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University of Ottawa
Darrin Richeson

Chapter 1 09/08/2013 ♦ 1.4 ♦ conversion factor­ ratio that is used to express a quantity in different units, even though the number and  the unit change the size of the quantity doesn’t ♦ beginning unit X (final unit/beginning unit)=final unit ♦ 1.5 ♦ 1cm^3=1ml ♦ Density=(mass/volume) ♦ T(in K)=T(˚C)+273.15 ♦ T(in ˚C)=T(in K)­2273.15 ♦ 1.6 ♦ sigfig 1. Make sure that the measurement has a decimal point ♦ ♦ 2.start at the left and move right until you reach the first non­zero digit ♦ 3. Count this digit and every digit to its right as significant ♦ if there are zeros before and after a decimal point they are significant ♦ if there is no decimal point, the zeros are not significant ♦ 5300L has 2 ♦ 5.300 X10^3 has 4 ♦ 5.30 X10^3 has 3 ♦ 5.3 X10^3 has 2 ♦ multiplication and division: same number of sigfig as the least nimber if sigfig figures ♦ addition and subtraction: same number of decimal places as the measurement with the fewest decimal  places ♦ logarithms: same number of sigfig after the decimal place as there are in the number who’s logarithm  was takes ♦ eg. pH=1lobg[H+]=­log(0.0105)=1.979 ♦ eg. [H+]=10^­pH=10^­2.42=3.8 X 10^­3 mol/l ♦ Rounding: the least certain measurement sets the limit on the certainty of the final answer ♦ >5 preceding number goes up 1 ♦ <5  preceding number remains the same ♦ =5 preceding number increases by 1 if its odd and remains the same if its even Chapter 2 09/08/2013 2.2 Chapter 2 09/08/2013 ♦ law of mass conservation: total mass od substances does not change during a chemical reaction ♦ matter cannot be created or destroyed ♦ law of definite composition: no matter what its source, a particular compound is composed of the same  elements in the same parts by mass ♦ mass of element= mass of compound X (part by mass of element/one part by mass of compound) ♦ mass of element in sample= mass of compound in sample X (mass of element in compound/mass of  compound) ♦ law of multiple proportions: if elements a and b react to form two compounds, the different masses of b  that combine with a fixed mass of a can be expressed as a ration of small whole numbers ♦ 2.5 ♦ atom ♦ proton 1+ ♦ Neutron 0 ♦ Electron 1­ Atomic number(Z): the number of protons in the nucleus in an atom of the element ♦ ♦ Mass number (A): total number of protons and neutrons in the nucleus ♦ Number of neutrons=mass number­atomic number ♦ N=A­Z ♦ Isotopes ♦ Different mass numbers, different number of neutrons ♦ Unified atomic mass (u) is 1/12 the mass of carbon ♦ Covalent bonds (2 non metals) ♦ 2.8 Chapter 2 09/08/2013 ♦ binary ionic compounds ♦ 1)for all ionic compounds the name and formula give the positive ion first and the negative ion second ♦ 2)for all binary ionic compounds the name of the cation is the name of the metal and the name of the  anion has the suffix –ide added to the root of the name of the non­mental  ♦ charges on elements ♦ lover charge (­ous) ♦ higher charge (­ic) ♦ polyatomic ion: stays together as a charged unit ♦ Oxoanions: nonmetal is bonded t one or more oxygen atoms ♦ Families with 2 oxoanions  ♦ 1)the ion with more O atoms takes the nonmetal root and the suffix –ate ♦ 2)the ion with fewer O atoms takes the nonmetal root and the suffix –ite ♦ Families with 4 oxoanions ♦ 1)the ion with the most ) atoms has the prefix per­, the nonmetal root and the suffix –ate 2)the ion with one fewer O atoms has just the root and the suffix –ate ♦ ♦ 3)the ion with two fewer O atoms has just the root and the suffix –ite ♦ 4)the ion with the least O atoms has the prefix hypo­, the root, and the suffix –ite ♦ Hydrated ionic compounds ♦ Hydrates have a specific number of water molecules in each formula unit with a centered dot in the  formula ♦ Eg. MgSO4•7H2O  Magnesium sulfate heptahydrate ♦ Binary covalent compounds ♦ Two non metals ♦ The element in the lower group number in the table comes first in the name, the element in the higher  group comes second with its root and suffix –ide,  If both elements are in the same group the element with the higher period is named first ♦ ♦ Masses from chemical formula ♦ Mass of formula unit=sum of atomic masses ♦ Chapter 3 09/08/2013 ♦ A mole Chapter 3 09/08/2013 ♦ To count chemical entities using their mass ♦ Avogadro’s number: 6.02214129 x10^23 ♦ The atomic mass of one atom has the same average mass in 1 mole Monoatomic elements: elements that are diatomic which are 2 atoms at their elemental state ♦ ♦ Molecular