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


by: Notetaker


Marketplace > University of St. Thomas > 111/40551 > FINAL EXAM STUDY GUIDE 2
User_39347_profile9613 Notetaker
GPA 4.0

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

another chem 111 study guide for final exam
General Chemistry I
Study Guide
50 ?




Popular in General Chemistry I

Popular in Department

This 25 page Study Guide was uploaded by Notetaker on Sunday December 13, 2015. The Study Guide belongs to 111/40551 at University of St. Thomas taught by Uzcategui-White in Summer 2015. Since its upload, it has received 41 views.




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: 12/13/15
 Chemistry  Final  Exam  Study  Guide:   Unit  1:   1.  Which  compound(s)  is/are  molecular?   1.   Cu(NO3)2                      2.  SF6                      3.  Phosphorous  Trichloride                  4.  Sodium  Sulfate   a)   1  only   b)   2  only   c)   1  and  2  only   d)   3  and  4  only   2.   In  the  laboratory,  Austin  is  given  a  mixture  of  iron  filings,  sand  and  salt.  To  separate  this   mixture,  Austin  uses  a  magnet,  boiling  water  and  a  filter.  Which  statement  is  true  about   the  process  Austin  uses  to  separate  this  mixture?   a)   Austin  uses  only  physical  changes  to  separate  the  mixture’s  component.   b)   Austin  uses  only  chemical  changes  to  separate  the  mixture’s  components.   c)   Austin  uses  both  physical  and  chemical  changes  to  separate  the  mixture’s   components.   d)   Austin  uses  neither  physical  nor  chemical  changes  to  separate  the  mixture’s   components.   3.   Which  of  the  following  atoms  contains  the  fewest  number  of  protons?   a)   86  Rb                        b)  79  Br                          c)  91  Zr                            d)  106  Pd                          e)  79  Se   4.   What  is  the  mass  in  grams  of  3.0  x  10^23  molecules  of  CO2  (molar  mass  of  CO2  =44.0  g)   a)   22  g   b)   44  g   c)   66  g   d)   88  g   5.   Which  substance  is  expected  to  contain  both  ionic  and  covalent  bonds?   a)   NaCl  (s)                      b)  C2H5OH  (l)                          c)  NH4NO3  (s)                                d)  H2O  (l)   6.   An  unused  flashbulb  contains  magnesium  and  oxygen.  After  use,  the  contents  are   changed  to  magnesium  oxide  but  the  total  mass  does  not  change.  This  observation  can   be  best  explained  by  the     a)   Law  of  constant  composition   b)   Law  of  multiple  proportions   c)   Avogadro’s  law   d)   Law  of  conservation  of  mass   7.   Which  group  of  elements  is  most  likely  to  lose  one  electron  one  forming  metals?   a)   Transition  metals   b)   Halogens   c)   Alkaline  earth  metals   d)   Alkali  metals   e)   Noble  gases   8.   What  is  the  percent  by  mass  of  oxygen  in  magnesium  oxide,  MgO?   a)   20  %   b)   40  %   c)   50  %   d)   60  %   9.   The  number  10.00  has  how  many  significant  figures?   a)   1          b)  2                c)  3                  d)  4                e)  5   10.  Which  of  the  following  formulas  is  incorrect?   a)   KBr            b)  CaSO4              c)  KNO3              d)  AL2O            e)  Li2O   11.  