×
Log in to StudySoup
Get Full Access to UNLV - CHEM 121 - Study Guide - Midterm
Join StudySoup for FREE
Get Full Access to UNLV - CHEM 121 - Study Guide - Midterm

Already have an account? Login here
×
Reset your password

UNLV / Chemistry / CHEM 121A / What is the chemical symbol of hydrogen?

What is the chemical symbol of hydrogen?

What is the chemical symbol of hydrogen?

Description

School: University of Nevada - Las Vegas
Department: Chemistry
Course: General Chemistry I
Professor: Berg
Term: Fall 2016
Tags:
Cost: 50
Name: General Chemistry Final Exam Study Guide
Description: These are all the 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. For chapter 11 the lecture notes are combined with chapter 10 because that’s how the teacher did it. (:
Uploaded: 12/11/2016
51 Pages 299 Views 3 Unlocks
Reviews

tishagrayyoga (Rating: )



General Chemistry 121 Final Study Guide


What is the chemical symbol of hydrogen?



General Chemistry Final Exam Study Guide  

Note: These are all the 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.  For chapter 11 the lecture notes are combined with chapter 10 because that’s how the teacher did

it.

    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 We also discuss several other topics like How many significant figures are in the number 4001?
If you want to learn more check out Epigenesis means what?

∙   The most common elements that are made of two or more of the SAME elements are: o H2 (Hydrogen)


What is the chemical symbol of nitrogen?



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 


What is the chemical symbol of oxygen?



∙ Earth 

∙ Water  If you want to learn more check out What are the characteristics of living things?

∙ Wind 

∙ Fire

o Alchemy were trying to make metals into gold  We also discuss several other topics like Why does methylation turn dna into heterochromatin?

 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

General Chemistry 121 Final Study Guide

 Simple statement of something that happens over and over again

o Write a hypothesis 

 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 Don't forget about the age old question of What is the diffusion of urbanization?

∙ 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  If you want to learn more check out What is fascism?

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

General Chemistry 121 Final Study Guide

Solid 

Liquid 

Gas

Arrangement of atoms 

Packed closely 

Not as packed 

Spread out

Speed of

molecules 

Can wiggle but not much

Move rapidly and can slide past others

High speed with

constant 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

General Chemistry 121 Final 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

General Chemistry 121 Final 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 

General Chemistry 121 Final 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

General Chemistry 121 Final 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 1000th 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 

General Chemistry 121 Final 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

General Chemistry 121 Final 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

Copper 

Cu2+

copper(II)

cupric

Gold 

Au+

gold(I)

aurous

Gold

Au3+

gold(III)

auric

Iron

Fe2+

iron(II)

ferrous

Iron 

Fe3+

iron(III)

ferric

Mercury 

Hg22+

mercury(I)

mercurous

Mercury 

Hg2+

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

H2O

Water 

NH3

Ammonia 

CH4

Methane

H2O2

Hydrogen peroxide

N2H4

Hydrazine

PH3

Phosphine

Textbook Notes 

∙   John Dalton (1766­1844) came up with the atomic theory 

General Chemistry 121 Final 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 

General Chemistry 121 Final 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

General Chemistry 121 Final 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 

General Chemistry 121 Final 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 

General Chemistry 121 Final 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 

General Chemistry 121 Final 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 

General Chemistry 121 Final 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  

General Chemistry 121 Final 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.

∙ 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 

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ 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 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

General Chemistry 121 Final Study Guide

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   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 

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ 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

  ∙       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 

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       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 

  ∙       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

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       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

    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. 

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ 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.

∙ 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.

General Chemistry 121 Final Study Guide

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 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 

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ 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   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 

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       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

  ∙       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 

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       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 

  ∙       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

Chapter 5: Thermochemistry 

Lecture Notes  

∙ Energy is the capacity to do work or to transfer heat

∙ Work is force X distance 

o The unit is Joule (1 [kilogram X meters squared]/[seconds squared]) o 1 calorie = 4.185 Joules 

∙ Heat is thermal energy the energy transferred from a hotter object to a colder object  ∙ Kinetic energy is half of the mass X velocity 

∙ First law of thermodynamics is that energy is neither created nor destroyed  ∙ Change in energy= heat + work = work – pressure X change in volume  o If heat is positive then heat added to the system

o If heat is negative then heat is removed from the system

o If work is positive then work is done on the system

o If work is negative then work is done by the system

∙ Enthalpy = energy + pressure X volume 

∙ Every element has their own specific heat capacity 

∙ Heat capacity is the amount of energy required to raise the temperature of an object by  one degree

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ To find the change in internal heat you can subtract the energy of the reactants from the 

energy of the products 

∙ Molar heat capacity is heat capacity of one mole of a substance 

∙ Specific heat capacity is the heat capacity of one gram of a substance  ∙ Heat (q)=  mass (m) X specific heat (c or s) X change in temperature  ∙ If it says change then it has a sign but released, gained, lose, do not have a sign ∙ To find enthalpy problems need to look at how much energy it used through each phrase  ∙ For a chemical equation that is balanced, if it is given the change in enthalpy you divide it

by the coefficient for the reactants and products to find the heat change  ∙ If you switch the reactants and products around then the change in enthalpy becomes the  opposite of the original

o Ex. If AX + BY   AY + BX with an change in enthalpy of 347 kilojoules then  AY + BX  AX + BY has a change in enthalpy of ­347 kilojoules 

∙ Enthalpy change depends on what state the reactants are in 

∙ Hess’s law:  if a reaction is carried out in a number of steps, change in enthalpy for the  overall reaction is the sum of change in enthalpy for each individual step. ∙ Heat of formation is the amount of energy is takes to make one mole of a compound from the reaction of its elements in their most stable forms.

