Study Guide for Exam 2

In chemistry, what is the function of hybridization?

Coverage: chapters 2 (sections 10­13), 3, 4(sections 1­3)

Chapter 2: 

Periodic table –Mendeleev’s periodic table was organized so that elements with similar  properties were in the same vertical columns; the modern periodic table lists elements based on  atomic number 

o Periods: rows

o groups (families): columns 

­ main group elements (A) 

­ transition & inner transition elements (B)

­ metals (left): low ionization energies (easier to lose electrons), small 

electron affinities (don’t like to add electrons), tend to form cations

­ nonmetals (right): high ionization energies (harder to lose electrons), large negative electron affinities (like to add electrons), tend to form anions

What is the valence shell electrons pair repulsion model?

Don't forget about the age old question of How did kepler challenge the earth­ centered model?

­ metalloids (along the line): elements exhibit both metallic and nonmetallic properties

­ alkali metals (Li, K, Rb, Cs, and Fr): low ionization energies and chemical reactive; H has nonmetallic characteristics due to small size

Electron configuration – description of orbitals containing electrons (1s22s22p63s2); orbital  diagrams are the representation of orbitals and half arrows that represent electrons) o Rules

­ Aufbar’s Principle: electrons occupy orbitals of low energy first (1s, 2s,  2p, 3s, 3p…) We also discuss several other topics like When are polygraph tests illegal to use?

 Ground state = electrons occupy the lowest energy level 

 Excited state = electrons occupy other orbitals 

What is the function of nonpolar covalent bond?

­ Pauli’s Exclusion Principle: one orbital can only hold two electrons 

­ Hund’s Rule: electrons in the same subshell occupy orbitals one at a time  before they are paired

o Condensed electron configuration: take the noble gas from row above and  continue electron configuration

o valence electrons: for main group elements, electrons in high energy levels  (number of valence electrons = group number for main group elements) **Chromium and Copper have exceptions!!

o core electrons: electrons in lower energy levels 

o main group elements (s­block and p­block), transition elements (d­block), inner  transition elements (f­block)

Effective nuclear charge (Zeff) – net (positive) charge attracting electrons; increases from left to  right across a row, and does not change going down a group (more protons = stronger pull on  electrons)

Atomic radii – the covalent atomic radius is one half of the distance between covalently bonded  nuclei; increases in going down a group (orbital size increases) and decreases going from left to  right (effective nuclear charge increases so valence electrons are pulled closer to nucleus)

Ionization energy: the amount of energy required to remove an electron from the ground state of  a gaseous atom or ion (requires the input of energy to remove an electron); the lower the IE, the  easier it is to remove an electron and the more electrons removed, the harder they become to be  removed (IE1 < IE2 < IE3) Don't forget about the age old question of Why was the american revolution considered a process instead of an event?

o The first ionization decreases in going down a group (electrons being removed are farther from the nucleus) and increases in going left to right across a row  (effective nuclear charge is greater)

­ Exception: Oxygen’s ionization is lower than Nitrogen’s.  Why? If you  look at the orbital notation, you will find that Nitrogen’s 2p orbitals are 

half filled meaning it will be harder to remove those electrons

Electron affinity – the energy change associated with the addition of an electron to a gaseous atom or ion

o Become more negative when going from left to right (halogens have the most  negative electron affinities?); no trend in groups 

Chapter 3: 

Chemical bonds – force that holds atoms together in a compound 

Representing molecular compounds – 

o chemical formula: shows the type and number of each element in a compound o empirical formula: shows relative number of each element in a compound o structural formula: shows the way atoms are bonded (think Lewis structure) ­ space filling model: indicates relative sizes of atoms as well as their 

relative orientation in the molecule 

­ ball and stick method: 3D model using spheres and rods

Octet rule: a chemical bond is the sharing or transfer of electrons to attain a stable electron  configuration for the bonding atoms; elements seek to obtain noble gas electron configuration  If you want to learn more check out What do exponential functions solve?

Ionic bonds and ionic compounds: transfer of electrons from a metal to a nonmetal; electrostatic  attractive force between oppositely charged ions

o Predicting charges of ions and formulas of ionic compounds

­ For most main group elements, the charge of cation = group number and  the charge of anion = group number ­8

Keep in mind ions are charged particles, but ionic compounds are electrically neutral! o Electron configuration of ions

o Sizes of ions: influences structure and stability of ionic solids and it is determined by measuring the distance between ion centers

­ The size of the parent ion and its position in the periodic table influence  the size of an ion

­ Cations are smaller than their parents, while anions are larger than their  parents

o isoelectronic ions: ions with the same number of electrons 

­ size decreases with an increasing nuclear charge 

o Lattice energy: energy that takes place when separated gaseous ions are packed  together to form an ionic solid 

­ k (Q1Q2 / r)

­ compounds with smaller ions and higher charges have higher lattice 

energies 

Covalent bonds and molecular compounds: the sharing of electrons between two atoms  (interaction between nonmetals); covalently bonded atoms compose a molecule = molecular  compounds; ionic compounds form when cations and anions are bonded together by ionic bonds If you want to learn more check out What is teshik, tash?

o Localized electron (LE) bonding model (pairs of electrons on an atom = lone pairs and electron pairs found in the space between atoms = bonding pairs)

­ Description of valence electron arrangement in the molecule using Lewis  structures

­ Prediction of geometry of the molecule using valence shell electron­ pair  repulsion model

­ Description of the type of atomic orbitals used by the atoms to share 

electrons or hold lone pairs

o Polar covalent bond: electrons are unequally shared

o Nonpolar covalent bond: electrons are equally shared  Don't forget about the age old question of When was the first civil war in rome?