Properties  such  as  color  and  density,  which  can  be  observed  or  measured  without   changing  the  composition  of  a  substance  are  called  _________________  properties.     12.  Substances  like  hydrogen  (H2)  and  oxygen  (O2)  that  are  composed  of  only  one  type  of   atom  are  classified  as  ________________.     13.  A  science  article  refers  to  a  temperature  of  300.0  K.  The  equivalent  Celsius  temperature   is  _______.     14.  ______  is  the  atomic  symbol  for  an  element  that  has  24  neutrons  and  a  mass  of  45.     15.  The  energy  due  to  the  position  of  an  object  is  classified  as  _______________  energy.     16.  Those  numbers  with  an  unlimited  number  of  significant  figures  are  called   ________________________.     17.  _______________________  is  the  numerical  relationship  between  chemical  quantities   in  a  balanced  equation  or  formula.     18.  The  molar  mass  of  cobalt  (II)  phosphate  hexahydrate  is  ________________.     19.  __________________  are  atoms  of  an  element  with  the  same  number  of  protons,  but  a   different  number  of  neutrons.     20.  The  substances  on  the  left  side  of  the  chemical  equation  are  called  _________________.     21.  The  products  of  the  reaction  between  gaseous  ammonia  (NH3)  and  copper  (II)  oxide  at   high  temperature  are  nitrogen  gas,  solid  copper  and  water  vapor.   a)   What  is  the  balanced  equation  for  this  reaction?  Include  the  state  of  matter   b)   If  a  sample  containing  18.1  g  of  ammonia  is  reacted  with  90.4  g  of  copper  (II)  oxide.   Which  is  the  limiting  reagent?   c)   How  many  grams  of  nitrogen  can  be  produced?   d)   If  the  reaction  actually  gave  6.63  g  of  nitrogen  instead  of  the  calculated  in  part  C,   what  will  be  the  percent  yield  of  nitrogen?   e)   How  many  grams  of  the  excess  reactant  remains?   22.  In  a  typical  sample  of  magnesium,  78.99  %  is  magnesium  -­‐24  (with  atomic  mass  23.986   amu),  10.00  %  magnesium-­‐25  (24.985  amu)  and  11.01  %  magnesium-­‐26  (25.985  amu).   Calculate  the  average  atomic  mass  of  magnesium.     23.  An  infant  ibuprofen  suspension  contains  101  mg/  5.0  L  suspension.  The  recommended   dose  is  1.2  x  10^  10  pg/kg  body  weight.  How  many  mL  of  this  suspension  should  be   given  to  an  infant  weighing  18  lbs?  (1  lb=  453.59  g)   24.  Determine  the  number  of  protons,  neutrons  and  electrons  in  each  of  the  following     a)   208/  82  Pb  4+  _______  protons  ________  neutrons  ________  electrons   b)   34/16  S2-­‐  __________  protons  _________  neutrons  ________  electrons   c)   27/13  Al      _____________  protons  _________  neutrons  _________  electrons   25.  Fill  in  the  blanks  in  the  following  table     Cation   Anion   Formula   Name         Lithium  phosphate       Fe2  (SO4)  3     Ca2+   OH-­‐             Ammonium  chlorate       KMnO4       26.  Name  the  following  compounds     a)   H2SO4   b)   NI3   c)   S2F4   d)   BeCl2  x  5H20   27.  A  compound  is  decomposed  and  the  masses  of  its  constituent  elements  are  1.245  g  of   Ni  and  5.381  g  of  I.  Calculate  the  empirical  formula  of  the  compound.     28.  