∙ Bond enthalpies are when a bond is broken in the gas form

Textbook Notes 

Kinetic energy= ½ (mass X speed squared)

Potential energy is “stored” energy and based on position

o Electrostatic potential energy is based on interaction of charged particles   Electrostatic potential energy= [(constant of 8.99 X 10^9) X (charge of  particle 1) X (charge of particle 2)]/(distance of the two particles) 

Forms of energy can be converted to other forms 

The SI unit for energy is the Joule 

o Sometimes convert to calorie which is 1 calorie = 4.184 Joules

When studying it is important to know what kind of system you are working with  o Open­ energy and matter can interact with the surrounding 

o Closed­ energy and matter cannot interact with the surrounding

o Isolated­ energy and matter do not interact with each other or their surroundings Work=force X distance 

The change in energy can be found by subtracting the initial internal energy level from  the final internal energy level

o When the total is positive that means that the final internal energy is greater than  the initial internal energy meaning the system has gained energy from the  surroundings

General Chemistry 121 Final Study Guide

o When the total is negative that means that the final internal energy is less than the  initial internal energy meaning the system has lost energy to its surrounding Change in energy = heat + work 

o Positive change in energy net gain of energy 

o Negative change in energy net loss of energy 

o Positive heat system gains heat 

o Negative heat  system loses heat

o Positive work  work done on system 

o Negative work  work  done by system

When the system absorbs heat then it is called endothermic 

When the system loses heat then it is called exothermic 

The amount of energy does not matter how it got to the state that it is in  The change in energy is a state function because it does not matter how it gets to it Enthalpy = energy + Pressure X volume 

For a constant pressure work = negative pressure X change in volume  For the pressure­volume work the unit is usually L­atm so use the conversion of 1 L atm=101.3 Joules 

To find the enthalpy you can subtract the enthalpy of the reactants from the enthalpy of  the products 

Guidelines for using thermochemical equation and enthalpy diagrams  o Enthalpy is an extensive property 

 This means that it depends on how much there is so if you double the  moles of the reactants then the change in heat will be twice the original  o Enthalpy is the opposite when reactants are switched with the products  o Enthalpy depends on the states of the reactants because some states require less  energy and heat than others 

Specific heat= (quantity of heat)/((grams of substance) X (temperature change)) When using a calorimeter to measure the heat transfer, it is important to keep the pressure constant 

For studying combustion with a calorimeter, the change in energy and the change in  enthalpy are pretty much the same with less than a 0.1% difference, so we do not have to  pay attention to the difference 

For enthalpy changes it does not matter how many steps there are to get there because the total will still be the same 

o Hess’s Law proves this and states that enthalpy does not matter what path a  reaction takes to get to the final state 

For enthalpies it is important to have a standard to make solving them easier  Can solve any enthalpy problem if it is in standard form 

For the fuel value of food or any kind of fuel you can use a calorimeter to find it  Fats are a good storage for energy for the human body because they are insoluble in water and they are able to produce more energy than proteins or carbohydrates  

General Chemistry 121 Final Study Guide

Issues with fossil fuels is they let out a lot of energy which is needed but to get them it is  usually very costly or not safe to do so

Other types of sources 

o Nuclear energy is released with fission (splitting) or fusion (combing) of atomic  nuclei 

o Solar energy from the sun

o Win energy from windmills 

o Geothermal energy from the heat stored in Earth’s ground

o Hydroelectric energy from flowing water 

o Biomass energy from crops and biological waste 

Vocabulary Words  

∙ Thermodynamics: the study of energy and its transformation 

∙ Thermochemistry: the relationship between chemical reactions and energy changes  ∙ Energy: the capacity to do work or to transfer heat 

∙ Work: the movement of an object against some force 

∙ Heat: the flow of energy from a body at higher temperature to one at lower temperature  when they are placed in thermal contact

∙ Kinetic Energy: the energy that an object possesses by virtue of its motion  ∙ Potential Energy: the energy that an object possesses as a result of its composition or its  position with respect to another object 

∙ Joule: the SI unit of energy, 1 kilogram­meter squared/ seconds squared. A related unit is the calorie: 4.184 Joules = 1 calorie

∙ Calorie: a unit of energy; it is the amount of energy needed to raise the temperature of 1  gram of water by 1 degree Celsius from 14.5 degree Celsius to 15.5 degree Celsius. A  related unit is the joule: 1 cal = 4.184 Joules  

∙ System:  in thermodynamics, the portion of the universe that we single out for study. We  must be careful to state exactly what the system contains and what transfers of energy it  may have with its surroundings

∙ Surrounding: in thermodynamics, everything that lies outside the system that we study ∙ Force: a push or pull 

∙ First Law of Thermodynamics: a statement that energy is conserved in any process.  One way to express the law is that the change in internal energy of a system in any  process is equal to the heat added to the system, plus the work done on the system by the  surroundings

∙ Internal Energy: the total energy possessed by a system. When a system undergoes a  change, the change in internal energy is defined as the heat added to the system, plus the  work done on the system by its surroundings

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ Endothermic Process: a process in which a system absorbs heat from its surroundings ∙ Exothermic Process: a process in which a system releases heat to its surroundings ∙ State Function: a property of a system that is determined by its state or condition and not

by how it got to that state; its value is fixed when temperature, pressure, composition, and physical form are specified. Enthalpy, volume, temperature, energy, and pressure are  state functions 

    Enthalpy: a quantity defined by the relationship, Enthalpy = energy + Pressure X  volume; the enthalpy change for a reaction that occurs for a constant pressure is the heat  evolved or absorbed in the reaction  

∙ Pressure­volume Work: work performed by expansion of a gas against resisting 

pressure 

  ∙       Enthalpy of Reaction: the enthalpy change associated with a chemical reaction    ∙       Calorimetry: the experimental measurement of heat produced in chemical and physical  properties 

  ∙       Calorimeter: an apparatus that measures the heat released or absorbed in a chemical or  physical process 

  ∙       Heat Capacity: the quantity of heat required to raise the temperature of a sample of  matter by 1 degree Celsius 

  ∙       Molar Heat Capacity: the quantity of heat required to raise the temperature of one mole  of a substance by 1 degree Celsius

  ∙       Specific Heat Capacity: the heat capacity of 1 gram of a substance; the heat required to  raise the temperature of 1 gram of a substance by 1 degree Celsius

  ∙       Bomb Calorimeter: a device for measuring the heat evolved in the combustion of a  substance under constant­volume conditions 

  ∙       Hess’s Law: the heat evolved in a given process can be expressed as the sum of the heats of several processes that, when added, yield the process of interest 

  ∙       Enthalpy Formation: the enthalpy change that accompanies the formation of a  substance from the most stable forms of its component elements 

