×
Log in to StudySoup
Get Full Access to FAU - Study Guide - Midterm
Join StudySoup for FREE
Get Full Access to FAU - Study Guide - Midterm

Already have an account? Login here
×
Reset your password

FAU / Chemistry / CHM / What is lavoisier known for?

What is lavoisier known for?

What is lavoisier known for?

Description

General Chemistry­ Exam 2 Review – Huchital


What is lavoisier known for?



Chapter 3: 

∙ Lavoisier­ French scientist discovered the law of conservation of matter. Stating matter  can not be created nor destroyed in a reaction. 

­ 10 g of reactants yield 10 g of products. 

­ 1000 atoms of A (reactants) yields 1000 atoms of A (products).

­ P4 (s) + Cl2 (g)  PCl3 (l) *balance the equation* =  P4 (s) + 6Cl (g)  4 PCl3 ∙ Chemical equations show the reactants and products in a reaction. 

­ Example: 4Al (s) + 3 O2 (g)  2 Al2O3 (s)

­ Atoms balance. Moles do not. 

∙ The numbers in front are stoichiometric coefficients. 

∙ Stoichiometry: th relationship between amounts of reactants and products.  ­ Example: Pentane burns in the presence of oxygen to produce gaseous carbon dioxide and water. 


How do you find the reactants and products in a chemical equation?



­ C5H12 + 8O2  5CO2 + 6H2O

∙ Balance elements that appear only once on each side first. 

∙ Balance polyatomic ions as a group. 

­ Example: AlCl3 + (NH4)2CO3  Al2(CO3)3 + NH4Cl

­ Balanced : 2 AlCl3 + 3 (NH4)2CO3  Al2(CO3)3 + 6NH4Cl

∙ Balance free elements last. 

∙ Reduce coefficients to smallest whole numbers. 

∙ Formulas must be right, or the equation is meaningless. 

∙ Subscripts can not be changed. 

­ Examples: NO2 + H20  2HNO3 + NO

­ 3NO2 + H20  2HNO3 +NO

∙ Some reactions are reversible. 

­ N2 (g) + 3H2 (g)  2NH (g)


What is stoichiometry in chemistry?



­ Under these conditions reactions can be written with double arrows to indicate  equilibrium. 

­ Equilibrium is when the amounts of reactants and products no longer change. ∙ Reactions that form a lot of product are – product favored.  If you want to learn more check out What is the basic meaning of marketing?

∙ Reactions that for little products are – reactant favored. 

∙ Reactions in aqueous solutions: 

­ Ionic compounds dissolve in water to produce ions. 

­ ­ NaCl ­ Na+ + Cl­ 

­ Co(NO3)2 Co +2 + 2NO ­3. 

­ Electrolytes: solutions with ions. 

­ Electrolytes conduct electricity. 

­ Strong electrolyte means the solute 100 % dissociates into ions; product favored. (ex.  CuCl2). 

­ Weak electrolyte means there are more molecules than ions; partially dissociate,  reactant favored. (ex. Acetic acid). 

­ Non­ electrolytes = no ions. (ex. Sugar). 

∙ Solubilities: 

­ What happens when you mix NaCl and Ba(NO3)2? 

­ Nothing. 

­ What happens when you mix NaCl with Pb(NO3)2? 

­ A white solid precipitate is formed and left over. PbCl2 (s) indicates the solid formed. ­ Not all ionic compounds are soluble in water: AgCl and MgF2­ can not be  electrolytes.  Don't forget about the age old question of What is the limit of resolution of microscope?

(aq) = aqueous. 

∙ Soluble compounds: 

­ almost all salts of Na+, K+, NH+4. Salts of nitrate (NO­3), Chlorate(ClO3),  perchlorate (CLO4), acetate (CH3CO2). 

­ Almost all salts of Cl­, Br­, I­. * Exceptions: halides of Ag+, Hg2+, Pb +2.  ­ Salts containing F­. * Exceptions: fluorides of Mg +2, Ca+2, Sr+2, Ba+2, Pb+2.  ­ Salts of sulfate (SO4 ­2) *Exceptions: sulfates of Ca+2, Sr+2, Ba+2, Pb+2, Ag+. ∙ Insoluble compounds: We also discuss several other topics like Is a linear function continuous?

­  most salts of carbonate (CO3 ­2), phosphate (PO4 ­3), oxalate (C2O4 ­2), chromate  (CrO4 ­2), sulfide (S­2). * exceptions: all salts of NH4+ and the alkali metal cations.  ­ Most metal hydroxides and oxides. *Exceptions: alkali metal hydroxides and  Ba(OH)2 and Sr(OH)2.  If you want to learn more check out What is an example of biological perspective?

∙ Chemical reactions in water: 

­ AX + BY AY +BX

­ The anions exchange places between cations. 

­ A precipitate form if one of the products is insoluble. 

