chemistry green lab manual

262
Lab Manual Introductory Chemistry: A Green Approach Version 3.1 © 2010, eScience Labs, Inc. All rights reserved esciencelabs.com • 888.375.5487

Upload: rdixit2

Post on 30-Nov-2015

967 views

Category:

Documents


5 download

TRANSCRIPT

Page 1: Chemistry Green Lab Manual

Lab Manual Introductory Chemistry: A Green Approach Version 3.1 

© 2010, eScience Labs, Inc. All rights reserved esciencelabs.com  •  888.375.5487 

Page 2: Chemistry Green Lab Manual
Page 3: Chemistry Green Lab Manual

 

Table of Contents 

Chemistry and Experiments 

Lab 1:  Introduction and Safety 

Lab 2:  The Scientific Method 

 

Measurements 

Lab 3:  Measurements 

Lab 4:  Properties of Matter ‐ Density 

 

Matter and Energy 

Lab 5:  Mixtures and Solutions 

Lab 6:  Chemical and Physical Change 

Lab 7:  Heat and Calorimetry 

Lab 8:  Chemical Processes 

 

Atomic Theory and Structure 

Lab 9:  Electron Configuration 

Lab 10:  Light Spectrum 

 

Chemical Bonding  

Lab 11:  Molecular Models  

Lab 12:  Ionic and Covalent Bonds  

Lab 13:  Polar Bonding 

 

Introducing Chemical Reactions 

Lab 14:  Chemical Reactions I 

Lab 15:  Chemical Reactions II 

Lab 16:  Metals and Oxidation 

 

Classification of Elements 

Lab 17:  The Mole and Avogadro’s Number  

Lab 18:  The Periodic Table 

Lab 19:  Stoichiometry 

 

Gas Laws  

Lab 20:  Ideal Gas Law 

 

Reaction Rates 

Lab 21:  Reaction Rate 

Lab 22:  Catalysts 

 

Acids and Bases  

Lab 23:  Acids and Bases 

Lab 24:  Titration 

Page 4: Chemistry Green Lab Manual
Page 5: Chemistry Green Lab Manual

 

Lab Safety 

Always follow the instructions in your laboratory manual and these general rules: 

Lab preparation 

Please thoroughly read the lab exercise before starting! 

If you have any doubt as to what you are supposed to be doing and how to do it safely, please STOP and then: 

Double‐check the manual instructions. 

Check www.esciencelabs.com for updates and tips. 

Contact us for technical support by phone at 1‐888‐ESL‐Kits (1‐888‐375‐5487) or by email at [email protected]

Read and understand all labels on chemicals.   

If you have any questions or concerns, refer to the Material Safely Data Sheets (MSDS) available at 

www.esciencelabs.com. The MSDS  lists the dangers, storage requirements, exposure treatment and disposal instruc‐

tions for each chemical.  

Consult your physician if you are pregnant, allergic to chemicals, or have other medical conditions that may 

require additional protective measures. 

Proper lab attire 

Remove all loose clothing (jackets, sweatshirts, etc.) and always wear closed‐toe shoes. 

Long hair should be pulled back and secured and all jewelry (rings, watches, necklaces, earrings, bracelets, 

etc.), should be removed. 

Safety glasses or goggles should be worn at all times. In addition, wearing soft contact lenses while conducting 

experiments is discouraged, as they can absorb  potentially harmful chemicals.   

When handling chemicals, always wear the protective goggles, gloves, and apron provided. 

 

 

 

eScience Labs, Inc. designs every kit with safety as our top priority. Nonetheless, these are science kits and contain items which must be 

handled with care. Safety in the laboratory always comes first! 

Lab Safety 

Page 6: Chemistry Green Lab Manual

 

 

Performing the experiment 

Do not eat, drink, chew gum, apply cosmetics or smoke while conducting an experiment.   

Work in a well ventilated area and monitor experiments at all times, unless instructed otherwise.   

When working with chemicals: 

Never return unused chemicals to their original container or place chemicals in an unmarked container.    

Always put lids back onto chemicals immediately after use. 

Never ingest chemicals.  If this occurs, seek immediate help. 

    Call 911 or “Poison Control” 1‐800‐222‐1222 

Never pipette anything by mouth. 

Never leave a heat source unattended. 