  ∙       Standard Enthalpy Change: the change in enthalpy in a process when all reactants and  products are in their stable forms of 1 atm pressure and a specified temperature,  commonly 25 degree Celsius 

  ∙       Standard Enthalpy of Formation: the change in enthalpy accompanies the formation of one mole of a substance from its element, with all substances in their standard states    ∙       Fuel Value: the energy released when 1 gram of a substance is combusted    ∙       Fossil Fuels: coal, oil, and natural gas, which are presently our major source of energy    ∙       Natural Gases: a naturally occurring mixture of gaseous hydrocarbon compounds  composed of hydrogen and carbon 

  ∙       Petroleum: a naturally occurring combustible liquid composed of hundreds of  hydrocarbons and other organic compounds 

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       Coal: a naturally occurring solid containing hydrocarbons of high molecular weight, as  well as compounds containing sulfur, oxygen, and nitrogen 

  ∙       Renewable Energy Sources: energy such as solar energy, wind energy, and  hydroelectric energy derived from essentially inexhaustible sources 

    Chapter 6: Electronic Structure of Atoms 

Lecture Notes 

∙ The periodic table is arranged by increasing atomic number

o When this is done, elements with similar properties end up lining up together  ∙ black body radiation is when you use a black box to see which colors are absorbed ∙ there is an inverse relationship between wavelength and frequency  ∙ should know the order of the wavelengths increasing 

∙ energy = Planck’s constant (h) X frequency (v)

o Planck’s constant = = 6.63 × 10^­34J∙s

∙ wavelength = c/v

o c= 3.00 × 10 8 m/s

o v=frequency 

 the number of waves passing a given point per unit of time 

∙ electrons act as standing waves 

∙ not possible to put two electrons in the same orbital 

∙ Electromagnetic spectrum arranges different forms of energy by lower to higher  o This follows for longer to shorter wavelengths 

∙ Kinetic energy=1/2 mass X velocity 

o Also equals (Planck’s constant X velocity) – minimum energy to remove electron  ∙ To find the radius of an atom it is 

o (Number of orbit squared/ atomic number) X 0.529 

∙ Orbitals are assigned by a set of three quantum numbers 

∙ Quantum number is defined as n: L, mL, ms)

o N­the row number 

o L­type of orbital 

 S block­0

∙ Spherical 

 P block­ 1 

∙ Dumbbell 

 D block­2

∙ Cloverleaf

 F block­3

∙ Many lobes 

o mL­ location based on the middle block

o ms­ which arrow the last arrow draw is facing 

∙ No two electrons have the same quantum numbers 

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ Valance electrons are in charge of being used to combine to make compounds  ∙ Orbitals are assigned by a set of three quantum numbers 

∙ Quantum number is defined as n: L, mL, ms)

o N­the row number 

o L­type of orbital 

 S block­0

∙ Spherical 

 P block­ 1 

∙ Dumbbell 

 D block­2

∙ Cloverleaf

 F block­3

∙ Many lobes 

o mL­ location based on the middle block

o ms­ which arrow the last arrow draw is facing 

∙ No two electrons have the same quantum numbers 

Textbook Notes  

∙   All waves move through a vacuum at the speed of light 

o 2.998 X 10^8 meters/seconds 

o Speed of light=wavelength X frequency 

∙ Energy = Planck’s constant X frequency 

o Planck’s constant = 6.626 X 10^­34 Joules seconds 

∙ Light behaves like a wave and a particle 

∙ Not all radiation comes out in a straight line so there are different types of spectrum 

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ 1/ (wavelength of spectrum line)= (Rydberg constant) X [ (1/integer 1 squared)­(1/integer

2 squared)]

o Rydberg constant= 1.096776 X 10^7 per meter 

o Integer 2 has to be bigger than integer 1

∙ For change of energy when it comes to electrons the sign is important  o Positive means that a photon is absorbed 

o Negative means that a photon is emitted 

∙ Frequency = Planck’s constant/ (mass X velocity)

∙ The uncertainty principle shows that it is impossible to know the exact location and exact

momentum of an electron 

o Change in location X change in (mass X velocity) equal to or greater than 

Planck’s constant/ 4pi 

∙   To guess where the electron of an atom will be they use wave functions to have a general 

idea 

∙   The high probability density is what causes people to say that an atom has a nucleus and 

surrounded by an electron cloud 

∙ Bohr’s model uses ONE number to describe orbital and the quantum mechanical model 

uses THREE numbers 

o First number is the principle quantum number  

 Can only be a positive integer 

 Denoted as n 

o Second number is the angular momentum quantum number 

 Can be zero and above 

 Denoted as mL and found by n­1

 Relates to the shape of the orbital 

o Third number is the magnetic quantum number 

 Can be the numbers from –mL to +mL

 Denotes the orientation of the orbital 

∙ The s orbital is spherical shaped

o There is only one orbital 

∙ The p orbital is dumbbell shaped 

o There are three different orbitals 

∙ The d orbital is clover shaped

o There are five different orbitals 

∙ The f orbital is complicated shaped 

o There are seven different orbitals 

∙ There is another quantum number that has to do with the rotation of the electron  o The only possible values are either positive ½ or negative ½

∙ Hund’s rule shows how the electrons get placed for the electron configuration  ∙ Number of orbitals for each row can be found by squaring the row number 

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ The electron configuration goes with which block the element is in  Vocabulary Words  

  ∙       Electronic Structure: the arrangements of electrons in an atom or molecule    ∙       Electromagnetic Radiation (Radiant Energy): a form of energy that has wave 

characteristics and that propagates through a vacuum at the characteristic speed of 3.00 X

10^8 meters/ seconds 

  ∙       Wavelength: the distance between identical points on successive waves    ∙       Frequency (lambda): the number of times per second that one complete wavelength 

passes a given point 

  ∙       Quantum: the smallest increment of radiant energy that may be absorbed or emitted; the 

magnitude of radiant energy is Planck’s constant X frequency 

  ∙       Planck Constant (h): the constant that relates the energy and frequency of a photon, 

E=hv. Its value is 6,626 X 10^­34 Joules seconds 

  ∙       Photoelectric Effect: the emission of electrons from a metal surface induced by light   ∙       Photon: the smallest increment (a quantum) of radiant energy; a photon of light with 

frequency has an energy equal to hv. 

