×

### Let's log you in.

or

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

×

or

## Chapter 4: Chemical Calculations and the Chemical Equation

by: Justyna Jaworski

144

0

13

# Chapter 4: Chemical Calculations and the Chemical Equation Chem 110

Marketplace > Northern Illinois University > Chemistry > Chem 110 > Chapter 4 Chemical Calculations and the Chemical Equation
Justyna Jaworski
NIU

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

×
Unlock Preview

COURSE
Chem
PROF.
M. Leifker
TYPE
Class Notes
PAGES
13
WORDS
KARMA
25 ?

## Popular in Chemistry

This 13 page Class Notes was uploaded by Justyna Jaworski on Wednesday December 2, 2015. The Class Notes belongs to Chem 110 at Northern Illinois University taught by M. Leifker in Summer 2015. Since its upload, it has received 144 views. For similar materials see Chem in Chemistry at Northern Illinois University.

×

## Reviews for Chapter 4: Chemical Calculations and the Chemical Equation

×

×

### What is Karma?

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

Date Created: 12/02/15
4.1 The Mole Concept and Atoms  ● Atoms are exceedingly small  ○ Unit of measurement for mass of an atom is atomic mass unit (AMU)­ unit of  measure for the mass of atoms  ■ carbon­12 assigned the mass of exactly 12 amu  ■ 1 amu= 1.66x10^­24 g  ● Periodic table gives atomic weights in amu    Mass of Atoms  ● What is the atomic weight of one atom of fluorine?   ○ 19.00 amu  ● What would the mass of this one atom be in grams?  ○ 19 amu F      1.661 x 10^­24 g        3.156 x 10^­23 g F  ○ ­­­­­­­­­­­­­  x ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­ = ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­  ○ 1 atom            1 amu F                      F Atom      The mole and Avogadro’s Number  ● A practical unit for defining a collection of atoms is the MOLE  ● 1 mole of atoms = 6.022 x 10^23 atoms  ● This is called Avogadro’s number  ○ this has provided the basis for the concept of the mole    The Mole  ● To make this connection we must define the mole as a counting unit  ○ the mole is abbreviated as mol  ● A mole is simply a unit that defines something     Atomic Mass  ● The atomic mass of one atom of an element corresponds to   ○ the average mass of a single atom in amu  ○ the mass of a mole of atoms in grams    Calculating Atoms, Moles, and Mass  ● We use the following conversion factors:  ○ Density converts between​rams and milliliters  ○ Atomic mass unit converts between​mu and grams  ○ Avogadro’s number  converts betweenmoles and number of atoms  ○ Molar mass converts between​grams and moles    Calculate the number of mol of S represented by 1.81 x 10^24 atoms  ● We know the relationship between moles and atoms is given by Avo’s  number  ○ 1 mol S = 6.022 x 10^23 atoms S  ● We can write this as two possible fractions, and choose the one  appropriate to this problem    1.81 x10^24 atomsS    1 mol S      X  ­­­­­­­­­­­ = 3.01 mol S  6.002 x 10^23 atoms S           What is the mass, in g, of 3.01 mol S?    1 mol S = 32.06 g S   ● 32.06 g S / 1 mol S      Strategy for Calculations  ● Calculate the number of atoms of S in 1.00 g of S  ○ 1.00 g S x   mol S          X 6.022 x10^23 atoms S  ○                  32.06 G S           1 mol S    Grams sulfur → moles sulfur → atoms sulfur    Two conversions required  Step 1) Convert g to mol using Molar Mass of S  Step 2) Convert mol to atoms using Avo’s number          Practice)  1. Calculate the number of atoms in 1.7 mols boron  a. 1.7 mol B X 6.002 x 10^23 atoms B  b.                           1 mol B                   = 1.0 x 10^24 atoms B  2. Find the mass in g of 2.5 mol Na  a. 2.5 mol Na X 22.99 g Na = 57 g Na  b.                        mol Na  3. Calculate the number of atoms in 5.0 g Al  a. 5.0 g Al x 1 mol Al        X      6.022 x10^23 atoms    =  1.1 x 10^23 atoms Al  b.                  