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 115 Week 2 Notes

by: Danielle Gibson

Chemistry 115 Week 2 Notes Chem 115

Marketplace > West Virginia University > Chemistry > Chem 115 > Chemistry 115 Week 2 Notes
Danielle Gibson
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

These notes cover the gist of chemical equations, how to balance them, Avagadro's number, molar mass, and all sorts of other very useful chem knowledge. Most of this deals with balancing chemical e...
Fundamentals of Chemistry 1
Erin Battin
Class Notes
General Chemistry, Chemistry, WVU
25 ?




Popular in Fundamentals of Chemistry 1

Popular in Chemistry

This 16 page Class Notes was uploaded by Danielle Gibson on Friday August 19, 2016. The Class Notes belongs to Chem 115 at West Virginia University taught by Erin Battin in Fall 2016. Since its upload, it has received 9 views. For similar materials see Fundamentals of Chemistry 1 in Chemistry at West Virginia University.

Similar to Chem 115 at WVU

Popular in Chemistry


Reviews for Chemistry 115 Week 2 Notes


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: 08/19/16
Lecture Notes (Set 2)  Chapter 3  Chemical Equations o Chemical equations are used to represent changes that occur when chemicals react to  form new compounds.  o General Set­up of a Chemical Reaction   Reactant  + Reactant   + …     Product   + Product  (phase)  (phase) (phase) (phase)   2K (s)  +  Cl  (g)   2KCl (aq) 2  Any symbol over the arrow means something  o Coefficient – Number written before each reactant or product o Subscript – Indicate the number of each atom within a compound  o Every chemical equation must be balanced!  Mass: # of reactant atoms = # of product atoms   Charge: Net charge of the reaction must be equal  Balancing Chemical Equations  o Guidelines for Balancing Chemical Equations:  1. Generally, assign the most complicated compound a coefficient of 1  Compound with the most atoms   2. Balance the atoms on each side of the equation by changing the coefficients until # of reactant atoms = # of product atoms   3. Check that you have the lowest set of whole number coefficients   No fractions…for now  o Example: ____Al  + ____ S    ____ Al S 2 3 o Note: There is no set­in­stone way to balance a chemical reaction, you simply have to practice and mess with the coefficients  o Examples:  _____ C 3  8 _____ O   2 _____ CO  + _2___ H O 2  _____ Ca(OH)  + _____ HCl    _____ CaCl + H O 2 2  2  _____ K C2O2 +4_____ Ca (As3 )   4 2____ K AsO  3 ____4 CaC O 2  _____ FeC O2 •42H O +2_____O   __2__ FeO + _____ H O + _____2O 2 o Example: Upon properly balancing the following chemical equation, determine the  SUM of the coefficients for the REACTANTS.  MnO (2) + KClO (aq3 +KOH(aq)   KMnO (aq) + KC4(aq) +H O(l) 2  What to Do After Balancing Chemical Reactions  o After balancing chemical reactions, you can then complete calculations using the  balanced reactions  o Four Common Conversion Factors  Avogadro’s Number (N ) a  Chemical Formula  Molar Mass  Stoichiometry  o Note: For Calculations always determine the units given and wanted and the chemical compound given and wanted. o Note: Let the units guide you when choosing which conversion factor(s) to use!  Avogadro’s Number  o We use convenient units to describe things in everyday life…  Miles for large distances & Feet for shorter distances  Dollars for small amounts of money & Billions for larger amounts of money  o We also use convenient chemical units to describe atoms, molecules, ions,  formula units, photons, etc.  Avogadro’s Number – 6.022 x 10  (Know this constant/number!) o Mole ­  Amount of a substance o Conversion Factor #1: Avogadro’s Number & Moles 23  1 mole = 6.022 x 10  atoms, molecules, photons, formula unit, etc.  o Example: How many iron atoms are present in sample of 3.0 mol iron? o Example: How many moles of calcium is present in 5.00 molecules of calcium?  Chemical Formulas and Moles o We can use the compound to determine our conversion factor.  