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

Week 8-10; Day 22-30

by: Becca LeBoeuf

Week 8-10; Day 22-30 Chemistry 101

Becca LeBoeuf

GPA 3.0

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

Here are weeks 8-10 notes for chemistry. It has been a while since I uploaded notes for this class. I have gotten super busy trying to keep myself ahead in the class. These notes consist of informa...
General, Organic, Biological Chemistry
George Vater Olsen
#Chemistry, #Chem101, #Bases, #Acids, #Normality, #Molarity, #Osmolarity, #%w/w, #Hypertonic, #Hypotonic, #Isotonic, #FreezingPoint, #BoilingPoint, #EquilibriumConstant, #StrongAndWeakAcid, #StrongAndWeakBase, #pHScale, #KSp, #LeChatPrinciple, #Buffers, #Titrations, #EquivalencePoint, #Equivale
75 ?




Popular in General, Organic, Biological Chemistry

Popular in Chemistry

This 8 page Bundle was uploaded by Becca LeBoeuf on Sunday April 17, 2016. The Bundle belongs to Chemistry 101 at University of Wisconsin - Oshkosh taught by George Vater Olsen in Spring 2016. Since its upload, it has received 45 views. For similar materials see General, Organic, Biological Chemistry in Chemistry at University of Wisconsin - Oshkosh.


