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Chem 1040, Exam 1 study guide

by: Olivia Hammond

Chem 1040, Exam 1 study guide CHEM 1040 - 003

Marketplace > Auburn University > Chemistry > CHEM 1040 - 003 > Chem 1040 Exam 1 study guide
Olivia Hammond
GPA 4.0

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About this Document

This is a study guide of all pertinent information that has been discussed so far and can show up on the exam.
Fundamental Chemistry II
Ria Astrid Yngard
Study Guide
Chemistry, Thermodynamics
50 ?




Popular in Fundamental Chemistry II

Popular in Chemistry

This 10 page Study Guide was uploaded by Olivia Hammond on Monday February 8, 2016. The Study Guide belongs to CHEM 1040 - 003 at Auburn University taught by Ria Astrid Yngard in Spring 2016. Since its upload, it has received 94 views. For similar materials see Fundamental Chemistry II in Chemistry at Auburn University.


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Date Created: 02/08/16
CHEM 1040 YNGARD REVIEW EXAM 1 Highlight = Important Principle            Highlight = Important Concept           Highlight = Key Term Chapter 7.3 Intermolecular Forces ­ Particles (atoms, molecules, or ions) in the condensed phases (solids and liquids) are held  together by intermolecular forces, which are electrostatic attractions between opposite  charges or partial charges. ­ van der Waals forces : intermolecular forces acting between atoms or molecules in a  pure substance; this includes dipole­dipole interactions, hydrogen bonding, and  London  dispersion forces. ­ London Dispersion forces  (or just Dispersion forces): forces between instantaneous  dipoles of molecules; act between all molecules, polar or non polar.  ­ Dipole­Dipole interactions : exist between polar molecules  ­ Hydrogen Bonding : an especially strong type of Dipole­Dipole interaction that occurs in  molecules that have a H­atom attached to a highly electronegative atom such as Fluorine,  Oxygen, or Nitrogen and a nonbonding electron pair on a Fluorine, Oxygen, or Nitrogen ­ Iron­Dipole Interactions: those that occur (in solutions) between ions and polar  molecules (is prevalent when ionic bonding is present) ­ The stronger the forces among the moles the more energy it will take to separate those  molecules.  Disperson   < Dipole­Dipole    < Hydrogen Bonding   < Iron­Dipole         Forces Forces  Forces          Forces Chapter 12 Liquids and Solids 12.1 The Condensed Phases  ­ The magnitude of intermolecular forces in liquids and solids influences various properties  including surface tension, vapor pressure, boiling point, and melting point.  12.2 Properties of Liquids  Surface tension ­  is the net pull inward on molecules at the surface of a liquid.  ­ Adhesion:  the attraction of molecules of one kind for molecules of a different kind.  [example: water “climbing” upward through thin glass tubes placed in water] Cohesion: ­  the attraction of molecules for other molecules of the same kind. [example:   water creates a dome like shape in a container] ­ Capillary Action: in which liquid is drawn upward into a narrow tube. ­Viscosity is resistance to flow, reflecting how easily molecules more past one another.  ­ The  stronger the intermolecular forces, the higher the viscosity ­ The  higher the temperature the lower the viscosity. ­Vapor Pressure:  the pressure exerted when liquid and vapor states are in Dynamic Equilibrium ­ Dynamic Equilibrium:  when vaporization and condensation are occurring at the same rate ­ A  volatile substance has a high vapor pressure.  The  ­ weaker your intermolecular forces, the greater your vapor pressure is.  ­The  Clausius­Clapeyron Equation relates the vapor pressure of a substance to its absolute  temperature P = vapor pressure  R = gas constant  T = absolute temperature  C = a constant  ∆H = molar heat of vaporization 12.5 Phase Changes The possible phase changes are melting or  ­ fusion [solid —> liquid], freezing [liquid—> solid],  vaporization [liquid —> gas], condensation [gas —> liquid], sublimation [solid —> gas], and  deposition [gas —> solid] - Molar Heat of Vaporization ( ∆Hvap): the amount of heat required to vaporize a mole of a  substance at its boiling point - Molar Heat of Fusion ( ∆Hfus): the amount of energy required to melt a solid  - Molar Heat of Sublimation ( ∆Hsub): is equal to the sum of the molar heat of fusion and  vaporization ∆Hvap + ∆Hfus = ∆Hsub ­ Heating Curve 12.6 Phase Diagrams ­ A phase diagram indicates the phase of a substance under any combination of temperature  and pressure. Lines between phases are called phase boundaries.  ­ The  triple point is here all three phase boundaries meet. This is the temperature and pressure combination at which all three phases are in equilibrium.  Critical temperature ­  is the temperature above which a gas cannot be liquefied by applying  temperature ­Critical pressure  is the pressure necessary to liquefy a gas at its critical temperature Critical Point: ­   substance at its  critical temperature  and Pressure. Above  this point you cannot  distinguish between  the liquid and gas  state. Chapter 13 Physical Properties of Solutions 13.1 Types of Solutions ­H omogeneous mixture is a mixture of two or more pure substances. ­ The solute is uniformly dispersed throughout.  ­ A solution is made up of a solute that is dissolved in the solvent A solution that has water as its solvent is considered to be an  ­ aqueous solution  ­ Unsaturated Solution:  contains less solute than the solvent has the chapatis to dissolve at  specific temperature Saturated Solution: ­  contains the maximum amount of solute that will dissolve in a solvent  at a specific temperature ­ Solubility:amount of solute dissolved in a  given volume of a saturated solution at a a  specific temperature  ­ Supersaturated Solution:  contains more dissolved solute than is present in a saturated  solution and generally unstable 13.2 A Molecular View of The Solution Process ­Solvation : solute molecules are separated from one another and surrounded by solvent  molecules ­ salvation depends on the relative strengths of these interaction between particles: solute­solute, solvent­solvent, or solute­solvent interactions ­ A system will have a tendency to loose energy to reach its most stable form.  If something  requires energy it is not in its most stable form. This idea is the driving force behind  whether or not something will occur spontaneously.  Solution formation may be endothermic or exothermic overall. An increase in  ­ entropy is the  driving force for solution formation.  ­   Entropy : a measure of how dispersed or spread out energy is There is a natural tendency for entropy to increase or for the energy of a system to become  ­ more dispersed or spread out  (unless something, like a barrier, is preventing that dispersal) ­ Substances with similar intermolecular forces tend to be soluble in one another.  ­ “Like dissolves like.”: molecules that have similar intermolecular forces will mix well;  however, different intermolecular forces do not mix well [example: oil and water ­ Polar substances tend to dissolve in polar substances Nonpolar substances tend to dissolve in nonpolar substances ­ ­ Miscible : two liquids are soluble in each other 13.3 Concentration Unites ­ In addition to molarity (M) and mole fraction (X),  molality (m) and percent by mass are used to express the concentrations of solutions.  ­ Molality (m or mol/kg)  = moles of solute               mass of solvent (kg) ­ Molarity is temperature dependent; therefore, the molarity changes as temperature  changes.  Molality is temperature independent; therefore it remains constant as  temperature changes.  ­ Percent by Mass = mass of solute              total mass of solution ­ Percent by Mass , Parts per Million, and Parts per Billion are all temperature independent 13.4 Factors That Affect Solubility ­ Increasing he temperature  increases the solubility of most solids in water and decreases the  solubility of most gases in water.  ­   Added temperature causes added energy ; therefore, gases are more likely to escape from  the liquid into the gas phase ­Increasing the pressure increases the solubility of gases in water but does not affect the  solubility of solids.  ­ Henry ’s Law: the solubility of a gas in a liquid is proportional to the pressure of the gas over the solution  C = KP  C = molar concentration K = Henry’s Law constant (mol/L atm) P = pressure of gas over solution (atm) 13.5 Colligative Properties ­Colligative Properties : properties that depend on the number of solute particles in a solution;  depend on the concentration of solute particles regardless of whether those particles are  atoms, molecules, or ions. ­ A volatile substance is one that has a measurable vapor pressure.  ­ A nonvolatile substance is one that does not have a measurable vapor pressure.  1. Vapor Pressure Lowering: when a nonvolatile solute is dissolved in a liquid, the vapor  pressure exerted y the liquid decreases ­ Raoult ’s Law: the partial pressure of a solvent over a solution, P1, is given by the vapor  pressure of the pure solvent, P1 , times the mole fraction of the solvent in the solution X1 X1 = mole fraction P1 = partial pressure of a solvent over a solution  P1 = vapor pressure of the pure solvent ­ The decrease in vapor pressure,  ∆P, is directly proportional to the solute concentration  expressed as a mole fraction.  The larger the amount of solute means there is a smaller X(solvent) which equals to a  ­    lesser vapor pressure ­   The larger the amount of solvent is means there is a larger X(solvent) which equals to a  greater vapor pressure ­   The smaller difference in entropy between the solution and gas phases, results in a  decreased tendency for solvent molecules to enter the gas phase. This lowers the vapor  pressure.  ­   The solvent in a solution will always exert a lower vapor pressure than the pure solvent.  2. Boiling­Point Elevation: The boiling point of the solution is greater that the boiling point of a  pure solvent; A higher temperature is needed to make the solvent’s vapor pressure equal to  atmospheric pressure. ∆Tb = Tb ­T b = (Kb)(m) m = molality  Kb = the molal boiling point elevation  constant of the solvent 3. Freezing Point Depression: the solution freezes at a lower temperature than does the pure solvent; this occurs regardless of the solute’s volatility.  0 ∆Tf = T f ­Tf = (Kf)(m) m = molality Kf = the molal freezing point       depression constant of the solvent 4. Osmotic Pressure ­ Osmosis : the selective passage of solvent molecules through a semipermeable membrane from a more dilute solution to a more concentrated one.  Osmotic Pressure of a solution ( ­ ∏): the pressure required to stop osmosis ∏= MRT ∏ = osmotic pressure    M = molarity       R = ideal gas constant T = absolute temperature ­ Two solutions of equal concentration have the same osmotic pressure are said to be  isotonic to each other.  