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

Chemistry Exam 1- Chapters 1-4

by: Lindsey Notetaker

Chemistry Exam 1- Chapters 1-4 CHEM121A

Marketplace > University of Nevada - Las Vegas > Chemistry > CHEM121A > Chemistry Exam 1 Chapters 1 4
Lindsey Notetaker

GPA 3.585

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

These are for the first four chapters that are going to be n the exam. These include lecture notes, textbook notes, and corresponding vocabulary. It also includes equations that we should know
General Chemistry 1
Dr. Berg
Study Guide
General Chemistry, Moles, molarity, classifications of matter, Stoicheometry
50 ?




Popular in General Chemistry 1

Popular in Chemistry

This 22 page Study Guide was uploaded by Lindsey Notetaker on Friday September 30, 2016. The Study Guide belongs to CHEM121A at University of Nevada - Las Vegas taught by Dr. Berg in Fall 2016. Since its upload, it has received 40 views. For similar materials see General Chemistry 1 in Chemistry at University of Nevada - Las Vegas.


Reviews for Chemistry Exam 1- Chapters 1-4


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: 09/30/16
Chemistry Exam 1 Study Guide Chemistry Exam 1 Note: These are for the first four chapters that are going to be n the exam. These include lecture  notes, textbook notes, and corresponding vocabulary. It also includes equations that we should  know  Chapter 1: Matter and Measurements   Lecture Notes  Chemistry overlaps with ALL other sciences  It is the study of matter  The most important elements to know are 1­36 The most common elements that are made of two or more of the SAME elements are: o H2 (Hydrogen) o N2 (Nitrogen)  o O2 (Oxygen)  o F2 (Fluorine)  o Cl2  (Chlorine) o B2 (Bromine)  o I2 (Iodine) o P4 (Phosphorus) o S8 (Sulfur)   Molecular and empirical formulas are not always the same  o Molecular tells how many of each element and empirical tells the number but in  reduced forms   Structural formulas tells how something is bounded   History notes from what he said in class o Egyptian chemistry was applied chemistry  o Greek chemistry was philosophical   Thought it was made of 4 main elements   Earth   Water   Wind   Fire o Alchemy were trying to make metals into gold   Also wanted to find the elixir to life   A magic potion that would let them live forever  o German Paracelsus was the greatest and start of modern medicine       Scientific method is what allowed to start more advanced civilization   o Making an observation and questioning it  o Developing law  Simple statement of something that happens over and over again o Write a hypothesis  Page 1 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide  Hypothesis is a speculated guess or an educated guess  o Propose a theory  Explain what is already know and should predict the results  o Do experiment  If the theory does not work then it goes back up the steps to fix it   Only 3 countries do not use the SI units   When writing units use a dot to indicate multiplying   Cubit is the distance between an atom  Mass is constant as weight is NOT  o Weight depends on gravitational pull or force  1 decameter cubed = 1 liter so therefore, 1 centimeter cubed = 1 milliliter   Specified gravity is same as density just without units   ALWAYS CHECK UNITS TO SEE IF YOU NEED TO CONVERT THEM  Heat flows down  All gasses explicate at ­273.15 degrees Celsius  o Kelvin is the SI unit for temperature which has absolute zero at ­273.15 degrees  Celsius  Need to know about the acceptable range of data  Read 1 digit after the calibration number   Record ALL significant figures  o Rules for Significant Figures   All non zero digits are significant  Zeros between two significant figures are themselves significant   Zeros at the beginning of a number are never significant   Zeros at the end of a number are significant if a decimal point is present  Bar over any zero means that it counts as being significant  o Write in scientific notation to cleanly show significant figures   When doing conversions, the units should cancel out so that you are only left with what  you are trying to find   Density can be used as a conversion factor  Textbook Notes  Chemistry is center for all sciences   EVERYTHING is made up of matter   one small difference in the composition could be a huge difference in properties   Looks at the macroscopic realm and submicroscopic realm o  Macroscopic is the ordinary sized objects  o Submicroscopic is atoms and molecule Page 2 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide Solid  Liquid  Gas Arrangement of Packed closely  Not as packed  Spread out atoms  Speed of Can wiggle but not Move rapidly and High speed with molecules  much can slide past otherconstant collisions Volume  Fixed Fixed Not fixed Shape  Fixed Not fixed Not fixed  90% of earth’s crust is made up of 5 elements  o Oxygen o Silicon  o Aluminum  o Iron o Calcium  90% of the human body is made up of 3 elements  o Carbon o Oxygen o Hydrogen  Science is discovered through curiosity and wanting to know why  No theory is 100% true   There are 7 base units for SI Physical property Name of unit Abbreviation Mass Kilogram Kg Length Meter M Time Second S or Sec Temperature  Kelvin K Amount of substance Mole Mol Electric current  Ampere  A or amp Luminous intensity  Candela Cd  Mass does NOT equal weight  Equations to know o K= C degrees (Celsius) +273.15 o C degrees =(5/9)(F degrees (Fahrenheit) ­32) o  F degrees = (9/5)( C degrees) +32 o Density = mass/volume   Density