o Conversion Factor #2: Chemical Formula & Moles   H O 2  Na 2O 3 o Example: How many moles of carbon atoms, hydrogen atoms, and oxygen atoms are  there in 2.5 moles of C6H 12?6 o Example: Calculate the number of atoms of sodium in 2.53 moles of Na CO 2 3 +2  o Example: Calculate the ions of Ca if you have 3.4 moles of calcium phosphate.  Molar Mass o Sometimes we want to relate moles to mass (grams) because mass is our “working”  unit. o Molecular Mass – Sum of mass numbers (A) of all atoms in the molecule   amu units o Molar Mass – Sum of mass numbers (A) of all atoms in the molecule   g/mol unit  o Example: Calculate the molar mass of ammonium permanganate and FeC O  • 2H O 2 4 2 o Conversion Factor #3: Mass (grams) & Moles   1 mole (mol) of compound = Molar Mass (g) of compound o Example: What is the mass (in g) of 3.01 moles of SO 2 o Example: Calculate the number of moles in 32 g of methane   Stoichiometry o Sometimes we want to relate one compound to another compound  o You must have a balanced chemical equation!  _____ H  (2) + _____ O  (g)2 _____ H O (g) 2 o Conversion Factor #4: Moles of compound #1 & Moles of compound #2   _____ mole (mol) of compound #1 = _____ mole (mol) of compound #2 o Example: If 0.347 moles of sulfuric acid are reacted with an excess of aluminum  oxide, how many moles of aluminum sulfate will be produced? _____ H SO  + _____ Al O   _____ H O + _____ Al (SO ) 2 4 2 3 2 2 4 3 o Example: How many moles of N  are requi2ed to produce 2.89 moles of N O  if you  2 3 have excess O ? 2 _____ N 2+ _____ O  2 _____ N O 2 3  Stoichiometry: Mass Problems  o We ALWAYS combine conversion factors.  o Steps for EVERY mass problem  1) Grams of compound #1 to moles of compound #1  2) Moles of compound #1 to moles of compound #2  3) Moles of compound #2 to grams of compound #2 o Example: What mass of aluminum oxide can be produced by reacting 12 g of  aluminum with excess oxygen?  _____ Al + _____ O  2_____ Al O 2 3(C o Example: In the combustion analysis of 0/1127 g of glucose (C H O )6 w12t6mass, in grams, of CO 2would be produced? The other product is dihydrogen monoxide.  Stoichiometry: Limiting Reagent Problems  o  In every chemical reaction, not all of the reactants are used up when they form the  products  We see some of the reactants left over on the product side of the reaction…  but we don’t write it.  o How do you know if you need to complete a limiting reagent calculation?   You will see amounts for each reactant  o Limiting Reagent: A reactant that limits and controls the amount of product that is  formed.  Completely used up in the reaction  o Excess Reagent: A reactant that does not limit the amount of product formed.   Not all of the excess reactant is consumed/used up in the chemical reaction…  you can determine the amount of excess reagent left over. o Example: You are trying to make as many cars as possible. You know that each car  requires 1 motor and 4 tires. You have 12 tires and 2 motors. What are the limiting  and excess reactants? o There are two methods to consider when solving limiting reagent problems:  Method #1: Reactant Method  Use this method when determining the amount of excess reagent left  over.   Method #2: Product Method  This method is most commonly used   Both methods will get you the same answer.  o Method #1: Reactant Method   Example: How many moles of iron are formed if 0.200 moles of Fe S  are  2 3 reacted with 0.400 moles of hydrogen gas? _____ Fe S2 3 _____ H  __2   Fe + _____ H S 2 o Method #2: Product Method   Example: How many moles of iron are formed if 0.200 moles of Fe Fe S  are  2 3 reacted with 0.400 moles of hydrogen gas? _____ Fe S2 3 _____ H  __2   Fe + _____ H S 2  Stoichiometry: Limiting Reagent Mass Problems  o When doing limiting reagent mass problems, you are doing the same thing but with a  few more conversion factors! o Example: How much lead chloride can be produced from the reaction of 8.00 g of  lead nitrate and 2.67 g of aluminum chloride?  NH  + O   NO + H O 3 2 2 o Example: How many grams of NO are produced from the reaction of 30.0 g of  ammonia with 40.00 g of oxygen gas? NH  + O   NO + H O 3 2 2 o Example: From the previous example, how many grams of ammonia are needed to  completely react with 40.00 g of Oxygen gas?   