Study Guides (247,941)
United States (123,244)
Chemistry (134)
CAS CH 131 (24)
All (1)

General Chemistry for the Engineering Sciences [COMPLETE NOTES]--4.0ed this course

16 Pages
Unlock Document

CAS CH 131
All Professors

Chem Notes Chapter 11: Solutions – homogenous systems that contain two or more substances Solutions are not only solids in liquids but can also be solids in solids  Ex: gold in silver Solvent – major component of the solution Regarded as the carrier for the solute, which can participate in chemical reactions  in the solution or leave the solution through precipitation or evaporation Solute – minor component of the solution Composition – amount of solute in the solution Formed by mixing two or more pure substances whose molecules interact directly  in the mixed state Chemical reactions are usually carried out in solution and their description requires  extensions of the rules of stoichiometry Like pure substances, solutions can be in phase equilibrium with gases, solids, and liquids Show interesting effects that depend on the molecular weight of the solute Mass percentage: percentage by mass of a given substance Most commonly represented form is by mole fraction Mole fraction – number of moles of that substance divided by the total number of moles  present When containing n moles of species 1 and n moles of species 2 mole fractions  are: X1= N1/N1+N2 X2= N2/N1+N2 = 1­X1 MOLE FRACTION MUST TOTAL 1! Terms involving species 1 are assigned to the solvents while terms involving species 2  are assigned to the solutes Concentration – number of moles per unit volume Use molarity­ moles solute/ liters of solution =mol L^­1 = M (molar) If a solution is heated or cooled, molarity changes as the volume of the substance  changes when heated or cooled Molality – ratio of two masses and does not depend on temperature = number of moles of solute per kg of solvent ­ moles solute/kg solvent = mol kg^­1 Concentration – moles of solute/final solution volume = (molarity*initial solution  volume)/final solution volume = MVi/Vf In the formation of a solution the attractions among the particles in the original phases  (solvent to solvent) and (solute to solute) attractions are broken up and replaced by  solvent to solute attractions A solution has its components present in variable proportions and cannot be represented  by a chemical formula Equations for simple dissolution reactions do not include the solvent as a  reactant They indicate the original state of the solute in parentheses on the left side of the equation  and identify the solvent in parentheses on the right side Solute and solvent can be any combination of solid, liquid, gas – liquid water is  indisputably the best known and most important solvent Molecular substances that have polar molecules are readily dissolved by water Examples are the sugars (have formula C (H m)  2 n Despite their general formula, the sugars do not contain water molecules but  they do include polar OH groups bonded to carbon atoms, which provide sites for  hydrogen bonding interactions with water molecules ­ replace the solute – solute interactions and the individual aquated sugar  molecules move off into the solution ­ many other molecular substances follow the same pattern provided they are  sufficiently polar ­ non polar substances such as carbon tetrachloride, octane, and the common  oils and waxes – don’t dissolve significantly in water Solubility – the maximum mass that can be dissolved in 1 L at 25C The dissolution of ionic species occurs through the ion­dipole forces Each positive ion in solution is surrounded by water molecules oriented with the  negative end of their dipole moments toward the positive ion When a halide (such as KCl) is dissolved, the anion forms a hydrogen bond with one of  the H atoms in a water molecule that places the atoms 0—H—Cl  nearly in a straight line Each ion dissolved in water and its surrounding solvation shell of water molecules  constitute an entity held together by ion dipole forces or by hydrogen bonds These solvated ions can move as intact entities when an electric field is applied Since the resulting solution is a conductor of electricity, ionic species such as  K SO  are called ELECTROLYTES 2 4 Ions of both charges must be present to maintain overall charge neutrality Precipitation reaction – ionic exchange where two anions exchange places Spectator ions – ensure charge neutrality but do not take part directly in the chemical  reaction Omitting these spectator ions from the balanced chemical equation results in the net