Answer  the  following  questions   a)   Perform  the  calculation  with  the  correct  number  of  significant  figures:   22.81  +  2.2457     b)   Express  0.0003711  in  scientific  notation  with  1  significant  figure   c)   How  many  significant  figures  are  in  the  quantity  1200.0   29.  In  a  reaction,  34.0  g  of  chromium  (III)  oxide  reacts  with  12.1  g  of  aluminum  to  produce   chromium  and  aluminum  oxide.  If  23.3  g  of  chromium  is  produced,  what  mass  of   aluminum  oxide  is  produced?     30.  Which  ion  has  the  same  number  of  electrons  as  an  atom  of  helium?   a)   S2-­‐          b)  P3-­‐        c)  Be  2+        d)  Ca  2+   31.  Which  of  these  are  molecular  or  ionic  compounds?   a)   P4O10   b)   SrCl2   c)   MgCO3   d)   H2SO4   32.  Give  the  name  or  chemical  formula  of  each  of  the  following:   a)   K3PO4   b)   Copper  (II)  sulfate  tetrahydrate   c)   NF3   d)   Hydrocyanic  acid   33.  The  density  of  gold  is  19,320  kg/  m^3.  What  is  its  density  in  g/cm^3?   34.  How  many  significant  figures  do  the  following  numbers  have?   a)   1934   b)   890.   c)   0.00120   35.  Determine  the  answer  for  each  of  the  following   a)   17.34  +  4.900  +  23.1   b)   3.9  x  6.05  x  (4.2  x  10^2)   c)   9.80  –  4.762   d)   14.1/  5   36.  A  measurement  was  taken  three  times.  The  correct  measurement  was  68.1  mL.  Circle   whether  or  not  the  set  of  measurements  is  accurate,  precise,  both  or  neither   a)   78.1  mL,  43.9  mL,  2  mL        accurate        precise      both        neither   b)   68.1  mL,  68.2  mL,  68.0  mL        accurate          precise        both        neither   c)   98.0  mL,  98.2  mL,  97.9  mL          accurate        precise      both      neither   37.  Which  of  the  following  are  exact  numbers?     a)   There  are  fifteen  books  on  a  shelf   b)   The  weight  of  a  sample  is  .825  g   c)   The  height  of  the  empire  state  building     d)   The  number  of  seconds  in  a  day   38.  Check  in  the  appropriate  box  if  the  following  properties  are  chemical  or  physical   Properties   Physical   chemical   Water  boils  at  100  C       UV  light  converts  O3  to  O2       Sodium  metal  is  soft  and  can  easily  be  cut       Chlorine  is  a  green  gas         39.  When  performing  the  calculation  34.530  g  +  12.1  G  +  1,222.34  g,  the  final  answer  must   have:   a)   Units  of  g/cm^3   b)   Only  one  decimal  place   c)   Three  sig  figs   d)   Three  decimal  places   40.  The  average  daytime  temperature  of  Jupiter  is  40  C.  Calculate  its  temperature  in  F?   41.  If  the  amount  of  mercury  in  a  polluted  lake  is  0.40  ug/  mL,  what  is  the  total  mass  in   kilograms  of  mercury  in  the  lake  if  the  lake  has  a  surface  area  of  100  mi^2  and  a  depth   of  20  ft?  (volume  =  surface  area  x  depth)  (  1  mi  =  1.6909  km)  (1  ft=  0.3048  m)   Unit  2   1.   What  is  the  oxidation  number  of  each  atom  in  sodium  phosphate?   a)   Na  =  +1,  P=  -­‐3,  O=  -­‐2   b)   Na  =  +1,  P=  +5,  O=  -­‐2   c)   Na  =  +1,  P  =  -­‐3,  O  =  +2   d)   Na  =  -­‐1,  P  =  +5,  O  =  -­‐2   e)   Na=  0,  P  =  0,  O  =  0   2.   Which  of  the  following  statements  is/are  correct?   i.   