1.       The energy associated with a speeding bullet is called

a)       potential energy.

b)       internal energy.

c)       kinetic energy.

d)       heat.

e)       temperature.

2.       The energy associated with a motionless rock on the top of Mount Everest is

a)       kinetic energy.

b)       heat

c)       internal energy.

d)       potential energy.

e)       temperature.

3.       What is the kinetic energy of a 2100-lb car traveling at 48 miles per hour?  ( 1 lb = 0.4536 kg, 1 mi = 1.609 km)

a)        3.3 × 10–8  J

b)       2.2 × 105 J

c)        3.7 × 1019  J

d)        1.1 × 106 J

e)       2.2 × 10–7 J

4.       Calculate ∆ U of a gas for a process in which the gas absorbs 3 J of heat and does 10 J of work by expanding.

a)        13 J

b)       –7 J

c)        7 J

d)       – 13 J

e)       0, because ∆ U is a state function

5.       Which of the following statements about heat is false?

a)       Heat is a form of energy flow.

b)       If the system and surroundings are in thermal equilibrium, there is no heat flow between them.

c)       A process in which heat flows out of a system is said to be exothermic.

d)       If heat flows into a system, the extra energy of the system appears in the form of internal energy.

e)       A hot object possesses more heat than a cold object.

6.       If q = –31 kJ for a certain process, that process

a)       must occur rapidly.

b)       is exothermic.

c)       is endothermic.

d)       cannot occur.

e)       requires a catalyst.

7.       At constant pressure, the sign of q for the process CO2(s) → CO2(g) is expected to be

a)       positive, and the process is endothermic.

b)       negative, and the process is endothermic.

c)       positive, and the process is exothermic.

d)       negative, and the process is exothermic.

e)       impossible to predict.

8.      H2 and F2 react according to the following equation, forming HF. H2(g) + F2(g) → 2HF(g); ∆H° = –271 kJ

If H2(g) and F2(g) were mixed in a thermally insulated vessel, the reaction that occurred would be

a)       exothermic, and the temperature of the reaction system would rise.

b)       endothermic, and the temperature of the reaction system would rise.

c)        endothermic, and the temperature of the reaction system would fall.

d)       exothermic, and the temperature of the reaction system would fall.

e)       We could not tell unless the original and final temperatures were given.

9.       Which of the following statements is incorrect?

a)       The value of q is positive when heat flows into a system from the surroundings.

b)       Heat flows from a system into the surroundings in an endothermic process.

c)       Enthalpy is a state function.

d)       Internal energy is a state function.

e)       The value of q is positive in an endothermic process.

10.     Which of the following statements is true concerning the decomposition of liquid water to form hydrogen gas and oxygen gas?

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

a)       ∆H equals ∆ U because both are state functions.

b)       ∆H is greater than ∆ U because the pressure is constant.

c)       ∆H is greater than ∆ U because of the pressure–volume work done by the gaseous products.

d)       ∆H is less than ∆ U because of the pressure–volume work done by the gaseous products.

e)       ∆H is less than ∆ U because the atmosphere does pressure–volume work on the gaseous products.

11.     For which of the following reactions is ∆H not equal to ∆ U?

a)        CH4(g) + C3H8(g) → 2C2H6(g)

b)       C(s) + O2(g) → CO2(g)

c)       2HF(g) → H2(g) + F2(g)

d)       I2(s) → I2(g)

e)       Hg(s) → Hg(l)

12.    Which of the following sentences accurately describes the thermochemical equation given below? 2Ag(s) + F2(g) → 2AgF(s); ∆H = –409.2 kJ

a)       If 2 atoms of silver metal react with 1 molecule of fluorine gas at constant pressure, 2 formula units of solid silver fluoride are produced and 409.2 kJ of heat is released.

b)       If 2 mol of silver metal react with 1 mol of fluorine gas at constant pressure, 2 mol of solid silver fluoride is produced and 409.2 kJ of heat is consumed.

c)       If 2 atoms of silver metal react with 1 molecule of fluorine gas at constant pressure, 2 formula units of solid silver fluoride are produced and 409.2 kJ of heat is consumed.

d)       If 2 mol of silver metal react with 1 mol of fluorine gas at constant pressure, 2 mol of solid silver fluoride is produced and 409.2 kJ of heat is released.

e)       If 2 mol of silver metal react with 1 mol of fluorine gas at constant volume, 2 mol of solid silver fluoride is produced and 409.2 kJ of heat is consumed.