If there is a fire, evacuate the room immediately and dial 911. 

Lab Clean‐up and Disposal 

  If a spill occurs, consult the MSDS to determine how to clean it up. 

Never pick up broken glassware with your hands.  Use a broom and a dustpan and discard in a safe area. 

Do not use any part of the lab kit as a container for food. 

Safely dispose of chemicals.  If there are any special requirements for disposal, it will be noted in the lab man‐

ual. 

When finished, wash hands and lab equipment thoroughly with soap and water.   

 

Above all, USE COMMON SENSE! 

Lab Safety 

Page 7: Chemistry Green Lab Manual

 

Additional Materials Needed and Time Required to Complete Labs 

** Note: If you are allergic to latex, please contact us and we will send you vinyl gloves**   

Lab  1:   Introduction  and  Safety  

  Time: 30 min. 

  Materials needed: none 

Lab  2:  The  Scientific  Method  

  Time: 30 min. 

  Materials needed: none 

Lab  3:  Measurements  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Water 

Lab  4:  Properties  of  Matter   ‐  Density  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Distilled water 

Lab  5:  Mixtures  and  Solutions  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Distilled water, boiling water, ice, bowl 

Lab  6:  Chemical  and  Physical  Change  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Boiling water 

Lab  7:  Heat  and  Calorimetry  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Snack food, mini marshmallow, aluminum can with tab 

Lab  8:  Chemical  Processes  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: none 

Lab  9:  Electron  Configuration  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: none 

Page 8: Chemistry Green Lab Manual

 

Additional Materials Needed and Time Required to Complete Labs 

Lab  10:  Light  Spectrum  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Book, white copy paper 

Lab  11:  Molecular  Models  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: none 

Lab  12:   Ionic  and  Covalent  Bonds  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: none 

Lab  13:  Polar  Bonding  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Notebook paper, newspaper, variety of inks (Uni‐Ball, permanent marker, dry erase, and      highlighter are suggested) 

Lab  14:  Chemical  Reactions   I  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: none 

Lab  15:  Chemical  Reactions   I I  

  Time: 60 min 

  Materials needed: none 

Lab  16:  Metals  and  Oxidation  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: none 

Lab  17:  The  Mole  and  Avogadro’s  Number  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: none 

Lab  18:  The  Periodic  Table  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: none 

Page 9: Chemistry Green Lab Manual

 

Additional Materials Needed and Time Required to Complete Labs 

Lab  19:  Stoichiometry  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Distilled water, oven 

Lab  20:  The   Ideal  Gas  Law  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Distilled water, warm water (ring stand and large ring are optional) 

Lab  21:  Reaction  Rate  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Ice, boiling water 

Lab  22:  Catalysts  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Warm water, carrot, tomato, soil 

Lab  23:  Acids  and  Bases  

  Time: 60 min.  

  Materials needed: Tomato juice, distilled water, milk 

Lab  24:  Titration  

  Time: 60 min. 

  Materials needed: Distilled water 

 

 

 

Page 10: Chemistry Green Lab Manual
Page 11: Chemistry Green Lab Manual

11 

 

Additional Online Content at www.esciencelabs.com 

Student Portal Content 

Introduction 

   Safety Video 

   The Scientific Method  

Chemistry and Experiments 

   The Chemistry of Cooking 

Measurements 

Measuring Volume Using a Graduated Cylinder 

Unit Conversions 

Matter and Energy 

Phase Diagrams 

The Three States of Matter 

Atomic Theory and Structure 

  The Structure of an Atom 

  Atomic Structure and Ionic Bonding 

   Atomic Symbols, Atomic Numbers, and Mass Numbers 

   Atomic Weight 

   Ion Charges 

   Ions 

Chemical Bonding  

  Catching Crooks Green Handed 

  Covalent Bonds 

  Intermolecular Forces 

  Shapes of Simple Molecules—Parts I and II 

Introducing Chemical Reactions 

  Balancing Oxidation Reduction Equations 

  Chemistry Math 

  Common Types of Oxidation‐Reduction Reactions 

  Oxidation‐Reduction Reactions 

Classification of Elements 

   Conversion between Mass and Moles  

   Identifying Compounds and Ions   

   Moles 

   Stoichiometry 

   The Types of Elements in the Periodic Table and their Properties  

Gas Laws  

   Ideal Gas Law  

Acids and Bases  

Acid base reactions 

Log on to the Student Portal using these easy steps: 

