New User Special Price Expires in

Let's log you in.

Sign in with Facebook


Don't have a StudySoup account? Create one here!


Create a StudySoup account

Be part of our community, it's free to join!

Sign up with Facebook


Create your account
By creating an account you agree to StudySoup's terms and conditions and privacy policy

Already have a StudySoup account? Login here

Chem weeks 4-6

by: Catherine Carter

Chem weeks 4-6 CHE 105

Catherine Carter

Preview These Notes for FREE

Get a free preview of these Notes, just enter your email below.

Unlock Preview
Unlock Preview

Preview these materials now for free

Why put in your email? Get access to more of this material and other relevant free materials for your school

View Preview

About this Document

They cover approximately 3 chapters.
Chemistry: Principles and Applications
Melvyn Churchill
Class Notes
Math, Chemistry
25 ?




Popular in Chemistry: Principles and Applications

Popular in Chemistry

This 7 page Class Notes was uploaded by Catherine Carter on Friday October 14, 2016. The Class Notes belongs to CHE 105 at University at Buffalo taught by Melvyn Churchill in Summer 2015. Since its upload, it has received 2 views. For similar materials see Chemistry: Principles and Applications in Chemistry at University at Buffalo.


Reviews for Chem weeks 4-6


Report this Material


What is Karma?


Karma is the currency of StudySoup.

You can buy or earn more Karma at anytime and redeem it for class notes, study guides, flashcards, and more!

Date Created: 10/14/16
 Thermochemistry – study of heat absorbed or emitted from the system during a  chemical reaction  o Thermodynamics – the study of energy and heat transfer  o Energy – the ability to do work or transfer heat  work – energy used to cause an object that has mass to move  w=Fd     (w is work, F is force, d is distance the force is  exerted)  heat – energy used to cause the temperature of an object to rise  represented by q   heat always and only flows from warmer to cooler o Potential energy – the energy an object possesses because of its position or  chemical composition   o Kinetic energy – energy an object possesses because of its motion o electrostatic potential energy – the interaction between two charged particles k is a constant, Q1 is the charge of particle 1, Q2 is the chage of particle 2, and  d is the distance in meters  o Radiant energy – electromagnetic radiation    (E=hv) o chemical energy – potential energy stored in the bonds between atoms o thermal energy – “heat” caused by the motion of molecules  o the SI unit of energy is the joule (J)    1 calorie = 4.184 J  1 “Calorie”(like in food science) = 1kcal (kilocalorie)  The System and Surroundings  o the system is what we want to study o the surroundings are everything else o system + surroundings = universe   First Law of Thermodynamics­ Energy is neither created nor destroyed  o the total energy of the universe is constant (if the system loses energy then the surroundings are gaining the energy lost)  o Internal Energy (E) – sum of all the kinetic and potential energies of all  components of the system   you can’t measure E , but you can measure any change in E (ΔE)   if ΔE > 0 then the final energy is greater than the initial and the system has absorbed energy from the surroundings which is called endergonic  if ΔE < 0 then the final energy is less than the initial energy and the  system released energy to the surroundings which is called exergonic    The changes always refer to the SYSTEM    internal energy, E, is a “State Function” meaning it depends on the  present state of the system and the path that it arrived at that state does  not matter   q and w are NOT state functions  o when a process happens in an open container the only work done is between  the volume of a gas pushing on the surroundings or the surroundings pushing  on it    Enthalpy (H) – measuring enthalpy lets us account for the heat flow during the  process     H = E + PV  o  when P is a constant pressure o at a constant pressure, the change in enthalpy is the heat gained (+) or lost (­)   by the system because:  o Enthalpy is a “state function”  o the enthalpy of a system can be found by:  o the enthalpy for a reaction can be found by:  o endothermic reaction is when ΔH is positive (heat is taken in by the system)  o exothermic is when ΔH is negative (heat is given out by the system)  o ΔH is also called the enthalpy of reaction or the heat of reaction  o enthalpy is an extensive property and it depends on the number of moles  present which we get from the coefficients of the balanced equation  o for the reverse it is equal in magnitude but with the opposite sign  o it also depends on the states of the products and the reactants  Calorimetry is the measurement of heat flow, we use this since we cannot know the  exact enthalpy of the reactants and the products   the heat capacity of an object is the amount of energy needed to raise the temperature  of the object by exactly 1K (1C)  the specific heat capacity is the amount of energy needed to raise the temperature of  exactly 1g of a substance by exactly 1K   molar heat capacity is the amount of energy needed to raise the temperature of exactly 1mol of a substance by exactly 1K    o s is specific heat  constant pressure calorimetry o reactions carried out in aqueous solutions in a simple calorimeter can  indirectly measure the heat change for the system through the temperature  change of the water  o if the water gained heat, then the system lost heat so q is negative and vice  versa o the experiment is insulated from the outside world so that the heat lost by the  system is gained by the water (the surroundings)   bomb calorimetry  o the volume in bomb calorimetry is constant so you are measuring the change  in internal energy ΔE not ΔH, for most reactions the difference is very small  o in order to calculate ΔE you need to determine the heat capacity of the  C cal qreaction calorimeter ( ) burn a substance of known  and measure the  change in the temperature use this equation   to find the  heat capacity of a calorimeter  o for the unknown substance, measure the temperature difference and then use  this equation (basically the same one using the heat capacity of the calorimeter that you found before):   Hess’s Law  o o this works because enthalpy is a state function so the pathway doesn’t matter  just the initial and final states (reactants and products)  o Coefficients matter so if the reactant/the products have it INCLUDE IT o  is basically  o the enthalpy of formation ( ) is the enthalpy change for the reaction where a compound is made  from its elements in their elemental forms    for an element in its standard state o  n and m are the stoichiometric coefficients  o standard enthalpies of formation are measured under standard conditions  (25C and 1.00 atm pressure) Gases  Substances that are gaseous under ambient conditions (1atm, 25 Celsius) include  11 elements and some smaller molecular compounds  o monatomic gases (all 6 noble gases), 5 diatomic gases (NClHOF), and one triatomic gas (O3) o lots of things containing hydrogen, oxygen, and fluoride   gases expand to fill their containers, are highly compressible, have extremely low  densities (at STP (1atm, 0 Celsius)), don’t have fixed volumes or shapes  the volume a gas occupies is equal to the volume of the container it is in     less commonly  Pressure is the amount of force applied to an area, atmospheric pressure is the  weight of the air per unit of area  o measure in mm Hg or torr  o o The Pascal is a very small unit of pressure (SI Unit) o The bar is useful in meteorology  o the manometer is used to measure the difference between the atmospheric  pressure and the pressure of a gas in a vessel o standard pressure is the normal atmospheric pressure at sea level   Boyle’s Law  o the volume of a fixed quantity of a gas at a constant temperature is  inversely proportional to the pressure  o  Charle’s Law  o the volume of a fixed amount of gas at a constant pressure is directly  proportional to its temperature  o  Avogadro’s Law  o the volume of a gas at a constant temperature and pressure is directly  proportional to the number of moles of the gas  o  Gay­Lusac’s Law (Law of Combining Volumes) – gases combine in simple ratios by volume  Avogadro’s hypothesis – equal volumes of gas at the same temperature and  pressure contain the same number of molecules   1 mol of an ideal gas occupies 22.414 L at STP   when you combine all of the equations you get the equation   R is a gas constant and has a different value depending on the units used (MAKE  SURE THEY MATCH) o   o Temperature is ALWAYS kelvin   The density of gas is the moles over the volume (moles/L)  to get  grams you’d have to multiply the other side by the molar mass M   to find the molar mass from the density:   Dalton’s law of partial pressure says that the total pressure of a mixture of gases  equals the sum of the pressures that each would exert if it was present alone so: o o When you collect gas over water, you have to subtract the vapor pressure  of the water from the total pressure  Kinetic Molecular Theory (KMT)  o Gases consist of large numbers of molecules that are in continuous,  random motion  o The pressure of a gas is due to the molecules colliding with the walls of  the container  o The combined volume of the molecules of the gas is negligible relative to  the volume of the container of the gas o All attractive and repulsive forces between gas molecules are negligible  o When molecules collide, the collisions are elastic so that there is no net  loss of momentum of energy  o The average kinetic energy of the molecules does not change as long as  the temperature of the gas remains constant  The average kinetic energy gas molecules is proportional to the absolute  temperature  o o There’s a bell curve for how many molecules move at what speed at a  certain temperature  o o Effusion is gas particles going through a small hole, diffusion is gas  particles spreading out within their container o Through the KMT you can relate the root mean square velocity to the  mass of a particle   n is the number of velocities this is how you  calculate rms value, u is the rms velocity o Average and rms values are not the same  o You can compare the rates of effusion of two different gases through a  pinhole by their rms velocities:   this is called  graham’s law  Real gases o Gases behave ideally only under high temperature and low pressure o Assumptions made under KMT do not apply for real gases o At high pressures, the volume of the gas molecules is no longer negligible  since they have infinite volume o The molecules do attract and repel each other so the partial pressures are  not independent of each other o Fixed by the van der Waals’ equation. B is a constant and must be  determined experimentally for each gas, it is the effective molar volume.  You then have to correct for the pressure from the attraction of the  molecules which is the constant a and is determined experimentally for  each gas. The equation becomes:  o


