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CHEM 1A03 Midterm: Chemistry 1A03 Test 2 Review.docx

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McMaster University
Gillian Goward

Chemistry Test 2 Review  Fundamental Skills Isotopes­ different mass, same atomic number ⇒ Water exists in many forms because of multiple stable H and O isotopes Extensive Quantities ⇒ Depends on the amount of substance involved (m, V, q) Intensive Quantities ⇒ Independent of the amount of substance involved (T, d, q, P) Stoichiometry ⇒ Limiting Reactant­ divide mols by coefficient (least  ▯L.R) Actual YieldX 100% Theoretical Yield Partial Pressure PV=nRT ⇒ Describes contribution to the total pressure  P  = P  + P  … ⇒ Derived from its fractional contribution to the total pressure (mol fraction)  ⇒ Pressure directly relates to number of moles o Ex. A= 2 molT P =10, mol fraction = 2/10 = 0.2 Chapter 8­ Electrons in Atoms Electromagnetic Spectrum ⇒ Wavelength is inversely proportional to energyE= hc = h ν ⇒ Frequency is directly proportional to energy        λ Quantum ⇒ Discrete amount of energy ⇒ Energy is discontinuous (quantized) ⇒ Light is quantized like a particle (photons) o Light displays wave properties as well as particle properties (wave­particle duality) Quantum Numbers/Electron Configurations Rules for filling subshells 1. Pauli Exclusion Principle: every electron has a unique 4 quantum numbers, 2 electrons in the same orbital have  opposite spins 2. Hund’s Rule: occupy orbitals of the same energy singularly, then pair 3. Aufbau Process: building up ⇒ n (principle quantum number) o Describes the distance from nucleus and orbital energy o n= 1 ▯ ∞ ⇒ l (orbital angular momentum quantum number) o Describes the orbital shape o 0 (s), 1(p), 2(d), 3(f) o l= 0  ▯(n­1) o s (spherical), p (1 angular node▯0 probability of finding a▯  nodes)n), d(propeller 2 ⇒ m (Magnetic quantum number) l o describes orbital orientation o m= ­l  ▯+1 ⇒ m s(Magnetic spin quantum number) o m s ± ½   o Diamagnetic­ all paired electrons, no attraction to magnetic field o Paramagnetic­ 1 or more unpaired electrons, attracted to magnetic field Photoelectric Effect ⇒ Threshold energy is the minimal amount of energy to eject an electron ⇒ Excess energy goes into kinetic energy ⇒ Single photon (wavelength) strikes a metal plate, if the wavelength is low enough electron will be ejected to the  other plate, passing a grid to which a voltage is applied ⇒ Intensity controls how many photons strike the metal plate, therefore how many electrons are ejected, if the  wavelength is not right, intensity will not effect the electrons ⇒ Increasing the amount of electrons ejected will increase the current ⇒ Different metals have different threshold energy ⇒ Eincidentthresholkinetic o Incident (amount applied) Hydrogen Atom Energy Levels n=1  ▯ground state E n ­RH ΔE= E f Ei 2 n=∞▯  electron is ionized           n n>1  ▯excited electron (­)  ▯Emission (higher to lower) (+)  ▯Absorption (lower to higher) Chapter 9­ Periodic Trends & Atomic Properties Noble Gases (group 8) 2 6 ⇒ ns np   ▯stable electron configuration Non­Metals (right of staircase) ⇒ Tend to gain electrons  ⇒ Ability to oxidize increases up group 7 towards F (react with metals to form salts  ▯NaCl) o “Don’t like each other” – very ionic, will dissociate in solution  Metals (left of stair case) ⇒ Tend to lose electrons ⇒ Group 1 & 2 Metals: o Alkali metals (1) oxidize more readily than alkaline earth metals (2)  ▯both oxidize in water  Na + H O  ▯Na  + OH + ½ H 2 2  Ca + H2O  ▯Ca + OH  + ½ H2 Metallic Properties­ Decrease across a period   Screening­ core electrons prevent valence electrons from feeling the charge on the nucleus  Zeff(charge from nucleus) ­ # core electroeff group # Atomic Radius ⇒ Increases down a group, decreases across a period (effreased Z ) ⇒ Ionic Radius­ Cations (+) smaller, anions (­) larger  Isoelectronic­ same total number of electrons present Ionic Radius ⇒ Cation’s are smaller because the remaining electrons experieneffa larger Z , the more electrons lost, the smaller  the ion ⇒ Anion’s are larger due to the increased electron­electron