is temperature dependent so should state temperature with density   If not temperature is stated then assume room temperature which is 23 C degrees  The more significant figures mean the more precision Page 3 of22 Chemistry Exam 1 Study Guide  Weight on earth depends on the mass of the object, the mass of earth, and distance of the  object from the center of earth  Notes from Berg’s handouts o Historians believed that alchemy provided the basis for science of chemistry   Developed around the same time in China, India, and Greece o Earth believed to be made of 5 elements and was functioned by opposing forces   Earth  Wind  Water    Fire  Space o European alchemist wanted to change metals to silver or gold   Also wanted to create the elixir to life to live forever   No evidence that it ever happened  o Last great alchemist was Theophrastus Bombastus von Hohenheim   Called Paracelsus and known as father of modern medicine  Wanted to cure diseases and convinced other physicians to use natural and synthetic drugs for illness  Discovered coal mining was associated with lung disease   Noted head injuries produced paralysis   Correctly diagnosed that an abnormal thyroid cause mental and physical  retardation  Vocabulary Words  Chemistry: the scientific discipline that studies the composition, properties, and  transformation of matter  Matter: anything that occupies space and has mass, the physical material of the universe   Property: a characteristic that gives a sample of matter its unique identity  Element: a substance consisting of atoms of the same atomic number. Historically  defined as a substance that cannot be separated into simpler substances by chemical  means  Atom: the smallest representative particle of an element   Physical Property: properties that can be measured without changing the composition of a substance, for example, color and freezing point   Chemical Property: properties that describe a substance’s composition and its reactivity; how the substance reacts or changes into other substances   State of Matter: the three forms that matter can assume; gas, liquid, and solid Page 4 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide  Gas: matter that has no fixed volume and shape; it conforms the volume and shape of its  container   Liquid: matter that has a distinct volume but no specific  shape  Solid: matter that has both a definite shape and a definite volume  Pure Substance: matter that has a fixed composition and distinct properties  Mixture: a combination of two or more substances in which each substance retains its  own chemical identity   Compound: a substance composed of two or more elements united chemically in definite proportions   Law of Constant Composition: a law that states that the element composition of a pure  substance is always the same, regardless of its source; also called the law of distinct  properties  Solution: a mixture of substances that has a uniform composition, a homogeneous  mixture   Intensive Property: a property that is independent of the amount of material considered,  for example, density   Extensive Property: a property that depends on the amount of material considered, for  example, mass or volume   Physical Change: changes (such as a phase change) that occur with no change in  chemical composition   Changes of State: transformation of matter from one state to a different one, for example from a gas to a liquid   Chemical Change: process in which one or more substances are converted into other  substances, also called chemical reactants  Metric System: a system of measurements used in science and in most countries. The  meter and the gram are examples of metric units   Hypothesis: a tentative explanation of a series of observations or of a natural law   Theory: a tested model or explanation that satisfactory accounts for a certain set of  phenomena  Scientific Method: the general process of advancing scientific knowledge by making  experimental observations and by formulating hypotheses, theories, and laws  Scientific Law: a concise verbal statement or a mathematical equation that summarizes a wide range of observations and experiences   SI Units: the preferred metric units for use in science  Page 5 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide  Celsius Scale: a temperature scale on which at water freezes at 0 degrees and boils at 100 degrees  Kelvin Scale: the absolute temperature scale; the SI unit for temperature is the Kelvin.  Zero on the Kelvin scale corresponds to ­273.15 degrees Celsius  Absolute Zero: the lowest attainable temperature; 0 on the Kelvin scale and ­273.15  degrees Celsius on the Celsius scale   Density: the ratio of an object’s mass to its volume  Accuracy: a measure of how closely individual measurements agree with the correct  value   Precision: the closeness of agreement among several measurements of the same quantity; the reproducibility of a measurement  Significant Figures: the digits that indicate the precision with which a measurement is  made; all digits of a measured quantity are significant, including the last digit, which is  uncertain  Dimensional Analysis: a method of problem solving in which units are carried through  all calculations. Dimensional analysis ensures that the final answer of a calculation has  the desired units   Chapter 2: Atoms, Molecules, and Ions  Antoine Lavoisier is the father of modern chemistry  o He was killed by guillotine   With atoms mass is never destroyed   Percentages are not changed