Class Notes (808,238)
United States (313,014)
Chemistry (175)
CHM 113 (103)
Ron Briggs (24)


17 Pages
Unlock Document

Arizona State University
CHM 113
Ron Briggs

Chemistry­ study of the composition, properties, and transformation of matter II. Classifications of Matter: ● Matter­ anything that has mass and occupies space ● Pure Substance­ matter with fixed composition and distinct properties that can’t be separated by physical means ○ Element­ a pure substance consisting of one type of atom ■ Compound­ atoms of two or more different elements bonded together ○ Mixture­ two or more pure substances intermingled but can be separated by physical means ■ Homogenous Mixtures (aka solution)­ uniform composition throughout, but a % of each component can vary between samples; single phase (solid, liquid, gas) EX: air, bronze, gasoline, vinegar ■ Heterogeneous Mixtures­ non­uniform composition throughout, may contain multiple phases EX: marble, carbonated soda III. Properties of Matter (physical and chemical) ● Physical transformation­ undergoes change in appearance or phase, but not composition ○ EX: bending, breaking, phase change  (vaporization, condensation, freezing, melting, sublimation, deposition) ○ the temperature in which the phase changes occur  (melting point , boiling point) are examples of physical properties ○ different substances have different sets of physical properties ■ Intensive properites­ does not depend on amount of material (color, shape, melting point, density) ■ Extensive properties­ depends on amount (volume, mass, length) ■ Chemical  properties­ behavior when combined with another substance ● Chemical transformation­ in chemical change (reaction) a substance is transformed into a different substance IV. Units of Measurement ● measurements consist of a number and a unit ● multiple units can be used to describe the exact same measurements (1inch=2.54cm, 1min=60secs) SI System­ standard system of measurement used in science  (le system international d’unites) Temperature Conversions­ OF= (1.8) celsius + 32 K= celsius + 273.15 Metrix Prefix What it Means Abbreviation Peta 10^15 P Tera 10^12 T Giga 10^9 G Mega 10^6 M Kilo 10^3 k Deci 10^­1 d Centi 10^­2 c Milli 10^­3 m Micro 10^­6 (mu) Nano 10^­9 n Pico 10^­12 p Femto 10^­15 f Atto 10^­18 a Zepto 10^­21 z Example: 15.5 mm converted to nanometers (nm) – using conversion factor ● 15..5mm (1m/10 ^3mm)( 10^9nm/1m) = 1.55*10^7 nm ● mm cancels out, m cancels out, left with nm ● using negative exponents: 15.5mm (10^­3m/1m)(1m/10^­9m) = 1.55*10^7 nm Two SI Units: Volume (v) – amount of space occupied by a substance ● units: L, mL, cm^3, m^3, ect. Density (D) – the mass per unit volume of a substance ● units: g/mL, g/cm^3, kg/m^3 ● could be measured by bouncy ● D = m/v Example: What is the mass of 13.4 cubic centimeters of lead, if lead has a density of 11.4 grams of cubic centimeters? ● Conversion Factor Approach: 13.4cm^3 (11.4g/1cm^3) = 1.53*10^2 g ● cm^3 cancels out ● Equations Approach: D=m//v → m= Dv → 11.4g/cm^3 * 13.4cm^3 = 1.533 * 10^2g cm^3 cancels out Chapter 2: Dalton’s Atomic Theory (1803­1807) ● Elements are composed of very small particles called atoms ● All elements of the same particle are identical to each other ● Atoms of one element can not be changed into atom of different elements ● Compounds are formed when  atoms of one or more  combine ● Compounds always have the same relative number and kinds of atoms (Law of Constant Composition) ● Atoms can not be created or destroyed in a chemical reaction  (Law of Conservation of Matter) Atomic Structure JJ Thompson (1897): Discovered the stream of electrons or cathode rays by applying a potential through two electrodes in an evacuated glass tube ● Plum­Pudding Model Robert Millikan (1909): Used Thompson’s data to calculate the charge and mass of  an electron in his Oil Drop Experiment ● Electron Mass = 1.60*10^­19 C / 1.76*10^8 C/g  = 9.10*10^­28g ● subatomic particle Henri Becquerel & Marie and Pierre Curie (early 1900’s): Discovered atomic­level disintegration called radioactivity Ernest Rutherford (1910): Alpha particle scattering experiment  that proved the existence of a dense, positive nucleus in the center of the atom  (and disproved