­ The driving force is the formations of an insoluble solid aka a precipitate.  ­ Precipitates are determined form the solubility rules. 

­ Water soluble reactants  water insoluble product. 

­ Example: Pb(NO3)2 +KI

­ Balance: Pb(NO3)2 (aq) + 2KI (aq)  2KNO3 (aq) + PbI2 (s) 

­ Complete ionic equation: Pb +2 (aq) + 2NO3­ (aq) + 2K +(aq) +2I­ (aq)  2K+ (aq) + 2NO3­ (aq) + PbI2 (s).

­ Cancel the spectator ions (the ions that appear on both sides of the equation, to  produce the net ionic equation. 

­ Therefore, Pb+2 (aq) +2I­ (aq)  PbI2 (s).

­ No precipitate = no reaction = no equation.

∙ Acids and Bases: 

­ Arrhenius definition: 

­ Acid: any substance that increased the H+ (proton) concentration when dissolved in  water. 

­ Base: any substance that increases the OH­ (aq) concentration in an aqueous solution.  ­ A strong acid  (strong electrolyte) completely dissociates into its ions. Example: HCl  + H20  H3O+  + Cl­.  We also discuss several other topics like What is the difference between the nervous system and the endocrine system?

­ (6) inorganic strong acids: 

­ 1) HCl­ hydrochloric acid

2) HBr­ hydrobromic acid

3) HI – hydroiodic acid

4) HNO3­ nitric acid

5) HClO4­ perchloric acid

6) H2SO4­ sulfuric acid

­ A weak acid does not completely ionize in solution. Most acids are weak. Since weak acids ionize to such a small extent the molecular species predominates.  ­ Weak acids (weak electrolytes): HF ­hydrofluoric acid, H3PO4­ phosphoric acid,  H2CO3­ carbonic acid, CH3CO2H­ acetic acid, H2C204­ oxalic acid, H2C4H4O6­  tartaric acid, H3C6H5O7­ citric acid, HC9H7O4­ aspirin. 

­ Strong bases dissociate completely in water.

­ Strong bases (strong electrolytes): LiOH­ lithium hydroxide, NaOH­ sodium  hydroxide, KOH­ potassium hydroxide, Ba(OH)2 – barium hydroxide, Sr(OH)2­  strontium hydroxide.  If you want to learn more check out What are the core aspects of marketing?

­ Weak bases partially dissociate in water. NH3 – ammonia, codeine, morphine.  ­ Monoprotic (1 acidic H); HCl, HNO3.

­ Diprotic (2 acidic H’s); H2SO4, H2CO3, H2C2O4.

­ Triprotic (3 acidic H’s); H3PO4 (PHOSPHORIC ACID), H3C6H5O7 (CITRIC  ACID)

­ Bronsted­ Lowry definition: 

­ Acid: any substance that donates H+ (aq) proton to another species in an aqueous  solution. 

­ Base: any substance that accepts an H+ (aq) proton in an aqueous solution.  ­ All strong acids completely transfer H+ at equilibrium. Product favored reaction  100% product formed with strong acid. 

­ A weak acid does not completely transfer protons (H+). Reactant favored reaction  1­2% product formed with weak acid. 

­ A weak base does not completely accept protons (H+). reactant favored reaction  2  % product formed with weak acid. 

­ WATER CAN BE A BASE OR AN ACID depending on other partner.  (Amphiprotic)

­ Example: HCl +H20   H3O + + Cl­  * water is a base to accept a proton.  ­ Example:  NH3 + H20   NH4 + + OH­  *water is acid and donates a proton.  ­ Non­metal oxides can form acids in aqueous solutions. 

­ Metal oxides can form bases in aqueous solutions. 

∙ Gas forming reactions: 

­ Metal carbonate or hydrogen carbonate + acid metal salt +CO2 + H20. ­ Metal sulfide + acid  metal salt + H2S

­ Metal sulfide + acid  metal salt + SO2 + H2O

­ Ammonium salt + strong base  metal salt + NH3 + H2O.

­ Metal carbonates react with acids to form the corresponding metal salt, water and  carbon dioxide gas. 

∙ Oxidation­ reduction reactions: 

­ Oxidation: adding oxygen

­ Reduction: removing oxygen. 

­ Electrons are transferred between reactants. 

­ Oxidation = loss of electrons.

­ Reduction = gain of electrons. 

­ O.I.L.R.I.G: Oxidation Is Loss. Reduction Is Gain. 

­ When one reaction loses electrons, another reactant must gain them. 

­ Oxidation of one substance is always accompanied by the reduction of another.  ­ What is oxidized is the reducing agent aka reductant. 

­ What is reduced is the oxidizing agent aka oxidant. 

­ A substance is reduced is responsible for oxidation aka oxidizing agent, gains  electrons, decrease in oxidation numbers. 

­ A substance is oxidized is responsible for reduction aka reducing agent, loses  electrons, increase in oxidation numbers. 