Stoichiometry: Limiting Reagent Mass Problems: o Aluminum reacts with oxygen to produce aluminum oxide which can be used as an  absorbent, desiccant, or catalyst for organic reactions.   4Al(s) + 3O (2)  2Al O 2s)3     ­     Balanced  o A mixture of 82.49 g of aluminum (= 26.98 g/mol) and 117.65 g of oxygen (= 32.00  g/mol) is allowed to react. Identify the limiting reactant and determine the mass of the excess reactant present in the vessel when the reaction is complete.     Percent Yield  o Percent Yield: The amount of product actually formed in a reaction as compared to  the amount that is theoretically possible.  o Formula: % Yield = Actual Yield * 100         KNOW THIS FORMULA!!  Theoretical Yield  o Actual Yield: Amount of product obtained experimentally.  o Theoretical Yield: Maximum amount of product that could theoretically be obtained  if the reaction goes to completion   This is essentially a mass problem o Example: What is the percent yield of a reaction when 32.8 g of C H O is obta5ne12 from a reaction of 26.3 g of C H 4wi8h excess CH OH?  3 C H  + CH OH  C H O 4 8 3 5 12 o Example: How many grams of CH Cl  is produ2ed 2rom the reaction of 1.85 of  methane if the percent yield is 43.1%  o Example: A 5.95 g sample of AgNO  is reacted3with excess BaCl  according to 2he  equation below, and 4.00 g of AgCl are experimentally produced. What is the percent yield of AgCl? (Molar Mass of AgNO  = 169.39 g/mol; BaCl  = 208.2 g/2ol; AgCl = 143.32 g/mol; Ba(NO )  =3 21.32 g/mol)  AgNO  +3BaCl   A2Cl + Ba(NO )       (3 2ALANCED)  Mass Percent o It is important to know how much of an element is present in a given amount of  compound… we can use mass percent!  o Mass % = (Atomic Mass of X(amu)) * (Atoms of X in formula) *100 Molecular mass of Total Compound (amu) o Mass % = (mols of X in formula) * (molar mass of X (g/mol)) *100  Mass of 1 mol of Total Compound (g)  o This is a fancy way of saying: Mass % = PART * 100     KNOW THIS FORMULA!! TOTAL  o Example: Calculate the mass percent of each element in C H O 6 12 6  Mass Percent… Sort of  o You can determine the mass of an element in a sample from mass percent.  o Mass of element = mass of compound * mass of element in 1 mol of cmpd       Mass of 1 mol of cmpd o This is a fancy way of saying: Mass = SAMPLE * PART            Know This Formula!    TOTAL o Example: From the previous example, determine the mass of carbon in 34.87 g of  glucose   Empirical Formulas o Empirical Formulas: Chemical formulas that represent the smallest whole number  ratios of atoms in a compound… You have seen this with ionic compounds. o Steps to Determine Empirical Formulas:  1) Want to go from grams to moles  Do these steps for every   2) Divide by the smallest # of moles  empirical formula problem!   3) These become your subscripts   They must be whole numbers… if not multiply to obtain the nearest  whole number  o Example: A sample of a compound containing aluminum and sulfur is found to  contain 35.6 g of aluminum and 63.4 g of sulfur. What is its empirical formula?  o Example: Ascorbic Acid contains 40.92% carbon, 4.58% hydrogen and 54.50%  oxygen by mass. What is its empirical formula? o Example: A 25.0 g sample of an unknown compound containing phosphorus and  oxygen was decomposed and found to contain 10.9 g of phosphorus. What is the  empirical formula of the compound?  o Determine the empirical formulas from the given molecular formulas. Which  compounds have the same empirical formulas?  Molecular Formula:  I) C12 O18      II)6C 9 O6      III8 C12 6       IV)8C 12O8  Molecular Formula  o You can obtain the molecular formula from the empirical formula   Step 1:  n = Mass Mass of Cmpd           Know these steps when solving               Empirical Mass of Cmpd             for a molecular formula   Step 2: C x *y  = C & nx  ny   Example: A compound has a molar mass of 282.54 g/mol and an empirical  formula of C H10h21. s the molecular formula of this compound?  