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

General Chemistry 1315 Notes Week 2

by: Ryan Henry

General Chemistry 1315 Notes Week 2 Chem 1315-003

Marketplace > University of Oklahoma > Chemistry > Chem 1315-003 > General Chemistry 1315 Notes Week 2
Ryan Henry
GPA 3.8
View Full Document for 0 Karma

View Full Document


Unlock These Notes for FREE

Enter your email below and we will instantly email you these Notes for General chemistry

(Limited time offer)

Unlock Notes

Already have a StudySoup account? Login here

Unlock FREE Class Notes

Enter your email below to receive General chemistry notes

Everyone needs better class notes. Enter your email and we will send you notes for this class for free.

Unlock FREE notes

About this Document

General Chemistry 1315 Notes Week 2
General chemistry
Dr. Awasabisah
Class Notes
general, Chemistry, 1315, notes, week, 2




Popular in General chemistry

Popular in Chemistry

This 11 page Class Notes was uploaded by Ryan Henry on Friday January 29, 2016. The Class Notes belongs to Chem 1315-003 at University of Oklahoma taught by Dr. Awasabisah in Spring 2016. Since its upload, it has received 35 views. For similar materials see General chemistry in Chemistry at University of Oklahoma.


Reviews for General Chemistry 1315 Notes Week 2


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: 01/29/16
General Chemistry Notes Week 2  Introductory Vocabulary  ● Matter­ Anything that has mass and occupies space  ● Mass­a quantitative measure of the amount of matter in an object  ● Weight­ is a measure of the force of gravitational attraction between an object and a  significantly large body (mass x acceleration due to gravity)  ● Matter­   ● Elements­ a substance that cannot be separated into simpler substances by chemical  means.  ● Atom­ The smallest representative part of an element  Atoms are the building blocks of matter  Atoms combine to form molecules  Molecules are a chemical combination of 2 or more atoms  (ethyl butanoate pineapple)   (methyl butanoate apple)  With the addition of one carbon and two hydrogen atoms, these two substances will have very  different odors/flavors.    The atomic theory of matter  ● Law of conservation of mass­ In a chemical reaction, matter is neither created nor  destroyed. Atoms of an element are not changed into atoms of a different element by  chemical reactions. The combined masses of the reactant(s) in a chemical reaction must  equal the combined masses of the products.  ●   ● Law of Definite Proportions/Law of Definite Composition: All samples of a given  compound, regardless of their source or how they were prepared, have the same  proportions of their constituent elements.If two elements such as the carbon and oxygen  shown (left) combine to form two different compounds, the mass of oxygen that can  combine with 1 g carbon can be expressed as a ratio of small whole numbers. EX:  Decomposition of 18.0 g of water results in 16.0 g oxygen and 2.0 g hydrogen  ● John Dalton’s atomic theory (1808): Each element is composed of extremely small,  indestructible particles called atoms. Each element is composed of only one type of  atom.    The current model of the atom was developed through experiments that examined the behavior  of charged particles.  ● Particles with the same charge repel one another.  ●  Particles with opposite charges are attracted to one another.    J. J. Thomson:​  Rays (electrons moving from the negative electrode to the positive) were the  same regardless of cathode material – he discovered the electron.Constructed a cathode­ray  tube with a fluorescent screen/grid at one end in order to quantitatively measure effects of  electric and magnetic fields  ● Thomson was able to calculate a charge­to­mass ratio of the electron, 1.76 x 108  coulombs per gram.    Millikan: Devised experiments to determine an experimental value for the charge of an electron  and then discovered electron mass = 1.60 x 10­19 C = 9.10 x 10­28 g 1.76 x 108 C/g    Ernest Rutherford ​ performed an experiment (Gold Foil Experiment) to examine the angles at  which alpha particles (positively charged particles) were deflected as they passed through a  piece of thin gold foil.  ● Most surprisingly, some particles scattered back in the direction from which they came  (major deflection noted).  ● Rutherford postulated that most of the mass of an atom resides in a small, dense,  positively charged region he termed the nucleus.  ● Rutherford further postulated that most of the total volume of an atom is empty space.  