  ∙       Spectrum: the distribution among various wavelengths of the radiant energy emitted or 

absorbed by an object 

  ∙       Continuous Spectrum: a spectrum that contains radiation distributed over all 

wavelengths 

  ∙       Line Spectrum: a spectrum that contains radiation at only certain specific wavelengths    ∙       Ground State: the lowest­energy, or most stable, state 

  ∙       Excited State: a higher energy state than the ground state 

  ∙       Momentum: the product of the mass and velocity of an object 

  ∙       Matter Waves: the term used to describe the wave characteristics of a moving particle    ∙       Uncertainty Principle: a principle stating there is an inherent uncertainty in the 

precision with which we can simultaneously specify the position and momentum of a  particle. This uncertainty is significant only for particles of extremely small mass, such as

electrons 

  ∙       Wave Functions: a mathematical description of an allowed energy state (an orbital) for  an electron in the quantum mechanical model of the atom; it is usually symbolized  by the Greek letter psi 

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       Probability Density: a value that represents the probability that an electron will be found

at a given point in space. Also called electron density 

  ∙       Electron Density: the probability of finding an electron at any particular point in an 

atom; this probability is equal to wave function squared. Also called probability density    ∙       Orbitals: an allowed energy state of an electron in the quantum mechanical model of the 

atom; the term orbital is also used to describe the spatial distribution of the electron. An 

orbital is defined by the values of three quantum numbers 

  ∙       Electron Shell: a collection of orbitals that have the same value of n. For example, the 

orbitals with n=3 (the 3s, 3p, and 4d orbitals) comprise the third shell

  ∙       Subshell: one or more orbital with the same set of quantum numbers n and mL. For  example, we speak of the 2p subshell (n=2, mL=1) which, is comprised of three orbitals 

(2px, 2py, and 2pz) 

  ∙       Radial Probability Function: the probability that the electron will be found at a certain 

distance from the nucleus 

  ∙       Nodes: points in an atom at which the electron density is zero. For example, in a 2s 

orbital is spherical 

  ∙       Degenerate: a situation in which two or more orbitals have the same energy     ∙       Electron Spin: a property of the electron that makes it behaves as though it were a tiny 

magnet. The electron behaves as if it were spinning on its axis; electron spin is quantized   ∙       Spin Magnetic Quantum Number: a quantum number associated with the electron spin;

it may have values of + ½ or ­ ½

  ∙       Pauli Exclusion Principle: a rule stating that no two electrons in an atom may have the  same four quantum numbers. As a reflection of this principle, there can be no more than 

two electrons in any one atomic orbital 

  ∙       Electron Configuration: the arrangement of electrons in the orbitals of an atom or 

molecule

  ∙       Hund’s Rule: a rule stating that electrons occupy degenerate orbitals in such a way as to  maximize the number of electrons with the same spin. In other words, each orbital has 

one electron placed in it before pairing of electrons in orbitals occurs 

  ∙       Core electrons: the electrons that are not in the outermost shell of an atom   ∙       Valance Electrons: the outermost electrons of an atom; those that occupy orbitals not 

occupied in the nearest noble­gas element of lower atomic number. The valance electrons are the ones the atom uses in bonding 

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       Transition Elements (Transition Metals): elements in which the d orbitals are partially 

occupied 

  ∙       Lanthanide Elements (Rare Earth Elements): element in which the 4f subshell is only 

partially occupied 

  ∙       Actinide Elements: element in which the 5f orbitals are only partially occupied    ∙       Representative Elements (Main­group Elements): elements in the s and p blocks of the

periodic table 

  ∙       F­block Metals: lanthanides and actinide elements in which the 4f or 5f orbitals are  partially occupied 

    Chapter 7: Periodic Properties of the Elements 

Lecture Notes 

∙ Ionization energy is the energy needed to remove an electron

o Ionization Potential (1st ionization energy) is the energy needed to remove the 1st 

most loosely bound electron

o Second Ionization Energy is the energy needed to remove the 2nd most loosely 

bound electron. 

o Valence electrons are easier to remove than inner core ones 

o Moving across the periodic table from left to right the radiuses tend to decrease  o Moving up the periodic table the radiuses tend to increase 

∙ Electron affinity is the energy difference between upon the additional electrons o Moving across the periodic table from left to right the radiuses tend to decrease  o Moving up the periodic table the radiuses tend to increase 

∙ Atomic radius is difficult to figure out because the exact location is unknown o The bonding atomic radius is found by one­half of the distance between 

covalently bonded nuclei.

 The nuclear charge affects it 

∙ This number depends on the nucleus and electrons because 

electrons are attracted to the nucleus but repelled by other electrons

 The highest quantum number defined as “n” affects the radius 

 The shielding effect =  atomic number ­ screening constant

∙ Also called effective nuclear charge

 Moving across the periodic table from right to left the radiuses tend to 

decrease 

 Moving down the periodic table the radiuses tend to increase 

Textbook Notes 

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙   Mendeleev is credited for the creation of the periodic table 

o He predicted two elements that were never founded in his time but he almost had 

their exact properties from how he had arranged his table 

 The two elements were Gallium (Ga) and Germanium (Ge) 

o He arranged his periodic table by atomic weight 

∙   Moseley discovered the atomic numbers 

∙   For atoms that have multiple electrons, the repulsion from the electrons cancel some of 

the attraction from the nucleus 

∙   The effective nuclear charge = atomic number – screening coefficient  o The screening coefficient is usually equal to the number of core electrons o Increases from left to right across the periodic table 

o Increases as you move down the periodic table 

∙   Atoms are closer together when bonded than when they’re not 

∙   Atomic radii are estimates of the distance between two bonded atoms and takes half of it  o Increases from top to bottom on the periodic table 

o Decrease from left to right on the periodic table 

∙   The size of the ion depends on the size of its charge 

o Cations tend to be smaller than the neutral atom

o Anions tend to be bigger than the neutral atom

o Increases as it moves down the periodic table 

∙   Ionization energy is how much energy it takes an atom to lose an electron  o Each time an electron has to be moved it increases the energy that is needed to do 

so. 

