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Chemistry for Engineers 1 CHAPTER NOTES [COMPLETE] - got a 4.0 in the course!

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Chemistry
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CHM 2095
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Chemistry 2095 Chapter 1: Keys to Chemistry ∙  Physical properti  involve changes that aren’t combining with other substances or  elements; independent (can be a change of states) o Density o Melting point o Hardness ∙  Chemical propertie  are chemical process such as decomposition and reacting with other  substances o Flammability o Corrosiveness ∙  Potential Energ  due to the position of the object before movement occurs ∙  Kinetic Energ  due to the motion of the object SI Unit Conversions *Besides KHDBDCM Giga G Billion 10^9 Mega M Million 10^6 Micro (u) Millionth 10^­6 Nano (n) Billionth 10^­9 Pico (p) Trillionth 10^­12 ∙ 1 inch=2.54 centimeters ∙ 1 kilogram= 2.205 pounds ∙ Remember uncertainty and significant figures! Equations ∙ Density= Mass Volume 9 ∙ T(¿℉)= T (5℃)+32 9 ∙ T(¿℃)=[T(¿℉)−32] 5 Chapter 2: Components of Matter ∙  Law of mass conservation  ­ the mass total of substances do not change during chemical  reactions o Matter is not created nor destroyed ∙  Law of definite composition  ­ A particular compound is made up of the same elements by  parts of mass (ratios of elements) ∙  Law of multiple proportions  ­ Two elements with the same compounds will have a whole  number ratio of those elements between them o DALTONS ATOMIC THEORY explains these^^ ∙  Cathode ray ­ electrical power shows rays passing current from a negative electrode  (cathode) to a positive electrode (anode) o Shows that there is negatively charged particles in all matter ∙ Thomson used cathode rays to show that atoms are divisible into smaller parts o Proposed the plum pudding atomic model ∙ Millikan found the charge of electrons by observing the movement of oil droplets in an  apparatus of electrically charged plates and an xray source ∙ Rutherford’s gold foil experiment with alpha particles proved that atoms have a nucleus ∙  Mass spectrometry  ­ finds relative mass and percent abundances by relating it to carbon­ 12  ∙  Atomic Mass Units   (amu)­ based on carbon 12 (aka Dalton, or Da) ∙  Ionic bonds ­ normally form between a metal and a non metal. It is an transfer of electrons  from one atom to another ∙  Covalent bonds  ­ normally between two nonmetals. Shares electrons ∙  Oxoanion Rules   o With 4 Os per­ o 3 Os will have –ate (exception with N) o 2 Os will have –ite (exception with N) o 1 O will have hypo­ ∙  Hetergenous ­ not uniform, abundances vary throughout sample ∙  Homogenous  ­ a solution, uniform with no visible boundaries o Solutions in water are aqueous  ∙  Solut ­ dissolved into the solution (the smaller) ∙  Solven ­ the larger of the solution molesof X∈formula×molarmass( g ) Mass of X= mol massof 1molof compound M dilutedilute concentraticoncentration Chapter 3: Stoichiometry 23 ∙  Avogadro’s Number­   6.02x10 ∙  Empirical Formula­  shows the lowest whole number ratio of the molecule ∙  Molecular Formula­   the actual number of atoms for a molecule ∙  Structural Formula  The relative placement and connections of atoms in a molecule ∙  Isomers  compounds with the same molecular structure but with different properties  (structural formula is usually differing) Massof Element=Massof Compound× massof element∈1molof compound massof 1molof compound ActualYield PercentYield= TheoreticalYield ×100 molsolute Molarity= Lof solution Chapter 4: Classes of Chemical Reactions ∙ Water has unevenly distributed electron charge and a bent shape making it a polar and  powerful solvent ∙  Ionic compounds dissociate in water   because the water molecules create stronger  attractions than those in ionic compounds o Insoluble ionic compounds occur when the bonds are stronger than that of water ions ∙ When ionic compounds dissolve, electrical conductivity increases because of particle  movement (Electrolytes) ∙ Most soluble covalent bonds do not completely dissociate, they do not separate into ions  (Nonelectrolytes) ∙  Aqueous Ionic Equations   o  Total Ionic Equation­   show all soluble ionic substances dissociated into ions o  Spectator Ions­   not involved in the actual chemical change o  Net Ionic