Thompon’s Plum­Pudding Model) ● developed a source that could create small particles  (called alpha particles) and direct them in one direction as beam ● proved the existence of the small, dense nucleus inside the atom (1919): Rutherford discovered the proton (1932): James Chadwick discovered the neutron Elementary Paricles Particle Symbol Actual Charge Relative Charge Mass (amu) Electron e­ ­1.602*10^­19C ­1 5.486*10^­4 Proton p+ 1.602*10^­19C +1 1.0073 Neutron n0 no charge no charge 1.0087 1 amu (atomic mass unit) = 1.66054*10^­24g Structure of the Atom ● Dense nucleus in the center of the atom ● Nucleus contains all the protons and neutrons in the center of the atom ● Electrons and mostly empty space take up the rest of the atom ● Carbon 12 Atom: 6p 6n 6e­ Atomic and Mass Numbers        A (mass number: sum of the two most massive subatomic particles: p+n) E (element symbol)         Z (atomic number: how many protons in the nucleus) Example:    12 (protons and neutrons added together)        C     6  (protons) (6 electrons: 6+ needs ­6 to balance out) ○ We can omit the atomic number (z) ­> we can just write 12 C We must write the mass number (A) because of isotopes ● Isotope: different types of the same element with different masses due to a different number of neutrons ○ can be stable ○ can be radioactive (nucli disintegrates into smaller pieces) ○ can occur naturally ○ can be manmade ● Isotopes can be written as: ○ 12 C or Carbon ­12 (6p, 6n, 6e­)  ­> 13 C or Carbon ­13 (6p, 7n, 6e­) Isotopes and Atomic Weights: ●  Atomic mass on the periodic table is the weighted sum of the masses of all natural isotopes ○ Atomic mass of Cl: 34.96885 g/mol (0.7578% natural occurrence) + 36.96590 r/mol (0.2422%) = 35.453 g/mol The Periodic Table ● element properties recur in regular cycles when arranged by increasing atomic mass ● Mendeleev was able to predict the location and properties of elements that have not been discovered yet ● Currently 118 elements ○ 88 occur naturally on Earth ○ most are solid and also metallic ○ elements above 92 are radioactive and man­made Layout of the Periodic Table ● elements are arranged by atomic number ­> atomic symbol ­> atomic weight ● ranged in columns and rows (grouping) ● Columns: Groups (up and down sections) ­> group number and letter ○ main group elements are labeled with a capital A after group number ○ transition elements labeled with a capital B after group number ○ Na = Group 1A ○ O = Group 6A ○ He = Group 8A ○ Fe, Co, Ni = Group 8B ● Rows/Periods (left and right sections) Three Main Categories of Elements: ● Representative (main group): all elements on far left and far right ○ 1A, 2A, 3A ­ 8A ○ most abundant elements ○ show strongest trends every 8 elements ● Transition Metals: d­block elements ○ 3B ­ 2B ● Lanthanides and Actinides (inner transition metals): ○ f­block elements ○ rare Earth metals ○ elements at the very bottom ○ follow elements La and Ac Types of Elements and their Location: ● All the elements in group 1A are classified as Alkali Metals (with the exception of H) ● All elements in group 2A are classified as Alkaline Earth Metals ● All elements in group 8A are classified as Noble Gases ● Metalloids: B, Si, Ge, As, Sb, Te ● Metals: elements to the left of the staircase (except H) ● Non­Metals: elements to the right of the staircase (including H) ● All elements in group 6A are classified as Chalcogens ● All elements in group 7A are classified as Halogens Typical Properties: ● Metals ○ high luster (shine) ○ good conductors of heat and electricity ○ ductile (stretch) ○ malleable ○ high densities and melting points ○ all are solids at room temperature (with the exception of Hg) ­> 25 degrees celsius ● Non­Metals ○ solids have no luster (dull) ○ poor conductors of heat and electricity ○ solids are hard and brittle ○ low densities and melting points (exception of C) ● Metalloids ○ solid at room temperature (25 degrees celsius) ○ most properties of metals and nonmetals ○ can be shiny or dull ○   can be hard and brittle ○ moderate electrical conductivity ○ poor thermal conductivity ● Noble Gases ○ invisible gases ○ non reactive Naming Chemical Compounds: Two things to learn how to name: 1. Free (uncombined) Elements memorize