elements: number of atoms times the atomic mass ♦ Relative atomic mass=(atomic mass (u))/1/12 the mass of C12 (u) ♦ 1) mass such as grams ♦ 2)amount in mol ♦ 3)entities in atoms or molecules ♦ mass % of element= (atoms of X in formula times the atomic mass/ molecular mass)*100 ♦ mass % of element X=( moles of x in formula times the molar mass/ mass in grams of 1 mol of  compound)*100 ♦ mass of element=mass of compound times (mass of element in 1 mol of compound/mass of 1 mol of  compound) empirical formula: lowest whole number ratio of moles ♦ ♦ molecular formula: actual number of atoms that is a multiple of the empirical formula ♦ Structural formula: relative placement of connections between atoms in a molecule ♦ Empirical formula: 1. Determine the mass of g in each element, 2.convert mass in g to mol, 3.divide the  moles by the lowest number ♦ Molecular formula: 1. Assume 100g of compound to express each element in grams, 2.convert each  mass to mols, 3.derrive the empirical formula, 4.divide the molar mass of the compound by the  empirical mass to find the whole number multiple, 5. Multiply each subscript in the empirical formula by  the whole multiple ♦ Combustion analysis: measure the products of carbon and hydrogen ♦ Mass after – mass before= Determine the mass of the element based on the mass of the compound times the mass of element in  ♦ one mole divided by the mass of 1 mol compound Chapter 3 09/08/2013 ♦ Mass of compound minus the other compounds formed and leave one compound to determine ♦ Isomers ♦ Same molecular formula  but different properties Constitutional and structural isomers occur when the atoms link together in different arrangements ♦ ♦ The molar change corresponds to the molecular change ♦ Chemical equation: a statement that uses formulae to express the identities and quantities of  substances in a chemical or physical change ♦ Balancing an equation ♦ 1) translating the statement: only the reactants and products ♦ 2)balancing coefficients (stoichiometric) ♦ 3)adjust coefficient ♦ 4) check ♦ 5)specific states of matter ♦ chemical formula cannot be altered other reactants or products cant be added ♦ ♦ quantities of reactant and products ♦ stoichiometrically equivalent molar ratios ♦ 1)write the balanced equation ♦ 2)convert known mass of one substance to mol ♦ 3)use molar ratio to calculate the unknown moles ♦ convert the unknown moles to either entities or mass ♦ overall net equation: Chapter 3 09/08/2013 ♦ 1) write the sequence of balanced equations ♦ 2)adjust equations arithmetically to cancel out common substances ♦ 3)add the adjusted equations together to obtain the overall balanced equation limiting reactant ♦ ♦ use molar ratios in the balanced equation to perform a series of calculations to see which reactant  forms less product ♦ initial quantities of reactants and products before the reaction ♦ change in quantities of reactants and products during the reaction ♦ final quantities of reactants and products remaining after the reaction ♦ 1)find the amount of mols od each reactant that is needed to react with the other reactant ♦ 2) compare this needed amount with the given amount in the problem, there will be more than enough  excess reactant and less than enough limiting reactant ♦ Yield: ♦ Theoretical yield: amount of product calculates from the molar ratio in a balanced equation Some times the theoretical yields is never obtained ♦ ♦ Reactant mixtures often proceed through side reactions, some limiting reactant not used ♦ Actual yield: given these reasons for obtaining less that the theoretical yield, the amount of product that  is actually obtained is the actually yield ♦ Percent yield: actual yield/theoretical yield *100 ♦ Concentration ♦ C=concentration mol/l=moles of solute/volume in liters ♦ preparing a solution ♦ 1)mass of solid=concentration times the moles ♦ C dilution X V dilution= amount moles= C concentration X V concentration Chapter 3 09/08/2013 ♦ C1V1=C2V2 ♦ Polar nature of water ♦ Uneven distribution of electron charge and its bent molecular shape Even charge distribution, covalent bond, evenly, same electronegativity ♦ ♦ O­H bond, o is stronger for electronegativity,  ♦ Bent molecular shape, not linear ♦ Molecular polarity, combination of polar bonds and the bent shape makes the molecule polar, region  near oxygen is partially negative and around the hydrogen atoms it is partially positive ♦ Water separates ions by replacing the attractions with stronger attractions between several water  