Visit our website, www.esciencelabs.com, and click on the green button  (says “Register or Login”) on the top right side of the 

page.  From here, you will be taken to a login page. If you are registering your kit code for the first time, click the “create and account” hyperlink. Locate the kitcode, located on a label on the inside of the kit box lid. Enter this, along with other requested infor‐mation into the online form to create your user account. Be sure to keep 

track of your username and password as this is how you will enter the Stu‐dent Portal for future visits. This es‐tablishes your account with the eScience Labs’ Student Portal.   

Have fun! 

Page 12: Chemistry Green Lab Manual
Page 13: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 1: Introduction and Safety 

Page 14: Chemistry Green Lab Manual
Page 15: Chemistry Green Lab Manual

15 

 

  Lab 1: Introduction and Safety 

Introduction 

Welcome to the Introductory Chemistry Lab Manual! 

Chemistry can be fun! If you’ve ever seen the Frankenstein movies, then you may  recall  the dark, dungeon‐like  laboratory with a mad scientist trying to come up with just the right chemicals to produce the  Frankenstein  character.  Just  as  the mad  scientist had  to  learn the safest chemicals and procedures to use to not destroy his labo‐ratory, you must also learn to correctly manage green, environmen‐tally  friendly,  chemicals  and  adhere  to  safety  precautions.  Before beginning  these  labs, you must  first realize  there are specific  tech‐niques and precautions to learn. You will need to learn the location of certain items in your lab, certain rules, and what specific supplies are  called.   After  you  get  acquainted with  your  surroundings,  the chemistry lab will no longer seem confusing or even dangerous.     

Playing  a  game  is more  enjoyable  than  just  watching  or  reading about it.  This is also true about learning chemistry.  Getting to actually do experiments is a lot of fun.  But chemistry can also be dangerous, and getting hurt  is definitely not  fun!   For this reason there are safety rules to  follow and protective equipment to identify and use.  

This manual is written for a “Green Chemistry” approach—this means when compared to similar experiments, the activities in this manual are generally safer and produce less hazardous waste. The chemicals used are environmentally friendly and can be discarded down a household drain. Each of these experiments has been performed safely by other students.  How‐ever, safer and less hazardous waste does not mean accidents, injuries, or damage cannot happen. Scrapes and burns can still happen. Because experiments will be performed in the home, be sure a working fire extinguisher is accessible. You are advised to always use the safety goggles and gloves provided in your kit.   

Safety  Equipment  

Safety Goggles/Glasses – Safety goggles and glasses are used to protect your eyes, and should be worn at all times when in the chemistry laboratory, even if you are not currently working with chemicals. 

Gloves – At times you may need to wear gloves to protect your hands from harmful chemicals or hot objects. The type of glove needed will depend on the application. For example, oven mitts are worn to remove hot objects from an oven while vinyl or latex gloves are used when working with acids and bases. It is very important not to touch your work area with gloves that have been contaminated with harmful chemicals. 

Figure 1: Using the information in this section, you will be able to complete the chemistry labs in this manual safely and successfully.   

Concepts to explore: 

Learn how work to safely in the chemical laboratory 

Learn when and how to use the safety equipment in the chemical laboratory 

Learn the names of the equipment used in the experiments 

Page 16: Chemistry Green Lab Manual

 

16 

Safety Shower – A safety shower is used when a hazardous chemical is spilled on a person where they are unable to rinse it off thoroughly in the sink. It can also be used if a person’s clothes catch on fire. Most safety showers are operated by pulling a chain, though a standard home shower will also work.  If a sink  is  insufficient to thoroughly rinse yourself, get  to  the nearest  shower  in your home as quickly as possible. This  is not a  time  for modesty—remove the contaminated clothing while rinsing your skin with a copious amount of water 

Eye Wash – An eye wash is used if a harmful chemical is splashed into your eyes or face.  It is usually operated by pushing forward on a handle. In the home, find the nearest sink and flush water  in your eyes for at  least 20 min‐utes. If your sink has a sprayer, use it to rinse your eyes or face while making sure the water drains into the sink. 

