New User Special Price Expires in

Let's log you in.

Sign in with Facebook


Don't have a StudySoup account? Create one here!


Create a StudySoup account

Be part of our community, it's free to join!

Sign up with Facebook


Create your account
By creating an account you agree to StudySoup's terms and conditions and privacy policy

Already have a StudySoup account? Login here

Chemistry Test Two Comprehensive Guide

by: Kazendi Simon

Chemistry Test Two Comprehensive Guide 14054

Marketplace > Georgia State University > Chemistry > 14054 > Chemistry Test Two Comprehensive Guide
Kazendi Simon
GPA 3.8

Preview These Notes for FREE

Get a free preview of these Notes, just enter your email below.

Unlock Preview
Unlock Preview

Preview these materials now for free

Why put in your email? Get access to more of this material and other relevant free materials for your school

View Preview

About this Document

Thoroughly covers the main topics such as: Combustion Reactions, Oxidation, Acids and Base Solutions, and much much more.
Principles of Chemistry 1
Dr. Fernando
Study Guide
50 ?




Popular in Principles of Chemistry 1

Popular in Chemistry

This 22 page Study Guide was uploaded by Kazendi Simon on Saturday March 5, 2016. The Study Guide belongs to 14054 at Georgia State University taught by Dr. Fernando in Spring 2016. Since its upload, it has received 77 views. For similar materials see Principles of Chemistry 1 in Chemistry at Georgia State University.


Reviews for Chemistry Test Two Comprehensive Guide


Report this Material


What is Karma?


Karma is the currency of StudySoup.

You can buy or earn more Karma at anytime and redeem it for class notes, study guides, flashcards, and more!