Arrow points to the more electronegative atom

o Electronegativity – the ability of an atom in a molecule to attract bonding  electrons to itself 

­ Increases across a period and decreases down a group (fluorine is the most electronegative element)

­ use electronegativity difference of two atoms to predict bond polarity; the  greater the difference in electronegativity, the more polar the bond

o Lewis structures – show how valence electrons are arranged among the atoms in a molecule  atoms achieve noble gas electron configuration (octet rule)

­ Write the correct skeletal structure for the molecule (central atom is the  least electronegative atom)

­ Determine the total number of valence electrons each atom is bringing in  to form the molecule 

­ Distribute the electrons among the atoms in the molecule giving octets to  as many as possible

­ If any atom lacks an octet, form double/ triple bonds as necessary 

Remember multiple bonds are shorter and stronger than a single bond thus has a greater bond energy!

­ Resonance: when a molecule has multiple structures to describe the 

molecule  the resulting structure is derived from the average of the 

resonance structures 

­ Formal charge (helps us choose between alternative Lewis structures fewest charges and negative charge put on the most electronegative atom  = better Lewis structure): occurs when atoms end up with more of fewer 

electrons than the valence electrons they brought in order to fill their 

octets

o (Valence electrons) – (nonbonding electrons) – (1/2 bonding 

electrons)

­ Exceptions to octet rule: odd­electron species, incomplete octets, and  expanded octets

o Odd­electron species: molecules/ions with odd number electrons = 

free radicals/ radicals (unstable and reactive)

o Incomplete octets: Some molecules have less than an octet of 

electrons (Be, B, and Al)

o Expanded octets: central atom has more than eight electrons 

around it (occurs in 3rd row or below elements)

  o   Bond length: distance between nuclei of bonded atoms (triple bond < double bond < single bond)

o Bond energy: amount of energy needed to break a bond (triple bond > double  bond > single bond)

Naming ionic and molecular compounds – 

o Type 1: cation is named first, and anion is second (cation is name of element and  anion is root of the element plus “ide”

o Type 2: some metals form more than one type of positive ion (charge is specified  by roman numeral)

­ Alternatively, for metals that form only two ions, ions with higher charge  in in “­ic”, and ions with lower charge end in “­ous”

o Type 3: formed between two non­metals 

­ first element is named, then the second is named as if it were an anion ­ prefixes are used to indicate the number of atoms present 

Polyatomic Ions­ consist of atoms joined as in a molecule, but they have charge KNOW THESE:

Acetate: C2H3O2­

Carbonate: CO32­

Hydroxide: OH 

Nitrate: NO3­

Phosphate: PO43­

Ammonium: NH4+

Sulfate: SO42­

Perchlorate: ClO4­

Chapter 4 (sections 1­3): 

Valence Shell Electrons Pair Repulsion Model (VSEPR): the structure around a given atom is  determined principally by minimizing electron repair repulsions

o electron geometry: arrangement of electron pairs (lone pairs are physically larger  than bonding electron pairs thus more repulsion leads to smaller bond angles) o molecular geometry: arrangement of atoms 

when there are no lone pairs, electron geometry = molecular geometry, but when there are lone pairs, electrons geometry does not equal molecular geometry

Bond polarity: covalent bond formed between two atoms with different electronegativities are  polar; a molecule that has a center positive charge and a center of negative charge is said to have  a dipole moment

1. predict Lewis structure

2. use VSEPR theory to predict molecular shape 

3. use electronegativity values to predict bond dipoles

4. determine polarity of a molecule based on overall dipole moment of molecule 

Hybridization: procedure of mixing the native atomic orbitals to form special orbitals for  bonding

o a new set of degenerate orbitals formed from hybridization = hybrid orbitals o sp3 hybridization: tetrahedral arrangement with 109.5° bond angles

o sp2 hybridization: trigonal planar arrangement with 120° bond angles  o sp hybridization: linear geometry with 180° bond angles

o sp3d hybridization: trigonal bipyramidal geometry with 120° and 90° bond angles o sp3d2 hybridization: octahedral geometry with 90° bond angles 

Bonding in molecules –

o σ bonds: electron pair shared in an area centered on a line running between atoms (head­head overlap)

o π bonds: parallel unhybridized p orbitals share electron pair in the space above  and below the σ bonds

o Double bond = one σ bond and one π bond