o There is a sharp increase in energy needed when an inner shell electron is tried to 

be removed 

o Increases left to right on the periodic table 

o Decreases going down the periodic table 

  o       THIS IS WHEN AN ATOM     LOSES AN ELECTRON  

∙   Electron affinity is how much energy is released by an atom when an electron is formed  o Usually it is a negative number 

o When the number is positive that means that the electron would have to occupy a 

higher electron shell and that requires more energy 

 This is usually unstable and typically does not happen 

  o       THIS IS WHEN AN ATOM     GAINS AN ELECTRON  

∙   Metals tend to have low ionization energy and forms cations easily  ∙   Alkali metals almost always form hydrogen gas when mixed with water  o Lose electrons relatively easy 

∙   Alkaline earth metals tend to form cations with +2 charge 

Vocabulary Words 

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       Valance Electrons: the outermost electrons of an atom; those that occupy orbitals not  occupied in the nearest noble­gas element of lower atomic number. The valance electrons

are the ones the atom uses in bonding

  ∙       Effective Nuclear Charge: the net positive charge experienced by an electron in a many electron atom; this charge is not the full nuclear charge because there is some shielding of

the nucleus by other electrons in the atoms 

  ∙       Bonding Atomic Radius: the radius of an atom as defined by the distance separating it 

from other atoms to which it is chemically bonded

  ∙       Isoelectronic Series: a series of atoms, ions, or molecules having the same number of 

electrons 

  ∙       Ionization Energy: the energy required to remove an electron from a gaseous atom when

the atom is in its ground state 

  ∙       Electron Affinity: the energy change that occurs when an electron is added to a gaseous 

atom or ion  

  ∙       Metallic Character: the extent to which an element exhibits the physical and chemical  properties characteristic of metals, for example, luster, malleability, ductility, and good 

thermal and electrical conductivity 

  ∙       Alkali Metals: members of group 1A in the periodic table 

  ∙       Alkaline Earth Metals: members of group 2A in the periodic table    ∙       Hydride Ion: an ion formed by the addition of an electron to a Hydrogen atom   ∙       Ozone: the name given to O3, an allotrope of Oxygen 

  ∙       Halogens: members of group 7A in the periodic table

  ∙       Nobel Gases: members of group 8A in the periodic table 

    Chapter 8: Basic Concepts of Chemical Bonding 

Lecture Notes 

∙ A chemical bond is the attractive force holding two or more atoms together. ∙ There are three types of chemical bonds 

o Ionic bonds which is the electrostatic attraction between ions 

 Usually between a metal and a nonmetal 

o Covalent bonds which is the sharing of electrons between atoms 

 Usually between nonmetals 

 The bonds are not always equally sharing the electrons 

o  Metallic bonds which is the metal atoms bonded to other atoms 

∙ Lewis dot structures show an element’s valance electrons

General Chemistry 121 Final Study Guide

o Rule of thumb they are trying to get to 8 with the exception of Helium which only

needs 2 

o When showing molecules the lines show where the electrons are being shared and

is a bond 

 Triple bonds are shorter than double bonds and double bonds are shorter 

than single bonds 

 Triple bonds are stronger than double bonds and double bonds are stronger

than single bonds 

o Steps for drawing a Lewis dot structure

 Count the number of valence electrons

 The atom with the least electronegativity goes in the middle 

 Combine all other elements with a single bond

 Fill the octets for the outer elements 

 Fill the octets for the central atom 

 If you run out of electrons before the central atom has an octet form 

multiple bonds until it does

 Some molecules can have different structures and that is called  resonance  ∙ Some elements have more than 8 electrons in their outer shell 

o Sulfur Phosphorous are the main ones

Textbook Notes  

∙   Chemical bonds attach one atom to another 

o There are three different types of chemical bonds 

 Ionic which is the attraction between a metal and a nonmetal 

 Covalent which is the sharing of electrons of two nonmetals 

 Metallic which is the electrons can roam free between the bonds of metals  ∙ Lewis structures help to visually see how many valence electrons an element has  ∙ Electron transfer is when one atom gives up an electron easily and another atom gains it 

easily 

o An example is the sodium (Na) atom loses an electron and a Chlorine (Cl) atom 

gains an electron when they bond to form sodium chloride (table salt)

∙ Electrostatic potential energy of electrons = (8.99  x 10^9 X charge of particle 1 X charge

of particle 2)/distance between the two 

∙ Ions are being formed by gaining or losing valance electrons because it requires a lot 

more energy to gain or lose an electron from an inner shell 

∙ The length of the bond decreases as the number of electron pairs increase 

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ To determine if a bond is polar or not, it looks if the electrons being shared are equal or 

not 

∙ The electronegativity of an atom decreases as their atomic number increase  ∙ Dipole moment = charges of two particles are opposite but equal charges X radius  o To convert you use 1 debyes = 3.34 x 10^­30 coulomb­meter 

∙ Rules for drawing Lewis Structures 

o Add all the valence electrons for the compound 

o Write the symbols of the atoms and draw a line (counts as two electrons) 

connecting each one to start 

 This is a single bond 

o Complete the octets to the outside atoms not the middle one

o Place any leftover electrons on the central atom 

 If there is not enough left over electrons to have the middle atom have a 

complete octet then try multiple bonds 

∙ Formal charge = valance electrons – ½ (bonding electrons –nonbonding electrons  ∙ Resonance structures are when a compound has two or more acceptable shapes for how 

the bonds are formed 

∙ Sometimes the octet does not always get followed 

o When molecules and polyatomic ions contain an odd number of electrons  o When molecules and polyatomic ions have less than an octet of valance electrons  o When molecules and polyatomic ions have more than an octet of valance 

electrons

∙ Enthalpy reaction = sum of bond enthalpies of bonds broken ­ sum of bond enthalpies of 

bonds formed

o If the answer is negative then the reaction is exothermic 

o If the answer is positive then the reaction is endothermic 

Vocabulary Words  

  ∙       Chemical Bonds: a strong attractive force that exists between atoms in a molecule    ∙       Ionic Bonds: a bond between oppositely charged ions. The ions are formed from atoms 

by transfer of one or more electrons  

  ∙       Covalent Bonds: a bond formed between two or more atoms by a sharing electrons    ∙       Metallic Bonds: bonding, usually in solid metals, in which the bonding electrons are 

relatively free to move throughout the three­dimensional structures 

  ∙       Lewis Symbol: (electron dot structure) the chemical symbol for an element, with a dot  for each valance electron 