Date Created: 03/05/16
Chemistry Test Two Comprehensive Guide  Chapter 3: Molecules, Compounds, and Chemical Equations Key Vocabulary Terms:  Compounds: Are composed of atoms held together by chemical bonds.   Chemical bonds: Result from the attractions between the ‘charged’ particles (the  electrons and protons) that compose atoms; there are two types: Ionic and Covalent  Bonds.  Ionic bonds: Occur between metals and nonmetals involve the transfer of electrons from  one atom to another. Oppositely charged ions attract one another by electrostatic forces  and form an ionic bond. i. When a metal interacts with a nonmetal, it can transfer one or more of its  electrons to the nonmetal.  ii. The metal atom then becomes a cation.  iii. The nonmetal atom becomes an anion.   Covalent bonds: Occur between two or more nonmetals involve the sharing of electrons  between two atoms. i. When a nonmetal bonds with another nonmetal, neither atom transfers its electron to the other; the bonding atoms share some of their electrons.  ii. The covalently bound atoms (molecular compounds) compose a molecule, a free  unit which represents the actual number of atoms (molecular formula).  Chemical formula: Indicates the elements present in the compound and the relative  number of atoms or ions of each. i. Water is represented as H O. 2 Types of Chemical Formulas & Models  The type of formula we use depends on how much we know about the compound and  how much we want to communicate.  Chemical formulas can generally be categorized into three different types: o Empirical formula: Gives the relative number of atoms of each element in a  compound.  For C 4 ,8the greatest common factor is 4. The empirical formula is  therefore CH . 2  Empirical formula communicates the least amount of information. o Molecular formula: Gives the actual number of atoms of each element in a  molecule of a compound.  For CCl ,4the only common factor is 1, so the empirical formula and the  molecular formula are identical. o Structural formula: Uses lines to represent covalent bonds and shows how atoms  in a molecule are connected or bonded to each other.  A structural formula communicates the most information  Molecular Models: Is a more accurate and complete way to specify a compound.  Ball­and­Stick Molecular Model: Represents atoms as balls and chemical bonds as sticks; how the two connect reflects a molecule’s shape. o The balls are typically color coded to specific elements.  Space­Filling Molecular Model: Atoms fill the space between each other to more closely  represent our best estimates for how a molecule might appear if scaled to visible size. Ionic Bonds & Compounds  Ionic Compounds in the solid phase is composed of a lattice (a regular three­dimensional  array of alternating cations and anions).  o Ionic compounds do not exist as free units, due to non­directional nature of the  ionic bond, any one ion is surrounded by 4, 6 or 8 oppositely charged ions. o Ionic pattern repeats itself in all dimensions forming a crystal so the formula  cannot represent the actual number of combining ions and we simply represent the ratio of ions as empirical formula.  Ionic Compound Composition: Ionic compounds are composed of cations (usually a  metal) and anions (usually one or more nonmetals) bound together by ionic bonds.  o The basic unit of an ionic compound is the formula unit, the smallest, electrically  neutral collection of ions.  o The ionic compound table salt, with the formula unit NaCl, is composed of Na+  and Cl– ions in a one­to­one ratio.   Polyatomic Ions: Many common ionic compounds contain ions that are themselves  composed of a group of covalently bonded atoms with an overall charge.   o Polyatomic molecules: Phosphorus [P], Sulfur [S], and Selenium [Se]. o NaNO  con3ains Na+ and NO .  3 Molecular Elements   Elements that exist as diatomic molecules: Hydrogen [H], Nitrogen [N], Oxygen [O],  Fluoride [F], Chloride [Cl], Bromide [Br], and Iodine [I]. o I Never Bring Classwork Home On Fridays. Ionic Compounds: Formulas and Names:  Ionic compounds always contain positive and negative ions.  In a chemical formula, the sum of the charges of the positive ions (cations) must equal  the sum of the charges of the negative ions (anions).  The formula of an ionic compound reflects the smallest whole­number ratio of ions.  The charges of the representative elements can be predicted from their group numbers. o Lithium [Li] is in group one (Akali Metals) has a charge of positive 1. o The representative elements forms only one type of charge.  Transition metals tend to form multiple types of charges and can’t be predicted like the  representative elements. Naming Binary Ionic Compounds of Type I Cations: Binary Compounds: Contain only two different elements. The names of binary ionic  compounds take the following form: o First: Name of cation (metal) Second: Base name of anion (nonmetal) + ­ide o For example, the name for KCl consists of the name of the cation, potassium,  followed by the base name of the anion, chlor, with the ending ­ide.  o KCl is potassium chloride. Table 3.2 Metals Whose Charge is Invariant from One Compound to Another Metal Ion Name Group Number Li Li+ Lithium 1A + Na Na Sodium 1A K K+ Potassium 1A + Rb Rb Rudidum 1A Cs  Cs + Cesium 1A +2 Be Be  Beryllium 2A Mg Mg  +2 Magnesium 2A +2 Ca Ca  Calcium 2A Sr Sr +3 Strontium 2A +3 Ba Ba  Barium 2A Al Al +3 Aluminum 3A +2 Zn Zn  Zinc * Sc Sc+ 3 Scandium * + Ag ** Ag Silver * * The charge of these metals cannot be inferred from their group number ** Silver sometimes forms compounds with other charges, but these are