself an e ­ Characterizes the relative unwillingness of an atom to share electrons ­relative concept ­differences between atoms ionic or covalent ­ electrons in with lower electronegativity tend to shift towards atoms with  high electronegativity Ionization energy ­energy needed to remove an electron  Electron Affinity E required to detach the e ­ Energy levels – principal quantum number 1,2,3,4… “shells” = orbitals – space electron present shape – angular quantum number l=0 to (n­1) Orientation of Orbital : magnetic Ml quantum number ­  Electron spin – 2s 2  ½3, ­ ½ 2 e in an orbital Nitrogen = 1s 2s 2p Electronegativity Ability of an atom to attract towards itself an electron Relative concept Top to bottom EN increases and left to right H 2 H—H  ▯COVALENT BOND= EQUAL SHARING F 2  F—F   ▯COVALENT BOND = EQUAL SHARING ­ HF   H—F   ▯POLAR COVALENT
More Less

Related notes for CAS CH 131

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