Hypotonic ­  refers t a solution with a lower osmotic pressure ­ Hypertonic  refers to a solution with a higher osmotic pressure ­ An example of osmotic pressure is red blood cells.  ­In electrolyte solutions, the number of dissolved particles is increased by dissociation or  ionization.  ­ The magnitudes of colligative properties are thus increased by the  van’t Hoff factor (i),  which indicates the degree of dissociation or ionization. ­ When  i is measured it is usually a little less than when it is calculated because of ion pair  formation (figure 13.3 in book)  ­ Iron pair formation  is when ion collide with each other and are held together by electrostatic forces  for a brief period in time the number of particles in the solution is reduced, thus  reducing the observed colligative properties ­ The more diluted the solution is the closer you will be to the calculated value of  i  because  there is less iron pair formation and less collisions because there is more space to spread  out The more concentrated the solution is the more collisions there will be and, therefore, a  ­ greater chance for iron pair formation. 13.5 Calculations Using Colligative Properties ­Experimentally determined colligative properties can be used to calculate the molar mass of a  nonelectrolyte or he percent dissociation (or percent ionization) of a weak electrolyte.  13.6 Colloids Colloids ­ : a dispersion of particles of one substance throughout another substance ­Colloids can be distinguished from true solutions by the  Tyndall effect, which is the scattering of  visible light by colloidal particles  An example of this is how light from cars is scattered in fog.  ­ ­Colloids are either  hydrophilic (water loving) or hydrophobic (water fearing) Chapter 14 Entropy and Free Energy 14.1 Spontaneous Processes  ­Spontaneous Processes:  a process that does occur under a specific set of conditions without  ongoing outside intervention. ­Nonspontaneous Process:  a process that does not occur under a specific set of conditions  14.2 Entropy ­Entropy (S) : a measure of how dispersed the system’s energy is. ­ Molecules exhibit several types of motion:  ­ Translational : movement of the entire molecule from one place to another ­ Rotational : rotation of the molecule about on its axis or sigma bonds ­ Vibrational : periodic motion of atoms within a molecule k: the Boltzman Constant = 1.33 X 10  J/K­23 W: the number of possible arrangements  The most  ­ probable state is the one with the largest number of possible arrangements.  14.3 Entropy Changes in a System  Entropy change ­  of a process can be calculated using standard entropy values or can be  predicted qualitatively based on factors such as temperature, phase, and number of  molecules.  ­Whether or not a process is spontaneous depends on the change in enthalpy and the change in entropy of a system   ­Standard Entropy:  the absolute entropy of a substance at 1 atm Entropy trends:  ­ ­ Temperature changes: as temperature increases, enthalpy increases Volume changes: as volume  ­ increases, enthalpy increases  ­ Phase Changes: entropy  increases from solid to liquid to the gas phase [solid < liquid <  gas]; entropy increases during melting, vaporization, and sublimation.  Molar Mass/Complexity: molar mass/complexity  ­ increases, as entropy increases  ­ Chemical Reaction: reaction resulting in a greater number of gas molecules creates a  greater entropy ­ Dissolution of a Solute: the process of dissolving substance often leads to an increase in  entropy; but not always the case with ionic solutes   14.4. Entropy Changes in The Universe ­ The  system is the part of the universe we are investigation [i.e. reaction]. The surroundings  are everything else. The system and the surroundings make up the universe. Solving for  ­ ∆S surroundings:  ­Second Law of Thermodynamics: ∆S universe must be positive (in the forward direction). The  system may undergo a decrease in entropy as long as the surroundings undergoes a larger  increase in entropy and vice versa. A process where in ∆S universe is negative is not  spontaneous as written.  ­ An equilibrium process is one that does not occur spontaneously in either the net forward or  net reverse direction ∆S > 0 for a spontaneous process ∆S < 0 for a nonspontaneous process ∆S = 0 for an equilibrium process ­According to the  Third Law of Thermodynamics, the entropy of a perfectly crystalline substance  at 0 K is zero.  14.5 Predicting Spontaneity  ­The  Gibbs Free energy (G) of a system is the energy available to do work.  ∆G < 0 —> the forward reaction is spontaneous (∆S > 0) ∆G > 0 —> the forward reaction is nonspontaneous (∆S < 0) ∆G = 0 —> the system is at equilibrium Chapter 14.5-14.6 The standard free energy of reaction (∆Grxn ) is free energy change for a reaction when it o occurs under standard-state conditions (1atm, 1M, pure solid/liquid, Gf = 0 fro elements in their most stable form. n.m = coefficients ∆Gf = standard free energy of formation In living systems, thermodynamically favorably reactions provide the free energy needed to drive necessary but thermodynamically unfavorable reactions. By linking these two processes together, creates one overall spontaneous process although individually the first reaction is nonspontaneous.


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