Reviews for Week 8-10; Day 22-30


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: 04/17/16
Week 8­10; Day 22­30    Solution Terms​:    ● Solvent: the liquid in which another substance is dissolved (greatest amount) (water).  ● Solute: a substance dissolved in a liquid (smaller amount) (salt).  ● Heterogeneous​ : a non uniform mixture, regions of different compositions (ex: oil +  water, soil sample, sand) (can see). Different particles within it.  ● Homogeneous​ : a uniform mixture, same composition throughout (ex: blood, alcohol, +  water, brewed coffee) (can’t see).  ● Solubilit: the maximum amount of substance (solute) that will dissolve in a given  solvent.  ● Insoluble not much dissolves, forms a precipitate.    Solubilit​Rules:    ● Ionic compound with group 1 (cations and NH3) are always soluble.  ● All nitrates are soluble.  ● All Cl solutions are soluble except Pb, Mg, and Ag.  ● Water moves to salts and sugars.    Avogadro's​ Number​  = 6.022x10^23    ● % W/V​ = g solute/g solution x 100OR g solute/100g solution.  ● % W/V​ = g solute/mL solution x 100  OR g solute/100mL solution.    ● Molarity (M) = moles/liters.    Example​: What is the molarity (M) of 250.0 mL of solution containing 60.0 g of NaOH?  M = 60.0 g/250.0 mL x 1 mole/39.998 g x 1000 mL/1 L ​ M​    Na = 22.99 O = 16 H = 1.008 = 39.998    * Get grams to moles and mL to liters *    Salts:    ● Usually is an element from column 1 combined with an element from column 7.  ● Salt of a weak acid = removes the H+, forming a base.  ● Salt of a weak base = accepts the H+, forming an acid.        ● Normality (N) = number of equiv solute/liter.    ● Equivalence (Eq)​= total charge.    Example:​ How many equivalents are in each of the following?  H2PO4 = 1 x 2 = 2. H2 = 1+ charge. PO4 = 2­ charge. The negative does not matter so  eliminate it.    H3PO4 = 1 x 3 = 3. H3 = 1+ charge. PO4 = 3­ charge. The negative does not matter so  eliminate it.    Example:​ What is the normality of a 3.5% solution of AlCl3?  3.5 g/1000 mL → eq/L    3.5 g/1000 mL x 1000 mL/1 L x 1 mole AlCl3/133.3 g x 3 equiv/1 mole Al​0.1 N.    Al = 26.98 g Cl = 35.45(3) g = 106.35 g = 133.3 g.    Equivalence = 3 → Al has a 3+ charge. Cl has a 1­ charge. 3 x 1 = 3.    ● Osmoles​ (OSM) = number of particles.    Remember:   OSM​  = add charges.  N = multiply charges.    Example​: In whiskey, 87.5% v/v ethanol water:  87.5% = ethanol.  The solvent is ethanol and the solute is water.    Example​: In beer, 3.5% v/v ethanol water:  3.5% = ethanol.  The solvent is water and the solute is ethanol.    ● Osmotic Pressure:​ water moves from low concentration to high concentration.  ● Hypertonic Solution​ having osmolarity greater than the surrounding blood, plasma, or  cells → water to go out → cell shrivels/shrinks (crenation) → crenation (greater salt  concentration) (lose wateMore solute, less water.  ● Hypotonic Solution: having osmolarity less than the surrounding blood, plasma, or cells  → water to go in → cell bursts → (lower salt concentration than blood) → hemolysis; red  blood cells swelLess solute, more water.  ● Isotonic Solutio: organism remains the same if concentration of solvent is the same  as solute → water goes in and out (no change).  ● Freezing Point: more particles are more energy, the larger it is, the lower the freezing  point needs to be.  ● Boiling Poin: has to knock the particles out of the way to evaporate, the larger it is, the  higher the boiling point needs to be.    ● Osmolarity​  ○ Freezing And Boiling Points.  ● Osmolarity = osmoles (number of particles)/Liter.  ● Osmoles ​(OSM) = total number of particles.    Example​: How many osmoles are in the following?  (H3) (PO4) = H3 = 3  PO4 = 1  3 + 1 =4 osmoles​.    (H2) (SO4) = H2 = 2  SO4 = 1  2 + 1 =3 osmoles​.    Example​: What is the osmolarity of 12.0 M H2SO4?  ? osm/L = 12 mole/L  H2SO4 = H2 = 2 + SO4 = 1  2 + 1 = 3 osmoles.  12.0 mole/1 liter x 3 osmoles/1 mole H2SO4​6 osmoles/L.    