Chem-Chapter 5.docx

13 Pages
76 Views
Unlock Document

Department
Chemistry
Course
CHEM 1320
Professor
Ganley
Semester
Fall

Description
Chapter 5: Gasses 9/16  1. Gas volume changes greatly with pressure 2. Gas volume changes greatly with temperature 3. Gases have relatively low viscosity 4. Most gases have relatively low densities under normal  conditions 5. Gases are miscible  Elements as gases: Noble gases, Hydrogen, Nitrogen, Oxygen, Fluorine, Chlorine Pressure= force         ­­­­­­­­­­ area Force=Mass x Acceleration  Units of pressure 1 Pascal (Pa) = 1 N/m^2  1 atm = 760 mmHg =760 torr 1 atm= 101kPa (101,000) Sea level= 1 atm 4 miles= 0.5 atm 10 miles=0.2 atm *Table 5.1 Boyle’s law: Constant temperature=constant amount of gas Linear, inverse  P σ1/V              PxV=k1     P1xV1=P2xV2     Inverse  Predicts how: ­Volume changes with pressure ­Pressure changes with volume  A 946 mL sample of Cl2 is at 736mmHg. What is the pressure if  the volume is reduced to 154 mL? P1V1=P2V2 P1=736mmHg V1=946mL V2=154mL P2= P1xV1                             736mmHg x 946 mL         ­­­­­­­­                  P2  =  ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­  =  4460mmHg            V2                                            154 mL P2=4460 mmHg 9/20 Temperature and volume *As T increases:V increases=direct relationship Charles’s law: change of volume with temperature (constant P) Temperature must be in Kelvin     V σ T     V=k2 x T   V1/T1=V2/T2 Predict: ­How volume changes with temperature ­How temperature changes with volume A 3.20 L sample of CO is at 125°C. At what temperature will the  CO occupy at 154 L? 125C=398.15K V1/T1=V2/T2     V1=3.20 L   T1=398.15K    V2=154 L T2= V2 x T1   =   1.54L x 398.15L        ­­­­­­­­­­­­      ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­   =192K   V1                       3.20 L  Amonton’s law: directly related  P1   P2 ­­­ x ­­­ T1   T2 Predict: ­How temperature changes with pressure ­How pressure changes with temperature A sample of Co is at 25°C and 1atm. What will the pressure be at  100°C? P1=1atm   T1= 298.15K   T2=373.15K              T2P1            373.15K x 1atm P2  =­­­­­­­­­­­­­  = ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­ = 1.25atm                T1                     298.15 K Avogadro’s law: V  σ n (n=#of moles) V=constant x n V1/n1=V2/n2 Predict: Constant temperature Constant pressure What volume of NO can be made from combusting 1L of NH3 in  excess O2 (constant T and P)? 4NH3 + 5O2  ▯ 4NO + 6H2O 4 mole NH3▯4 mole NO 1 mole NH3▯1 mole NO At constant T and P 1L NH3▯1L NO    *Only works with gases  Standard molar volume: Figure 5.7 Standard temperature and pressure (STP) At STP (1atm, 0°C) 1 mole of an ideal gas  ▯22.4L Ideal gas law (combined gas law) (PV=nRT) P and V=inversely related P and T=directly related P and n=directly related  P1V1        P2V2 ­­­­­­­­­ = ­­­­­­­­­  n1T1       n2T2 Boyle’s law V= k1/P Charles’s law V=k2T Avogadro’s law V=k3n A light bulb has Ar at 1.20atm and 18°C is heated to 85°C. What is  the final pressure of the Ar? P1V1        P2V2 ­­­­­­­­­ = ­­­­­­­­­  n1T1       n2T2 P1=1.20atm    P2=?   T1=291.15K   T2=358.15K 1.20atm x  358.15 K  ­­­­­­­­­­­­ = 1.48atm 291.15 K Relation to volume: We can change… ­Pressure: V=k1/P ­Temperature: V=Tk2 ­Moles: V=nk3 V=nTR/P   or   PV=nRT *R is the gas constant R=0.0821 Latm/Kmol What is the volume of 49.8g of HCL acid at STP? PV=nRT n=49.8g       1 mol HCL  x ­­­­­­­­­­­­ = 1.37 mol    36.45 g HCl (1atm)(?L)=(1.37 mol)(0.0821Latm/Kmol)(273.15K) V= 30.6L The density of a gas:   density=m/v Gas density is:  ­Directly proportional to m (also n, P, and M) ­Inversely proportional to V (also T) Density (d) Calculations m=mass (g) d=m/v V=m/d Since V=nRT/P  m/d=nRT/P d=mP/nRT FINAL EQUATIONL   ▯d=  MP/RT What is the density of CO2 at 0.990 atm and 55°C D= MP/RT d=  (44.01g/mol)(0.990atm)    ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­      d=1.62 g/L    (0.8021 Latm/Kmol) (328K)      9/23  Molar mass (M) of a gaseous substance     density=g/L d= MP     ­­­­­­       RT M= dRT       ­­­­­­­           P A 2.10 L jar contains 4.65 g of a gas at 1 atm and 27°C. What is  the molar mass? D=m/v    4.65g/2.10L=2.21g/L M= 2.21g/L X 0.0821 Latm/Kmol X 300.15 K       ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­   = 54.6 g/mol        1 atm Mixture of gases: ­Gases mix homogenously ­Each behaves as if it were the only gas present Consider a case in which two gases, A and B, are in a container of  volume V. PA = nART        ­­­­­­­­­­ A is the number of moles of A              V PB = nBRT        ­­­­­­­­­­ B is the number of moles of B              V PT =P A + PB       A=    A               X B=      B                                                  ­­­­­­­­­­­­                     ­­­­­­­­­­­­                            A + nB                   A + nBn Pi=X iPT Mole fraction (X i) =
More Less

Related notes for CHEM 1320

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