but the amount of mass does when looking at different size  samples of the same compound   Different mass ratios should be recorded as integers between atoms in a compound   Atoms are the fundamental building block of matter  o Dalton in 1808 published “A New System of Chemical Philosophy” which  contained his model an atomic theory  Said that all matter consists of atoms and cannot be broken  Now know that atoms that atoms be broken down into subparticles  Atoms are permanent and cannot be changed   Now know that with nuclear reactions it can cause elements to be  changed  Atoms of the same element are identical Page 6 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide  Now know that isotopes exist which are atoms of elements with  different masses  Compounds have specific ratio  Few compounds have slight variations of their ratios   Ratios always whole numbers when compared to other atoms   JJ Thomson measured the charge to mass electron  “Millikan oil drop experiment”  o Robert Millikan in 1909 determined the size of the charge on an electron o 1 of top 10 science experiments  o Figured out the mass of an electron  Plum pudding vs. raisin muffin  o The debate as how the atom is made up  Science discoveries often found by accident   Rutherford found 3 different types of radiation  o Alpha are positive charged particles   Known now as helium nucleus   Protons  o Beta are negative charged particles   Known as electrons  o Gamma are neutrally charged particles   Known as electromagnetic waves   Neutrons   Gold foil experiment by Rutherford o Proved there was a nucleus  o 50 years later show electrons were made up of quarks  Do not need to know what that is for this class (:  o Most of the nucleus is 1000  of whole atom  Holds most of the mass though of the atom  Henry Moseley discovered the atomic number of elements but sadly died in World War I. o After that Britain made all scientists exempt from the draft   Dalton is AMU which is the unit of atomic masses because they are so small   There is always some uncertainty with numbers o Uncertainty:  value but range is where the definite value is o Range = value +/­ absolute uncertainty  o Fractional uncertainty= (absolute uncertainty)/(value) Henry Mosley made the periodic table by mass not number  Now it is in order of atomic number  o When it is lined up like this it shows a pattern of how the elements line up  Elements in the same group have similar chemical properties  There are 8 groups that have the main groups are labeled through 1A­8A o There are 8 groups that are the transition metals that are labeled 1B­8B Group names  Page 7 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide o Group IA(1):  alkali metals  +1  o  Group IIA(2):  alkaline earth metals  +2 o  Group VIA(16):  chalcogens (“chalk formers”) o  Group VIIA(17):  halogens (“salt formers”)  ­1 o  Group VIIIA(18):  noble gases (or inert gases or rare gases) o  Group IB(11):  coinage metals Elements want to have the same number of electrons as the Nobel gases Covalent are between NONMETALS  o Share electrons o Carbon is an example Ionic bond between generally formed between METALS and NONMETALS. Oxidation is the loss of electrons Reduction is the gain of electrons Top right of the periodic table has the greatest electronegativity  Rules for oxidation o Oxidation number of elements (in their natural stable state) is always zero. o simple monoatomic ions have an oxidation number equal to its charge o Sum of the oxidation numbers of all atoms in a formula must equal the charge on  the formula. If no charge is shown, it is assumed to be zero.  Naming compounds o Ionic compounds   Binary ionic compounds with metals having only ONE common charge.  When the metal component is fixed o The name of the cation is the same as the name of the  metal.  o The name of the anion takes the root of the nonmetal name  and adds the suffix “­ide”. o The subscripts in the formula give the combining ratio for  the ions  When the metal component is variable like Iron II or Iron III o Binary ionic compounds with metals, particularly transition metals, having more than one common charge.  Ionic compounds in which one or both the ions are polyatomic. o The polyatomic ion stay together as a charged unit o when two or more of the same polyatomic ion are present  in the formula, the ion appears in parentheses with the  subscript written outside Page 8 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide  Families of oxyanions (oxoanines) o When the same element forms ONLY two oxyanions, the  name of the one that contains more oxygen ends in ­ate; the name of the one with less oxygen ends in –ite  Important element names to memorize when naming Element  Formula Name Common Name from Latin Copper  Cu + copper(I) cuprous 2+ Copper  Cu copper(II) cupric Gold  Au + gold(I) aurous Gold Au 3+ gold(III) auric 2+ Iron Fe iron(II) ferrous Iron  Fe3+ iron(III) ferric Mercury  Hg 2+ mercury(I) mercurous 22+ Mercury  Hg mercury(II)          mercuric Tin Sn2+ tin(II) stannous Tin Sn4+ tin(IV) stannic  Acid naming  Hydrogen in the front   The anion “­ate” suffix becomes an “ic” syffix in the acid.    The anion “­ite” suffix becomes an “ous” suffix in the acid.  