Protons, discovered in 1919 by Rutherford, are positively charged subatomic particles.  Neutrons, discovered in 1932 by James Chadwick, are neutral subatomic particles  Location of subatomic particles within an atom:   ● Protons and neutrons reside in the nucleus of the atom.   ● The area surrounding the nucleus is a diffuse region of negative charge where the  electrons reside (more detailed in Unit 4).   Electrostatic repulsions between the positively charged protons should repel each other, but the  nucleus does not fly apart because of the strong nuclear force, an extremely powerful but very  short range attractive force between protons and neutrons.   Characteristics of an atom:  ● An atom must have the correct ratio of protons to neutrons for stability.   ●  A stable atom is one that does not have changes in the protons or neutrons of the  nucleus.   ●  Too many or too few neutrons causes an atom to be radioactive, unstable.   ●  A change in the makeup of a nucleus, is a nuclear reaction – not a chemical reaction.  14C is an unstable atom. The ratio of protons to neutrons isn’t ‘right.’  ● Isotopes have a different mass number and are therefore unstable  What about the number of neutrons in an atom?   ●  Atoms within an element (same atomic number) may have varying numbers of neutrons  in the nucleus.   ●  While neutrons do not possess a charge, they have mass, therefore contribute to the  overall mass of an atom.   Ions: Ions are electrically charged atoms or groups of atoms called polyatomic ions.   ●  Ions may be positively charged or negatively charged depending upon whether the  atom has lost or gained electrons.   Ions are represented by using the chemical symbol for the atom with a notation of the charge  as a superscript to the upper right of the symbol.  Cations are PAWSitively charged  Anions are negatively charged  Atoms have very small masses – the atomic mass unit (u) is used instead of describing mass in  absolute grams, i.e. 1.67x10­27 kg.   Early experiments could identify the relative masses of elements that composed substances.   ● Water appeared to contain 8 times as much oxygen by mass than hydrogen.   ● Does this mean that an oxygen atom is eight times the mass of a hydrogen atom?   Atomic mass unit (amu) or (u): A unit based on the value of exactly 12 amu for the mass of the  12C isotope (6 protons and 6 neutrons in the nucleus).   1 amu = 1.66054 x 10­24 g   1 g = 6.02214 x 1023 amu  ● Since most elements have more than one isotope, a weighted average must be  calculated to be representative of isotopic distributions found naturally.   ● The average atomic mass of an element is determined by using the masses of its  various isotopes and their relative natural abundances.   An oxygen atom could have a mass of 16 amu, 17 amu , or 18 amu. Therefore a molecule of  elemental oxygen, O2 , could have a mass of 32, 33, 34, 35, or 36 amu.   To calculate Atomic Mass :   1. Multiply the decimal fraction of the natural abundance of each isotope by its mass (which is  roughly equal to its mass number)   2. Add the results of these multiplications together  Example: Carbon   Natural distribution of carbon:   12C: 98.90% **   14C is negligible   13C: 1.10%   (0.9890 x 12.00 amu) + (0.0110 x 13.00 amu) = 12. 011 amu   The atomic mass of carbon is 12.011 amu.  ● Chemical symbol: a symbol assigned to an element based on the name of the element,  consisting of one capital letter or a capital letter followed by a lowercase letter  You must learn the first 36 element names and symbols, as well as any elements used in  homework problems, class lectures, or lab.  Properties of metals:   1. High thermal conductivity   2. High electrical conductivity   3. Malleability   4. Ductility   5. Has a metallic luster  (Non Metals may occur as brittle, powdery solids or gases.)  Atom versus an element:  • An atom is unimaginably small. Most of an atom is empty space. The type of atom is  determined by the number of protons, Z.   • Elements can be individual atoms, like Ne. Some elements are diatomic (i.e. H2 ).   • A sample of the element can have very different physical and chemical properties depending  upon its structure, allotrope.  Modern view of atomic structure  ● The number of protons in the nucleus of an atom, called the atomic number, determines  the identity of the atom and is characteristic for each element.   ● For a neutral atom, the numbers of electrons and protons are equal.   ● Ions have unequal numbers of protons and electrons.  ● Atoms within an element (same atomic number) may have varying numbers of neutrons  in the nucleus.  ● While neutrons do not possess a charge, they have mass, therefore contribute to the  overall mass of an atom.   ● Atoms with identical atomic numbers (# of protons) but different mass numbers (different  #’s of neutrons) are called isotopes.   ● The sum of the protons plus the neutrons of an atom is called the mass number.   ● Subtract the atomic number from the mass number to determine the number of neutrons  of an isotope number.  ● Isotopes may be represented symbolically by their elemental symbol, mass number,  atomic number and when applicable, charge.  ○ Isotopes can also be represented using the chemical symbol and the mass  number:    Ions and Ionic Compounds  ● Ions: Ions are electrically charged atoms or groups of atoms called polyatomic ions.   ○  Ions may be positively charged or negatively charged depending upon whether  the atom has lost or gained electrons.     ● Ions are represented by using the chemical symbol for the atom with a notation of the  charge as a superscript to the upper right of the symbol.  ○ Negative ions(called anions) have gained electrons  ○ Positive ions(called cations) have lost electrons:    Atomic Mass   ● Since actual masses of elements are so small (i.e. 1.6735 x 10­24g for 1H), it is easier to  describe masses in atomic mass units.   ● Atomic mass unit (amu) or (u): A unit based on the value of exactly 12 amu for the mass  of the 12C isotope (6 protons and 6 neutrons in the nucleus).   1 amu= 1.66054 x 10­24g   1 g =  6.02214 x 1023amu   ● Since most elements have more than one isotope, a weighted average must be  calculated to be representative of isotopic distributions found naturally.   ● The average atomic mass of an element is determined by using the masses of its  various isotopes and their relative natural abundances.  An atom of the same element can have different mass properties.   ○ An atom of C could have a mass of 12, 13, or 14 amu  ○ The pure sample of C has the same chemical properties.  ○ But do C­12 and C­14 have the same nuclear properties?   ○ EX  C­12 is stable, C­14 is unstable    ●  An oxygen atom could have a mass of 16 amu, 17 amu, or 18 amu.  Therefore a  molecule of elemental oxygen, O2, could have a mass of 32, 33, 34, 35, or 36 amu.  To Calculate Atomic Mass:  1. Multiply the decimal fraction of the natural abundance of each isotope by its mass (which  is roughly equal to its mass number)   2. Add the results of these multiplications together  Elements and the Periodic Table  ● Chemical symbol:  a symbol assigned to an element based on the name of the element,  consisting of one capital letter or a capital letter followed by a lowercase letter.   ○ The names of elements, thus their chemical symbols, are derived from Latin,  English, Greek, German, etc. names.   ○ Elements have also been named in honor of scientists, or the geographic location  where they were discovered.     Avogadro’s number and the mole  ● Chemists cannot directly “count out” the atoms of an element or molecules of a  compound for chemical reactions.   ○ The amu is impractical (too tiny) for laboratory use.     ● In order to use large quantities of atoms or molecules and weigh out the amount of a  substance needed, we can shift our thinking to the gram.   ○ The mass of a single oxygen atom is 16 times the mass of a single hydrogen  atom.     ● Chemists use the mole (abbreviated mol) to relate the amount of a substance to the  mass in “real world” quantities.   ● Mole: The amount of substance that contains the same number of particles as there are  atoms in 12 grams of 12C.   ○ The mole is a collection of Avogadro’s number (6.022 x 10^23) of objects.    ● Avogadro’s number:  The number of atoms in exactly 12 grams of 12C to four significant  figures:  6.022 x10^23.   ● The lighter the atom, the less mass in one mol of atoms.  ● Molar Mass: The mass in grams of one mole (mass in g/ 1 mol) of a substance.The  molar mass of a compound is always numerically equal to its formula weight.    The wave nature or light:    (The tighter the waves, the more dangerous)    The wave nature of light:  ● The inverse relationship between wavelength and frequency is expressνλ = c  ● c = speed of light (ms­1)   ● v = frequency (s­1 or Hz)   ● λ = wavelength (m)  ● The shorter the wavelength, the higher the frequency   ● The longer the wavelength, the lower the frequency  ●   ● The amplitude of the wave (maximum extent of the oscillation of the wave) relates to the  intensity of the radiation.  ● Electromagnetic waves have two components that travel in perpendicular planes (have  the same wavelength and same speed):   ● • Electric field component   ● • Magnetic field component  ●   ● Example: A laser used in eye surgery to fuse detached retinas produces radiation with a  wavelength of 640.0 nm. Calculate the frequency of this radiation.  ● Use the relationship: c = n λ n = ? λ = 640.0 nm c = 3.00 x 108 m/s Note units:  wavelength is often given in units of nm: 1 nm = 1 x 10­9 m or 1 x 109 nm = 1 m  ● Three aspects of the behavior of electromagnetic radiation could not be explained by  any one theory:   a. 1. Emission of electromagnetic radiation from hot objects (blackbody radiation)   b. 2. Emission of electrons from metal surfaces on which light shines (photoelectric  effect)   c. 3. Emission of light from electronically excited gas atoms (emission spectra or  line spectra)  ● Emission of light from hot objects ­ blackbody radiation (molten metal, lava, etc)  ● A black body is an idealized physical body that absorbs all incident electromagnetic  radiation.   ● A blackbody in thermal equilibrium emits electromagnetic radiation called black­body  radiation. At room temp. it appears black. However, if heated to a high temp. it will begin  to glow with thermal radiation.   ● Max Planck explained this phenomenon by postulating that energy can be released or  absorbed by atoms only in discrete packets of energy (quanta).   ● Quantum: The smallest increment of radiant energy that may be absorbed or emitted.  ● Previously, it had been assumed that energy was continuous (transfer of any quantity of  energy was possible).   ● Planck asserted that energy could be gained or lost in whole­number multiples of the  quantity hn.  ● Planck’s constant: h = 6.626 x 10­34 Joule­seconds (J­s)  ● E = hn  ● E = h c l  ● Note that the energy of electromagnetic radiation depends upon the frequency: • The  higher the frequency (shorter wavelength), the larger the energy value calculated (more  damaging)  Photoelectric Effect: the emission of electrons from a metal surface induced by light of a certain  frequency.   ●  When light shines on a metal surface electrons are emitted – creating a current.   ● • The light energy is transferred to the metal surface. Electrons are excited and gain  kinetic energy. Electrons can gain so much energy they are ejected (ionized) from the  atoms in metal.   ● • There is a Threshold Frequency Below Which No Electrons Are ejected – no matter  How Bright (intense)The light   ● • If Light Were A Wave – Increasing the Intensity Should Increase The energy–And Eject  electrons  ● The next development in atomic structure was proposed by Albert Einstein, who used  Planck’s quantum theory to develop an explanation of the photoelectric effect.  Atomic Spectroscopy & Line Spectrum: The study of electromagnetic radiation absorbed and  emitted by atoms.  ● Sunlight, when passed through a prism, results in a continuous spectrum of colors.  ●  Atoms absorb energy and emit that energy as light.   ● Atoms of each element emit light of a characteristic color.    ● Each element has its own unique color combination (hydrogen above) (sort of like a  fingerprint)  ● Lasers produce light of only one wavelength (monochromatic light).   ● Different types of lasers produce light of different wavelengths. i.e. different colors  ● When voltages are applied across partially evacuated tubes containing gases, light of  certain colors is emitted.  Line spectra and the Bohr model     ● Niels Bohr attempted to explain the line spectrum of hydrogen based on the idea that  electrons move in circular orbits around the nucleus of an atom.   ○ 1. Electrons in an atom can only occupy certain orbits (corresponding to certain  energies).   ○ 2. Electrons in permitted orbits have specific, “allowed” energies; these energies  will not be radiated from the atom.   ○ 3. Energy is only absorbed or emitted in such a way as to move an electron from  one “allowed” energy state to another; the energy is defined by E = hn.  ○ The lowest energy state is n=1  ○  


Buy Material

Are you sure you want to buy this material for

0 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

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!"

Amaris Trozzo George Washington University

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

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."


"Their 'Elite Notetakers' are making over $1,200/month in sales by creating high quality content that helps their classmates in a time of need."

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.