molecules and each ion ♦ Dissolution: occurs because the attractions between each ion and several water molecules out weigh  the attractions between ions ♦ Electrical conductivity, flow of electric current, current flow implies the movement of charged particles ♦ When the ionic compound dissolves, separated/dissociated ions move towards an electrode of opposite  charge ♦ Electrolyte: A substance that conducts current when dissolved in water ♦ Number of counted ions/particles times  avagodro’s number gives us the total number of particles ♦ Molar ratio for the moles of ions in solution ♦ Covalent compounds in water ♦ Already have polar bonds that react with water ♦ But do not separate into ions ♦ Intact molecules ♦ Cannot conduct electricity ♦ Nonelectrolytes ♦ Molecular equation: reveals the least about the species that are in the solution Total ionic equation: more accurate and shows all soluble substances dissociated into ions ♦ ♦ Spectator ions appear unchanged on either side of the equation ♦ Net ionic equation: eliminates the spectator ions 12.4,19.1 09/08/2013 ♦ Concentration terms 12.4,19.1 09/08/2013 ♦ Proportion os a substance to a mixture ♦ C=concentration (mol/l)=(amount of solute mol)/(volume of solution L) ♦ Effect of temperature: a liquid expands when heated, a unit of volume of hot solution contains less  solute than in a cold solution ♦ Effect of mixing: because of solute­solvent interactions that are difficult to predict volumes may not be  additive  ♦ ♦ Molality(m): ratio of the amount of solute (mol) :mass of solvent (kg) ♦ Effect of temperature: molal solutions are based on masses and not volume, since mass does not  change with temperature neither does molality ♦ Effect of mixing: unlike volumes, masses are additive ♦ ♦ ♦ Oxidation­Reduction reactions Net movement of electrons from one reactant to another ♦ ♦ Movement occurs from the reactant with less attraction for electrons to the reactant with more attraction  for the electrons ♦ Event occurs in both ionic and covalent compounds ♦ Ionic compounds: transfer of electrons ♦ covalent compounds: shift of electrons ♦ oxidation: loss of electrons ♦ reduction: gain of electron ♦ oxidizing agent: helps the other species to be oxidized ♦ reducing agent: helps the other species to be reduced 12.4,19.1 09/08/2013 ♦ * oxidizing agent in reduced, it takes electrons and thus gains them ♦ *reducing agent is oxidized, it gives up electrons and this loses them ♦ oxidation number/state:  in ionic compounds they have full charges because the atom transfers its electrons thus the oxidation  ♦ number of the atom equals the ionic charge ♦ in covalent compounds they have partial charge because electrons are shifted away form one atom to  another therefore there are rules ♦ 1. For an atom in its elemental form the oxidation number is zero even diatomic ♦ 2.fro monoatomic ions, oxidation number= ion charge with the sign before the numeral ♦ 3. The sum of oxidation numbers fro the atoms in a molecule of formula unit of a compound equals  zero, the sum of oxidation numbers for the atoms in a polyatomic ion equals the charge of the ion ♦ specific rules ♦ elements in group one :+1 ♦ elements in group two:+2 for hydrogen: +1 with nonmetals and ­1 with metals and boron ♦ ♦ fluorine: ­1 with all compounds ♦ oxygen: ­2 for most cases, unless with a more electronegative center/group 1/ group 2 it could be +2/­1 ♦ group 17: ­1 with metals and non metals(except oxygen), and other halogens lower in the group ♦ Chapter 4 09/08/2013 ♦ Bromine ♦ volume of a gas changes significantly with pressure ♦ gasses under pressure can do a lot of work, rapidly compress and expand of high temperature  high pressure gasses produced by the combustion of fuels in a car exert direct pressure on the pistons  ♦ to convert chemical energy to mechanical energy ♦ the volume of a liquid or solid does not change significantly under pressure ♦ volume of a gas does not change significantly with remperature ♦ heated, expands ♦ cools, shrinks ♦ the expansion that occurs when gasses are rapidly heated can have dramatic effects such as lifting  heavy masses ♦ Pressure (p) is defined as the force exerted per a unit of surface area ♦ Pressure=(force)/(area) ♦ Earths gravity attracts the atmospheric gasses and they exert force normally on all surfaces Barometers are used to measure the atmospheric pressure ♦ ♦ Invented in 1643 by Evangelista Torricelli ♦ Tube 1 meter long, closed at one end, filled with mercury, when the tube is