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

Exam #3 Study Guide

Star Star Star Star
4 reviews
by: Courtney Burke

Exam #3 Study Guide Chem 1010

Marketplace > University of Denver > Science > Chem 1010 > Exam 3 Study Guide
Courtney Burke
GPA 3.2

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

Here is the complete study guide for exam #3. It includes chapters 4, 6, 9, 18, and 21.
General Chemistry 1010
Teresa Cowger
Study Guide
50 ?




Star Star Star Star
2 reviews
Star Star Star Star Star
Joseph Blond
Star Star Star Star Star
Guoda Li

Popular in General Chemistry 1010

Popular in Science

This 6 page Study Guide was uploaded by Courtney Burke on Wednesday November 11, 2015. The Study Guide belongs to Chem 1010 at University of Denver taught by Teresa Cowger in Fall 2015. Since its upload, it has received 142 views. For similar materials see General Chemistry 1010 in Science at University of Denver.

Similar to Chem 1010 at DU


Reviews for Exam #3 Study Guide

Star Star Star Star Star

-Joseph Blond

Star Star Star Star Star

-Guoda Li

Star Star Star Star Star

-J Thill

Star Star Star Star



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: 11/11/15
Chapter Exam #3 Study Guide General Chemistry  Chapter 4  Acid­base reactions (where an acid reacts with a base) involve water as a reactant  or product.  +  An acid is a substance that produces H  ions when dissolved in water.  HX  H (aq) + X (aq)­  A base is a substance that produces OH ions when dissolved in water.  +  ­ MOH  M (aq) + OH (aq)  Acidic solutions arise when certain covalent H­containing molecules dissociate  into ions in water.   Strong acids AND strong bases dissociate completely into ions when placed in  water.   Weak acids AND weak bases dissociate very little into ions.   Strong acids, such as HNO  and 3 SO , a2d w4ak acids, such as HF and H PO ,  3 4 have one or more H atoms as part of their structure.  ­ 2­  Strong bases have either OH or O  as part of their structure.   Weak bases, such as ammonia (NH ) do not3contain OH ions, but they all have an electron pair on N.   The key event in aqueous reactions between a strong acid and a strong base is that +  ­ an H ion from the acid and an OH ion from the base form a water molecule.   Acid­base reactions occur through the electrostatic attraction of ions and their  removal from solution as the product.   The ionic compound that results from the reaction of an acid and base is called a  salt.   Acid­base reactions are metathesis (double­displacement) reactions.   An acid is a molecule (or ion) that donates a proton.   A base is a molecule (or ion) that accepts a proton.  +  ­  H 3 ion acts as the acid and donates a proton to OH ion, which acts as the base  and accepts it.   Titration: The known concentration of one solution is used to determine the  unknown concentration of another.  +  Equivalence point: Occurs when the amount (mol) of H  ions in the original  volume of acid has reacted with the same amount (mol) of OH  ions from the  buret.   End point: Occurs when a tiny excess of OH ions changes the indicator  permanently to its basic color.   The amount of base needed to reach the end point is the same as the amount  needed to reach the equivalence point.   Oxidation­reduction (redox) reaction: Net movement of electrons from one  reactant to another.   Ionic compounds: transfer of electrons.   Covalent compounds: shift (sharing) of electrons.   Oxidation is the loss of electrons.  Reduction is the gain of electrons.  Example: Formation of MgO  Oxidation (electron loss by Mg): Mg  Mg  + 2e   – – 2– Reduction (electron gain by O )2 ½ O  +22e   O    The oxidizing agent is the species doing the oxidizing (causing electron  loss).  The reducing agent is the species doing the reducing (causing electron  gain).   In MgO, O  2xidizes Mg by taking electrons that Mg gives up.  Mg reduces O  2y providing the electrons that O  t2kes, so Mg is the  reducing agent, and O  2s the oxidizing agent.   The oxidizing agent is reduced, the reducing agent is oxidized.   Oxidation numbers:  1. For Group 1(A): O.N. = +1 in all compounds  2. For Group 2(A): O.N. = +2 in all compounds 3. For hydrogen: O.N.  = +1 in combination with nonmetals     = –1 in combination with metals and boron  4. For fluorine: O.N. = –1 in all compounds  5. For oxygen: O.N. = –1 in all peroxides             = –2 in all other compounds (except with F).  6. For Group 7(A): O.N. = –1 in combination with metals, nonmetals (except O), and other halogens lower in the group   Transferred electrons are never free because the reducing agent loses electrons  and the oxidizing agent gains them simultaneously.   Atoms occur as an element on one side of an equation and as part of a compound  on the other.   In a combination reaction, two or more reactants form a compound.  X + Y  Z  Metal and nonmetal form an ionic compound. The metal is the reducing agent and the nonmetal is the oxidizing agent.   Two nonmetals form a covalent compound.   Nearly every nonmetal reacts with O  t2 form a covalent oxide.   In a decomposition redox reaction, a compound forms two or more products, at  least one of which is an element.  Z  X + Y  In double­displacement (metathesis) reactions, atoms of two compounds  exchange places.  AB + CD  AD + CB In solution, single­displacement reactions occur when an atom of one element  displaces the ion of another.   The most reactive metals displace H  f2om liquid water. Group 1(A) metals and  Ca, Sr, and Ba from Group 2(A) displace H  fro2 water.  Chapter 6  Thermodynamics: The study of energy and its transformations.  Thermochemistry: A branch of thermodynamics that deals with heat in chemical  and physical change.   System: The part of the universe we are focusing on (in a reaction).  Surroundings: Everything else (in a reaction).  Internal Energy (E): Sum of all potential and kinetic energy in a system.   ∆E is the difference between internal energy after the change (E finaland before the change (E initial  Final state minus the initial state: ∆E = E finalE initial productsEreactants  A change in the energy of a system must be accompanied by an equal and  opposite change in the energy of the surroundings.   By releasing some energy in a transfer to the surroundings: E finalE initial∆E < 0  By absorbing some energy in a transfer from the surroundings: E final Einitial ∆E > 0  Heat: Thermal energy (symbolized by q) is the energy transferred as a result of a  difference in temperature.   Work: (symbolized by w) the energy transferred when an object is moved by a  force.  The total change in a system’s internal energy is the sum of the energy transferred as heat and/or work: ∆E = q + w  Energy transferred to the system is positive because the system ends up with more energy.  Energy transferred from the system is negative because the system ends up with  less energy.   Heat flowing out of a system: heat is released so q is negative and ∆E is negative.  Heat flowing into a system: heat is absorbed so q is positive and ∆E is positive.  Law of Conservation of Energy – First Law of Thermodynamics: The total energy of the universe is constant.  ∆E  = ∆E  – ∆E  = 0  universe system surroundings  Joule (J): The SI unit of energy  1 J = 1 kg • m /s    Calorie (cal): Quantity of energy needed to raise the temperature of 1 g of water  by 1 ˚C. 1 cal = 4.184 J or 1 J = 1/4.184 cal = 0.2390 cal   British thermal unit: Quantity of energy required to raise the temperature of 1 lb  of water by 1 ˚F. 1 BTU = 1055 J   ∆E does not depend on how the change takes place, but only on the difference  between the final and initial states.   Pressure­volume work (PV work): The mechanical work done when the volume  of the system changes in the presence of an external pressure (P).  w = –P∆V  At constant pressure, enthalpy (H) is defined as the internal energy plus the  product of the pressure and volume.  H = E + PV  Change in enthalpy (∆H): The change in internal energy plus the product of the  pressure, which is constant, and the change in volume (∆V).  ∆H = ∆E + P∆V   Exothermic and endothermic process:  ∆H = H final HinitialH products reactants  Exothermic: Releases heat and results in a decrease in the enthalpy of a system:  H productsH reactants∆H < 0  Endothermic: Absorbs hear and results in an increase in the enthalpy of a system: H productsH reactants∆H > 0  q/∆T = constant  Heat capacity: [refer to above equation] the quantity of heat required to change its temperature by 1 K.   