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       Octet Rule: a rule stating that bonded atoms tend to possess or share a total of eight 

valance­shell electrons 

  ∙       Lattice Energy : the energy required to separate completely the ions in an ionic solid    ∙       Lewis Structures: a representation of covalent bonding in a molecule that is drawn using

Lewis symbols. Shared electron pairs are shown as pairs of dots. Only the valance­shell 

electrons are shown 

  ∙       Bond Length: the distance between the centers of two bonded atoms    ∙       Single Bond: a covalent bond involving one electron pair

  ∙       Double Bond: a covalent bond involving two electron pairs 

  ∙       Triple Bond: a covalent bond involving three electron pairs

  ∙       Bond Polarity: a measure of the degree to which the electrons are shared unequally 

between two atoms in a chemical bond 

  ∙       Nonpolar Covalent Bond: a covalent bond in which the electrons are shared equally    ∙       Polar Covalent Bond: a covalent bond in which the electrons are not shared equally   ∙       Electronegativity: a measure of the ability of an atom that is bonded to another atom to 

attract electrons to itself 

  ∙       Polar Molecule: a molecule that possesses a nonzero dipole moment    ∙       Dipole: a molecular with one end having a partial negative charge and the other end 

having a partial positive charge; a polar molecule

  ∙       Dipole Movement: a measurement of the separation and magnitude of the positive and 

negative charges in polar molecules 

  ∙       Formal Charge: the number of valance electrons in an isolated atom minus the number 

of electrons assigned to the atom in the Lewis structure 

  ∙       Resonance Structures (Resonance Forms): individual Lewis structures in cases where  two or more Lewis structures are equally good descriptions of a single molecule. The  resonance structures in such an instance are “averaged” to give a more accurate 

description of the real molecule 

  ∙       Bond Enthalpy:  the enthalpy change required to break a particular bond when the  substance is in the gas phrase 

Chapter 9: Molecule Geometry and Bonding 

Lecture Notes  

∙ To predict the shape of a molecule you need to look at the bonding and nonbonding  electrons 

General Chemistry 121 Final Study Guide

o Must focus on one central atom

o To guess the shape you use the Valance­Shell Electron­Pair Repulsion (VSEPR) 

Model

o Also use Lewis models to help get a base start 

o Focus on looking at the electron domains on the atom which are also electron 

densities 

o Electron domain geometry and molecular geometry are NOT always the SAME  o Check out table under textbook notes that is on this document for the breakdown 

of the shapes and names 

∙ Dipole moment = charge X radius 

∙ Covalent bonds are formed by sharing electrons and it is said that the orbitals overlap  ∙ Single bonds are made of sigma bonds 

∙ Double bonds are made of a single bond and a pi bond 

∙ Triple bonds are made of one single bond and two pi bonds 

∙ There are two different theories that look at the orbitals of the bonding 

o Valence Bond Theory which describes covalent bonding in terms of pairing of 

electrons in overlapping orbitals.

o Molecular Orbital (MO) Theory which is under the assumption that electrons go  into molecular orbitals that are in many ways different than the atomic orbitals.  

Textbook Notes  

∙ Lewis structures do not tell the shape of the molecule 

∙ An electron domain is the same as electron densities 

o This can be a single bond, double bond, triple bond, or a nonbonding pair 

 For double and triple bonds they still count as one domain or density 

∙ The molecular geometry is not always the same as the electron domain geometry  o Steps for figuring out the shape 

 Draw the Lewis structures and count the electron domains

 Determine the electron domain geometry by arranging the electron 

domains around the central atom 

 Use the arrangement of the bonded atom to find molecular geometry 

Number of 

electron domains

Electron domain geometry 

Bonding 

domains 

Nonbonding domains 

Molecule 

geometry 

Bond angle

2

Linear 

2

0

Linear 

180

3

Trigonal planar

3

0

Trigonal planar

120

General Chemistry 121 Final Study Guide

3

Trigonal planar

2

1

bent

Tetrahedral 

4

0

Tetrahedral 

109.5

4

Tetrahedral 

3

1

Trigonal

Pyramidal 

4

Tetrahedral 

2

2

Bent 

5

Trigonal

Bipyramidal 

5

0

Trigonal

Bipyramidal

120 

5

Trigonal

Bipyramidal

4

1

Seesaw

5

Trigonal

Bipyramidal

3

2

T­shaped 

5

Trigonal

Bipyramidal

2

3

Linear 

6

Octahedral 

6

0

Octahedral 

90 

6

Octahedral 

5

1

Square

Pyramidal

6

Octahedral 

4

2

Square Planar

∙ For larger molecules go step by step and combine the shapes for each of the central atoms ∙ When atoms bond their orbitals become hybridized 

∙ Sigma bonds are any single bond 

∙ Pi bonds are any bonds other than the first one so including a double or triple bond  o This bond typically is weaker than the sigma bonds 

o Can only form on the same plane and for this class assume that they always are  ∙ Any time two atomic orbitals overlap then it forms a molecular orbital

∙ Bond order = ½ (number of bonding electrons ­ number of antibonding electrons) ∙ Number of molecular orbitals = total number of atomic orbitals combined 

∙ As a rule of thumb core electrons usually do not participate in the bonding of atoms  Vocabulary Words  

  ∙       Bond Angle: the angles made by the lines joining the nuclei of the atoms in molecule    ∙       Valance­Shell Electron­Pair Repulsion (VSEPR) Model: a model that accounts for the

geometric arrangement of shared and unshared electron pairs around a centralized atom 

in terms of the repulsions between electron pairs 

  ∙       Bonding Pair: in a Lewis structure a pair of electrons that is shared by two atoms