Liquid Phase  Chemical Reactions in Solution o Most chemical reactions take place in solution… so now we are dealing with volumes and concentrations!  o Most reactions need mobile ions to form products  o Example:   Pb(NO )3 2s) + Kl (s)    Pb(NO )3 2(aq) + Kl (aq)   o Solution: Homogenous mixture in which 2 or more compounds freely mix   Solute: The substance that is dissolved in a solvent to produce a solution   The substance that is in the smaller amount   Solvent: The dissolving medium in which the other components are dissolved in resulting in a solution   The substance in the larger amount  Solutions: Concentration Calculations  o Concentration: Used to express the amount of a substance present per unit volume of solvent  Usually expressed as Molarity (M or mol/L)   Mol/L are the only acceptable units for Molarity  o Formula: [Concentration (M)] = Amount of solute (mol)         KNOW THIS           Volume (L)                  FORMULA!!!! o Example: 0.12 M KCl = 0.12 mol KCl      1 L o Example: What is the concentration of a solution made by dissolving 0.066 moles of  potassium chloride in 0.022 L of water?  Solutions: Molarity Calculations  o Example: How many moles of hydrochloric acid are contained in 175 mL of a 55 M  hydrochloric acid solution?  o Example: What is the molarity of a solution prepared by dissolving 0.440 g KSCN in enough water to make 340.0 mL of solution?  o Example: What volume of water is needed to produce a 0.75 M sodium chloride  solution if you use 15 g of sodium chloride? o How many grams of NaOH are required to prepare 240. mL of a 3.50 M NaOH    (MW = 40.0 g/mol) solution?  Solutions: Dilution Calculations o When diluting something, you are NOT making new compounds but just decreasing  the concentration.  o Formula:   M V  =1M 1     2 2       KNOW THIS FORMULA!!! o Note: Only use this formula when dealing with the same compound!!! o Example: How would you prepare 250.0 mL of a 0.509 M sulfuric acid solution if  the stock solution is 18.0 M?   Can you use M1V1=M2V2 for this problem?  o What volume of a 0.300 M Ba(OH)  is requ2red to neutralize 48.0 mL of a .200 M  HClO  3olution? Ba(OH) 2 (aq)2HClO 3 (aq) H 2 +(l) ClO )   3 2 (aq)  Solution Calculations  o Just like with mass problems, we had conversion factors that we can use for problems dealing with concentration and volumes!  o For solutions calculations, we are going to progress as follows:  1 concentration  1 concentration & 1 volume  2 concentrations & 1 volume (Solution Stoichiometry)  1 concentration & 2 volumes (Titrations) o Note:  Most solution calculation problems start the same way! o 1 Concentration  Example: What is the concentration of calcium ions in 0.500 M calcium  chloride solution?  What is the concentration of chlorine ions? +2 CaCl  2 Ca  + 2Cl  Example:  A magnesium chloride solution was found to have a 0.275 M  chlorine ion concentration.  What is the concentration of the magnesium  chloride solution? o 1 Concentration and 1 Volume  Example:  How many moles of each ion are present in 200.0 mL of 5.0 M  potassium phosphate?  Example:  How many moles of each ion are present in 25 mL of 0.150 M  magnesium chloride?  Example:  What mass of potassium ion is contained in 38.2 mL of 3.3 M  potassium sulfate?  Solution Stoichiometry Calculations o 2 Calculations and 1 volume   Cannot use M V1 =1M V 2 2  Because we are doing stoichiometry, we have to use our balanced chemical  reaction as one our conversion factor o Steps for Solution Stoichiometry Calculations: Solving for an Unknown Volume  1) Convert milliliters to liters (if necessary)  2) Multiply by the appropriate concentration  3) Convert moles of Compound # 1 to moles of Compound # 2 (i.e.  Conversion Factors)  4) Divide by the appropriate concentration o Note: Know these steps when solving solution stoichiometry calculations!  