26.98 g Al              mol Al  4. Calculate the mass of 5,000,000 atoms of Au   a. 5 x10^6 atoms Au x 1 mol Au        x                 197 g  b.                                  6.022 x 10^23 atoms    X     1 mol Au      4.2 The Chemical Formula, Formula Weight, and Molar Mass    ● Chemical formula­ a combination of symbols of the various elements that make up the  compound  ● Formula unit­ the smallest collection of atoms that provide two important pieces of  information  ○ the identity of the atoms or ions  ○ the relative number of each type of atom or ion     Chemical Formula  Consider the following formulas:  ● H2 ­ 2 atoms of hydrogen are chemically bonded forming diatomic hydrogen, subscript 2  ● Hv2O ­2 atoms of hydrogen and 1 atom of oxygen  ● NaCl­ 1 ion each  ● Ca(OH)v2 ­ 1 ion of calcium and 2 ions of hydroxide polyatomic ion, subscript outside  parentheses applies to all atoms inside     (NHv4)v2 SOv4 ­ 2 ammonium ions and 1 sulfate ion  ● ammonium ions contain 1 nitrogen and 4 hydrogen  ● sulfate ions contain 1 sulfer and 4 oxygen   ● compound contains 2 N, 8 H, 1S, 4 O    CuSOv4 5Hv2O  ● This is an example of ahydrate​­ a compound containing one or more water molecules  as an integral part of their structure  ● 5 units of water with 1 CuSOv4    Formula Weight and Molar Mass  ● Formula weight­ the sum of the atomic weights of all atoms in the compound as  represented by its correct formula  ○ expressed in amu  ● What is the formula weight of Hv2O?  ○ 16 amu + 2x1.008 amu= 18.02 amu  ● Molar mass­ mass of a mole of compound in ​grams/ mole  ○ numerically equal to the formula weight in amu      Formula Unit­ smallest collection of atoms from which the formula of a compound can be  established  ● when calculating the formula weight (or molar mass) of an ionic compound the smallest  unit of the crystal is used  ● What is the molar mass of (NHv4)v3 POv4  ○ 3 N + 12 H + 1 P + 4 O  ○ 3(14.01 g/mol) + 12 (1.008 g/mol) +...........    Molar Mass  ● Molar mass­ the mass in grams of 1 mole of atoms  ● What is the molar mass of carbon?  ○ 12.01 g/ mol C   ○ This means a mole of Carbon atoms (6.022 x 10 ^ 23) would have a mass of  12.01 g  ● One mole of any element contains the same number of atoms, 6.022 x 10^23       Practice Calculations  1. Calculate the formula mass and molar mass of ammonia  2. When doing formula mass and molar mass, same number but different units  a. NHv3  i. FORMULA MASS: 14.01 amu + (3x 1.008 amu) = 17.03 amu  ii. MOLAR MASS: 17.03 g/mol  3. Cv6Hv12Ov6  a. (6x12.01 amu) + (12x 1.008) + 60 (16.00 amu)   i. FM = 180.2 amu  ii. MM= 180. 2 g/mol  4. CoClv2  6Hv2O       4.3 The Chemical Equation and the Information it Conveys    A recipe for chemical change    Chemical equation­ shorthand notation of a chemical reaction  ● Describes all the substances that react and all the products that form, physical  states, and experimental conditions  ● Reactants­ starting materials­ the substances that undergo change in the  reaction  ● Products­ substances produced by the reaction      The experimental basis of a chemical equation  We know that a chemical equation represents  chemical change:  ● one or more substances changed into new substances  ● different chemical and physical properties    evidence of a reaction occurring  ● Release of gas  ○ CO2 is released when acid is placed in a solution containing COv3 ^2­ ions  ● Formation of a solid (precipitate)  ○ a solution containing Ag^+ ions mixed with a solution containing Cl^­ ions  ● Heat is produced or absorbed  ○ acid and base are mixed together   ● Color changes    Subtle Indications of A Reaction  ● Heat or light is absorbed or emitted   ● Changes in the way the substances behave in an electrical or magnetic field before and  after a reaction  ● Changes in electrical properties      Strategies for writing chemical reactions  ● we