A  system  is  defined  as  an  object  or  collection  of  objects  being  studied.   ii.   Surroundings  are  defined  as  everything  outside  of  the  system  being  studied.   iii.   In  an  exothermic  reaction,  heat  is  transferred  from  the  system  to  the   surroundings.     a)   I  only        b)  ii  only                c)  iii  only          d)  ii  and  iii          e)  i,  ii,  iii   3.   A  gas  mixture  contains  2.0  moles  of  helium  and  8.0  moles  of  carbon  dioxide  and  is  held   under  conditions  of  standard  temperature  and  pressure.  What  is  the  partial  pressure  of   the  carbon  dioxide?   a)   2.0  atm   b)   0.2  atm   c)   8.0  atm   d)   0.8  atm   e)   none  of  these   4.   Mg  (s)  +  CuSO4  (aq)  à  MgSO4  (aq)  +  Cu  (s)  is  an  example  of:   a)   Combination  reaction   b)   Decomposition  reaction   c)   Acid-­‐  base  reaction   d)   Displacement  reaction   e)   Precipitation  reaction   5.   At  the  same  temperature  and  pressure,  equal  volumes  of  nitrogen  gas  and  carbon   dioxide  gas  have:   a)   The  same  mass   b)   The  same  density   c)   The  same  number  of  atoms   d)   The  same  number  of  moles   6.   In  which  one  of  the  following  reaction  is  chlorine  oxidized?   a)   2Na  (s)  +  Cl2  (g)  à  2NaCl  (s)   b)   Cl2  (g)  +  2e-­‐  à  2Cl-­‐  (aq)   c)   F2  (g)  +  2Cl-­‐  (aq)  à  Cl2  (aq)  +  2F-­‐  (aq)   d)   2ClO3  (aq)  +  12H+  (aq)  +  10e-­‐  à  Cl2  (g)  +  6H2)  (l)   7.   The  reaction  4Al  (s)  +  3)2  (g)  à  2  Al2O3  (s)  change  in  H=  -­‐3351  kJ  is  _________  and   therefore  heat  is  ___________  by  the  reaction.   a)   Exothermic,  released   b)   Exothermic,  absorbed   c)   Endothermic,  released   d)   Endothermic,  absorbed   8.   If  a  gas  effuses  2.165  times  faster  than  Xe,  what  is  its  molar  mass?   a)   284.3  g/  mol   b)   60.65  g/  mol   c)   32.00  g/  mol   d)   28.01  g/  mol   e)   12.94  g/mol   9.   In  the  reaction,  NaCl  +  AgNO3  à  AgCl  +  NaNO3,  the  white  precipitate  seen  is  due  to:   a)   NaCl   b)   AgNO3   c)   AgCl   d)   NaNO3   10.  Which  of  the  following  compounds  is  a  nonelectrolyte  when  dissolved  in  water?   a)   NaCl            b)  MgBr2            c)  Cl2            d)  Zn(NO3)2        e)  KI   11.  Consider  the  following  speed  distribution  curves  A  and  B.  If  the  plots  represent  the   speed  distribution  of  He  (g)  and  Cl2  (g)  at  STP.  Which  plot  corresponds  to  Cl2?   Curve  A  _______  Curve  B  _________   12.  ________  is  the  energy  transferred  when  a  force  moves  an  object   13.  _____________  equation  shows  all  reactants  and  products  as  if  they  were  intact,   undissociated  compounds.  This  gives  the  least  information  about  the  species  in  solution.     14.  A  gas  absorbs  2.5  J  of  heat  and  then  performs  13.1  J  of  work.  The  change  in  internal   energy  of  the  gas  is  ______.     15.  When  a  system  is  absorbing  heat  from  the  surroundings  its  q  value  should  be   ___________.     16.  _____________  is  a  substance  that  produces  H+  or  H3O  +  ions  when  dissolved  in  H2O.     17.  _____________  Law  states  that  at  constant  pressure  and  number  of  moles,  the  volume   occupied  by  a  fixed  amount  of  gas  is  directly  proportional  to  its  absolute  (Kelvin)   temperature.   