Fire Extinguisher – A fire extinguisher is used to put out small to medium fires.   

Laboratory Fume Hood ‐ A laboratory fume hood removes harmful gases and fumes sometimes present when do‐ing an experiment. You should always work in a fume hood whenever you are working with corrosive, noxious, or flammable materials. Chemicals used in this kit will not require the use of a fume hood. 

 

Besides knowing where the safety equipment is located and how and when to use it, there are general safety rules you will also need to follow in the laboratory.  Some of the common safety rules are listed below.  Your instructor may have a few others.  

Laboratory  Safety Rules            

1.  Always wear safety glasses or goggles.  Never wear contact lenses. 

2.  Never attempt unauthorized experiments. 

3.  Always have someone available to help in the event of an accident. 

4.  Never have food, drink, or tobacco into the laboratory. 

5.  Always keep your work area free of clutter. 

6.  Always wear a protective apron and sensible clothing. This means no loose clothing, bare midriffs or open‐toe shoes. 

7.  Know the location of and how to use safety equipment in your home. This includes showers, fire extinguishers, and sinks. 

8.  Always read the experiment before doing it.  

9.  Always wash hands before leaving the lab.   

10.  Tie back long hair.  

11.  Never run or play practical jokes in the experiment area. 

12.  Place broken glass in a protective container, never loosely in a trash can. 

 

In addition to following the general safety rules, chemicals need to be handled properly. Listed below are some guidelines on how to handle chemicals properly. 

Lab 1: Introduction and Safety 

Page 17: Chemistry Green Lab Manual

17 

 

Handling  Chemicals  

1.  Always add acids to water, never water to acids. 

2.  Never return unused chemicals to the bottles from where they were first obtained. 

3.  Dispose of used chemicals in the proper waste containers and/or as instructed. 

4.  Always clean the work area, and put away extra equipment when laboratory work is completed. 

5.  Never leave anything unattended while it is being heated or is reacting rapidly. 

6.  Never carry out a reaction or heat a substance in a closed system.  

7.  Always be careful when working with previously heated objects. 

8.  Always replace stoppers or lids on bottles containing chemicals. 

9.  Weigh chemicals  in weigh boats or on paper provided  for that purpose. Never weigh chemicals by placing them directly on the scale.  

10.  Label all chemicals clearly and completely. 

11.  Read labels carefully before using chemicals. 

12.  Always lubricate glass tubing or thermometers before inserting them into rubber stoppers. 

13.  Material  Safety  Data  Sheets  (MSDS)  for  all  chemicals  provided  can  be  found  on  our  website  at www.esciencelabs.com/educators/msds. These  sheets  contain all needed  information  regarding  the dan‐ger, safety and disposal of every chemical.  

Even though you follow all of the safety rules, accidents can still happen. This is why it is so important to know what to do for each type of accident.   

How  to  Respond  to  Accidents  

1.  Chemical Spills on the bench or floor – Be sure to clean up the spill immediately. If the spill involves volatile or flammable materials,  such  as  alcohol, make  sure  ALL  flames  in  the  lab  area  are  extinguished  and  spark‐producing equipment is shutdown.  In the case of an acid spill, pour baking soda on the acid before cleaning up. In the case of a base spill, pour vinegar on the base before cleaning it up. All other chemicals used in this manual can be cleaned up as you normally would. If you have any questions, check the MSDS.  

2.  Hazardous chemical spills on a person –  If the spill covers a  large area, the typical course of action  is to re‐move all contaminated clothing while the person is under the safety shower. If it is a small area, flush the area immediately with a large amount of water and then wash it with soap. Check the MSDS for the spilled chemi‐cal and follow all instructions. Medical assistance may be necessary. 

3.  Chemicals spills  in the eyes – If a harmful chemical  is splashed on your face and/or  in your eyes,  immediate attention  is critical. Call for help and get to the nearest sink.    If the chemical splashes on your face, and you have goggles on, KEEP the goggles on. Remove the chemical from your face before you remove the goggles. If a chemical gets  in your eyes, hold your eyes open  in the eyewash for at  least 20 minutes. Even though you should not be wearing contact lenses in the lab, if you are, rinse your eyes thoroughly, remove your contacts, and continue to rinse your eyes. A doctor should examine your eyes as soon as possible.   