Ends with acid  o Covalent Compounds  First word is the name of the first element with a Greek suffix of how many  there are unless it is one  Second word is the name of the second element with a Greek suffix of how  many there are and ends in –ide  Common compounds  Element Common Name H 2 Water  NH 3 Ammonia  CH 4 Methane H2O 2 Hydrogen peroxide N2H 4 Hydrazine PH 3 Phosphine Textbook Notes John Dalton (1766­1844) came up with the atomic theory  Page 9 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide o Each element is composed of extremely small particles called atoms o All atoms of a given element are identical, but atoms of different elements are  different from the atoms of all other elements  o Atoms of one element cannot be changed into atoms of a different element by  chemical reactions; atoms are neither created nor destroyed in chemical reactions o Compounds are formed when atoms of more than one element combine; a given  compound always has the same relative number and kinds of elements  JJ Thomson (1856­1940) discovered the electron through cathode rays o Also found the charge to mass ratio  Robert Millikan (1868­1953) found charge of electron Henri Becquerel (18520 1908) discovered radioactivity  Ernest Rutherford (1871­1937) discovered three types of radiation o Alpha­positive charged particles  Protons discovered in 1919 o Beta­negative charged, high speed particles   Electrons It takes 1,837 electrons to make the mass of a proton or neutron o Gamma­neutral charged, no mass particles   Neutrons discovered in 1932 by James Chadwick (1891­1972) The plum pudding model of an atom was that an atom was a huge uniform sphere of  positively charged and there were negative electrons spread throughout  o Rutherford and Marsden disproved this  Most important tool for chemist is the periodic table  Most molecular substances encounter contain only nonmetals  Molecular formula and empirical formula are NOT always the same Metals tend to lose electrons to form cations as nonmetals tend to gain an electron  forming anions Ionic compounds tend to be composed of metals bonded with nonmetals elements want to have the same number of electrons as the noble gases   Ionic compounds tend to be neutral unless otherwise stated o The cation charge cancels the anion charge   Organic compounds have hydrogen and carbon atoms   Naming ionic compound o Cations formed from metal atoms have the same name as the metal   If it has different possible charges, use roman numerals  Cations formed from nonmetal atoms have names that end in –ium o The names of monatomic anion are formed by replacing the ending of the name of element with –ide  Page 10 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide  Polyatomic anions containing oxygen have names ending in either –ate or  –ite  Naming acids  o Acids containing anions whose names end in –ide are named by changing the –ide ending to –ic, adding the prefix hydro­ to this anion, and then following with acid o Acids containing anions whose names end in –ate or –ite are named by changing  –ate to –ic and –ite to –ous and then adding the word acid   Naming binary molecular compound  o Name of the element further to the left in the periodic table is usually written first   If both elements are in the same group then the one closer to the bottom  goes first  o Name of second element given –ide  o Use Greek prefixes to show how many of each element there are   Do not use mono­ if the first element only have one  Things that only have hydrogen and carbon are named differently  o The name ends in –ane and have a prefix  Vocabulary Words      Atom: the smallest representative particle of an element       Subatomic Particles: particles such as protons, neutrons, and electrons that are smaller  than an atom      Cathode Rays: streams of electrons  that are produced when a high voltage is applied to  electrodes in an evacuated tube      Electron: a negatively charged subatomic particle found outside the atomic nucleus; it is  part of all atoms. An electron mass 1/1,837 times that of a proton       Radioactivity: the spontaneous disintegration of an unstable atomic nucleus with  accompanying emission of radiation      Nuclear Model: model of the atom with a nucleus containing protons and neutrons and  with electrons in the space outside the nucleus       Nucleus: the very small, very dense, positively charged portion of an atom; it is  comprised of  protons and neutrons       Neutrons: an electrically neutral particle found in the nucleus of an atom; it has  approximately the same mass as a proton       Proton: a positively charged subatomic particle found in the nucleus of an atom Page 11 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide      Electronic Charge: the negative charge carried by an electron; it has a magnitude of  1.602 X 10^­19 C      Angstrom: a common non­SI unit of length, denoted Å, that is used to measure atomic  dimensions. 1 Å=10^­10 meters      Atomic Mass Unit(amu): a unit based on the value of exactly 12 amu for the mass of   the isotope of carbon that has six protons and six neutrons in the nucleus   Atomic Number: the number of protons in the nucleus of an atom of an element       Atomic Weight: the average mass of the atoms of an element in atomic mass units  (amu); it is numerically equally to the mass in grams of one mole of the element       Mass Number: the sum of the number of protons and neutrons in the nucleus of a  particular atom      Isotope: atoms of the same element containing different number of neutrons and  therefore having different masses      Mass Spectrometer: an instrument used to measure the precise masses and relative  amounts of atomic and molecular ions       Periodic Table: the arrangement of elements in order