18.  An  exothermic  process  will  have  a  ___________  delta  H  value.   19.  ________  electrolytes  ionize  completely  and  have  the  capability  of  conducting   electricity.   20.  The  reducing  agent(  loses              or              gains)  electrons.   21.  It  takes  299  cal  of  energy  to  heat  a  sample  of  pure  silver  from  12.0  C  to  15.2  C.  Calculate   the  mass  (in  grams)  of  the  sample  of  silver.  The  specific  heat  capacity  of  silver  is  0.24  J/g   C   22.  At  what  temperature  does  1.00  atm  of  He  gas  have  the  same  density  as  1.00  atm  of  Ar   gas  at  273  K?   23.  Given  the  following  choices  of  reactants,  write  the  balanced  molecular,  total  ionic  and   net  ionic  equation  (write  states  of  matter).   Aqueous  sodium  sulfide  +  zinc  (II)  chloride   a)   Molecular  equation   b)   Total  ionic  equation   c)   Net  ionic  equation   d)   Write  the  spectator  ions   e)   Metals  with  oxygen  gas  to  produce  solid  oxides.  Write  a  balanced  molecular   equation  for  the  reaction  of  copper  to  yield  copper  (I)  oxide  and  then  identify  the   oxidizing  reagent.   Molecular  equation:   Oxidizing  agent:   24.  Categorize  each  of  the  following  compounds     Compound   Acid,  base,  ionic,   Electrolyte,  non-­‐,   #  of  moles  of  ions   molecular   weak,  strong   when  dissolved   PF3         Sr  (OH)2         KMnO4         HI           25.  The  thermochemical  equation  for  the  combustion  of  benzene  is  shown  below.   2C6H6  (l)  +  15  O2  (g)  à  12  Co2  (g)  +  6  H2O  (g)  delta  H  =  -­‐39093.9  kJ   a)   Is  the  reaction  absorbing  or  releasing  heat?   b)   Sketch  an  enthalpy  diagram  for  the  reaction  (show  reactants,  products  and  direction   arrows)   c)   What  is  the  enthalpy  change  for  the  combustion  of  12.5  g  of  C6H6?   26.  Hydrogen  peroxide,  H2O2,  can  be  used  as  an  oxygen  source  for  wastewater  treatment.   2H2O2  (aq)  à  2H2O  (l)  +  O2  (g)   a)   Classify  the  reaction  as  combination,  decomposition  or  displacement.   b)   What  is  the  oxidation  number  of  oxygen  in  the  starting  material   c)   Calculate  the  volume  of  O2  (g)  at  23  C  and  726  mmHg  that  can  be  liberated  from   1.00  L  or  a  30  %  solution  of  H2O2  in  water.  The  density  of  the  30  %  H2O2  solution  is   1.11  g/  cm^3.     Unit  3:   1.   What  is  the  frequency  of  the  photons  emitted  by  hydrogen  atoms  when  they  undergo   transitions  from  n=5  to  n=3?     2.   Supply  the  missing  quantum  numbers  and  sublevel  names   N   l   ml   Name  of  orbital       0   3d   5   1   +1     3   2   -­‐2           5s     3.   Use  Bohr’s  equation  to  calculate  how  much  energy  is  needed  to  promote  an  electron   from  the  H  atom  ground  state  to  the  n=6  level?   4.   Calculate  the  wavelength  of  a  muon  (particle  with  a  mass  of  1.884  x  10^-­‐25  g)  traveling   at  325  m/s   5.   For  iron:   a)   Write  the  condensed  electron  configuration   b)   Draw  the  partial  orbital  diagram   c)   Write  a  set  of  quantum  numbers  for  the  sixth  electron  in  the  d  orbital   Unit  3:   1.   