ionic  equation Net ionic equation – includes only the ions and molecules that actually take part in the  reaction In dissolution and precipitation reactions, ions retain identities and in particular, oxidation  states do not change Ions simply exchange the positions they had in a solid surrounded by other ions for new  positions in solution surrounded by solvent molecules Undergo the reverse process in precipitation Acid – substance that when dissolved in water, increases the number of hydronium ions  over the number present in pure water Base – a substance that when dissolved increases the number of hydroxide ions over the  number present in pure water When an acidic solution is mixed with a basic solution, a neutralization reaction  occurs In most acid base reactions, there is no sharp color change at the end point Ex: A volume of 50 mL is measured out and titrated with a solution of 1.306 M NaOH.  31.66mL of that titrant is required to reach the dye end point. Calculate the concentration  of the acid. Mol/L Number of moles = V of NaOH * Concentration  (.03166 * 1.306M= 4.135 x 10^­2 mol  NaOH Since 1 mol reacts with 1 mol of OH­ the number of moles originally present must also  have been 4.135 x 10^­2 mol. Concentration would then be:  4.135 x 10^­2/.05L =.827 M Oxidation­reduction (redox) reactions – electrons are transferred between reacting  species as they combine to form products Exchange is described as a change in the oxidation number of the reactants Oxidation number of the species giving up electrons increases whereas that or the  species accepting the electrons decreases A prototype redox reaction is that of magnesium with oxygen, when completed,  result is magnesium oxide 2Mg(s) + O2(g)  ▯2MgO(s) Magnesium is oxidized as it gives up electrons as its oxidation number increases from 0  (in elemental Mg to +2 in Mg)  Oxygen which accepts the electrons is said to be reduced as its oxidation number  decreases from 0 to ­2 Transfer of electrons: 2Mg      +   O2   ▯  2MgO  (2 x 2e­)            2+   2­ |  |      /\                \/    |   | ARROWS POINT AWAY FROM THE SPECIES GIVING UP ELECTRONS AND  TOWARDS THE SPECIES ACCEPTING ELECTRONS Oxidation – describes the process in which the oxidation number of a species increases  even if oxygen is not involved in the reaction Calcium Chloride Ca(s) + Cl2(g)  ▯CaCl2 (2e­)       (2*1e­)   +2   ­1(2) |   |         |   |   \/          \/ Oxidation reactions are among the most common in chemistry – seen in combustion of  coal, natural gas, and gasoline for heat and power Phase Equilibrium: Nonvolatile Solutes Solution made by dissolving a nonvolatile solute in a solvent Nonvolatile – vapor pressure of the solute above the solution is negligible  Ex: solution of sucrose in water in which the vapor pressure of sucrose above the  solution is 0 The solvent vapor pressure is not zero and changes with the composition of the solution  at a fixed temperature **If the mole fraction of solvent (X1) is 1, then the vapor pressure is P1(standard), the  vapor pressure of the pure solvent at the temperature of the experiment** When X1 approaches 0 (giving pure solute) the vapor pressure P1 of the solution must  also go to 0 because solvent is no longer present. As the mole fraction X1 changes from 1 to 0, P1 drops from P1(standard) to 0 For solutions that conform to the straight line relationship between mole fraction and  pressure follows the equation P1=X1P1(standard) – Raoults law Such solutions are known as Ideal solutions and other solutions that deviate from this  equation are known as nonideal solutions They may show positive deviations (with vapor pressure higher than those  predicted by Raoults Law) or negative deviations (with lower vapor pressures) On a molecular level, negative deviations arise when the solute attracts solvent  molecules which reduces their tendency to escape in the vapor phase Positive deviations arise in the opposite case when solvent and solute molecules  are not strongly attracted to each other. Even nonideal solutions with nondissociating  solutes approach Raoults law as X1 approaches 1, just as all real gases obey the ideal gas  law at low densities Raoults law forms the basis for four properties of dilute solutions, called colligative  properties – depend on the collective effect of the number of dissolved particles rather  than on the nature of the particular particles involved 1. Lowering of the vapor pressure of a solution relative to pure solvent 2. elevation of the boiling point of  solution relative to the pure solvent 