o Example: How many milliliters of 0.125 M NaHCO  solution 3re needed to  neutralize 18.0 mL of 0.100 M HCl? HCl + NaHCO   N3Cl + H O + CO2 2 • Example: What is the volume of 0.250 M sulfuric acid needed to react with 50.0 mL of  0.100 M sodium hydroxide? H 2O  4+  NaOH  Na SO   2  H 4 2  Solutions: Titration Calculations  o Titration: An experimental technique used to determine the concentration of a  solution by allowing a carefully measured volume with a known concentration to  react with a solution whose concentration is unknown  Usually have to use an indicator to show the color change that occurs upon  neutralization  Endpoint: Point in the titration where the indicator changes color  Equivalence Point: Where stoichiometric amounts of both reagents are  present o Neutralization Reaction:  When an acid and base react to form a salt and water o Example: HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H O (l) 2 o 1 Concentration & 2 volumes   Steps for Solution Stoichiometry Calculations: Solving for an Unknown  Concentration  1) Convert milliliters to liters (if necessary)  2) Multiply by the appropriate concentration  3) Convert moles of Compound # 1 to moles of Compound # 2 (i.e.  Conversion Factors)  4) Divide by the appropriate volume (in liters)  Example:  It took 48.6 mL of 0.100 M sodium hydroxide solution to react  with 20.0 mL of unknown hydrochloric acid.  What is the concentration of the acid?  Example:  In an acid­base neutralization reaction, 32.89 mL of 0.800 M KOH reacts with 150.0 mL of H SO2.  4hat is the concentration of the acid  (H 2O )4   KOH + H SO   K SO  + H O 2 4 2 4 2  Solution Calculation  o Aqueous potassium iodate (KIO ) and 3otassium iodide (KI) react in the presence of  dilute hydrochloric acid, as shown below. o KIO (aq)  +  5KI(aq)  +  6HCl(aq)   3I (aq)  +  6KCl(aq)  +  3H O(l)  3 2 2 o What mass of iodine (I ) i2 formed when 50.0 mL of 0.020 M KIO  solution 3eacts  with an excess of KI and HCl? Another Aspect of Liquid Phase  Solubility Classifications  o With every chemical equation, phases should be included….but how do we determine those? o There are rules for determining solid (s) and aqueous (aq) phases o You cannot use these rules to determine liquid (l) or gaseous (g) phases….but you are responsible for knowing the common ones! o Soluble: Dissolving significantly in a solvent  Solubility > 0.1 M  Ionic compounds that are soluble dissociate into their individual ions  Aqueous phase (aq)  Ions move around independently, but have some water molecules loosely  attached  The ions are evenly distributed within the solution  Example:  NaCl o Insoluble – Does not dissolve significantly in a solvent  Solubility < 0.1 M  Ionic compounds that are insoluble do not dissociate into their individual ions  Solid phase (s)  Example:  CaCO3 o Saturated Solution – A solution where no more solute can be dissolved at the current temperature  Not an insoluble compound o KNOW ALL SOLUBILITY RULES!!     o  Example: :  Predict the solubility of the following compounds in water  KCl              Na 2O 3  Fe(OH) 2  NH N4 3  PbSO 4 o Choose the compound(s) that is/are SOLUBLE in water: I.     BaB2 II.     2g S4    III.   FeCl3  Predicting the Products of a Chemical Reaction o Sometimes, as chemist, we have to determine the products that will form in a  chemical reaction AND the phases o Steps for Predicting Products:  1) Separate all compounds into ions with the charges  Don’t take the coefficients  Don’t take subscripts for monatomic ions/Do take for polyatomic ions  2) Crisscross partners  3) Balance the compound using subscripts  Remember to use the lowest ratio of coefficients & subscripts  Compounds must be balanced by charge  4) Determine the phase of the product using the solubility rules o KNOW THESE STEPS WHEN PREDICTING PRODUCTS  o Example: Predict the products for the following reactions, determine the product  phases and balance the reactions  K 2O  4aq)  +  CaCl  2aq)          Cu(NO ) 3 2  K C2  3  K 3O  4+  Ba(ClO ) 4 2  BaCl 2 +  AgNO   3  ZnSO   4  Types of Equations  o Molecular Equation – Demonstrates the full chemical formula of all species present  in the reaction o Full Ionic Equation – Demonstrates the true state of matter for all reactants and  products in a chemical reaction  How they exist in solution  Soluble ionic