Equations:    ● pH = ­log[H+].  ● pOH = ­log[OH­].  ● [H+] = antilog(­pH).  ● [OH­] = antilog(­pOH).  ● pH + pOH = 14.  ● [H+] = radical (Ka) x [acid].  ● [OH­] = radical (Kb) x [base].  ● [   ] = concentration (of molarity) of species.  ● Kw = 1 x 10^­14 = [H=][OH­] at 20 degrees celsius.     ● Equilibrium Constant = Keg​→ their concentrations don’t change.  ○ Pure solids and liquids are not used.  ○ Keg = [products]/[reactants​  ○ If there is a coefficient in the equation, place it as a power in the equation above  (outside of brackets).    Example​ : H (aq) + CaCO3 (s) → CaO (aq) + CO2 (g).  Reactants Products    Keg = [CaO] [CO2] / [H+]​    * Can’t use CaCO3 because it is a solid. You cannot use solids/liquids *    Aq​ = aqueous: of or containing water; typically as a solvent or medium.    Example​ : CO (g) + 2H2 (g) → CH3OH (g).  Reactants   Products    Keg = [CH3OH] / [CO] [H2]^2.​    * H2 has a coefficient of 2, so place that two outside of the brackets for H2 *    Acids/Bases:​    ● Acids:  ○ A proton donor; more H+.  ○ High H+ = low pH value (acidic).  ○ Gives away H+.  ● Bases​:  ○ A proton acceptor; more OH­.  ○ Low H+ = high pH value (basic).  ○ Accepts H+.    pH Scale:    * Weak acids and weak bases have Ka or Kb value *    Acid (0­6) <­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­Neutral (7)­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­> Base (8­14)    ● Strong Acid​: 100% dissociated and does not have a Ka value. Begins with an H.  ● Strong Base​: 100% dissociated and does not have a Kb value. Has an OH.  ● Weak Acid​: Has a Ka value. Begins with an H.  ● Weak Base:  Has a Kb value. Has an OH.  ● Conjugate​ Base​: forms when an acid loses a hydrogen ion. Proton acceptor.  ● Conjugate​ Acid: forms when a base gains a hydrogen ion. Proton donor.    Base = high pH.  Acid = low pH.    Example​:   Base​ (when base adds an H+) Conjugate Acid  NH3 ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­> NH4+.  OH­ ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­> HOH.  H2O ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­> H3O+.  CO3 2­ ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­> HCO3­    Example​: H2CO3 + H2O <­­­­­­­­­> H3O + HCO3­         Acid      Base              Base    Acid  The two bases gained → conjugate acid.  The two acids lost → conjugate base.    List Of Strong Acid (memorize for exam):  ● Sulfuric Acid (H2SO4).  ● Hydriodic Acid (HI).  ● Hydrobromic Acid (HBr).  ● Hydrochloric Acid (HCl).  ● Nitric Acid (HNO3).  ● Perchloric Acid (HClO4).    Weak Acid Example​ : What is the [H+] of a 0.0150% m/v solution of phosphoric acid H3PO4?  Ka = 7.5 x 10^­3.    0.0150 g/100 mL x 1000 mL/1 L x 1 mole/97.994 g H3PO4 ​.00153 mole/L​(molarity).    [H+] = radical (Ka) x [acid molarity].  [H+] = radical (0.00153)(7.5x10^­3)  [H+]  3.39 x 10^­3 H+ .    Weak Base Example​ : What is the pH, pOH, [H+], and [OH­] of a 0.095% m/v solutions of NH3?  Kb = 1.8 x 10^­5.    0.095 g/100 mL x 1000 mL/1 L x 1 mol/17 g NH3​.05577 mole/L (molarity).    [OH­] = radical (Kb) x [base molarity].  [OH­] = radical (0.05577)(1.8 x 10^­5)  [OH­] =​.001 OH­ M​    pOH = ­log[OH­].  pOH = ­log(0.001)​3 pOH.​  pH + pOH = 14.  14 ­ 3 ​1 pH​.      [H+] = antilog(­pH).  [H+] = antilog(­11)  [H+] = 10^(­11) =​1 x 10^­11 H+ M.      Strong Acid Example​ : What is the [H+], pH, pOH, and [OH­] of 3.34x10^­5 M HCl solution?    [H+] = 3.34x10^­5 H+ M.     pH = ­log[H+].  pH = ­log(3.34 x 10^­5) =4.48 pH.​    pH + pOH = 14.  14 ­ 4.48 =​9.52 pOH​.    [OH­] = antilog(­pOH).  [OH­] = antilog(­9.52)  [OH­] = 10^(­9.52) =3.02 x 10^­10 OH­ M. ​    Strong Base is the same as the strong acid example!    ● KSP​ : the solubility of the products concentration.  ○ Concentration should always be in molarity.  ○ Solids and liquids are not included in KSP.  ○ “KSP expression”.    Example​ : PbF2 (s) + H2O (l) → Pb (aq) + 2F (aq)  Reactants Products    KSP of PbF2 = 7.12 x 10^­7.  