Equations­   remove spectator ions from the equations ∙  Precipitation Reactions   react two soluble ionic compounds to form an insoluble product  (precipitate) o The net removal of ions from solutions ∙  Solubility Rules   Insoluble if: o They are metal hydroxides (except for groups 1A/2A starting at Ca) o They are common carbonates (except group 1A or NH ) 4 o They are common sulfides (except groups 1A/2A or NH ) + 4 Soluble if: + o They are common compounds from group 1A or NH 4 o They are common nitrates, acetates, and most perchlorates o Cl and Br unless with Ag, Pb, Cu, or Hg ­  2+  o F except with Pb and group 1A o Common sulfates except with Ca, Sr, Ag, and Pb ∙  Double displacement reactions   are also called Metathesis reactions ∙  Acid­Base Reactions   are also called neutralizer reactions +  o  Acids   produce H  ion­ when dissolved (entirely is strong, partially if weak) ­ ­ o  Bases   produce OH ions when dissolved (strong bases have either OH  or O 2 ions but the  oxide reacts with H O t2 form hydroxide) o  Strong acids and bases   dissociate completely into ions and have strong electrical  conductivity o  Weak acids and bases   dissociate very little into ions and conduct small currents ■ Brackets [] mean unstable +  ­  o  Equivalence point­   amount of H ions reacted with the same amount of OH ions o  End point­   when tiny excess of OH  permanently changes to basic color ∙  Redox Reactions   o  Oxidation­reduction reactions­   the net movement of electrons from one reactant to  another ■  OILRIG   ****** o  Oxidizing agent   causes the other molecule to oxidize (is the reduced) o  Reducing agent   causes the other molecule to reduce (is the oxidized) ∙  Oxidation Number Rules   o An atom in its elemental form (O , Na2=0 o Monatomic ions= ion’s charge o The sum of oxidation numbers in compounds =0 o Group 1A=+1 o Group 2A=+2 o H with nonmetals= +1 o H with metals and B= ­1 o F=­1 o O in peroxides=­1 o O in all other compounds= ­2 o Group 7A= ­1 unless with O o If the O.N. in products is greater than O.N. in reactants=oxidized o If the O.N. in reactants is greater than O.N. in products= reduced ∙ If 1 metal and 1 nonmetal forms an ionic compound, then the metal is the reducing agent  (oxidized) and the nonmetal is the oxidizing agent (reduced) ∙  Thermal decomposition­   using heat to separate compounds ∙  Electrolysis  Uses electricity to separate compounds ∙  Double displacement­   is not the same as a redox reactions ∙  Combustion­   is a redox process ∙  Respiration  the combustion process that occurs in our bodies ∙  Dynamic Equilibrium­   reactants forming as rapidly as the products o Weak acids and bases reach equilibrium in water o Aqueous ionic reactions go to completion because the product is removed (as precipitate  or gas) Chapter 6: Thermochemistry ∙  Forms of Energy  ∙  Potential ener  converts to kinetic energy in the form of work and heat o No matter what the situation, energy from one object to another appears as work/heat ∙  System  the part of the universe being studied ∙  Surroundings  everything outside of the system ∙  Internal Energy (E  the sum of energy an object has ∆E=E final initial products reactants o ΔE is a transfer of energy from the system to the surroundings or vice versa ∙  Heat (thermal energy)  temperature change between system and surroundings in the form  of transferred energy ∙  Work  the energy transferred by an objects movement by force ∆E=q+w=heat(q)+work(w) ∙  Energy from only Heat  o Heat flowing out of a system= ΔE is negative o Heat flowing into the system= ΔE is positive ∙  Energy from only Work   o Work done by the system= ΔE is negative o Work done by the surroundings= ΔE is positive ∙  First law of Thermodynamics (the law of conservation)­  the energy of the universe is  constant (not made or destroyed) ∆ EuniverseE system E surroundings ∙ SI Unit of energy is a joule (J) 2 1J=1kg× m s2 o Used for both work and heat o Work= force times the distance that the mass moves w=F×d o Force= mass times acceleration F=(m)ass×(a)cceleration m (V )elocity= (s)econd m a= 2 s 2 m m w=F×d=kg× s2 ×m=kg× s2 ∙  Calorie (ca  the amount of energy needed to raise the temperature of 1 g of water by 1 K o 1 cal= 4.184J (water) o 1 J= .2390 cal ∙  State Functio  a property only dependent on the current state (volume, pressure,  temperature) and