compounds dissociate  Strong acids and bases fully dissociate  Insoluble ionic compounds and covalent compounds do not dissociate   Weak acids and bases do not dissociate completely o Net Ionic Equation – Demonstrates only chemical species that are involved in the  actual reaction in their true state of matter  Reactive Ions:  Ions involved in the reaction  Change in physical state  Spectator Ions: Ions present in the whole chemical reaction, but do not take  part in the reaction itself  No change in physical state  Steps for Net Ionic Equations  o 1) Determine the phases for all reactants and products  Use solubility rules o 2) Dissociate all aqueous compounds to ions  Weak acids and bases do not dissociate  Diatoms do not dissociate  Be sure to include the correct charges for all ions o 3) Cancel all spectator ions  Where the species did not change phase from reactants to products o 4) Re­write the remaining equation leaving behind only the reactive ions/compounds  All ions must have a charge o 5) Balance the equation o Do not try to do this at the beginning  Net Ionic Equations  o Example: Write the balanced net ionic equation for the following   Na P3 + 4  O     A3 PO  + 3aNO 4 3  HCl + MnS  H S (g2 + MnCl 2  Nal + Ca(NO )  3 2al  + 2aNO 3  Nal + Cl  2 NaCl +  I 2 o Identify the spectator ions when aqueous solutions of sodium carbonate and  magnesium chloride are combined.  Acids and Bases o We have already discussed acids and bases a bit, mostly with naming and solubility o Acids: H  or H O (aq)+1  3  Strong acids completely dissociate…. no molecular form + ­  Example:  HCl  H   +  Cl  Weak acids do not completely dissociate…some molecular form ­  o Bases:  OH (aq)  Strong bases completely dissociate…no molecular form + ­  Example:  NaOH  Na   +  OH  Weak bases do not completely dissociate…some molecular form  Example:  NH   3H   +  4H ­ o Make sure you know ALL of the acids and bases from the handout!!!  Net Ionic Equations with Acids and Bases  o Example: Write the balanced net ionic equation for the following acid and base  reactions:  HCl + NaOH    HF + NaOH  NaF + H O 2 o Write the baanced net ionic equation for a reaction between acetic acid (C H O H)  2 3 2 and potassium hydroxide.  Bronstead­Lowry Acids and Bases  o There is more than one definition for an acid and a base!  Based on whether a proton (H+) was gained or lost o Acids lose a proton o Bases gain a proton o Example: Identify which reactant is the acid and the base  HCN + OH  CN + H O 2 ­ +  NH  3 H O 2 OH + NH 4  H2CO 3+ CO 3+2 2HCO 3­  Electrolytes  o MAKE SURE YOU KNOW THE DEFINITION OF AN ELECTROLYTE & CAN  IDENTIFY THE VARIOUS TYPES!!  o Electrolyte: A chemical compound that ionizes when dissolved to produce an  electrically conductive medium o Strong Electrolyte: Conducts strong electrical current in aqueous solution  High concentration of mobile ions  Complete dissociation of compounds  Strong acids and bases, and soluble ionic compounds o Weak Electrolyte: Conducts weak electrical current in aqueous solution  Low concentration of mobile ions  Do not have complete dissociation of compounds  Weak acids and bases o Non­electrolyte – Conducts no electrical current in aqueous solution  No mobile ions  o Example:  Determine whether the following are strong, weak, or non­electrolytes.   What substances will cause a light bulb to light?  DI (l) ­   HCl (aq) ­   NH3 (aq) ­   NaCl (aq) ­   NaOH (aq) ­   CH3COOH (aq) ­   NaCl (s) ­  o Which one of the following substances, when dissolved in water at equal molar  concentrations, will give the solution with the LOWEST electrical conductivity?  CaCl 2  Nitric acid  Ammonia  C6H 12 6glucose)  Potassium oxide


Buy Material

Are you sure you want to buy this material for

25 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!"

Kyle Maynard Purdue

"When you're taking detailed notes and trying to help everyone else out in the class, it really helps you learn and understand the I made $280 on 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."

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.