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       Nonbonding Pair: a Lewis structure a pair of electrons assigned completely to one atom;

also called a lone pair 

  ∙       Electron Domain: in the VSEPR model, a region about a central atom in which an 

electron pair is concentrated 

  ∙       Electron­Domain Geometry: the three­dimensional arrangement of the electron 

domains around an atom according to the VSEPR model

  ∙       Molecular Geometry: the arrangement in space of the atom of a molecule    ∙       Bond Dipole: the dipole moment that is due to unequal electron sharing between two 

atoms in a covalent bond 

  ∙       Valance­Bond Theory: a model of chemical bonding in which an electron­pair bond is 

formed between two atoms by the overlap of orbitals on the two atoms   ∙       Hybrid Orbitals: an orbital that results 

  ∙       Hybridization: an orbital that results from the mixing of different kinds of atomic  orbitals on the same atom. For example, an sp^3 hybrid results from the mixing, or 

hybridizing, of one s orbital and three p orbitals 

  ∙       Sigma Bonds: a covalent bond in which electron density is concentrated along the 

internuclear axis 

  ∙       Pi Bonds: a covalent bond in which electron density is concentrated above and below the

internuclear axis 

  ∙       Delocalized Electrons: electrons that are spread over a number of atoms in a molecule or

a crystal rather an allowed  localized on a single atom or a pair of atoms    ∙       Molecular Orbital Theory: a theory that accounts for the allowed states for electrons in 

molecules  

  ∙       Molecular Orbital (MO): an allowed state of an electron in a molecule. According to  molecular orbital theory, a molecular orbital is entirely analogous to an atomic orbital,  which is an allowed state for an electron in an atom. Most bonding molecular orbitals can be classified as sigma or pi, depending on the disposition of electron density with respect 

to the internuclear  axis

  ∙       Bonding Molecular Orbital: a molecular orbital in which electron density is  concentrated in the internuclear region. The energy of a bonding molecular orbital is 

lower than the energy of the separate atomic orbitals from which it forms    ∙       Antibonding Molecular Orbital: a molecular orbital in which electron density is 

concentrated outside the region between the two nuclei of bonded atoms. 

General Chemistry 121 Final Study Guide

  ∙       Sigma Molecular Orbitals: a molecular orbital that centers the electron density about an

imaginary line passing through two nuclei 

  ∙       Energy Level Diagram: a diagram that shows the energies of molecular orbitals relative 

to the atomic orbitals from which they are derived. Also called molecular orbital diagram   ∙       Molecular Orbital Diagram: a diagram that shows the energies of molecular orbitals 

relative to the atomic orbitals from which they are derived. Also called energy level 

diagram 

  ∙       Bond Order: the number of bonding electron pairs shared between two atoms, minus the number of antibonding electron pairs: bond order = (number of bonding pairs­ number of 

antibonding pair)/2

  ∙       Pi Molecular Orbitals: a molecular orbital that concentrates the electron density on 

opposite sides of an imaginary line that passes through the nuclei 

  ∙       Paramagnetism: a property that a substance possesses if it contains one or more 

unpaired electrons. A paramagnetic substance is drawn into a magnetic field    ∙       Diamagnetism: a type of magnetism that causes a substance with no unpaired electrons 

to be weakly repelled from a magnetic field 

Chapter 10: Gases 

Lecture Notes  

∙ Volume changes greatly with temperature and pressure 

∙ For gases you need to know four main units 

o N­ number of moles 

o T­ temperature (in Kelvin)

o P­ pressure (1 atm = 760 mm Hg=760 torr)

o V­ Volume

∙ Pressure = force / area

o Force = mass X gravity 

o To measure pressure you use a barometer or manometer 

∙ There are different gas laws that we use 

o Boyle’s Law 

 Pressure of gas 1 X volume of gas 1 = Pressure of gas 2 X volume of gas 2 ∙ If temperature and number of moles are held constant 

o Charles’s Law 

 Volume of gas 1/temperature of gas 1 = Volume of gas 2/temperature of 

gas 2

∙ If pressure and number of moles are held constant 

o Gay­Lussac Law 

General Chemistry 121 Final Study Guide

 Pressure of gas 1/temperature of gas 1 = pressure of gas 2/temperature of 

gas 2

∙ If volume and number of moles are constant 

o Avogadro’s Law 

 Volume of gas 1/number of moles  of gas 1 = Volume of gas 2/number of 

moles of gas 2

∙ If pressure and volume are held constant 

o Ideal gas law 

 Volume X pressure = gas constant X number of moles X temperature  ∙ This can be expanded to 

o density = mass / volume = (Pressure X formula mass) / (gas

constant X temperature)

∙ Standard temperature and pressure 

o Temperature is 273.15 Kelvin (0 degrees Celsius)

o Pressure is 1.00 atm =  760 Torr (760 mmHg) = 101.325 kPa

 At these the volume is 22.4 liters 

∙ Dalton’s Law of Partial Pressures says that if you add the pressures of each individual gas

that is in a mixture you get the total pressure 

∙ For a gas to be ideal it must 

o Particles have a mass but no volume due to size 

o Particles are in a constant straight line motion except when they collide  o Collisions are elastic so kinetic motion is constant 

∙ van der Waals equation:

o (Pressure X attractive forces/volume squared) X ( volume­ moles X finite 

volume)= moles X gas constant X temperature 

Textbook Notes  

∙ Gases all behave the same way physically even though they have different chemical 

properties 

∙ Pressure = force / area

o Si units is the Pascal

 Non SI units are Torr and Atmosphere 

∙ 1 atm = 760. mm Hg = 760. torr = 1.01325 * 10^5 Pa

∙ Pressure and volume are inversely proportional (Boyle’s Law)

o As pressure increases, the volume decreases or vice versa 

∙ With a constant pressure, volume and temperature are directly portional (Charles’s Law)  o As volume increases, the temperature increases and vice versa 

∙ Avogadro's hypothesis says that equal volumes of gases at the same temperature and  pressure contain equal numbers of molecules

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ With pressure and temperature held at a constant then volume is proportional to the 

number of moles (Avogadro's Law)

o As volume increases, the moles increases and vice versa 

∙ From putting the laws together the ideal gas law is formed 

o Pressure X volume = number of moles X gas constant X temperature  Gas constant = 0.08206 (atmosphere X  liter)/(kelvin X mole) 

∙ 8.314 (joules)/(kelvin X mole)

∙ 1.987 (calorie)/(kelvin X mole)

∙ m3 ­P* 8.314 (meters cubed X Pascal)/(kelvin X mole) 