rare. Table 3.3 Some Common Monoatomic Anions Nonmetal Symbol for Ion Base Name Anion Name Fluorine F ­ Fluor Fluoride ­ Chlorine Cl  Chlor Chloride Bromine Br - Brom Bromide ­ Iodine I  Iod Iodide Oxygen O  ­2 Ox Oxide ­2 Sulfur S  Sulf  Sulfide Nitrogen  N  ­3 Nitr Nitrogen ­3 Phosphorus  P   Phosph Phosphide Table 3.5 Some Common Polyatomic Ions Name Formula Name Formula Acetate C 2 3 2 ­ Hypochlorite ClO ­ ­2 ­ Carbonate CO 3 Chlorite ClO 2 Hydrogen Carbonate HCO 3­ Chlorate ClO 3­ (Bicarbonate) Hydroxide HO  ­ Perchlorate ClO  4­ ­ ­ Nitrite NO 2 Permanganate MnO  4 Nitrate NO ­ Sulfite SO   ­2 3 3 Hydrogen Sulfite ­2 ­ Chromate CrO 4 (Bisulfite) HSO  3 ­2 ­2 Dichromate Cr2O 7 Sulfate SO  4 Hydrogen Sulfate Phosphate PO 4­3 (Bisulfate) HSO  4 ­ ­2 ­ Hydrogen Phosphate HPO 4 Cyanide CN  Dihydrogen Phosphate H 2O 32 Peroxide O 2­2 + + Ammonium NH 4 Hydronium H 3 Oxyanions:  Most polyatomic ions are oxyanions, anions containing oxygen and another element. o Notice that when a series of oxyanions contains different numbers of oxygen  atoms, they are named according to the number of oxygen atoms in the ion.  If there are two ions in the series; the one with more oxygen atoms has the ending ­ate,  and the one with fewer has the ending ­ite. o NO : i3 nitrate o NO : i2 nitrite   Oxyanions that have more than two ions in the series then the prefixes hypo­, meaning  less than, and per­, meaning more than, are used.  ClO: is hypochlorite  BrO: is hypobromite  ClO 2 s chlorite  BrO 2 is bromite  ClO 3 chlorate  BrO : is bromate 3  ClO 4 is perchlorate  BrO 4 is perbromate Naming Ionic Compounds Containing Polyatomic Ions:  We name ionic compounds that contain a polyatomic ion in the same way as other ionic  compounds, except that we use the name of the polyatomic ion whenever it occurs. o For example: NaNO  is na2ed according to its cation, Na  sodium, and its  polyatomic anion, NO , n2trite.  Creating NaNO  is2sodium nitrite. Type II Ionic Compounds  This is where it gets a bit complex, some metals mainly the transition metals can form  more than one type of cation.  Some main group metals, such as Lead [Pb], Thallium [Tl], and Tin [Sn], form more than one type of cation. Naming Type II Binary Ionic Compounds: The full names for compounds containing metals that form more than one kind of cation  have the following form: o Name of cation (Metal) > (charge of cation (metal) in roman numerals in  parenthesis) > Base name of anion (nonmetal) + ide o The charge of the metal cation can be determined by inference from the sum of  the charges of the nonmetal. Hydrated Ionic Compouds:  Hydrates are ionic compounds containing a specific number of water molecules  associated with each formula unit.  o For example, the formula for epsom salts is MgSO • 7H 4   2   Its systematic name is magnesium sulfate heptahydrate o Basically the number in front of the Hydrogen take the prefix of the Ionic  Compound.  Common hydrate prefixes o Hemi = ½ o Mono = 1 o Di = 2 o Tri = 3 o Tetra = 4 o Penta = 5 o Hexa = 6 o Hepta = 7 o Octa = 8 o Nona = 9 o Deca = 10 Molecular Compounds: Formulas and Names  The formula for a molecular compound cannot readily be determined from its constituent  elements because the same combination of elements may form many different molecular  compounds, each with a different formula. o Nitrogen and oxygen form all of the following unique molecular compounds:  NO, NO2, N2O, N2O3, N2O4, and N2O5. o Molecular compounds are composed of two or more nonmetals. o  Generally, write the name of the element with he smallest group number first.  If the two elements lie in the same group, then write the element with the  greatest row number first. o The prefixes given to each element indicate the number of atoms present.  These prefixes are the same as those used in naming hydrates. Acids:  Acids are molecular compounds that release hydrogen ions (H+) when dissolved in  water. Acids are composed of hydrogen, usually written first in their formula, and one or  more nonmetals, written second. – HCl is a molecular compound that, when dissolved in water, forms H+ (aq) and Cl– (aq) ions, where aqueous (aq) means dissolved in water. Acids • Acids are molecular compounds that form H+ when dissolved in water. – To indicate the compound is dissolved in water (aq) is written after the formula. » A compound is not considered an acid if it does not dissolve in water. • Sour taste • Dissolve many metals – such as Zn, Fe, Mg; but not Au, Ag, Pt • Formula generally starts with H – e.g., HCl, H2SO4 Chemistry Test Two Comprehensive Guide  Chapter 4: Chemical Quantities and Aqueous Reactions Key Vocabulary Terms:  Law of Conservation of Mass: states that matter can be changed from one form into  another, mixtures can be separated or made, and pure substances can be decomposed, but  the total amount of mass remains constant.  o Balancing equations by balancing atoms  The study of the numerical relationship between chemical quantities in a chemical  reaction is called stoichiometry.  The reactant that limits the amount of product is called the limiting reactant.  Reactants not completely consumed are called excess reactants.  The theoretical yield is the amount of product that can be made in a chemical reaction  based on the amount of limiting reactant.   The actual yield is the amount of product actually produced by a chemical reaction.   The percent yield is calculated as follows:  actual yield o theoreticalyield x100 Reaction Stoichiometry:  The coefficients in a chemical reaction specify the relative amounts in moles of each of  the substances involved in the reaction.  