inverted, some mercury  flows out of the dish and a vacume forms ♦ At sea leven and 0˚C, normal atmospheric pressure is 760mmHg  ♦ Pressure decreases with altitude ♦ Manometers, are devices that measure the pressure of a gas in an experiment ♦ Closed end monometer is a mecury filled tube closed and a flask at the other end ♦ When a gas is in the flask it pushes down the mercury level in the near arm causing the level in the arm  to rise ♦ The difference in column heights (delta h) equals the gas pressure Chapter 4 09/08/2013 ♦ At Sealevel  ♦ 1X10^5 Pa, 100 kPa ♦ atmosphere (atm)=0.987 atm mmHg=750 mmHg ♦ ♦ Torr=750 Torr ♦  Bar= 1 bar ♦ the individual gas laws are special cases of unifying relationship called the ideal gas law ♦ quantativily describes the behavior of the ideal ga ♦ a gas that exhibits linear relationships among volume, pressure, temperature, and amount ♦ although no ideal gas actually exists, most simple gasses and noble gasses behave ideally at ordinary  temepratures and pressure ♦ Boyls law ♦ At a constant temperature, the volume occupied by a fixed amount of gas is inversely proportional to  the applied (external) pressure V(proportional) 1/P ♦ ♦ Charles law ♦ At constant pressure, the volume occupied by a fixed amount of gas is directly proportional to its  absolute temperature ♦ V (proportional) T ♦ Absolute zero (0K or ­273.15˚C) ♦ The temperature at which an ideal gas would have zero volume ♦ The dependence of a gas volume on the absolute temperature adds a practical requirement for  chemists (kelvin scale must be applied in a gas law experiment) ♦ At constant volume the pressure exerted by a fixed amount of gas is directly proportional to the  absolute temperature P (proportional) T ♦ Chapter 4 09/08/2013 ♦ Combined gas law (pV)/T=constant ♦ Thus at fixed temperature and pressure, the volume occupied by a gas is directly proportional to the  moles of gas V (proportional) n ♦ ♦ Standard temperature and pressure (STP) : 0˚C (273.15 K) and 1 bar (10^5 Pa) ♦ Standard molar volume: 22.710953(21)L or 22.7L 3sigfig ♦ pV=nRT ♦ Universal gas constant ♦ 8.314462=8.314 (J/mol*K) ♦ Solving gas problem ♦ Summarize the changing gas variables ♦ Convert units, if necessary ♦ Rearrange ideal gas law ♦ One mole of any gas behaving ideally occupies the same volume at a given temperature and pressure m=dV ♦ ♦ if 1 mol of O2 occupies the same volume as 1 mol of N2, but O2 is denser since each O2 molecule has  a greater mass so the density of O2 is  ♦ (32.00/28.02)X d of N2 ♦ density of a gas is directly proportional to its molar mass ♦ volume of a given  amount is heavier gas equals the volume of the same amount of a lighter gas ♦ density of a gas is inversely proportional to the temperature,  ♦ as the volume of the gas increases with temperature, the same mass occupies more space, so the  density of the gas is lower ♦ Daltons law of Partial Pressures Chapter 4 09/08/2013 ♦ Observed when the water vapour is added to dry air, the total air pressure increases by the pressure of  the water vapour ♦ Phumid air= Pdry air+Passes water vapour Each gas in the mixture exerts a partial pressure equal to the pressure it would exert by itself ♦ ♦ Daltons law of partial pressure: in a mixture of unreacting gases, the total pressure is the sum of the  partial pressures in the individual gasses ♦ If two gasses are introduced to the same volume container at a same temperature on the amount of  moles of each gas will give the total pressure ♦ Each component in a mixture contributes a fraction of the total number of moles in the mixture (mole  fraction of that component) ♦ Multiplying x by 100 gives the mole percent ♦ The sum of the mole fractions of all the components must be one ♦ And the sum of the mole percent’s must be 100% ♦ If the total pressure due to the total number of moles, the partial pressure of gas A is the total pressure  multiplied by the mole fraction of A or Xa ♦ Whenever a gas is in contact with water, some of the water vapourizes into the gas. ♦ 1. Origin of pressure, pressure is a measure of the force that a gas exerts on a surface ♦ 2. Boyle’s law, a change in gas pressure in one direction causes a change in gas volume in the other  direction ♦ The theory is based on three postulates ♦ Root­Mean Square Speed ♦ Derive an expression for the speed of a gas particle that has the average kinetic energy of the particles  in a sample ♦ Ek=0.5mv^2 ♦ Effusion and Diffusion Density is directly related to molar mass ♦ ♦ Grahams law of effusion is