repulsionseffd a smaller Z , the more electrons gained,  the larger the ion Ionization Energy ⇒ Energy required to remove an electron from a gaseous atom ⇒ Increases across a period, decreases down a group ⇒ Blips occur at filled/half filled subshell o Stable, therefore doesn’t want to gain/lose electrons o Ex. P has high IE than S o Ex. N has higher IE than O ⇒ Valence electrons are easy to remoth o Ex. Al has 3 valence electrons, therefore 4  IE will be sig. increase Electron Affinity  ⇒ Energy change that occurs when an electron is added to a gaseous atom ⇒ Increases across a period, decreases down a group (energy released decreases) ⇒ Subshell effect occurs 1 group earlier than IE o Group 1 & 2: filled subshells­ doesn’t want to gain/lose  o Group 14 & 15: half­filled­ doesn’t want to gain Oxides ⇒ Metal oxides + water  ▯basic (OH) (ionic) ⇒ Non­Metal oxides + water  3acidic (H O) (covalent) Chapter 10­ Chemical Bonding Ionic Bonding­ complete removal and transfer of an electron from one atom to another (usually non­metal + metal)  Covalent Bonding­ sharing of electrons to complete “octet” (usually metal + metal) Coordinate Covalent Bonding­ one atom provides both electrons for a bond Polar Covalent Bond­ unequal sharing of electrons, higher electronegativity pulls electron more ⇒ Difference in EN determines bond (ΔEN: >1.5▯ionic, 0.3­1.4▯polar covalent, 0­0.2▯non­polar covalent) Resonance Structure ⇒ Bond Order­ single, double or triple (more bonds (closer) – higher energy) ⇒ Covalent Bond Length­ approximately the sum of covalent radii ⇒ Bond Dissociation Energy (D)­ energy required to break 1 mol of bonds in gas phase ⇒ Bond Energy o Break: absorbed energy (cost) o Form: release energy (gain) VSEPR  ⇒ General Trend o Lone Pair­Lone Pair  ▯strongest repulsion o Bonded Pair­Lone Pair  ▯intermediate repulsion o Bonded Pair­Bonded Pair  ▯weakest repulsion ⇒ Double bonds occupy more space than lone pair  ▯non­ideal geometry  ⇒ AXnEm o A­ central atom o X­ terminal atoms o E­ lone electron pairs  Linear (A2 ) o No lone pairs  Trigonal Planar 3AX ) o All angles 120°  Bent (AX2E)  Tetrahedron (A4 ) o All angles 109.5   Trigonal Pyramidal (3X E)  Bent (AX2E2)  Trigonal Bipyramidal (AX )  Octahedral (AX ) 5 6 o 90, 120 o 90 (symmetrical)  Seesaw (AX4E)  Square Pyramidal (A5 E)  T­Shape (AX3E2)  Square Planar (A4 2 )  ▯ 90/180 ideal  Lineal (A2 3) ▯Ideal 180 Dipole Moments ⇒ Polar o Permanent dipole o Asymmetric  ⇒ Non­polar o Symmetrical  o Charges cancel out o Examples: Linear, square planar Chapter 15­ Equilibrium ⇒ Dimerization of Nitrogen Dioxide (smog) 2 Two NO molecules and combine to make one Le Chatelier’s Principle ⇒ Concentration­ shift towards the removal, away from the addition ⇒ Temperature­ shift towards the removal of heat, away from the addition of heat ⇒ Pressure­ increase pressure; shift towards side of least number of moles of gas ⇒ Catalyst­ does not affect the position of eqm ⇒ Inert Gases­ does not affect the position of eqm Equilibrium Constant (K) – no units ⇒ K­ ratio of product to reactant activities, a (concentration/pressure), at equilibrium  K= aC  aD x x        aA  aB ⇒ Rate of forward reaction is equal to rate of reverse reaction; the reaction is reversible ⇒  K: favours reactants ⇒ K varies on pH, pressure and temperature  Reaction Quotient (Q) ⇒ Ratio of products to reactants at any instant ⇒ Can only be (+) value, activity cannot be (­) Reaction Proceeds: ⇒ In the forward direction if Q  K ⇒ At equilibrium is Q = K Combining Equilibrium Constants • When reactions are added, k values are multiplied • When a reaction is reversed, k value is inverted (reciprocal) • When the coefficients of a reaction are multiplied, k value is raised to the power of that factor Octanol­Water Partition Coefficient K ow Octanol­water partition coefficient; gives a measure of lipophilicity of a solute molecule ⇒ Large K ow highly lipophilic (product/organic/octanol side) ⇒ It is the likelihood of a molecule to bioaccumulates  o Octanol­ long hydrophobic chain; non­polar  o Water­ very polar ⇒ (­) Log Kow
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