∙ 62.36 (liters X torr)/(kelvin X mole)

∙ Standard atmosphere and pressure are 0 degree Celsius (273 Kelvin), 1 atmosphere, and 1

mole which means that the volume is then 22.4 liters 

∙ Density of a gas depends on its pressure, molar mass, and temperature o Density = (pressure X molar mass)/(gas constant X temperature)= (moles X molar

mass)/volume 

o Higher temperature gases rise 

∙ The kinetic­molecular theory is:

o Gases consist of large numbers of molecules that are in continuous, random 

motion. 

o The combined volume of all the molecules of the gas is negligible relative to the 

total volume in which the gas is contained. 

o Attractive and repulsive forces between gas molecules are negligible.  o Energy can be transferred between molecules during collisions but, as long as 

temperature remains constant, the average kinetic energy of the molecules does 

not change with time.

o The average kinetic energy of the molecules is proportional to the absolute  temperature. At any given temperature the molecules of all gases have the same 

average kinetic energy.

∙ Root­mean­square (rms) speed= square root ((3 X gas constant X pressure)/molar mass) ∙ Effusion rate = square root (molar mass of other compound/molar mass of the compound 

your looking for)

o In other words effusion rate of molecule A = square root of (molar mass of 

molecule B/ molar mass of molecular A)

∙ At high pressures real gases DO NOT behave ideally 

o For this you use van der Waals equation:

 (Pressure X attractive forces/volume squared) X ( volume­ moles X finite  volume)= moles X gas constant X temperature 

General Chemistry 121 Final Study Guide

Vocabulary Words 

∙ Vapor: Gaseous state of any substance that normally exists as a liquid or solid ∙ Pressure: 

∙ Pascal (Pa): the SI unit for pressure 

∙ Bar: A unit of pressure equal to 10^5 Pa

∙ Atmosphere (atm): A unit of pressure equal to 760 torr; 1 atm = 101.325 kPa ∙ Torr: A unit of pressure .(1 torr = 1 mm Hg)

∙ Boyle’s Law: the volume of a fixed quantity of gas maintained at constant temperature 

is inversely proportional to the pressure.

∙ Charles’s Law: The volume of a fixed amount of gas maintained at constant pressure is 

directly proportional to its absolute temperature

∙ Avogadro’s hypothesis: Equal volumes of gases at the same temperature and pressure 

contain equal numbers of molecules

∙ Avogadro’s Law: The volume of a gas maintained at constant temperature and pressure 

is directly proportional to the number of moles of the gas

∙ Ideal Gas: A hypothetical gas whose pressure, volume, and temperature behavior is 

completely described by the ideal­gas equation. (

∙ Ideal Gas Equation: n An equation of state for gases that embodies Boyle’s law, 

Charles’s law, and Avogadro’s hypothesis in the form .

∙ Gas Constant (R): The constant of proportionality in the ideal­gas equation ∙ Partial Pressure: The pressure exerted by a particular gas in a mixture ∙ Dalton’s Law of Partial Pressures: A law stating that the total pressure of a mixture of 

gases is the sum of the pressures that each gas would exert if it were present alone ∙ Kinetic­Molecular Theory of Gases: A set of assumptions about the nature of gases. 

These assumptions, when translated into mathematical form, yield the ideal­gas equation ∙ Root­Mean­Square (rms) Speed: 

∙ Effusion: The escape of a gas through an orifice or hole.

∙ Diffusion: The spreading of one substance through a space occupied by one or more 

other substances

∙ Graham’s Law: A law stating that the rate of effusion of a gas is inversely proportional 

to the square root of its molecular weight.

∙ Mean Free Path: The average distance traveled by a gas molecule between collisions   ∙       Van Der Waals Equation: An equation of state for nonideal gases that is based on  adding corrections to the ideal­gas equation. The correction terms account for 

General Chemistry 121 Final Study Guide

intermolecular forces of attraction and for the volumes occupied by the gas molecules  themselves.

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)

∙ Molarity  = moles/ volume in liters 

∙ Molarity of concentration X volume of concentration = Molarity of dilution  X volume of

dilution 

∙ Kinetic energy= ½ mass X velocity squared 

∙ Work= force X distance 

∙ Work = ­pressure X change in volume 

∙ Change in energy= final energy – initial energy 

∙ Change in energy= heat + work

∙ Enthalpy= energy + heat X pressure 

∙ Change in enthalpy = change in energy + pressure X change in volume ∙ Heat= specific heat capacity X mass X change in temperature 

∙ Heat exchange= ­ specific heat capacity X change in temperature 

∙ Speed of light= wavelength X frequency 

∙ Energy of a photon= Planck’s constant X frequency 

∙ 1/ (wavelength of spectrum line)= (Rydberg constant) X [ (1/integer 1 squared)­(1/integer

2 squared)]

∙ Change in location X change in (mass X velocity) equal to or greater than Planck’s 

constant/ 4pi 

∙ Frequency = Planck’s constant/ (mass X velocity)

∙   Effective nuclear charge = atomic number – screening coefficient

∙ Electrostatic potential energy of electrons = (8.99  x 10^9 X charge of particle 1 X charge

of particle 2)/distance between the two 

∙ Dipole moment = charges of two particles are opposite but equal charges X radius 

General Chemistry 121 Final Study Guide

∙ Formal charge = valance electrons – ½ (bonding electrons –nonbonding electrons ∙ Enthalpy reaction = sum of bond enthalpies of bonds broken ­ sum of bond enthalpies of 

bonds formed

∙   Bond order= ½ (number of  bonding electrons – number of antibonding electrons)  ∙ Pressure X volume = number of moles X gas constant X temperature  ∙ (Pressure of gas 1 X volume of gas 1)/temperature of gas 1 =(Pressure of gas 2  X volume

of gas 2)/temperature of gas 2

∙ Density = (pressure X molar mass)/(gas constant X temperature) 

∙ Root­mean­square (rms) speed= square root ((3 X gas constant X pressure)/molar mass) ∙ Effusion rate of gas 1= square room (molar mass of gas 2/molar mass of gas 2)

Page Expired
5off
It looks like your free minutes have expired! Lucky for you we have all the content you need, just sign up here