elements/symbols recognize that some exist naturally as dratemie molecules 2. Compounds of two or more different elements (nomenclature rules) oxidation states (pg. 132) Valence Electrons (VE): farthest away from the center of the atom and closest and closest to the VE’s of a neighboring atom, shared VE’s result in a covalent bond. Oxidation Number (ON): number that indicates the change in the number of VE’s between an element by itself and when it’s part of a compound. (used to write chemical formulas and predict ion charges) Oxidation Number Rules (continued): 3. Ex: NaCl ( +1, ­1) CrO4^­2 (+6, ­8) 4. Ex: LiH (Li ON= +1) CaCl2 (Ca ON= +2) 5. Ex: MgF2 (+2, ­1) NaH (+1, ­1) CO2 (+4, ­4) Ionic and Covalent Bonding Compounds (Section 8.2­8.3) Ionic Bond­ a bond between oppositely charged ions. Occurs between two elements far apart on periodic table (metals and nonmetal) Ex: NaCl, KBr, MgF2 ● The elements have opposite charges ● (+) elements is always written first in the formula ● The empirical formula can be predicted from the ion charges Ex: the ionic compound that forms between Ca and CL ­> (Ca 2+)+(Cl 1­) = CaCl2 between Al and O ­> (Al 3+)+(O 2­) = Al2O3 Empirical Formula (simplest formula): Indicates the ratio of elements using smallest whole numbers Ex: NaCl Molecular Formula: Indicates actual composition of one molecule Ex: H2O Covalent Bond: sharing of valence electrons between atoms. Occurs between two close or identical elements (usually, not always the case) Ex: H20, Cl2, CO, NO2, SiCl, PF6 Types of Covalent Bonds ● Pure Covalent: equal sharing of valence electrons ○ two identical nonmetals ● Polar Covalent: unequal sharing of valence electrons ○ two different elements (usually nonmetals) Naming Chemical Compounds ● Many compounds have “common names” Formula Formula Name Common Name H2O dihydrogen monoxide water CH3COOH Acetic Acid vinegar NaCl sodium chloride table salt Nomenclature Rules Naming rules for binary inorganic compounds 1. NaCl = sodium chloride     CaO = calcium oxide     CsF= cesium fluoride     ZnBr = zinc bromide     Al2S3 = aluminum sulfide 2. FeBr2 (+2, ­2) = iron (II) bromide     CrCl3 (+3, ­3) = chromium (III) chloride     Ni3N2 (+2, ­3) = nickel (II) nitrate     CrO3 ( +6, ­2) =  chromium (VI) oxide 3. BCl3 = boron trichloride    SF6 = sulfur hexafluoride    CO2 = carbon dioxide     SO2 = sulfur dioxide     NO = nitrogen monoxide     CCl4 = carbon tetrachloride     H2O = dihydrogen monoxide     N2O3 = dihydrogen trioxide     P4S10 = tetraphosphorus decasulfide III. Stoichiometry Deals with calculating quantities of reactants and products in chemical reactions (mole conversion factors) H2 + I2 = (2) HI ­> one mol of H2 reacts with one mol of I2 to form two mols of HI Theoretical Yield: maximum amount of product possible from a given amount of reactants (255.83 g) Actual Yield: amount of product actually obtained in a maximum Actual Yield (less than or equal to)  Theoretical Yield ­> difficulty collecting product, unwanted side reactants, environmental problems Percent Yield: percentage of the theoretical yield that can be isolated as the product Percent Yield = actual yield / theoretical yield * 100% (divided then multiplied) Chapter 4: Types of Reactions 1. Single Replacement (Exchange) Reaction: one element replaces another in a compound AB+C ­> CB+A (analogy: playing catch)  Ex: thermite reactions: 2Al(s) + Fe2O3 ­> Al2O3(s) + 2Fe(l) + heat Predicting Single Replacement Reactions: Zn(NO3)2(aq) + Mg(s) ­> Mg(NO3)2(aq) + Zn(s) Zn(NO3)2(aq) + Cu(s) ­> No RXN ● Zn gives up NO3 to Mg, but not Cu: why?  Zn and Mg are changing oxidation numbers, this is a reduction/oxidation reaction, Zn goes from +2 to 0 oxidation state (its
More Less

Related notes for CHM 113

Log In


Don't have an account?

Join OneClass

Access over 10 million pages of study
documents for 1.3 million courses.

Sign up

Join to view


By registering, I agree to the Terms and Privacy Policies
Already have an account?
Just a few more details

So we can recommend you notes for your school.

Reset Password

Please enter below the email address you registered with and we will send you a link to reset your password.

Add your courses

Get notes from the top students in your class.