13.     In a certain experiment, 0.9000 mol of hydrogen gas reacted with 0.9000 mol of solid iodine at a constant 1 atm pressure, producing 1.8000 mol of solid hydrogen iodide and absorbing 47.45 kJ of heat in the process. Which of the following thermochemical equations correctly describes this experiment?

a)       H2(g) + I2(s) → 2HI(s); ∆H° = 47.45 kJ

b)       H2(g) + I2(s) → 2HI(s); ∆H° = 52.72 kJ

c)       H2(g) + I2(s) → 2HI(s); ∆H° = –47.45 kJ

d)       H2(g) + I2(s) → 2HI(s); ∆H° = –52.72 kJ

e)       H2(g) + I2(s) → 2HI(s); ∆H° = 94.90 kJ

14.     Given:

4AlCl3(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s) + 6Cl2(g); ∆H = –529.0 kJ

determine ∆H for the following thermochemical equation.

Cl2(g) + ⅓Al2O3(s) → ⅔AlCl3(s) + ½O2(g)

a)     +529.0 kJ

b)     +88.2 kJ

c)     + 176.3 kJ

d)     +264.5 kJ

e)     – 176.3 kJ

15.     Which of the following statements is false concerning the reaction of hydrogen gas and oxygen gas given below?

H2(g) + ½O2(g) → H2O(l); ∆H = –285.8 kJ

a)       If the equation is multiplied by 2, ∆H becomes –571.6 kJ.

b)       If the equation is reversed, ∆H becomes +285.8 kJ.

c)       Per mole of O2, the change in enthalpy is –571.6 kJ.

d)       The value –571.6 kJ pertains to 1 mol of liquid water.

e)       For the reaction H2(g) + ½O2(g) → H2O(g), ∆H is not equal to –285.8 kJ.

16.     According to the following thermochemical equation, if471.0 g of NO2 is produced, how much heat is released at constant pressure?

2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g); ∆H° = – 114.4 kJ

a)     1.171 × 103 kJ

b)     11.17 kJ

c)     5.856 × 102 kJ

d)     114.4 kJ

e)     5.388 × 104 kJ

17.     How much heat is liberated at constant pressure if0.889 g of calcium carbonate reacts with 43.9 mL of 0.756 Mhydrochloric acid?

CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g); ∆H° = – 15.2 kJ

a)     –0.135 kJ

b)     – 13.5 kJ

c)     –0.252 kJ

d)     – 11.5 kJ

e)     –0.387 kJ

18.    One reaction of iron with hydrochloric acid is represented by the following thermochemical equation. Fe(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g); ∆H°= –87.9 kJ

If, in a particular experiment, 8.11 kJ of heat was released at constant pressure, what volume of H2(g), measured at STP, was produced? (R = 0.0821 L • atm/(K • mol))

a)     2.65  × 102 L

b)     2.07 L

c)     2.26 L

d)     2.43  × 102 L

e)     22.4 L

19.     When 20.0 mL of liquid benzene (C6H6, d = 0.879 g/mL) reacts with 83.4 L of oxygen gas, measured at 1.00 atm pressure and 25°C, 7.35 × 102 kJ of heat is released at constant pressure.  What is ∆H° for the

following reaction?  (R = 0.0821 L • atm/(K • mol))

2C6H6(l) + 15O2(g) → 12CO2(g) + 6H2O(l)

a)     –3.24 × 103 kJ

b)     – 1.43 × 101 kJ

c)     –2.02 × 102 kJ

d)     –3.27 × 103 kJ

e)     –6.53 × 103 kJ

20.     The quantity of heat required to raise the temperature of a sample of a substance by 1°C is the sample’s

a)       heat capacity.

b)       specific heat.

c)        enthalpy.

d)       work.

e)       calorimetry.