Buy Material

Are you sure you want to buy this material for

25 Karma

Buy Material

BOOM! Enjoy Your Free Notes!

We've added these Notes to your profile, click here to view them now.


You're already Subscribed!

Looks like you've already subscribed to StudySoup, you won't need to purchase another subscription to get this material. To access this material simply click 'View Full Document'

Why people love StudySoup

Steve Martinelli UC Los Angeles

"There's no way I would have passed my Organic Chemistry class this semester without the notes and study guides I got from StudySoup."

Kyle Maynard Purdue

"When you're taking detailed notes and trying to help everyone else out in the class, it really helps you learn and understand the I made $280 on my first study guide!"

Steve Martinelli UC Los Angeles

"There's no way I would have passed my Organic Chemistry class this semester without the notes and study guides I got from StudySoup."

Parker Thompson 500 Startups

"It's a great way for students to improve their educational experience and it seemed like a product that everybody wants, so all the people participating are winning."

Become an Elite Notetaker and start selling your notes online!

Refund Policy


All subscriptions to StudySoup are paid in full at the time of subscribing. To change your credit card information or to cancel your subscription, go to "Edit Settings". All credit card information will be available there. If you should decide to cancel your subscription, it will continue to be valid until the next payment period, as all payments for the current period were made in advance. For special circumstances, please email


StudySoup has more than 1 million course-specific study resources to help students study smarter. If you’re having trouble finding what you’re looking for, our customer support team can help you find what you need! Feel free to contact them here:

Recurring Subscriptions: If you have canceled your recurring subscription on the day of renewal and have not downloaded any documents, you may request a refund by submitting an email to

Satisfaction Guarantee: If you’re not satisfied with your subscription, you can contact us for further help. Contact must be made within 3 business days of your subscription purchase and your refund request will be subject for review.

Please Note: Refunds can never be provided more than 30 days after the initial purchase date regardless of your activity on the site.