not the path the system took to get there o Internal energy is a state function o Any combination of work and heat will lead to the same ΔE ∙  Enthalp  The two types of chemical work are electrical and pressure­volume work ∙  PV work­  the change of volume in a system in the presence of an external pressure In an open flask, the expanding gas has its effect on the surroundings, making pressure  negative w=−PΔV At constant pressure, enthalpy eliminates the need to measure PV work (internal energy  plus PV work) (H)eat=E+PV Change in Enthalpy ∆ H=∆ E+P∆V When combining the equations ΔE=q+w and w=­PΔV ∆ E=q+w=q+(−P∆V )=q−P∆V At constant pressure, heat (q)= p if ΔE=q ­PΔV, then p qp=∆ E+P∆V ,q =∆ Ep ∙  Comparing   ΔE to Δ  Reactions without gases­ liquids and solids undergo very small volume change ∆V ≈0,so∆H ≈ ∆Ebecause P∆V ≈0 When amounts of gas moles don’t change­ volume is constant ∆V=0,so P∆V=0,∧∆ H=∆ E When amounts of gas moles do change­ PΔV cannot equal 0, but q  ispnormally much  larger than PΔV so ΔH is still very close to ΔE Example: 2H + O  == 2H O 2  2 2 ∆ H=−483.6kJ PΔV=−2.5kJ∆E=∆ H−P∆V=−481.1kJ∆H ≈∆ E ∙ Heat is a state function because it relies on other state functions ∙  Exothermic  heat is released into the surroundings o H products reactantsΔH<0 ∙  Endothermic­  absorbs heat from the surroundings o H products reactantsΔH>0 Calorimetry­ the quantity of heat absorbed or released is proportional to temperature  change q q=constant×∆T∨constant= ∆T Heat capacity­ amount of heat required to change objects temperature by 1K q Heatcapacity= ∆T Specific heat capacity­ required to change 1 gram of temperature by 1 K c= q Therefore,q=c×mass×∆T mass×∆T ∙  Molar heat capacity (C  replace 1 gram with 1 mol ∙  Calorimeter  measure the heat released by a physical/chemical process ∙  Constant­pressure calorimeter  the “coffee cup calorimeter”, normally finds heat of an  aqueous reaction or the dissolving of a salt o Can also find specific heat capacity of insoluble liquid by heating, placing in mater and  measuring the difference in water temperature ∙  Constant­volume calorimeter­   “bomb calorimeter”, finds the heat capacity of the entire  calorimeter (coffee cup has flaws­heat can be absorbed by stirrer, etc.) o Finds heat of combustion reactions o Picture on p.241 o Knowing heat capacity of the entire calorimeter ■ ΔV=0 so PΔV=0, only heat shown (ΔE) ∙  Stoichiometry   ∙  Thermochemical equations   include ΔH o Shows sign of ΔH (endo or exo) ∙ Hess’s Law ∙  Standard Enthalpies of Reactions   ∙  Standard States   o A gas at 1 atm and ideal behavior o An aqueous solution at 1 M concentration o A pure substance at its most stable form at 1 atm and usually at 25 C (298 K) ∙  Standard Enthalpy of Reaction (ΔH   ° rxn(rxn=reaction)­ measured in standard states ∙  Formation equations­   form 1 mole of products o ∙  Standard Enthalpy of Formation (ΔH o  f)­ enthalpy change of a formation equation o Elements in standard state have ΔH =0 f  Standard enthalpy reaction is the sum of the standard enthalpy of formation’s products  minus its reactants o o o ∆ H =rxn H (productf)−Σn∆H (reactants)Σ= f ∑ ,m∧n=molesof products∨reactants Chapter 7: Quantum Theory and Atomic Structure ∙  The Nature of Light   ∙  Electromagnetic Radiation­   energy propagated by electric/magnetic fields that increase or  decrease in intensity while moving through space o X rays, microwaves, visible light, etc. ∙  Wave Nature of Light   ∙  Frequency (v)­   the number of cycles waves undergo per second (unit is 1/sec, called a  hertz (Hz)) ∙ Wavelength (λ    the distance the wave travels during one cycle (from crest to crest) units in m,  nm, pm Speed (c)­ the speed of a wave is distance moved per time (product of wavelength and  frequency) frequency×wavelength= cycles × meters = =speed sec cycle s o In a vacuum, electromagnetic radiation moves at 3.00x10  m/s 8 ■ This is the speed of light (c) a physical constant ■ c=v x λ (reciprocals) ∙  Amplitude­   the height of a crest, the intensity of radiation. Visible light with a higher  amplitude is brighter ∙  Electromagnetic Spectrum­   visible light only makes up a small amount ∙ All waves in a spectrum travel at the same speed, with differing v and λ o Continuous through the spectrum o Visible light is in between 400­750 nm (7.5x10 ­4.0x10  s­ ) 14 1 ∙ Lights of a single wavelength are monochromatic ∙ Lights of multiple wavelengths are polychromatic ∙  Distinction Between Energy and Matter   o  Refraction and Dispersion   Refraction occurs when waves change medias (from air to water for example) at angles  other than 90 degrees (perpendicular). This causes a change in speed and angle refraction.  