will learn to identify the following patterns of chemical reactions  ○ combination  ○ decomposition  ○ single replacement  ○ double replacement    Combination Reactions  ● The joining of two or more elements or compounds, producing a product of different  composition  ○ A+B → AB  Decomposition Reactions  ● Produce two or more products from a single reactant  ● reverse of a combination reaction  ○ AB → A+B      Replacement Reactions    Single replacement  ● One atom replaces another in the compound producing a new compound  ○ A+BC → B+AC  Double replacement  ● Two compounds undergo a “change of partners”  ● Two compounds react by exchanging atoms to produce two new compounds  ○ AB+CD → AD+CB      Diatomic elements, nitrogen to iodine in 7 and also H    Writing Chemical Reactions    Consider the following reaction: hydrogen reacts with oxygen to produce water  ● Hv2+Ov2 → Hv2O (not balanced!!)    Calcium mixing with chloride to produce calcium chloride  ● Ca+Clv2 → CaClv2    Hydrogen and chlorine mix to produce hydrogen chloride  ● Hv2+Clv2 → HCl    Magnesium oxide reacting with carbon dioxide to produce magnesium carbonate  ● MgO+ COv2 → Mg + COv3      4.4 Chemical Equations Represent Chemical Change  ● A chemical equation shows the molar quantity of reactants needed to produce a  particular molar quantity of products  ● The relative number of moles of each product and reactant is indicated by placing a  whole­number coefficient before the formula of each substance in the chemical equation    Law of Conservation of Mass  ● Law of conservation of mass­ ​ matter cannot be either gained or lost in the process of  a chemical reaction  ○ the total mass of the products must equal the total mass of the reactants  Balancing    Coefficient­ how many of that substance are in the reaction    2HgO(s) → 2Hg(l) + Ov2 (g)    ● the equation must be balanced  ○ all the atoms of every reactant must also appear in the products  ■ number of Hg on left?  2  ● on right 2  ■ number of O on left? 2  ● on right 2  Examine the Equation    Hv2 + Ov2 → Hv2O    ● Is the law of conservation of mass obeyed as written? no, oxygen is off  ● Balancing chemical equations uses coefficients to ensure that the law of conservation of  mass is obeyed  ● NEVER CHANGE SUBSCRIPTS    Steps in Equation Balancing    Hv2 + Ov2 → Hv2O    Step 1) count number of moles of atoms of each element on both products and reactant sides    Reactants  ● 2 mol H  ● 2 mol O    Products  ● 2 mol H   ● 1 mol O    Hv2 +Ov2 → 2 ​Hv2O   Oxygen balanced but we threw off H    2Hv2 +Ov2 → 2Hv2O      Practice    1) Cv2Hv2  ​+ Ov2​ → COv2​ + Hv2O  a) 2Hv2O  b) 2Cv2Hv2 & 4COv2  c) 5Ov2  2) AgNOv3 +FeClv3 →     Classifying Chemical Reactions  ● Chemical change in a solution that results in one or more insoluble products  ● to predict if a precipitation reaction can occur it is helpful to know the solubilities of ionic  compounds  We will have solubilities of common ionic compounds chart on test    Row one­ alkali metals always soluble   Nitrates and bicarbonates and chlorates     Halides (look at binding partner)  Sulfates (look at binding partner)    Insoluble  Carbonates phosphates chromates and sulfides ­ exception is if contains alkali metal ions and  ammonium ion    Hydroxides­ exceptions if contain alkali metal ion and barium 2+ ion         Predicting Whether Precipitation Will Occur  ● Recombine the ionic compounds to have them exchange partners  ● examine the new compounds formed and determine if any are insoluble according to  chart  ● any insoluble salt will be the precipitate    Pb​(NOv3​ )v2 (aq) + 2Na​Cl (aq) → PbClv2 (??) + 2NaNOv3 (??)    