stated: the rate of effusion of a gas is inversely proportional to the square  root of its molar mass ♦ E.g. Argon is lighter that krypton, so it effuses faster, assuming equal pressures of the two gases thus  the ratio of the rates is  Chapter 4 09/08/2013 ♦ ♦ Process of diffusion ♦ Closely realted to effusion the gaseous diffusion ♦ The movement of one gas through another ♦ For two gases at equal pressure, such as NH3 and HCl the rate is  ♦ ♦ the reason for this dependence on molar mass is the same as it is for effusion rates ♦ lighter molecules have higher average speeds than heavier molecules, so they move farther in a given  time ♦ Mean Free Path From the particles diameter the mean free path can be calculates ♦ ♦ The average distance it travels between collisions at a given temperature and pressure ♦ Collision frequency ♦ Divide the most probable speed (m/s) by the mean free path (m/collion) and you obtain the collision  frequency, the average number of collisions per a second that each particle undergoes ♦ Chapter 5 09/08/2013 ♦ In any thermodynamic study, measuring the change in energy, the first step is to define the system ♦ The part of the universe that we are focusing on  ♦ The moment that we define the system Everything else is defined as the surroundings ♦ ♦ Each particle in a system has a potential energy and kinetic energy, sum of all these energies in the  internal energy (U) ♦ When the eractants in a chemical system change to products, the systems internal energy has changes ♦ The change in U is the difference between the internal energy after the change Ufinal and before the  change Uinitial ♦ ♦ the delta sign is an extensive thermodynamic property that refers to the final state minus the initial state ♦ 1.Heat: heat or thermal energy (q) is the energy transferred as a result of a difference in temperature  between the system and the surroundings e.g. energy in the form of heat is transferred from hot soup to the bowl, air and table because they are  ♦ at lower temperatures ♦ 2.Work: all other forms of energy transfer involves some type of work (w), the energy that is transferred  when an object is moved by force ♦ when you kick a football the energy is transferred as work because the force of the kick moves the ball  and the surrounding air ♦ the total change in a systems internal energy is the sum of the energy transferred as heat and or work ♦ ♦ the values of q and w can have either positive or negative sign ♦ we define the sign of the energy change as the systems perspective a)energy transferred into the system is positive, because the energy ends up with more energy ♦ ♦ b)energy transfer out of the system is negative, because the system ends up with less energy ♦ combinations of heat and/or work can change a systems internal energy ♦ 4 simple cases that involve only heat and 2 with only work Chapter 5 09/08/2013 ♦ Energy transferred as heat only,  ♦ 1. Heat flowing out a system, the final energy of the system is less than the initial energy. Heat was  released so q is negative and delta U is negative ♦ 2. Heat flowing into a system, the final energy of the system is higher than its initial energy, q is  positive, U is positive ♦ Energy Transferred as work only(w) ♦ 3. Work done by a system, energy is transferred as work, w is negative, the final energy of the system  is negative and less than the initial ♦ 4. Word done on a system, energy is transferred as work done by the surroundings on the system, w is  positive, final energy is grater than the initial, U is positive ♦ Unit of energy, joule (J) ♦ 1 J = 1kg•m^2/s^2 ♦ w=F*d calorie (cal) is an older unit defined origionally as the quantity of energy needed to raise the  ♦ temperature of 1g of water by 1˚C  ♦ 1cal=4.184J ♦ 1J=0.2390cal ♦ State Functions and the Path Independence of Energy Change ♦ The internal energy U of a system is called a state function ♦ A property that is dependent only on the current state of the system (its composition, volume, pressure  and temperature) not on the path that the system takes to reach this state ♦ Delta U does not depend on how the change takes place, but only the difference between the final and  initial states Chapter 5 09/08/2013 ♦ ♦ Enthalpy ♦ Pressure­volume work (pV work) ♦ The mechanical work done when the volume of the system changes in the presence of an external  pressure (p) ♦ The quantity of pV work equals p times the change in volume ♦ In an open flask or in a cylinder with weightless,frictionless piston, of an