2 molecules of C H8 r18ct with 25 molecules of O  to 2orm 16 molecules of CO  and 18 2 molecules of H O2 o 2C H 8l)18 25O (g) 2 16CO (g) + 28H O(g) 2  The ratio of the coefficients acts as a conversion factor between the amount in of the  reactants and products.  Example: Suppose That We Burn 22.0 Moles of C H ; how8Ma18 Moles of CO  Form? 2 o 2C H (l) + 25O (g)  16CO (g) + 18H O(g) 8 18 2 2 2 16molCO 2 o 22.0molC H 8 18 =176molCO 2 2molC H 8 18 o The combustion of 22 moles of C H  ad8s 186 moles of CO  to the at2osphere. Solutions:  When table salt is mixed with water, it seems to disappear or become a liquid, the  mixture is homogeneous. o Homogeneous mixtures are called solutions.  The component of the solution that changes state is called the solute.  The component that keeps its state is called the solvent.  If both components start in the same state, the major component is the  solvent. Solution Concentration:  Solutions are often described quantitatively, as dilute or concentrated. o Dilute solutions have a small amount of solute compared to solvent. o Concentrated solutions have a large amount of solute compared to solvent. Solution Concentration: Molarity: A common way to express solution concentration is molarity (M). o Molarity is the amount of solute (in moles) divided by the volume of solution (in  liters). amountof solute(¿mol) o Molarity (M = volumeof solution(¿L) Remembershe prefers¿usemLsobeready¿convert o Solution Dilution:   Often, solutions are stored as concentrated stock solutions.  To make solutions of lower concentrations from these stock solutions, more solvent is  added. o The amount of solute doesn’t change, just the volume of solution:  The concentrations and volumes of the stock and new solutions are inversely  proportional: o Moles solute in solution I = moles solute in solution II o M x1V =1 xV 2 2 Electrolyte and Nonelectrolyte Solutions:  Materials that dissolve in water to form a solution that will conduct electricity are called  electrolytes.  Materials that dissolve in water to form a solution that will not conduct electricity are  called nonelectrolytes.  Ionic substances such as sodium chloride that completely dissociate into ions when they  dissolve in water are strong electrolytes. o In contrast to sodium chloride, sugar is a molecular compound. o Most molecular compounds (except for acids), dissolve in water as intact  molecules.  Binary Acids: Acids are molecular compounds that ionize when they dissolve in water. o The molecules are pulled apart by their attraction for the water. o When acids ionize, they form H+ cations and also anions. o The percentage of molecules that ionize varies from one acid to another. Acids that ionize virtually 100% are called strong acids. + −  HCl (aq)  H  (aq) + Cl  (aq)  Acids that only ionize a small percentage are called weak acids.  HF (aq)  ↔  H (aq) + F  (aq) Strong and Weak Electrolytes:  Strong electrolytes are materials that dissolve completely as ions. o Ionic compounds and strong acids o Solutions conduct electricity well  Weak electrolytes are materials that dissolve mostly as molecules, but partially as ions. o Weak acids o Solutions conduct electricity, but not well o When compounds containing a polyatomic ion dissolve, the polyatomic ion stays  together. + −  HC H2O 3(a2)  H  (aq) + C H O 2(a3)2 Dissociation and Ionization  When ionic compounds dissolve in water, the anions and cations are separated from each  other this is called dissociation. o Na S(aq)  2Na  (aq) + S   (aq)2– 2  When compounds containing polyatomic ions dissociate, the polyatomic group stays  together as one ion. + 2−  o Na SO2 (aq4  2Na  (aq) + SO 4 (aq)  When strong acids dissolve in water, the molecule ionizes into H+ and anions. + 2−   H 2O  4aq)  Na  (aq) + SO 4 (aq) The Solubility of Ionic Compounds: When an ionic compound dissolves in water, the resulting solution contains: o Not the intact ionic compound itself, but its component ions dissolved in water. However, not all ionic compounds dissolve in water. o If we add AgCl to water, for example, it remains solid and appears as a white  powder at the bottom of the water. In general, a compound is termed soluble if it dissolves in water and insoluble if it does  not. Precipitation Reactions:  Precipitation reactions are reactions in which a solid forms when we mix two solutions. o Reactions between aqueous solutions of ionic compounds produce an ionic  compound that is insoluble in water.  The insoluble product is called a precipitate.  No Precipitation Means No Reaction: Precipitation reactions when two aqueous solutions are mixed. Predicting Precipitation Reactions 1. Determine what ions each aqueous reactant has. 2. Determine formulas of possible products. o Exchange ions. o (+) ion from one reactant with (–) ion from other.  o Balance charges of combined ions to get the formula of each product. 3. Determine solubility of each product in water. Use the solubility rules. If product is  insoluble or slightly soluble, it will precipitate. 4. If neither product will precipitate, write no reaction after the arrow. 5. If any of the possible products are insoluble, write their formulas as the products of the  reaction using (s) after the formula to indicate solid. Write any soluble products with (aq)  after the formula to indicate aqueous. 6. Balance the equation. 7. Remember to only change coefficients, not subscripts. Representing Aqueous Reactions:  An equation showing the complete neutral formulas for each compound in the aqueous  reaction as if they existed as molecules is called a molecular equation. o 2KOH(aq) + Mg(NO )  (aq)   2KNO  (aq) + Mg(OH)  (s) 3 2 3 2  In actual solutions of soluble ionic compounds, dissolved substances are present as ions.  