PbClv2 is solid and other is aqueous       Predict:    Potassium chloride and silver nitrate  ● KCl (aq) + AgNOv3 (aq) → KNOv2 (aq) + AgCl (s)    Sodium hydroxide and iron (II) chloride    2NaOH (aq) + FeClv2 (aq) →​ 2 NaCl (aq) +FeOHv2 (s)        Reactions with Oxygen  ● reactions with oxygen generally release energy  ○ combustion of natural gas  ○ organic compounds COv2 and Hv2O are usually the products  CHv4 +2Ov2 → COv2 + 2Hv2O    Rusting or corrosion of iron  4Fe + 3Ov2 → 2Fev2Ov3      Acid Base Reactions  ● These reactions involve the transfer of a hydrogen ion (H+) from one reactant (acid) to  another (base)    HCl (aq) +NaOH (aq) → NaCl (aq) + Hv2O (l)     Oxidation reduction reactions (metal on metal) ­ changing metal charges  ● reaction involves the transfer of one or more electrons from one reactant to another      Molecular vs. Net Ionic Equations    Molecular Equation: NaCl + AgNOv3 → AgCl + NaNOv3    ● Gives no information about the way the products and reactants exist  in a solution  ○ other than whether or not a precipitate forms  ● Each compound that is ionic and will dissociate in solution, existing as ions (e.g Na+, Cl­,  NO3­)  ○ AgNOv3 is the only associated compound because in solution it is a solid      Net Ionic Equation  ● Ionic equation­ shows all the reactants and products in the form they are actually present  in solution  ● Spectator ions­ ions that do not change during the course of the reaction  ● Net ionic equation­ only shows the chemical species that actually undergo change      Writing Net Ionic Equations (always double replacement)    Sodium chloride + silver nitrate    1. Write a balanced equation and identify any precipitates  2. Rewrite equation to show free ions  3. Cancel out spectator ions  4. Ensure both the net charge and number of atoms of each kind are the same on both  sides of the reaction  NaCl (aq) + AgNOv3 (aq) → NaNOv3 (aq) + AgCl (aq)    Na (+1)​ + Cl (­1) + Ag (+1)  NOv3 (­1) ​→ ​Na (+1) + NOv3 (­1) +​ AgCl (s)  Cross out red & rewrite with metals first  Ag(+1)(aq) + Cl (­1)(aq) → AgCl (s)      4.5 Calculations Using the Chemical Equation    ● Calculation quantities  of reactants and products in a chemical reaction has many  applications  ● Need a​ BALANCED​  chemical equation for the reaction of interest  ● The C​OEFFICIENTS  represent the number of ​MOLES​  of each substance in the equation    General Principles  1. Chemical formulas of all reactants and products must be known  2. Equation must be balanced to obey the law of conservation of mass  a. calculations of an unbalanced equation are meaningless  3. Calculations are performed in terms of moles  a. coefficients in the balanced equation represent the relative number of moles of  products and reactants    Using Chemical Equation    2Hv2 +Ov2 → 2Hv2O    Coefficients tell us:  ● 2 mol Hv2 reacts with 1 mol Ov2 to produce 2 mol Hv2O  What if 4 moles of Hv2 reacts with 2 moles of Ov2?  ● It yields 4 moles of Hv2O    Ex) How many moles of Ov2 are needed to react with 4.26 moles of Hv2?    4.26 mol Hv2        1 mol Ov2  ­­­­­­­­­­­­­­­­­­  x ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­  = 4.26/2 = 2.13 mol Ov2            1                   2 mol Hv2    Digits in the conversion factor #2  come from the balanced equation      Conversion Between Moles and Grams    ● Requires only the formula weight  ● Convert 1.00 mol Ov2 → grams  ○ Plan the path  ■ moles of oxygen → grams of oxygen  ○ Find the molar mass of oxygen  ■ 32.00 g Ov2 = 1 mol Ov2  ○ Set up the equation  ○ Cancel units  ○ Solve equation      1 mol Ov2       32.oo g Ov2  ­­­­­­­­­­­­­­­ x ­­­­­­­­­­­­­­­­­­  = 32 g Ov2      1                   mol Ov2        Practice Problems)    Conversion of Moles Reactants to Moles Products  ● Use a balanced equation  ○ Cv3Hv2(g) + 5Ov2(g) → 2COv2(g) + 4Hv2O(g)  ○ 1 mol Cv3Hv* results in:  ■ 5 mol o2 consumed → 1 mol CH/5 mol o2  ■ 3 mol CO2 formed  → 1 mol CH/3 mol co2  ■ 4 mol H2o formed  → 1 mol Ch3/4    Calculating Reacting Quantities​ ** TEST QUESTION  ­Calculate grams O2 reacting with 1.00 mol Cv3Hv8  ­Use two conversion