21.     The units for heat capacity are

a)       J/(g · °C).

b)       (J · °C).

c)        (J · g).

d)       J/°C.

e)       J/g.

22.     The units for specific heat are

a)       J/(g · °C).

b)       (J · °C).

c)        (J · g).

d)       J/°C.

e)       J/g.

23.     The molar heat capacity of gaseous hexane (C6H14  at 25.0°C is 142.6 J/(mol · °C).  What is its specific heat?

a)        1.229 × 104 J/(g · °C)

b)        142.6  J/(g · °C)

c)        1.655 J/(g · °C)

d)       0.6043  J/(g · °C)

e)       8.137 × 10–5 J/(g · °C)

24.     Two metals of equal mass with different heat capacities are subjected to the same amount of heat. Which undergoes the smaller change in temperature?

a)       The metal with the higher heat capacity undergoes the smaller change in temperature.

b)       The metal with the lower heat capacity undergoes the smaller change in temperature.

c)       Both undergo the same change in temperature.

d)       You need to know the initial temperatures of the metals.

e)       You need to know which metals you have.

25.     How much heat is gained by nickel when 29.2 g of nickel is warmed from 18.3°C to 69.6°C?  The specific heat of nickel is 0.443 J/(g · °C).

a)       2.37 × 102 J

b)       9.00 × 102 J

c)       22.7 J

d)       6.64 × 102 J

e)       30.8 J

26.     Which of the following processes will result in the lowest final temperature of the metal–water mixture at equilibrium?  The specific heat of zinc is 0.388 J/(g · °C).

a)       the addition of 100 g of zinc at 95°C to 20 mL of water at 25°C in an insulated container

b)       the addition of 100 g of zinc at 95°C to 40 mL of water at 25°C in an insulated container

c)       the addition of 100 g of zinc at 95°C to 60 mL of water at 25°C in an insulated container

d)       the addition of 100 g of zinc at 95°C to 80 mL of water at 25°C in an insulated container

e)       the addition of 100 g of zinc at 95°C to 100 mL of water at 25°C in an insulated container

27.     Exactly 273.5 J will raise the temperature of 10.0 g of a metal from 25.0°C to 60.0°C. What is the specific heat capacity of the metal?

a)        1.28 J/(g · °C)

b)       0.781 J/(g · °C)

c)        11.3 J/(g · °C)

d)       65.4 J/(g · °C)

e)       none of these

28.     A 500-cm3  sample of 1.0 M NaOH(aq) is added to 500 cm3 of 1.0 M HCl(aq) in a Styrofoam cup, and the   solution is quickly stirred. The rise in temperature (∆T1) is measured. The experiment is repeated using 100 cm3 of each solution, and the rise in temperature (∆T2) is measured. What conclusion can you draw about   ∆ T1 and ∆T2?

HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq); ∆H° = –55.8 kJ

a)       ∆ T2 is five times as large as ∆ T1 .

b)       ∆ T1  is five times as large as ∆ T2 .

c)       ∆ T2  is greater than ∆ T1 .

d)       ∆ T2  is equal to ∆ T1.

e)       ∆ T1  is less than ∆T2 .

29.     A 170.0-g sample of metal at 78.0°C is added to 170.0 g of H2O(l) at 15.0°C in an insulated container.  The temperature rises to 17.9°C.  Neglecting the heat capacity of the container, what is the specific heat of the   metal?   The specific heat of H2O(l) is 4. 18 J/(g · °C).

a)       20.8 J/(g · °C)

b)       0.201 J/(g · °C)

c)       –0.201 J/(g · °C)

d)       86.9 J/(g · °C)

e)       4.18 J/(g · °C)

30.     Given:

Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g); ∆H = –26.8 kJ

FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g); ∆H = – 16.5 kJ

determine ∆H for the following thermochemical equation.