Equations that describe the material’s structure when dissolved are called complete ionic  equations. Ionic Equation:  Rules of writing the complete ionic equation: o Aqueous strong electrolytes are written as ions.  Soluble salts, strong acids, strong bases o Insoluble substances, weak electrolytes, and nonelectrolytes are written in  molecule form.  Solids, liquids, and gases are not dissolved, hence molecule form Ionic Equation:  Notice that in the complete ionic equation, some of the ions in solution appear unchanged on both sides of the equation. These ions are called spectator ions because they do not  participate in the reaction.  Basically spectator ions are the ions seen on both the reactant and yield side that is  crossed out when finding the Net Ionic Equation. Acid–Base and Gas­Evolution Reactions  Two other important classes of reactions that occur in aqueous solution are 1. Acid–base reactions 2. Gas­evolution reactions.  Acid–base Reaction: An acid reacts with a base and the two neutralize each other,  producing water (or in some cases a weak electrolyte). o An acid–base reaction is also called a neutralization reaction.  Acid–Base and Gas­Evolution Reactions: In a gas­evolution reaction, a gas forms  resulting in bubbling.  In both acid–base and gas­evolution reactions, as in precipitation reactions, the reactions  occur when the anion from one reactant combines with the cation of the other. o  Many gas­evolution reactions are also acid–base reactions. Acids and Bases in Solution +  Acids ionize in water to form H  ions. o More precisely, the H from the acid molecule is donated to a water molecule to  + form hydronium ion, H O 3  Bases dissociate in water to form OH ions.  o Bases, such as NH that do not contain OH ions, produce OH by pulling H off  3  water molecules.  In the reaction of an acid with a base, the H  from the acid combines with the OH from  ­  the base to make water.  The cation from the base combines with the anion from the acid to make the salt. Gas­Evolving Reactions Some reactions form a gas directly from the ion exchange. Other reactions form a gas by the decomposition of one of the ion exchange products into a gas and water. Oxidation–Reduction Reactions: The reactions in which electrons are transferred from one reactant to the other are called  oxidation­reduction reactions. o These are also called redox reactions. o Many redox reactions involve the reaction of a substance with oxygen.  4Fe(s) + 3O  (2)  2Fe O  2s)3(rusting)  2C H (l) + 25 O2 (g)  16CO  (g) + 18H O (g) (combustion) 8 18 2 2  2H  2g) + O  2g)  2H O(g2  Combustion as Redox Redox without Combustion: Reactions of Metals with Nonmetals: Consider the following reactions: o 4Na(s) + O  (g2 → 2Na O(s) 2 o 2Na(s) + Cl  (g2 → 2NaCl(s) The reactions involve a metal reacting with a nonmetal. In addition, both reactions  involve the conversion of free elements into ions. Redox Reaction:  The transfer of electrons does not need to be a complete transfer (as occurs in the  formation of an ionic compound) for the reaction to qualify as oxidation–reduction. o For example, consider the reaction between hydrogen gas and chlorine gas:  H 2(g) + Cl 2 (g) 2HCl (g)  When hydrogen bonds to chlorine, the electrons are unevenly shared, resulting in  an  increase of electron density (reduction) for chlorine and a decrease in electron density  (oxidation) for hydrogen. Oxidation and Reduction:  To convert a free element into an ion, the atoms must gain or lose electrons. o Of course, if one atom loses electrons, another must accept them.  Reactions where electrons are transferred from one atom to another are redox reactions.  Atoms that lose electrons are being oxidized, while atoms that gain electrons are being  reduced. o 2Na(s) + Cl  (2) →  2Na Cl (s) –  + –  Na → Na  + 1e     (oxidation)  Cl2 + 2e  → 2 Cl  (reduction) Oxidation States:  For reactions that are not metal + nonmetal, or do not involve O , we need a method for  2 determining how the electrons are transferred (oxidation state the electron flow in the  reaction). o Even though they look like them, oxidation states are not ion charges! Identifying Redox Reactions  Oxidation: An increase in oxidation state  Reduction: A decrease in oxidation state  Carbon changes from an oxidation state of 0 to an oxidation state of +4. o Carbon loses electrons and is oxidized.  Sulfur changes from an oxidation state of 0 to an oxidation state of –2. o Sulfur gains electrons and is reduced. Redox Reactions:  Oxidation and reduction must occur simultaneously. o If an atom loses electrons another atom must take them.  The reactant that reduces an element in another reactant is called the reducing agent. o The reducing agent contains the element that is oxidized.  The reactant that oxidizes an element in another reactant is called the oxidizing agent. o The oxidizing agent contains the element that is reduced. + – o 2Na(s) + Cl  (2) → 2 Na Cl  (s)  Na is oxidized, while Cl is reduced.  Na is the reducing agent, and Cl 2  the oxidizing agent. Combustion Reactions:  Combustion reactions are characterized by the reaction of a substance with to form one or more oxygen­containing compounds, often including water. o Combustion reactions also emit heat.  For example, natural gas (CH )4reacts with oxygen to form carbon dioxide and water: Combustion: Ethanol, the alcohol in alcoholic beverages, also reacts with oxygen in a combustion  reaction to form carbon dioxide and water.