expnding gas does pV work on  the surroundings so its negative work ♦ For reactions with constant pressure, enthalpy (H) eliminates the need to measure pV ♦ The enthalpy of a system is defined as the internal energy plus the product of the pressure and volume H=U+pV ♦ ♦ The change in enthalpy (delta H) is the change in internal energy plus the product of the pressure  which is constant and the change in volume ♦ Delta H= delta U + p delta V ♦ Exothermic and endothermic ♦ Exothermic is process of releasing heat and results in a decrease in entnthalpy (H<0) ♦ Endothermic is the process that absorbs heat and results in an increase in enthalpy (H>0) ♦ Specific heat capacity ♦ The quantity of heat (q) absorbed or released by an object is proportional to its temperature ♦ The quantity of heat needed to change the temperature by 1 K ♦ Heat capacity is a proportional constant Chapter 5 09/08/2013 ♦ ♦ specific heat capacity (c), the quantity of heat required to change the temperature of 1 g of substance  by 1 K ♦ ♦ molar heat capacity (Cm), the quantitiy of heat required to change the temperature of 1 mol of  subsatance by 1 K ♦ ♦ Constant­Pressure Calorimetry ♦ Process that takes place at constant pressure, heat transferred (qp) is oftern measured in a coffe­cup  calorimeter ♦ Often used to find the heat of an aqeus reaction or the heat accompanying the dissolution of a salt ♦ ♦ constant volume calorimetry, bomb calorimeter ♦ used to measure combustion reactions ♦ Stoichiometry of thermochemical equations ♦ Balanced equation that includes the enthalpy change reaction delta H ♦ The enthalpy change of any process has 2 aspects ♦ 1. Sign of delta H ♦ 2.Magnitude, magnitude of delta H is proportional to the amount of substance Chapter 5 09/08/2013 ♦ Hess’slaw ♦ The enthalpy change of an overall process is the sum of the enthalpy changes of its individual steps ♦ ♦ we add known delta H values for the steps to get the unknown delta H ♦ ♦ Standard enthalpies of reaction delta  ♦ For a gas, the standard rate is 1 bar and ideal behavior ♦ For a substance in aqueous solution, 1 mol/L concentration ♦ Pure substance, most stable for of the substance at 1 bar and the temperature of interest The standart state symbol shown as a degree sign indicates the variable has been measured with all  ♦ substances in their standard states ♦ Formation equations and their standard enthalpy changes ♦ Standard enthalpy of formation is the enthalpy change for the formation equation when all substances  are in their standard states ♦ 1.for an element in standard state =0 ♦ metals take 107.8 kj/mol ♦ gasses have diffent different amounts of heat depending on state ♦ most compounds have a negative standart enthalpy of formation, most compounds have exothermic  formations reactions ♦ standard enthalpies of reaction delta r H˚ standard enthalpies of formation delta f H˚ ♦ ♦ each product forms from its elements ♦ formations reactions for the product  Chapter 6 09/08/2013 ♦ The nature of light ♦ Visible light, xrays, and micrawaves are some types of electromagnetic radiation ♦ Consists of energy propogated by electric and magnetic fields that increase and decrease in intensity  as they move through space ♦ Classical wave model explains why rainbows form, how magnification works and other observations ♦ Wave Nature of light ♦ 1.Frequency, number of cycles that it undergoes per second, also called hertz ♦ 2. Wavelength, a wave distance between any point on a wave on the next crest or trough, distance that  a wave travels during one cycle ♦ 3.Speed, distance per a unit of time, product of frequency ♦ 4. Amplitude, height of the crest or the depth of a trough, related to intensity or visible light ♦ Electromagnetic spectrum ♦ Visible light represents a small region of the electromagnetic spectrum, all waves in the spectrum travel  at the same speed through a vacuum but differ in the frequency and there for wavelength  Light of a single wave length is called monochromatic, light of many colors is polychromatic ♦ ♦ Interconverting wavelength and frequency ♦ 1. Refraction and dispersion, light at a given wavelength travels at different speed through different  mediums, when light passes from one medium to another, the speed of the wave changes, refraction is  when the angle changes except when its 90˚, the angle of refraction depends on the two media and the  wavelength of the light, dispersion, white light separates into its component c
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