What  is  the  maximum  number  of  electrons  in  a  given  atom  that  can  have  the  quantum   number  n=  6,  l=  3  ?   a)   6            b)  7            c)  3            d)  14        e)  10   2.   A  green  color  is  obtained  in  the  flame  test  for  a  barium  salt.  The  energy  producing  this   color  is  emitted  when  ________.     a)   Electrons  are  raised  to  higher  energy  levels  by  the  heat  of  the  flame   b)   Electrons  in  the  highest  levels  are  expelled   c)   Electrons  drop  back  to  lower  energy  levels   d)   Oxidation  takes  place   3.   What  is  the  wavelength  of  electromagnetic  radiation  which  has  a  frequency  of  4.464  x   10^  14  s^-­‐1?   a)   1.338  x  10^  33  m   b)   1.489  x  10^  -­‐6  m   c)   6.716  x  10^  -­‐7  m   d)   671.6  nm   e)   7.472  x  10^-­‐15  nm   4.   Which  of  the  following  is  not  isoelectric  with  a  noble  gas?   a)   S^2-­‐      b)  Ba^+          c)  Al^3+          d)  Sb^2-­‐              e)  SC^3+   5.   Which  is  the  electronic  configuration  of  the  oxide  ion  O  ^2-­‐?   a)   1s^2  2s^2  2p^4   b)   1s^2  2s^2  2p^5   c)   1s^2  2s^2  2p^6   d)   1s^2  2s^2  2p^4  3s^2   6.   Which  of  the  diatomic  elements  has  a  triple  bond  between  its  atoms?   a)   Fluorine   b)   Oxygen   c)   Nitrogen   d)   Hydrogen   7.   Which  of  the  following  elements  has  the  lowest  ionization  energy?   a)   H        b)  He        c)  Fr          d)  Rn          e)  Rh   8.   In  the  correct  Lewis  structure  for  the  hydro  bromic  acid  (HBr)  molecule,  how  many   unshared  electron  pairs  surround  the  bromine?   a)   3    b)  4        c)  6        d)  8   9.   Which  of  the  following  is  an  ionic  compound?   a)   H2S   b)   NH3   c)   I2   d)   KI   e)   CCl4   10.  What  is  a  possible  set  of  quantum  numbers  for  the  fifth  electron  filled  up  in  the  4p   orbital?  [Ar]  3d  (all  filled  up)      4s  (filled  up)      4p    (  five  filled  up)   a)   N=  1,  l=1,  ml=  -­‐1,  ms=  +1/2   b)   N=3,  l=2,  ml=  -­‐1  ,ms  =  -­‐1/2   c)   N=4,  l=1,  ml=0,  ms=  -­‐1/2   d)   N=4,  l=1,  ml=0,  ms=  +1/2   e)   N=4,  l=1,  ml=1,  ms=  +1/2   11.  ____________  is  the  energy  needed  to  overcome  the  attraction  between  the  nuclei  and   the  shared  electrons   12.  Based  on  the  diagram  below,  which  color  of  light  has  the  least  energy?   Violet,  blue,  blue-­‐  green,  orange,  red   13.  An  outer-­‐  level  electron  pair  that  is  not  involved  in  bonding  is  called  ___________.   14.  According  to  Heisenberg’s  __________  principle,  it  is  impossible  to  simultaneously   measure  the  exact  location  and  energy  of  an  electron.   15.  _______________  is  the  energy  required  for  the  complete  removal  of  1  mole  of   electrons  from  1  mole  of  gaseous  atoms  or  ions   16.  The  d-­‐  block  elements  are  also  referred  to  __________________   17.  _____________  principle  states  that  no  two  electrons  in  the  same  atom  can  have  the   same  four  quantum  numbers   18.  covalent  bonding  involves  ____________  of  valence  electrons  between  atoms.     19.  The  _______________  of  a  photon  is  equal  to  the  speed  of  light  divided  by  the   wavelength  of  the  photon.     20.  ___________  rule  states  that  the  most  stable  arrangement  of  electrons  is  that  which   contains  the  maximum  number  of  unpaired  electrons,  all  with  the  same  spin  direction.     21.  What  is  the  uncertainty  in  velocity  (m/s)  of  a  25.0  g  particle  in  space  that  has  an   uncertainty  in  its  position  of  552  pm.   22.  How  many  inner,  outer  and  valence  electrons  are  present  in  an  atom  of  each  of  the   following  elements?   -­‐   Mn   -­‐   Se   -­‐   Ba   23.  Based  on  the  periodic  table  trends:   a)   Arrange  Ca  2+,  Cl  -­‐,  K  +,  P  3  and  S  2-­‐  in  order  of  increasing  ionic  size   b)   Arrange  the  elements  in  order  of  increasing  ionization  energy:  Li,  Cs,  Cl,  Ar,  I   c)   Arrange  the  elements  in  order  of  increasing  electronegativity:  K,  Be,  C,  K,  F,  Cs   24.  Consider  the  following  two  wavelengths:     Wave  A:     Wave  B:   a)   Which  wave  has  the  shorter  wavelength?   b)   Which  wave  has  the  shorter  frequency?   c)   Which  wave  has  the  higher  energy?   d)   Suppose  that  wave  B  represents  yellow  light  (570  nm).  If  you  double  the  wavelength  of   this  light,  is  it  in  the  visible,  IR,  or  UV  region  of  the  electromagnetic  spectrum?   25.  Below  are  diagrams  for  the  bright  line  spectra  of  four  elements  and  the  spectrum  of  a   mixture  of  unknown  gases:   Which  element  (s)  are  present  in  the  unknown?   26.  For  the  following  hydrogen  atom  transitions:   A:  n=  1  to  n=2  B:  n=  2  to  n=1  C:  n=  2  to  n=3  D:  n=3  to  n=2  E:  n=  3  to  n=4  F:  n=4  to  n=3  G:   n=1  to  n=4  H:  n=4  to  n=1  I:  n=1  to  n=3  J:  n=3  to  n=1   a)   Which  transition  (s)  correspond  to  emissions?   b)   Which  emission’s  transition  corresponds  to  the  longest  wavelength?   27.  Write  the  condensed  electron  configurations  for  the  following  species:   a)     1.   P  3-­‐   2.   Ag  +   3.   Rh  2+   4.   Ga  +   b)   Fill  the  partial  box  diagram  for  the  condensed  electronic  configuration  of  the  species   in  part  a  and  state  if  the  atom  or  ion  will  be  paramagnetic  or  diamagnetic   1.   P  3-­‐   2.   Ag  +   3.   Rh  2+   4.   Ga  +   c)   Write  a  full  set  of  quantum  numbers  for  the  third  electron  in  the  d  orbital  of  Ag  +   d)   Write  the  formula  of  the  oxide  Ag  +  ion  forms   28.  An  electron  in  a  hydrogen  atom  relaxes  to  the  n=4  level,  emitting  light  of  frequency   equal  to  1.14  x  10^14  Hz.  What  is  the  value  of  n  for  the  level  in  which  the  electron   originated?   29.  X   a)   Write  the  Lewis  electron  dot  structure  for  the  following  species   1.   Cs2   2.   MgBr2   b)   For  Cs2  molecule,  answer  the  following:   1.   Bond  order   2.   Number  of  total  lone  pairs  electrons  in  the  molecule   c)   Rank  the  relative  lengths  of  the  N=N,  N-­‐F,  N-­‐Br,  N-­‐Cl  and  N=-­‐  N  bonds     Chemistry  111  Final  Exam  Answer  Key:   Unit  1:   1.   C   2.   A   3.   E   4.   A   5.   C   6.   D   7.   B   8.   B   9.   D   10.  D   11.  Physical   12.  Elements   13.  27   14.  Sc   15.  Potential   16.  Exact  numbers   17.  Stoichiometry   18.  474.73  g/mol   19.  isotopes   20.  reactants   21.     