of increasing atomic number, with  elements having similar properties  placed in vertical columns       Period: the row of elements that lie in a horizontal row on the periodic table       Group: elements that are in the same column of the periodic table; elements within the  same group or family exhibit similarities in their chemical formula       Metallic Elements (metals): elements that are usually solids at room temperature,  exhibits high electrical and heat conductivity, and appear lustrous. Most of the elements  on the periodic table are metals        Nonmetallic Elements (nonmetals): elements in the upper right corner of the periodic  table; nonmetals differ from metals in their physical and chemical properties       Metalloids: elements that lie along the diagonal line separating the metals from the  nonmetals in the periodic table; properties of metalloids are intermediate between those  of metal and nonmetals      Chemical Formula: a notation that uses chemical symbols with numerical subscripts to  convey the relative proportions of atoms of the different elements in a substance      Diatomic Molecule: a molecule composed of only two atoms       Molecular Compound:  a compound that consists of molecules       Molecular Formula: a chemical formula that indicates the actual number of atoms of  each element in one molecule of a substance  Page 12 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide      Empirical Formula: a chemical formula that shows the kinds of atoms and their relative  numbers in a substance in the smallest possible whole­number ratios      Structural Formula: a formula that shows not only number and kinds of atoms in the  molecules but also the arrangement (connections)  of the atoms       Ion: electrically charged atom or group of atoms (polyatomic ion); ions can be positively  or negatively charged, depending whether electrons are lost (positive) or gained  (negative) by the atom      Cation: a positively charged ion      Anion: a negatively charged ion      Polyatomic Ion: an electrically charged group f two or more atoms        Ionic Compound: a compound composed of cations and anions      Chemical Nomenclature: the rules used for naming structures      Oxyanion: a polyatomic anion that contains one or more oxygen atoms       Hydrocarbon: compounds composed of only carbon and hydrogen       Alkanes: compounds o carbon and hydrogen containing only carbon­carbon single bonds      Alcohol: an organic compound obtained by substituting a hydroxyl group (­OH) for a  hydrogen on a hydrocarbon      Isomers: compounds whose molecules have the same overall composition but different  structures   Chapter 3: Chemical Reactions and Reaction Stoichiometry    Lecture Notes  Amu is the atomic mass unit  o also called a Dalton o 1 amu is equal to 1.66053 X 10^­24 grams   Molar mass is in grams   Moles are in units  o To find the number of atoms, use Avogadro’s number   6.02217 X 10^23  amu   Percent composition is 100 X [(how many of element)(atomic mass of element)/(total  mass of compound)] o A quick check that you did this correctly is when you add up your answers for all  of the elements, you get 100%  When finding the empirical formula when you’re only given the percentages, the best  thing to do is imagine that the sample size is 100 grams and the percent numbers become  the number of grams  Page 13 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide o Then convert the grams to moles for each element  o Divide all the moles by the smallest one  o The whole numbers at the end represent the subscripts of the elements   If you need to find the molecular formula when you’re only given the molar mass and the empirical formula you do these steps: o First find the empirical mass  o Divide the molar mass by the empirical formula o Answer from the division you multiply the subscripts by the answer   Reactants (what goes in to a chemical formula) yields products (final result)  When balancing equations, the coefficients in front of a compound show how many of  that compound there are since the number of atoms in the reactants MUST EQUAL the  number of atoms in the products   Always make sure that chemical equations are balanced  o Place coefficients in front of compounds to ensure that the reactants and products  have the number of each element since matter cannot be created nor destroyed o This also helps to gain the mole ratio of compounds   Mole ratios are the coefficients that allow you in stoichiometry to figure  out if you have an amount of one compound, how much of another you  can make   It also makes comparing easier to figure out what the limiting reactant is   Limiting reactant is when ALL of the compound is used in a  reaction and other ones have some left, so the one that is consumed entirely is what limits how much of the other compounds are used  Textbook Notes   In a chemical formula the + is read as “reacts with” and the arrow as “produces”  To find the number of atoms in an equation, you multiply the coefficient by the subscripts  Coefficients in a reaction tells how many molecules there are  o Subscripts tell identity of the compound   When balancing an equation, NEVER change subscripts because then you change the compound   Sometimes chemical equations tell what state the compound is in  o g­gas  o l­liquid  o s­solid o aq­aqueous solution  meaning it is dissolved in water  Page 14 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide  There are three types of patterns with