Specific heat capacity: The quantity of heat required to change the temperature of  1 gram of a substance or material by 1 K.  Specific heat capacity (c) = q/mass x ∆T   Molar heat capacity: The quantity of heat required to change the temperature of 1 mole of a substance by 1 K.  Molar heat capacity (C) = q/amount (mol) x ∆T  Calorimeter: A device used to measure the heat released (or absorbed) by a  physical or chemical process.   Finding the specific heat capacity of a solid:  csolid  H2O x massH2O x ∆T H2O/mass solid ∆T solid  A thermochemical equation is a balanced equation that includes the enthalpy  change of the reaction (∆H).   Hess’s Law: The enthalpy change if an overall process is the sum of the enthalpy  changes of its individual steps:  ∆H overall∆H  1 ∆H  …2+ ∆H n  Standard states: o For a gas, the standard state is 1 atm* and ideal behavior o For a substance in an aqueous solution, the standard state is 1 M  concentration. o For a pure substance, the standard state is usually the most stable form of  the substance at 1 atm and the temperature of interest (the temperature is  usually 25 ˚C (298 K).  Chapter 18 +  Hydronium ion (H O ) 3orms H bonds to several other water molecules.   Neutralization: Occurs when an acid and a base react to form H O.  2 +  The stronger the acid, the higher [H O 3 is at equilibrium, and the larger the value  of K .  a  Strong acids: HCl, HBr, and HI. 1. Oxoacids in which the number of O atoms equals or exceeds by one  the number of ionizable protons, such as HClO, HNO , and H 2O 3 4 2. Carboxylic acids; such as CH COOH 3nd C H COOH. 6 5  Strong bases  1. M O 2r MOH 2. MO or M(OH) 2  Weak bases  1. Ammonia (NH )  3 2. Amines such as CH CH NH 3 2 2  Water dissociates very little into ions: this process is called autoionization.  + –  Higher [H O3]  lower [OH ] and vice versa.   In an acidic solution: [H O3] > [OH ] – + –  In a basic solution: [H O3] < [OH ]  In a neutral solution: [H O3] = [OH ] – +  pH = –log [H O 3  The higher the pH, the lower the [H O ].3An acidic solution has a lower pH  (higher [H O3]) than a basic solution.   pH of an acidic solution < 7.00  pH of a neutral solution = 7.00  pH of a basic solution > 7.00  pOH = –log [OH ] – Chapter 21 The half­reaction method divides the overall redox reaction into oxidation and reduction half­reactions.  Example of the half­reaction method using Cr O  (aq) + I  (aq)  Cr  (aq) + I  (s):+ 2 7 2 Step #1: Divide the reaction into half­reactions.  2– 3+  Cr 2  7 Cr – I   I2 Step #2: Balance atoms and charges in each half­reaction.  a. Balance atoms other than O and H.  2– 3+  Cr 2  7 2Cr b. Balance O atoms by adding H O molecu2es.  Cr O   2Cr  + 7H O 2 7 2 c. Balance H atoms by adding H ions. +  14H  + Cr O 2 7Cr  + 7H O+ 2 d. Balance the charge by adding electrons.  – + 2– 3+ 6e  + 14H  + Cr O  2 27r  + 7H O [reducti2n]  Chapter 9  The relative strengths of the bonds in reactants and products determine whether  heat is released or absorbed in a chemical reaction.   Kinetic energy: Molecules’ movements through space and their rotations and  vibrations.   Potential energy: Phase changes and changes in the attraction between vibrating  atoms.   A certain quantity of heat is absorbed (∆H˚ > 0) to break the reactant bonds and  form separate atoms.   A different quantity of heat is then released (∆H˚ < 0) when the atoms form  product bonds. 


Buy Material

Are you sure you want to buy this material for

50 Karma

Buy Material

BOOM! Enjoy Your Free Notes!

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


You're already Subscribed!

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

Why people love StudySoup

Steve Martinelli UC Los Angeles

"There's no way I would have passed my Organic Chemistry class this semester without the notes and study guides I got from StudySoup."

Anthony Lee UC Santa Barbara

"I bought an awesome study guide, which helped me get an A in my Math 34B class this quarter!"

Bentley McCaw University of Florida

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

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.