Dispersion is when white light breaks into its component colors through a prism of a  refracting object ■ Particles do not refract or disperse o  Diffraction and Interference   Diffraction is shown by passing particles and waves through a slit. Waves bend around  the slit and form semi­circles, while particles continue the single slit direction.  Interference occurs only in waves, as adjacent slits create waves crashing into each other  o  Constructive interference­   when waves collide at the same phase (colliding crests), the  amplitude combine and form brighter regions o  Destructive interference­   crests colliding with troughs (out of phase) forming darker  regions ∙  Particle Nature of Light   ∙  Blackbody Radiation­   objects heated at specific temperatures give off light (brighter as  temperature increases) Planck’s quantum theory suggests objects that emit light can only absorb or emit certain  quantities of energy E=nhv o E=energy of radiation, v=frequency, n=quantum # (positive #) o h=Planck’s constant=6.626x10  J 34 ∙ s ∙ Therefore atoms only have certain amounts of energy ∙ A change in an atom’s energy occurs when atoms absorb or emit “packets” (specific  amounts) of energy, called a quantum. Energy emitted by radiation in an atom is equal to the difference of energy states ∆ Eatom=Eemitted=∆nhvsmalled∆n=1,so∆E=hv ∙  Photon Theory (Einstein)­  light itself is particulate, quantized into bundles of energy  called photons. ∆ E atom occurs when absorbing one photon whose energy is related to frequency (not  amplitude) Ephoton=hv=∆ Eatom o Predicts a threshold frequency, based on the number of photons to brightness, saying that  a photon with its minimum energy must be absorbed in order to free an electron o  No time lag   because electrons do not save up energy of multiple photons (can only hold  one at a time), but some current flows as soon as light with sufficient energy strikes the  metal ∙  Atomic Spectra  ∙  Line spectrum­  series of fine lines at specific frequencies separated by black spaces o Occurs when electrically excited gas particles pass through a slit and are reflected by a  prism Rydberg equation predicts position and wavelength of any line in a given series 1 1 1 =R( 2− 2) λ n1 n2 ∙ λ= wavelength, n2/1 and n2/2 are positive integers n2>n1   R=Rydberg constant= 1.097x10        ∙  Bohr’s Model   of H atom predicts line spectra o H atom has only certain energy levels (stationary states) o  Doesn’t radiate   energy at stationary states Atom changes to other stationary states when absorbing or emitting photons E =∆E =E −E =hv photon atom final initial ∙  Bohr’s Model Key Features   o The lower the n value, the smaller the radius of orbit and lower E levels o Electrons in its first orbit are closest to the nucleus (ground state) o  Excited states  are quantum numbers more than the ground state (if ground state n=1, then  excited state n>1) o  Absorbing   photons with energy equal to ΔE means electrons move to a higher state o  Emission   is when the atom releases electron (light) ∙ Shows atomic spectrums aren’t continuous (only has certain states) ∙ When atoms drop: o To n=3, shows in infrared series o To n=2, shows in the visible series o To n=1, shows in the UV series ∙ Bohr’s model is a one­atom model but is used as a generalization of all atoms Calculating energy levels of an atom −18 Z 2 E=−2.18×10 ( 2) n ∙ Z= charge of the nucleus and n=ground state E=0 when n=infinity, so E<0 for any smaller n The difference between two levels 1 1 ∆ E=E final initial.18×10 −18J( 2 − 2 ) n (final) n (initial) o  Emitting energy  ­ closer to the nucleus, larger negative number and ΔE<0 o  Absorbing Energy­   moving away from the nucleus, ΔE>0 + ­ Energy needed to ionize H atom (H (g) (g)e ) (sub nf=infinity and ni=1) −18 1 1 −18 −18 ∆ E=E final initial18×10 J( 2− 2)−2.18×10 J(0−1)=2.18×10 J ∞ 1 o Energy is absorbed so ΔE is positive Ionization energy of H­ energy required to form 1 mol of gaseous H  ions from 1 mol of  H atoms ∆ E=(2.18×10 −18)(6.02×10 )()=1.31×10 3 KJ mol Finding the wavelength of a spectral line ∆ E=hv= hc so,λ= hc λ ∆E ∙  Wave Particle Duality of Matter and Ener y ∙ Louis de Broglie proposed that if energy is particle­like, then maybe matter is wave­like. de Broglie equation­ matter behaves as if it moves in a wave (wavelength inversely  proportional to its mass) h λ= mu m=massu=speed ∙  Partic  with mass and charge create diffraction patterns ∙ Electron microscopes have higher resolution/magnification than light microscopes  because electrons have smaller wavelengths Calculating momentum (p) (product of mass and speed) for photons (substitute c for  speed u) p=m×cλ= h = h p= h mc p λ ∙ Shorter wavelengths have higher momentum ∙ The fact that particles (electrons) move in waves and photons have electrons explains  particle­wave duality  Uncertainty Principle­ we cannot simultaneously know the position and momentum of a  particle h Δx∙m∆u≥ 4π ∙ Δx= uncertainty in position, Δu=uncertainty of speed, h=Planck’s constant ∙  Quantum mechanics­   studies the wave nature of objects on the atomic scale ∙  Electron density diagram­   shows probability of the electron being in some tiny volume of  the atom o Electron cloud depictions ∙  Radial probability distribution­   the total probability of finding the electron at some  distance (r) from the nucleus (spherical onion cutes) ∙  Probability contour­   cannot assign a definite volume, but electron is somewhere within  that volume 90% of the time  ∙  Quantum Numbers   o  Principal quantum number­   (n) a positive integer, energy level of H ■ Shells, lower number means closer to the nucleus o  Angular momentum quantum number (l)­   integer from 0 to n­1. The orbital shape l  possible values equal n (is n=2, l can be 0 or 1) ■ Subshells, defines shape (s,p,d,f) o  Magnetic quantum number­   (m 1  Chapter 8: Electron Configuration And Periodicity ∙ Electrons have a spin in which half the electrons in a beam are attracted to a large  external magnetic field and the other half are repelled o  Spin quantum number (m  s)­ +1/2 or ­1/2 ∙ Four quantum numbers: 3 about orbital and 1 about spin ∙  Exclusion principle­   no two electrons in an atom can have the same four quantum  numbers o An atomic orbital can only hold two electrons each and have opposing signs (paired  spins) ∙  Electrostatic effects­  attraction of opposite charges and repulsion of like charges ∙  Electron­electron repulsion­   splits energy levels into sublevels of different energies;  energy of an atom depends more on n than on l value (shape) ∙  Effect of Nuclear Charge on Energy (Z)   o Higher nuclear charge increases nucleus­electron attraction ∙  Shielding­   other electrons repulsed and helps push electrons away o Reduces nuclear charge to effective nuclear charge (Z ) actually efferienced ∙  Penetration­   when orbitals of greater value use space of the lesser value orbitals o Increases the nuclear attraction and decreases the shielding ∙ Penetration and shielding together cause energy levels to split into sublevels of differing  energy ∙  Quantum Mechanical Model and the Periodic Table   ­ ∙  Hund’s rule­   fill all boxes with one e  before adding two ∙  First Transition Series  (period 4) o 4s is filled before 3d because of shielding/penetration o 4s has slightly lower energy than 3d because it is closer to the nucleus (nuclear charge) o Copper and Cromium only fill 4s1 ∙  Outer electrons   most important for calculation of valence ∙  Lanthanides   are in 4f, actinides are in 5f ∙  Trends in Atomic Properties   ∙  Metallic radius­   ½ the shorted distance between the nuclei of adjacent atoms (atoms do  not bond together) ∙  Covalent radius­   ½ shortest distance between bonded atoms o A change in n (shell)=increase in atomic size o A change in Z = deceffse in atomic size ∙  Ionization Energy   o Down a group= electrons are farther from the nucleus (easier to remove an electron), so  ionization energy decreases o Across a period, ionization energy increases ∙  Electron affinity (EA)­   Internal energy change by adding 1 mol of electrons to 1 mole of  gaseous atoms o  Down a group EA decreases   o  Across a period EA increases   ■ Same as IE ∙  Amphoteric­   oxides that can be either acids or bases in water ∙  Isoelectronic­  when elements on either side of group 8A form ions that give them a noble  gas