chemical reactions that are seen the most often o Combination reactions   This is when two or more substances react to form one product   A + B  C  o Decomposition reactions  This is when one substance undergoes a reaction to form two or more  substances   C  A + B o Combustion reaction  This is when it is a rapid reaction that produces flames   One of the reactants are almost ALWAYS oxygen gas from the air and the other is either a hydrocarbon or a derivatives of hydrocarbons with oxygen  When finding the mass of compounds, you use the atomic mass of each element that it is  made of and multiple by the amount of each element   Since atoms are so small in chemistry we talk about things in moles  o 1 mole is equal to 6.022 X 10^23 atoms/molecules/ or whatever you are  comparing   That number is called Avogadro’s number   The atomic weight of an element in atomic mass units is numerically equal to the mass in grams of 1 mole of that element  When labeling anything , need to be specific so the numbers are not confused with the  wrong compound   Use mole ratios to find the empirical formula  o Make it the lowest whole number ratios   To find the molecular formula you divide the molecular weight by the empirical formula  weight and then multiple the subscripts by that whole number   The limiting reactant is what stops a reaction because there is no longer any more to react with   Theoretical yield is the number of products that can be consumed by the limiting reactant\ o The actual yield is almost never the same  It is always smaller than the theoretical yield but never bigger   This is typically because some reactants might not react the way they are  suppose to   Percent yield is the comparison of the actual yield of a reaction to the theoretical yield  o To find the percent yield you divide the actual yield by the theoretical yield and  multiply it by 100  Vocabulary Words  Page 15 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide  Stoichiometry: the relationships among the quantities of reactants and products involved in chemical reactions  Chemical Equation: a representation of a chemical reaction using the chemical formulas of the reactants and products; a balanced chemical equation contains equal  number of  atoms of each element on both sides of the equation   Reactants: a starting substance in a chemical reaction; it appears to the left of the arrow  in a chemical equation  Products: a substance produced in a chemical reaction; it appears to the right of the  arrow in a chemical equation   Combination Reaction: a chemical reaction in which two or more substances combine  to form a single compound   Decomposition Reaction: a chemical reaction in which a single compound reacts to give two or more products   Combustion Reaction: a chemical reaction that proceeds with evolution of heat and  usually also a flame; most combustion involves reaction with oxygen, as the burning of a  match   Formula Weight: the mass of the collection of atoms by a chemical formula. For  example, the formula weight of NO2 (46.0 amu) is the sum of the masses of one nitrogen  atom and two oxygen atoms   Molecular Weight: the mass of the collection of atoms represented by the chemical  formula for a molecule   Mole: a collection of Avogadro’s number (6.022 X 10^23) of objects; for example, a  mole of H2O is 6.022 X 10^23 H2O molecules   Avogadro’s Number: the number of Carbon­12 atoms in exactly 12 grams of carbon­12; it equals 6.022 X 10^23 inverse mole   Molar Mass: the mass of one mole of a substance in grams; it is numerically equal to the formula weight in atomic units   Limiting Reactant (limiting reagent): the reactant present in the smallest stoichiometric quantity in a mixture of reactants; the amount of product that can form by the complete  consumption of the limiting reactant   Theoretical Yield: the quantity f product that is calculated to form when all of the  limiting reagent reacts   Page 16 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide  Percent Yield:  the rate of the actual (experimental) yield of a product to its theoretical  (calculated) yield, multiplied by 100  Chapter 4: Reactions in Aqueous Solution   Lecture Notes   Percent yield = (actual yield)/(theoretical yield)X100  o Actual is what you are given o Theoretical is when you do the math to find out how much you should have   Morality= (number of moles)/Liter   If you are doing a dilution problem that means the moles stay the same so to solve it you  do: o (morality of beginning)(volume of beginning)= (morality of end)(volume of end)  Oxidation number tells how many electrons the atom compared to the neutral atom  o Rules for assigning oxidation numbers   Oxidation number of elements (in their natural stable state) is always zero.  Simple monatomic ions have an oxidation number equal to its charge.    Sum of the oxidation numbers of all atoms in a formula must equal the  charge on the formula. If no charge is shown, it is assumed to be zero.    Certain elements have the same oxidation number in all or nearly almost  all of their compounds.  For compounds or atoms, unless stated assume that it is a neutral atom   Reduction described the removal of oxygen from a substance. o Meaning that it loses an electron  Oxidation referred to the combination of a substance with oxygen. o Meaning that it gains an electron  Indicator: A substance whose color is different in its acid form than in its base form.   Thus changes color with pH.   