What is the KSP equilibrium concentration?    KSP = [Pb] [2F]^2  In the equation it is 2F, but when you write out the KSP equation, you have to put the coefficient  in the brackets before the letter of the symbol AND outside of the brackets as a power.    KSP = [x] [2x]^2  7.12 x 10^­7 = [x] [2x]^2  7.12 x 10^­7 = x x 4x^2  7.12 x 10^­7 = 4x^3  X = 0.0056.    Example​ : Given the KSP = 1.46 x 10^­10 for KF, what would be the amount in grams that could  be dissolved in 1.00 L of water?    KF → K + F    KSP = [K] [F]  1.46 x 10^­10 = [x] [x]  Radical 1.46 x 10^­10 = Radical x^2  X = 1.208 x 10^­5.    1.208 x 10^­5 mole/L x 58.1 g/1 mole =7.018 x 10^­4 g.    Example​ : What is the KSP of the CuCl if a saturated solution containing [Cl^­1] = 2.07 x 10^­4  M and [Cu^+1] = 8.30 x 10^­4 M?    CuCl → Cu + Cl    KSP = [Cu][Cl]  KSP = 8.30 x 10^­4 x 2.07 x 10^­4.  KSP = ​1.718 x 10^­7​    LeChatelier’s Principle​    ● Increase Pressure​ : shift to the area with least gas.  ● Decrease Pressure:  shift to the area with most gas.  ● Add Solution​ : shift away (left) from side you added to.  ● Take Away​ : shift towards (right) the side you took away from.    * Pure solids and liquids have no effect *    Example​ : CaCO3 (s) → CO2 (g) + CaO (s)    By adding CO2 to the equation, it wi​lhift le t.   ● Buffers​: solutions that resist changes in pH upon addition of acid or base.  ○ Formed with a work acid/base and its salt.  ○ pH = pKa + log [salt]/[acid].  ○ pKa = ­log(Ka).  ○ Will be able to withstand more change if more of its opposite.          Example​ : What is the ratio of KC2H3O2 and HC2H3O2 in a buffer with a pH of 5?  Ka = 1.8 x 10^­5.    Given: 5 pH.  pKa = ­log(Ka).  pKa = ­log(1.8 x 10^­5) = 4.74.  5 = 4.74 + log [KC2H3O2] / [HC2H3O2]  0.26 = log [KC2H3O2] / [HC2H3)2]  10^(0.26) = 1.8197  2(1.8197)/1 = [KC2H3O2] / [HC2H3O2]  3.6382/2 = common factor of 1.8197. Final answer needs to be a ratio. Professor  will try to trick you on the exam with this. If your answer is 1.8197/1, it can ALSO be  3.6382/2.    ● Titrations​  ○ Acid + Base → water + salt + ionic compound.  ○ Solids and liquids ARE part of this equation.  ○ pH = pKa + log [anion]/[acid].  ○ pKa = +/­ 1.    Example​ : Given that 125 mL of H2SO4 is neutralized by 68.05 mL of 0.25 M Al(OH)3. What is  the molarity of H2SO4?  Acid + Base → Water + Salt + Ionic Compound.    A   B     W      S    3H2SO4 + 2Al(OH)3 → 6H2O + Al(SO4)3.    68.05 mL x 0.25 moles Al(OH)3/L x 3 mole H2SO4/2 mole Al(OH)3 x 1 L/125 mL H2SO4  = 0.204 molarity of H2SO4.     Example​ : How many mL of a 0.009 NaOH solution would be needed to fully titrate 50 mL of  0.083 M H3PO4?    3NaOH + H3PO4 → 3H2O + Na3PO4.    50 mL H3PO4 x 0.083 mole H3PO4/1 L x 3 mole NaOH/1 mole H3PO4 x 1 L/0.009 mol  NaOH = ​ 1383 mL NaOH.     ● Equivalence Point:  the amount of base added was equal to the amount of acid started  with meaning reaction was fully titrated/neutralized.    * Polyatomics counted as one * 


Buy Material

Are you sure you want to buy this material for

75 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

Jim McGreen Ohio University

"Knowing I can count on the Elite Notetaker in my class allows me to focus on what the professor is saying instead of just scribbling notes the whole time and falling behind."

Allison Fischer University of Alabama

"I signed up to be an Elite Notetaker with 2 of my sorority sisters this semester. We just posted our notes weekly and were each making over $600 per month. I LOVE StudySoup!"

Jim McGreen Ohio University

"Knowing I can count on the Elite Notetaker in my class allows me to focus on what the professor is saying instead of just scribbling notes the whole time and falling behind."


"Their 'Elite Notetakers' are making over $1,200/month in sales by creating high quality content that helps their classmates in a time of need."

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.