3. depression of the freezing point of a solution relative to the pure solvent 4. phenomenon of osmotic pressure Vapor pressure lowering X1= 1 – X2 Difference in vapor pressure of the pure solvent and the solution is proportional to the  mole fraction of the solute Negative sign implies vapor pressure lowering – vapor pressure is always less above  a dilute solution than it is above the pure solvent Boiling point elevation ΔT = Km(molality = moles solute/mass solvent) Freezing Point depression ΔT=­Km(molality = moles solute/mass solvent) Osmotic Pressure OP=pgh P= density G= gravity (9.807) H= height (in meters) Osmotic Pressure and Concentration OP= cRT C= Concentration R= gas constant (.08206) T= absolute temperature (in Kelvin) OP(V)=nRT V= volume N= number of moles R= gas constant (.08026) T= temperature in K Chapter 12: Systems­ part of the universe of immediate interest in a particular experiment or study Closed system – boundaries prevent the flow of matter into or out of it  (impermeable) Ex: heating and cooling a metal object, has diathermal and nonrigid walls Open system – boundaries permit flow of matter into or out of it Isolated System – exchanges neither matter nor energy with the rest of the universe Rigid walls – prevent the system from gaining energy by mechanical process such as  compression and deformation Non rigid walls – prevent mechanical energy transfer Adiabatic walls – prevent the system from gaining or losing thermal energy  Diathermal walls – permit thermal energy transfer Most chemical reactions are modeled as open system (matter is exchanged) with  diathermal (thermal energy is transferred) and non rigid walls(density of the matter  may change during the reaction System ­ part of the universe that is left to exchange energy with the rest of the system­  provide the external forces that cause changes in the properties of the system during a  process Two types of properties – extensive and intensive Extensive property – can be written as the sum of the corresponding property in the two  subsystems Ex: volume, mass, and energy Intensive property – same as the corresponding property of each of the subsystems Ex: temperature, pressure (if the temperature of a system is 298K and you break it  in half, the two halves will both have a temperature of 298K) Thermodynamic state – a macroscopic condition of a system in which the properties of  the system are held at selected fixed values independent of time Equilibrium – after the system has been prepared by establishing a set of constraints in  the surroundings, after all disturbances caused by the preparation cease and none of its  properties change with time, the system is said to be in equilibrium Thermodynamic process – changes the thermodynamic state of a system ­ may be physical such as changing the pressure of a gaseous system or boiling  a liquid ­ may be chemical such as it involves a chemical reaction such as the  decomposition of solid CaCO3 at 900K and 1 atm to give solid CaO and  gaseous CO2 at the same temperature and pressure ­ BECAUSE A PROCESS CHANGES THE STATE OF EQUILIBRIUM,  PROCESS MUST START WITH THE SYSTEM IN A PARTICULAR  EQUILIBRIUM STATE AND MUST ALSO END WITH THE SYSTEM  IN A PARTICULAR EQUILIBRIUM STATE Irreversible state – cannot be represented as a path on a thermodynamic surface because  the intermediate stages are not thermodynamic equilibrium states and thus do not  correspond to points on the equation of state surface Ex: gas confined by a piston in which the piston is then pulled out to increase the  volume to V2 and chaotic gas currents arise as the molecules begin to move in to the  larger volume. Intermediate stages are not thermodynamic states as such properties as  density and temperature are changed rapidly in time. Eventually the currents cease and  the system approach a new equilibrium thermodynamic state. Conditions between cannot  be described by only a few macroscopic variables and is no thermodynamic then Reversible state – proceeds through a continuous series of thermodynamic states, and  thus can be shown as a path on the equation of state surface Ex: if a gas is expanded slowly by slowly pulling out a piston, only a tiny change  in the force exerted from the outside is required to change the direction of motion of the  piston and begins to compress the gas. Since the final equilibrium state would only be  reached after a finite time, such a process could never occur in a finite number of times State functions – certain properties of a system that are uniquely determined by the  