Equivalence point: The point in the titration when the moles of H  ions present originally  have reacted with an equivalent amount of OH  ions from the buret.This is a theoretical  point.   End point: The point in the titration that occurs when a tiny excess of OH  ions changes  the indicator color permanently to its color in base.  This is the physical change point.  If  the proper indicator is chosen, the end point will be a good approximation to the  equivalence point.  Chapter 4: Reactions in Aqueous Solution   Page 17 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide Lecture Notes   Percent yield = (actual yield)/(theoretical yield)X100  o Actual is what you are given o Theoretical is when you do the math to find out how much you should have   Morality= (number of moles)/Liter   If you are doing a dilution problem that means the moles stay the same so to solve it you  do: o (morality of beginning)(volume of beginning)= (morality of end)(volume of end)  Oxidation number tells how many electrons the atom compared to the neutral atom  o Rules for assigning oxidation numbers   Oxidation number of elements (in their natural stable state) is always zero.  Simple monatomic ions have an oxidation number equal to its charge.    Sum of the oxidation numbers of all atoms in a formula must equal the  charge on the formula. If no charge is shown, it is assumed to be zero.    Certain elements have the same oxidation number in all or nearly almost  all of their compounds.  For compounds or atoms, unless stated assume that it is a neutral atom   Reduction described the removal of oxygen from a substance. o Meaning that it loses an electron  Oxidation referred to the combination of a substance with oxygen. o Meaning that it gains an electron  Indicator: A substance whose color is different in its acid form than in its base form.   Thus changes color with pH.   Equivalence point: The point in the titration when the moles of H  ions present originally  have reacted with an equivalent amount of OH  ions from the buret.This is a theoretical  point.   End point: The point in the titration that occurs when a tiny excess of OH  ions changes  the indicator color permanently to its color in base.  This is the physical change point.  If  the proper indicator is chosen, the end point will be a good approximation to the  equivalence point. Textbook Notes  In a solution, the substance that does the dissolving is the solvent and the substance that  is being dissolved is the solute  Some aqueous solutions are good conductors of electricity and others are not Page 18 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide o It depends on if there are ions present when the substance dissolves  Acids tend to dissolve into ions when it is mixed with water  In a chemical formula, if the arrow is a full arrow that means it is a strong electrolyte and  it only goes one way o As for if it is half arrow going in opposite directions it means it is a weak  electrolyte and it goes forwards and backwards to keep the equation in  equilibrium  When pairs of oppositely charged ions attach to each other so strongly that they form an  insoluble ionic solid, it is called a precipitation reaction  o This happens often in deep sea vents   Equations can only be balanced AFTER you know the products of the equations   For exchange reactions it follows the form AX + BY  AY + BX o Use the chemical formula of the reactants to determine which ions are present  o Write the chemical formulas of the products by combining the cation from one  reactant with the anion of the other, using the ionic charges to determine the  subscripts in the chemical formula  o Check the water solubility’s of the products.   For a precipitation reaction to occur, at least one product must be insoluble in water  o Balance the equation   For ionic equations, if every ion is in a complete ionic equation then it is a spectator  which means no reaction occurs   The steps for writing an ionic equation  o Write a balanced molecular equation for the reaction o Rewrite the equation to show the ions that form in solution when each soluble  strong electrolyte dissociates into its ions.  Only strong electrolytes dissolved in aqueous solution are written in ionic  form  o Identify and cancel spectator ions   Acids are called proton donors typically   Rule of thumb that neutralization reaction between an acid and a metal hydroxide  produces water and a salt   Oxidized means that the compound loses an electron and becomes more positive   Reduced means that the compound gains electrons and comes more negative    Oxidation numbers help to keep track of which elements are losing and gaining electrons o For an atom in its elemental form, then the oxidation number is always zero o For any monatomic ion, then the oxidation number is the ionic  can be positive  Page 19 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide  Oxygen is usually a ­2 charge but when it is a peroxide (O2) then each  oxygen atom has a charge of ­1  Halogens have a ­1 charge when bonded to metals and a +1 charge when  bonded to nonmetals   Fluorine is ALWAYS ­1 though  Nobel metals are the transition metals that do not really react   Alkaline and Alkali metals are active metals because they react often    When adding an acid or base to water, make sure to pour the acid or base into water and  not the other way around   When the concentration is unknown you can use titrations to figure it out Vocabulary Words     Aqueous Solution: a solution in which water