Buy Material

Are you sure you want to buy this material for

50 Karma

Buy Material

BOOM! Enjoy Your Free Notes!

We've added these Notes to your profile, click here to view them now.


You're already Subscribed!

Looks like you've already subscribed to StudySoup, you won't need to purchase another subscription to get this material. To access this material simply click 'View Full Document'

Why people love StudySoup

Jim McGreen Ohio University

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

Janice Dongeun University of Washington

"I used the money I made selling my notes & study guides to pay for spring break in Olympia, Washington...which was Sweet!"

Jim McGreen Ohio University

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

Parker Thompson 500 Startups

"It's a great way for students to improve their educational experience and it seemed like a product that everybody wants, so all the people participating are winning."

Become an Elite Notetaker and start selling your notes online!

Refund Policy


All subscriptions to StudySoup are paid in full at the time of subscribing. To change your credit card information or to cancel your subscription, go to "Edit Settings". All credit card information will be available there. If you should decide to cancel your subscription, it will continue to be valid until the next payment period, as all payments for the current period were made in advance. For special circumstances, please email


StudySoup has more than 1 million course-specific study resources to help students study smarter. If you’re having trouble finding what you’re looking for, our customer support team can help you find what you need! Feel free to contact them here:

Recurring Subscriptions: If you have canceled your recurring subscription on the day of renewal and have not downloaded any documents, you may request a refund by submitting an email to

Satisfaction Guarantee: If you’re not satisfied with your subscription, you can contact us for further help. Contact must be made within 3 business days of your subscription purchase and your refund request will be subject for review.

Please Note: Refunds can never be provided more than 30 days after the initial purchase date regardless of your activity on the site.