factors  Moles C3H8 to moles O2  Moles o2 to grams O2    1.00 mol C3H8       5 mol O2            32.00 g o2  _____________ x ___________ x ___________ =   1 ​.60 x 10^2 g O2                                 1 mol C3H8        1 mol o2      Calc grams → moles of reactant    Calc grams CO2 from combustion of 1.00 mol C3H8    2 conv. factors  ­moles C3H8 → moles CO2  ­moles CO2 → grams CO2      1.00 mol C3H8     3 mol CO2            44.01 g CO2  _____________ x ___________ x ____________  = 1 ​.32 x 10^2 g CO2             1                   1 mol C3H8         1 mol Co2        Relating Masses of Reactants and Products (​GRAMS TO MOLES, THEN TO GRAMS)  ­Calculate grams C3H8 required to produce 36.0 g H2O    3 conversion factors  ­grams H2O → moles H2O  ­ moles H2O → moles C3H8  ­moles of C3H8 → grams C3H8      36.0 H2O      1 mol H2O           1 mol C3H8      44.0 g C3H8  ­­­­­­­­­­­­­ x ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­ x ­­­­­­­­­­­­­­­­­­ x 22.0 g C3H8 ­­­­­­­ = ​       1               18.01 g H2O        4 mol H2O      1 mol C3H8      Calculating a Quantity of Reactant**TEST QUESTION    Calculate grams HCl neutralized by  0.500 mol Ca(OH)v2  ­ write chemical equation and ​alance     2HCl + Ca(OH)v2 → ​ 2H2O + CaClv2    Plan: moles Ca(OH)v2 → moles HCl → grams HCl    0.500 mol Ca(OH)2         2 mol HCl                 36.44 g HCl  ________________ x ______________  x  ______________  = 3 ​6.44 g HCl                                        1 mol Ca(OH)v2            1 mol HCl          Sample Calculation    Na + Clv2 → NaCl    1. Balance the equation  a. 2N​a + Clv2 → 2​​aCl  2. Calculate the moles of Clv2 reacting with 5.00 mol Na  a. 5.00 mol Na      1 mol Clv2              _________   x __________    = 2.5 mol Cl2                      1                  2 mol Na       3. Calculate the grams NaCl produced when 5.00 mol Na reacts with an excess of Clv2  5.00 mol Na       2 mol NaCl         58.45 g NaCl            ___________ x ___________  x ____________   =   2 ​92 g NaCl                    1                     2 mol Na            1 mol NaCl        4. Calculate the grams Na reacting with 5.00 g Clv2    5.00 g Cl2         1 mol Cl2                2 mol Na            22.99 g Na           ___________ x _____________ x  ___________  x ___________  = 3 ​.24 g Na                1                       70.9 g Cl2             1 mol Cl2            1 mol Na      Theoretical and Percent Yield    ● theoretical yield­ the MAX amount of product that can be produced  ○ pencil and paper yield  ● actual yield­ the amount produced when the reaction is performed  ○ laboratory yield  ● percent yield:      actual yield  ○ % yield = ____________ x 100%                                theoretical     125 g CO2 actual  ____________________ x 100% = 97.4% yield  132 g CO2 theoretical     Sample Calculation:  Theoretical yield iron= 30.0 g and actual yield = 25.0 g, calculate the percent  yield    2 Al (s) + Fe2O3 (s) → Al2O3 (aq) + 2Fe(aq)    Calculate the % yield if 26.8 g iron was collected in same reaction

×

×

### BOOM! Enjoy Your Free Notes!

×

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

## Why people love StudySoup

Jim McGreen Ohio University

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

Allison Fischer University of Alabama

#### "I signed up to be an Elite Notetaker with 2 of my sorority sisters this semester. We just posted our notes weekly and were each making over \$600 per month. I LOVE StudySoup!"

Jim McGreen Ohio University

Forbes

#### "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

#### STUDYSOUP CANCELLATION 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 support@studysoup.com

#### STUDYSOUP REFUND POLICY

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: support@studysoup.com

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 support@studysoup.com