is the solvent      Solvent: the dissolving medium of a solution; it is normally the component of a solution  present in the greater amount      Solute: a substance dissolved in a solvent to form a solution; it is normally the  component of a solution present in the smaller amount     Electrolyte: a solution that produces ions in solution; an electrolytic solution conducts an electric current      Nonelectrolyte: a substance that does not ionize in water and consequently gives a  nonconducting solution      Strong Electrolyte: a substance (strong acids, strong bases, and most salts) that is  completely ionized in solution     Weak Electrolyte: a substance that only partly ionizes in solution      Chemical Equilibrium: a state of dynamic balance in which the rate of formation of the  products of a reaction from the reactants equal the rate of formation of the reactants from  the products; at equilibrium the concentrations of the reactants and products remain  constant     Precipitation Reaction: a reaction that occurs between substances in solution in which  one of the products are insoluble      Precipitate: an insoluble substance that forms in, and separates from, a solution      Solubility:  the amount of the substance that dissolves in a given quantity of solvent at a  given temperature to form a saturated solution Page 20 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide     Exchange (Metathesis) Reaction: a reaction between compounds that when written as a  molecular equation appears to involve the exchange of ions between the two reactants     Molecular Equation: a chemical equation in which the formula for each substance is  written without regard for whether it is an electrolyte or a nonelectrolyte       Complete Ionic Equation: a chemical equation in which dissolved strong electrolyte  (such as dissolved in ionic compounds) are written as separate ions     Spectator Ions: ions that go through a reaction unchanged and that appear on both sides  of the complete ionic equation      Net Ionic Equation: a chemical equation for a solution reaction in which soluble strong  electrolytes are written as ions and spectator ions are omitted      Acids: a substance that is able to donate a H+ ion (proton) and, hence, increases the  concentration of H+ when it dissolves in water      Bases: a substance that is an H+ acceptor; a base produces an excess of OH­ ions when it  dissolves in water     Strong Acids: an acid that ionizes completely in water      Strong Base: a base that ionizes completely in water      Weak Acid: an acid that only partially ionizes in water      Weak Base: a base that only partially ionizes in water      Neutralization Reaction: a reaction in which an acid and a case react in  stoichiometrically equivalent amounts; the neutralization reaction between an acid and a  metal hydroxide produces water and a salt      Salt: an ionic compound formed by replacing one or more hydrogens of an acid by other  cations      Oxidation­reduction (Redox) Reaction: a chemical reaction in which the oxidation  states of certain atoms change      Redox (Oxidation­reduction) Reaction: a reaction in which certain atoms undergo  changes in oxidation states. The substance increasing in oxidation state is oxidized ; the  substance decreasing in oxidation state is reduced      Oxidation: a process of which a substance loses one or more electrons      Reduction: a process of which a substance gains one or more electrons      Oxidation Number (Oxidation State): a positive or negative whole number assigned to  an element in a molecule or ion on the basis of a set of formal rules; to some degree it  reflects the positive or negative character of that atom  Page 21 of 22 Chemistry Exam 1 Study Guide     Displacement Reaction: a reaction in which an element reacts with a compound,  displacing an element from it     Activity Series: a list of metals in order of decreasing ease of oxidation      Concentration: the quantity of solute present in a given quantity of solvent or solution     Molarity: the concentration of a solution expressed as moles of solute per liter of  solution; abbreviated M      Dilution: the process of preparing ales concentrated solution from a more concentrated  one by adding solvent     Titrations: the process of reacting a solution of unknown concentration with one of   known concentration (standard solution)      Standard Solution: a solution of known concentration     Equivalence Point: the point in a titration at which the added solute reacts completely  with the solute present in the solution Basic Needs to Know Equations  Kelvin= Celsius + 273.15  Celsius= (5/9)(Fahrenheit ­32)  Fahrenheit =(9/5)( Celsius) + 32  Atomic weight= sum of each isotope mass X the percentage available   Elemental composition={[(number of atoms of the element)X(atomic weight of  element)]/(formula  weight of compound)} X 100%  Percent yield= [(actual yield)/(theoretical yield)]  X 100%  Molarity= (moles of solute)/(volume of solution in liters)  (morality of concentrations) X (volume of concentration) = (morality of diluted) X  (volume of diluted) Page 22 of 22


Buy Material

Are you sure you want to buy this material for

50 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!"

Bentley McCaw University of Florida

"I was shooting for a perfect 4.0 GPA this semester. Having StudySoup as a study aid was critical to helping me achieve my goal...and I nailed it!"


"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.