thermodynamic state of the system Δ means change – usually used in terms of changes in state functions in a thermodynamic  process ΔV= Vfinal – Vinitial   change in volume between initial and final   ΔU= Ufinal – Uinitial   change in internal energy between initial and final states Since U, V, T are state functions, Δu, Δv, and Δt depend only on the initial and final states Work First law of thermodynamics relates the energy change in a thermodynamic process to the  amount of work done on the system and the amount of heat transferred to the system Work – the product of the external force on a body times the distance through which the  force acts If a body moves in a straight line from point Ri to Rf with a constant force F, the work  done on the body is W= F(Rf­Ri) Since F=MA, we can rewrite Work function as W=MA(Rf­Ri) When acceleration is constant, it is equal to the change in velocity (Vf­Vi)/t W=MgΔh This is the change in potential energy of the object showing once again that the  mechanical work done in moving a body is equal to the change in energy of the body Pressure­volume work – results when a system is compressed or expanded under the  influence of an outside pressure Ex: Imagine that a gas has pressure Pi and is confined in a cylinder by a  frictionless piston of cross sectional area A and negligible mass. The force exerted on the  inside face of the piston by the is F=PA because pressure is defined as force divided by  area If there is a gas on the outer side of the piston with pressure Pext then if Pext=Pi  then the piston will experience no net force If Pext is increased the gas will be compressed and if it is decreased the gas will  expand W=­PextAΔH The product ΔH is the volume change of the system, ΔV, so the work is: W= ­PextΔV For an expansion, ΔV>0 causing w<0 and the system does work (pushes back on the  surroundings) For a compression, (by making Pext>Pi) work is done on the system and pushed back on  the surroundings but ΔV<0 causing w>0 If NO VOLUME CHANGE, ΔV=0, and no pressure volume work is done Internal Energy Potential energy between molecules includes the lattice energy of solids and the attractive  and repulsive interactions between molecules in gases and liquids. Kinetic energy appears in the translation and the internal motions of individual molecules  Gas molecules are in a constant state of motion even when no overall gas flow is taking  place in the container; the same is true of molecules in liquids and solids Heat Heating gas causes it to expand which enables it to move things and do work on the  surroundings Heat – a mean of increasing the internal energy of a system without mechanical  interaction Thermal energy (heat) – the amount of energy transferred between two objects initially at  different temperatures Ex: when a hot body is brought into contact with a colder body the two  temperatures change until they become equal Calorimetry – how to measure the amount of energy transferred as heat Use an ice calorimeter  Specific heat capacity – the amount of heat required to increase the temperature of a 1g  mass by 1 degree C If twice as much heat is transferred than the resulting temperature will change  twice as much Q= McΔT Q is the heat transferred to a body of mass M with specific heat capacity C to cause a  temperature change of ΔT  Since heat, like work, is energy in the process of being transferred, the appropriate unit  for it is joules One calorie was defined as the amount of heat required to increase the temperature of 1 g  of water from 14.5c to 15.5c  1 calorie = 4.184 joules If the energy change is caused by mechanical contact of the system with its  surroundings work is done while if it is caused by thermal contact heat is  transferred In many cases, both heat and energy cross the boundary of a system and the change in  internal energy ΔU is the sum of the two combinations ΔU= q +w In any process, the heat added to the system is removed from the surroundings meaning:  Qsystem= ­ Qsurrounding The same thing occurs for work: Wsystem= ­ Wsurrounding By invoking the first law: ΔUsystem = ­ ΔUsurrounding Heat Capacity: Heat capacity C is defined as he amount of energy that must be added to the system to  increase its temperature by 1K Q=C ΔT Two different heat capacity functions: Cp and Cv Cp = the heat capacity at constant pressure Cv = the heat capacity at
More Less

Related notes for CAS CH 131

Log In


Join OneClass

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

Sign up

Join to view


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.