configuration (cations/anions) ∙  Paramagnetism­   a species with unpaired electrons and attracted by an external field ∙  Ionic radius­  the distance from the nucleus to the adjacent ion o  Cations   are smaller than parent atom o  Anions   are larger than parent atom o  Down a group, ionic size increases   o  Across a period, ionic radius differs   based on anions or cations Chapter 9: Chemical Bonding ∙  Ionic bonds  form with a metal and a nonmetal ∙  Ionic charg  affects the energy used to create bonds  ∙ As atomic radius increases: o  Bond length   increases o  Bond strength  decreases ∙  Metallic bonds­  “sea” of delocalized electrons freely moving, electrical conductivity ∙  Covalent bonds­  normally between two nonmetals, have three important properties o  Bond order­   the number of shared electron pairs between two atoms (single, double,  triple) o  Bond energy­   the difference in energy between separated and bonded atoms ■  Bond breakage­   is always endothermic(+) A­B (g)A  + (g)ΔH=(g) A­B0 ■  Bond formation­   is always exothermic (­) ■ Strong bonds have lower energy ■ Weak bonds have stronger energy o  Bond length­   distance between nuclei of two bonded atoms at minimum energy o  Variation in a group   ■ Single bond length C­I>C­Br>C­Cl ■ Atomic size I>Br>Cl ■ Bond Energy C­Cl>C­Br>C­I o  Varitation in a period  ■ Bond length C­N>C­O>C­F ■ Bond energy C­F>C­O>C­N ∙ Covalent bonding proposes strong, localized bonds ∙  Most  covalent bonds have individual molecules ∙  Physical Properties of Molecular Covalent Bonds  o Melt and boil at low temperatures o Strong bodns are between the atoms but not between each connecting molecule (weak  intermolecular forces) ∙  Physical Properties of Network Covalent Bonds  o Don’t have separate molecules (quartz or diamond) o Extremely strong with high melting points ∙ Electrical conductivity is carried by mobile electrons or ions o Covalent bonds are poor conductors because electrons are localized ∙  Ionic Bonding  o High melting and boiling points o As ΔEN decreases, the bond becomes more covalent ■ From ionic solid to covalent gas Property Metal Atom Nonmetal Atom Atomic Size Larger Smaller Z eff Lower Higher Ionization E Lower Higher Electron Affinity Less negative More negative ∙  Polar bonds   form from unequal distribution of electron density ∙  Electronegativity difference (   ΔEN)­  the difference between the EN of two bonded atoms o 0.0= nonpolar covalent o 0.0­0.4= mostly covalent o 0.4­1.7= polar covalent o 1.7­3.3= mostly ionic ∙  Lattice energy (  ΔH latticethe enthalpy change of 1 mol of ionic solid separating into  gaseous ions Coulomb’s Law­ electrostatic energy between particles A and B is directly proportional to  the product of their charges AND inversely proportional to the distance between them cationcharge×anioncharge o electrostaticenergy∝ cationradius+anionradius ∝∆ H lattice Chapter 10: Shapes of Molecules ∙  Lewis Structure­  shows electron­dot symbols to complete the octet rule ∙  Resonance Structures/Forms­   have the same relative placement of atoms with different  locations of bonding and lone electron pairs o Resonance structures are not actual depictions of bonding; the molecules to don’t change  frequently from structures, they form an average of the resonance forms called a  resonance hybrid. o A result of delocalized electrons­ their density is spread around a few adjacent atoms,  creating a partial bond ■ Partial bonding normally gives fractional bond orders (O  has 3onds of 1½) ∙ Square brackets used to show polyatomic charges around Lewis structures ∙ Selecting the best resonance structure can be determined with formal charge, the charge  the central atom would have if electrons were equally shared −¿+¿of bonds ¿of unsharedvalencee ¿ −¿−¿ formalcharge=¿of valencee ¿ • Formal charges must sum to the actual charge of the molecule/compound o If formal charges of resonance structure are similar, pick the resonance  structure with the formal charge on the more electronegative if negative,  or vice versa •  Difference between Formal Charge and Oxidation Number   o Formal charge shows bonding shared equally between the atoms (#  bonds= ½ of bonding e ) ­ o Oxidation number shows bonding electrons completely transferred to the  more electronegative atom •  Lewis
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