Fe2O3(s) + CO(g) → 2FeO(s) + CO2(g)

a)     –43.3 kJ

b)     – 10.3 kJ

c)     6.2 kJ

d)     10.3 kJ

e)     22.7 kJ

31.    Consider the following changes: H2O(s) → H2O(l); ∆H1         H2O(l) → H2O(g); ∆H2         H2O(g) → H2O(s); ∆H3

Using Hess’s law, the sum ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 is

a)       greater than zero.

b)       equal to zero.

c)       less than zero.

d)       sometimes greater than zero and sometimes less than zero.

e)       cannot be determined without numerical values for ∆H.

32.    Given the following thermochemical data at 25°C and 1 atm pressure,

 O2(g) + 2B(s) → B2O3(s); ∆H° = – 1264 kJ

O3(g) + 2B(s) → B2O3(s); ∆H° = – 1406 kJ

determine ∆H° for the following reaction at 25°C and 1 atm pressure.

3O2(g) → 2O3(g)

a)     –284 kJ/mol

b)     –980 kJ/mol

c)     –2670 kJ/mol

d)     +980 kJ/mol

e)     +284 kJ/mol

a)     –844 kJ.

b)     –560 kJ.

c)     0 kJ.

d)     560 kJ.

e)     844 kJ.

34.     Which of the following has a standard enthalpy of formation value of zero at 25°C?

F(g)

F2(g)

F2(l)

F2(s)

F(s)

35.     All of the following have a standard enthalpy of formation value of zero at 25°C except

a)        CO(g).

b)       Fe(s).

c)        C(s).

d)       F2(g).

e)       Ne(g).

36.     Which substance has a standard enthalpy of formation equal to zero at 25°C?

a)        C2H6(g)

b)       C2H6(l)

c)       Br2(s)

d)       Br2(l)

e)       Br2(g)

37.     A 9.35-g sample of solid silver reacted in excess chlorine gas to give a 12.4-g sample of pure solid AgCl. The heat given off in this reaction was 11.0 kJ at constant pressure. Given this information, what is the    enthalpy of formation of AgCl(s)?

11.0 kJ/mol

– 11.0 kJ/mol

– 127 kJ/mol

127 kJ/mol

–63.6 kJ/mol

38.     Which of the following reactions corresponds to the thermochemical equation for the standard enthalpy of formation of solid calcium nitrate?

a)        Ca2+(aq) + 2NO3–(aq) → Ca(NO3)2(s)

b)       Ca(s) + 2HNO3(aq) → Ca(NO3)2(s) + H2(g)

c)        Ca(OH)2(s) + 2HNO3(aq) → Ca(NO3)2(s) + 2H2O(l)

d)       Ca(s) + 2N(g) + 6O(g) → Ca(NO3)2(s)

e)       Ca(s) + N2(g) + 3O2(g) → Ca(NO3)2(s)

39.    The enthalpy change at 1 atm of which reaction corresponds to the standard enthalpy of formation of solid potassium bromate, KBrO3?

a)      K(s) +  Br2(g) +  O2(g) → KBrO3(s)

b)      K(g) +  Br2(g) +  O2(g) → KBrO3(s)

c)      K(s) +  Br2(l) +  O2(g) → KBrO3(s)

d)       K(g) + Br(g) + 3O(g) → KBrO3(s)

e)       K(s) + Br(g) + 3O(g) → KBrO3(s)

40.     The formation reaction for NH3(g) is

a)       N(g) + 3H(g) → NH3(g).

b)      N(g) +  H2(g) → NH3(g).

c)        N2(g) + 3H(g) → NH3(g).

d)        N2(g) +  H2(g) → NH3(g).

e)      N2(g) + H2(g) → NH3(g).