­ Charges on bonded atoms are assigned by giving the more electronegative atom ALL  the shared e­. 

­ Such charge assignments are called Oxidation numbers. 

∙ Oxidation number rules: 

1) Each atom in a pure element has an oxidation number of zero. 

2) For monatomic ions, oxidation number = charge on ion.

3) F= always ­1 when combined with other elements. 

4) Oxygen = ­2 in MOST cases.

5) Halogens = 01 except if combined with F or O.

6) H = +1 in MOST cases.

7) Sum of the oxidation numbers for the atoms in a neutral compound = zero. In a  polyatomic ion = ion charge. 

Chapter 4: 

∙ Mole – Mole calculations: 

­ Iodine and Fluorine react to form iodine trifluoride. 

­ I2+ 3F2  2 IF3

∙ HCl + NaOH  H2O + NaCl

­ 1 molecule of HCl will react with 1 molecule of NaOH to produce 1 molecule of  water and 1 molecule of salt. 

­ 6.02 * 10^23 molecules of HCl will react with 6.02 * 10^23 molecules of NaOH to  produce 6.02 *10^23 molecules of water and 6.02 *10^23 molecules of salt. ­ Therefore, 1 mole of HCl will react with 1 mol of NaOH to produce 1 mole of water  and 1 mol of salt. 

∙ To solve stoichiometric problems, you MUST go through moles using molar masses and  mole rations as conversion factors. 

­ Balance the chemical equations first. 

­ Grams  moles moles  grams.

∙ Reactions with a limiting reactant: 

­ Some cases there is insufficient amount of one reactant to consume others properly.  ­ The reactant that is in short supply LIMITS the quantity of product formed.  ­ The theoretical yield of products is limited by this Limiting Reactant.  ­ Nuts and bolts analogy: you have 32 nuts and 28 bolts. A set has 1 nut and 1 bolt  ( N+B  NB). 

­ How many sets can you make? 28. You only have 28 bolts. 

­ A set has 2 nuts and 1 bolt, 2N + B  NB. How many sets can you make? 16.  ­ The bicycle: 

­ 1 handle bar, 1 frame, 2 wheels. 

­ How many bicycles can you make with 10 handle bars, 12 frames, 22 wheels? 10.  ∙ Reaction yields: 

­ Theoretical yield: is the maximum product yield that can be expected based on the  masses of the reactants and the reaction stoichiometry. Assume 100%, nothing lost,  no other reactions, enough time. 

­ Actual yield: aka experimental yield, actual amount of product obtained. ­ Percent yield; a percentage. Actual yield/ theoretical yield X 100 % = percent yield.  ∙ Solutions

­ Solution = solute + solvent

­ Solute: that which is dissolved (lesser amount)

­ Solvent: that which dissolves (greater amount)

∙ Describing solutions: 

­ Limitations: solubility limits, saturated, unsaturated, supersaturated.  ­ Extremes: dilute (small ratio of solute to solvent), concentrated (large ratio) ­ Actual amount: concentration, ratio of quantity of solute to quantity of solvent.  ­ Molarity = moles of solute/ volume of solution (L)

­ How many moles of Na3PO4 are there in 2.5 L of a 0.30 M solution?  ­ 2.5L X .3 mol/ 1L = 0.75 mol Na3PO4

∙ Concentration; ratio of quantity of solute to quantity of solvent. 

­ Molarity = moles of solute/ volume of solution (L). 

­ How many moles of Na3PO4 are there in a 2.5 L of 0.30 M solution? – 2.5l X .3 mol/ 1L= 0.75 mol Na3PO4

∙ Diluting solutions: 

­ McVc =MdVd

­ Moles do not change.

­ You can find the amount you must take from the concentrated solution to form the  more difficult solution. 

­ You can use mL or L. 

­ How would you prepare 250 mL of a 0.500 M HCl solution from commercial  concentrated HCl (12.0 M)? 

­ (12.0)(Vc) = (.500M) (250Ml)= Vc = 10.4 mL. 

∙ pH:

­ pH scale = logarithmic scale.

­ Acids have lower pH levels, but higher H30 +

­ Bases have higher pH levels but lower H3O+. 

­ A solution of pH = 3 is 1000 times more acidic than a solution of pH =6.  ­ Calculate pH: pH [H3O]+ ? = ­log [H3O+]

∙ Titration: 

­ Quantitative analysis of a substance by complete reaction in a solution with a  measured quantity of a reagent of known concentration. 

­ Uses to determine concentration of unknown solution, molar mass of a substance,  percentage of mass of an active ingredient in a sample. 

­ Example: to find the HCl in a solution it was titrated with KOH.  ­ Data collected: KOH + HCl  KCl + H2O

­ Volume of HCl= 50.0 mL

­ [KOH]= 0.400 M

­ Volume of KOH solution = 25.0 Ml

­ 25ml X .400M = 50 mL (x)

­ X = .200 M HCl

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