a)   2NH3  (g)  +  3CuO  (g)  à  N2  (g)  +  3Cu  (s)  +  3H2O  (aq)   b)   1.14  mol   c)   10.6  g   d)   62.4  %   e)   x   22.  24.31  amu   23.  4.9  mL   24.  a)  82;  126;  78  b)  16;  18;  18  c)  13;  14;  13   25.  x   Cation   Anion   Formula   Name   Li  +     PO4  3-­‐   Li3PO4   Lithium  phosphate   Fe  3+   So4  2-­‐   Fe2(SO4)3   Iron  (II)  sulfate   Ca  2+   OH-­‐   CaOH2   Calcium  hydroxide   NH  4+   CLO3  -­‐   NH4ClO3   Ammonium   chlorate   K+     MnO4  -­‐   KMnO4   Potassium   permaganate     26.  a)  sulfuric  acid    b)  nitrogen  triodide  c)  disulfur  tetrafluoride  d)  pentrahydrate   27.  N1I2   28.  A)  25.05  b)  4  x  10^-­‐4  c)  5   29.  22.5  g     30.  C   31.  A)  molecular  b)  ionic  c)  ionic  d)  molecular   32.  A)  potassium  phosphate  b)  CuSO4  x  4H2O  c)  Trifluoride  d)  HCN   33.  19.320  g/cm^3   34.  a)  4  b)  3  c)3   35.  a)  45.3  b)  5.04  c)  9.9  x  10^3  d)  3   36.  a)  neither  b)  both  c)  precise   37.  a)  yes  b)  no  c)  no  d)  yes   38.  a)  physical  b)  chemical  c)  physical  d)  physical   39.  b   40.  104  F   41.  6.4  x  10^5  kg/  mL   Unit  2:   1.   B   2.   E   3.   D   4.   D   5.   D   6.   C   7.   A   8.   D   9.   C   10.  C   11.  Curve  A   12.  Work   13.  Molecular   14.  -­‐10.6  J   15.  positive   16.  acid   17.  charles’s   18.  negative   19.  strong   20.  loses   21.  1.6  x  10^3  g   22.  28.0  K   23.  a)  Na2S  (aq)  +  ZnCl2  (aq)  à  2NaCl  (aq)  +  ZnS  (s)   b)  2Na  +  (aq)  +  S2-­‐  (aq)  +  Zn2+  (aq)  +  2Cl-­‐  (aq)  à  2Na  +  (aq)  +  2Cl-­‐  (aq)  +  ZnS  (s)   c)  S2-­‐  (aq)  +  Zn2+  (aq)  à  ZnS  (s)   d)  Na  +,  Cl-­‐   e)  Cu  +  O2  à  Cu2O;  Cu2O   molecular:  4Cu  (s)  +  O2  (g)  à  2Cu2O  (s)   oxidizing:  O2   24.  a)  molecular,  non,  0  b)  base,  strong,  3  c)  ionic,  strong,  2  d)  acid,  strong,  2   25.  a)  releasing  b)  look  at  diagram  c)  -­‐313  kJ   26.  a)  decomposition  b)  -­‐1  c)  125  L     Unit  3:   1.   D;  14   2.   C;  electrons  drop  back  to  lower  energy  levels   3.   D   4.   B   5.   C   6.   C   7.   C   8.   A   9.   D   10.  C   11.  Bond  Energy   12.  Red   13.  Lone  pair   14.  Uncertainty   15.  Ionization  energy   16.  Transition  metals   17.  Pauli’s   18.  Sharing   19.  Frequency   20.  Hund’s   21.  3.82  x  10^  -­‐24  m/s   22.  a)  18,  2,  7  b)  28,  6,  6  c)  54,  2,  2   23.  a)  Ca  2+  <  K+  <  Cl-­‐  <  S  2-­‐  <  P  3-­‐   b)  Cs  <  Li  <  I  <  Cl  <  Ar   c)  Cs  <  K  <  Be  <  C  <  F       24.  a)  A  b)  B  c)  A  d)  IR     25.  He,  H   26.  A)  F,  D,  B,  H,  J  b)  F   27.  [Ne]  3s^2  3p^6   [Kr]  4d^10   [Kr]  4d^7   [Ar]  4s^2  3d^10   b)  first  box:  2  second  box:  0  third  box:  6;  diamagnetic            first  box:  0  second  box:  10  diamagnetic            first  box:  0  second  box:  7paramagnetic          first  box:  2  second  box:  10  diamagentic   c)  n=4,  l=  2,  ml=0,  ms=  +1/2   d)  Ag2O   28.  n=6   29.     a)  S  (four  dots)=  C=  S  (four  dots)   Mg-­‐  Br  (six  dots)   B)  2  double  bonds;  4  lone  pairs   c)  N-­‐Br  >  N-­‐Cl  >  N-­‐F  >  N=N  >  N=-­‐N          


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."

Amaris Trozzo George Washington University

"I made $350 in just two days after posting my first study guide."

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.