  Lab 1: Introduction and Safety 

Page 18: Chemistry Green Lab Manual

 

18 

4.  Ingestion of chemicals – Check the MSDS immediately. Call 911 or “Poison Help” at 1‐800‐222‐1222. 

5.  Burns – Flush the area with cool running water for 20 minutes. Medical attention may be necessary. 

6.  Cuts and wounds – ‐ If a chemical gets into the cut or wound, rinse it off immediately with a large amount of water. Avoid contamination; check the MSDS.  

7.  Fire – Fires in a laboratory are often contained in pieces of glassware, such as a beaker. You should not move a beaker  that has a  chemical burning  in  it.    Instead, extinguish  the  fire  simply by  covering  the mouth of  the beaker with a thin curved piece of glass called a watch glass and turning off the source of the flame. A plate or pie pan can also work in place of a watch glass. If the fire is not easily covered, you can use a fire extinguisher. If the fire is too large to extinguish quickly, clear the home and call the fire department immediately.   

Clothing fires can be extinguished  in a safety shower  if  it  is close by.    If  it  is not very close, you will need to STOP, DROP, and ROLL to quickly smother the fire.   

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Lab 1: Introduction and Safety 

If you have ANY questions or concerns regarding a chemical, read the “Material Safety Data Sheet” (MSDS) for that chemical.  The MSDS lists the dangers, storage requirements, exposure treatment and disposal instructions for every chemical. 

The MSDS for any chemical supplied by eScience Labs Inc., can be found at www.esciencelabs.com/educators/msds 

If you have any doubt as to what you are supposed to be doing and how to do it safely: 

STOP!   

Double‐check the manual 

Check the website www.eScienceLabs.com 

Email: [email protected] 

Call for help 1‐888‐Esl‐Kits (1‐888‐375‐5487) 

Contact your instructor 

When you follow the safety rules the chemistry laboratory can be a  

very interesting place to explore and learn. 

Additional Resources  

Page 19: Chemistry Green Lab Manual

19 

 

Pre‐lab  Questions  

1.  What should you always wear to protect your eyes when you are in the chemistry laboratory? 

2.  Should you add acid to water or water to acid? 

3.  Where should you dispose of broken glass? 

4.  What should you do if you spill a chemical on your hand? 

  Lab 1: Introduction and Safety 

Page 20: Chemistry Green Lab Manual

20 

 

Part  1:  What   is   it?  

A chemical  laboratory contains special equipment to use while you are performing an experiment.  Locate each of these items in your lab kit, and place a check mark in the appropriate place when you find it.  

Beaker 

50 mL 

250 mL 

600 mL 

Erlenmeyer Flask 

 

Funnel Wash Bottle  Dropper 

  Lab 1: Introduction and Safety 

Graduated Cylinder 

10 mL 

100 mL 

Test Tube (11)  Stir Rod 

Page 21: Chemistry Green Lab Manual

 

21 

Test Tube Rack 

Test Tube Holder  Petri Dish Watch Glass 

2.  Sketch a picture and name any other items that are located in your lab kit, classroom, or home that are likely to be useful for you in completing these labs.   

Lab 1: Introduction and Safety 

Well Plate  Mortar and Pestle 

Page 22: Chemistry Green Lab Manual
Page 23: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 2: The Scientific Method 

Page 24: Chemistry Green Lab Manual
Page 25: Chemistry Green Lab Manual

25 

 

Introduction 

Testable Observations: A  testable observation  is one  that  lends  itself  to  further  in‐

vestigation. The observation must be detailed enough to raise a question that can be 

challenged. 

For Example: 

Plants grow well in soil. 

Plants grow faster in soil with nutrients than in soil without nutrients. 

 

The first observation makes a statement but provides no information to warrant further investigation. The second observa‐

tion is more detailed and provides a rational to investigate factors that make plants grow faster. 

Hypothesis and Null Hypothesis 

Hypothesis Generation: A hypothesis is an educated guess. By considering both the question asked and explanation posed, 

a testable relationship can be designed—this  is  the hypothesis. A Null Hypothesis  is a testable statement, that  if proved 

true means the hypothesis was incorrect. Both statements must be testable, but only one can be true. 

From the second observation above we can develop both a Hypothesis and a Null Hypothesis: 

Hypothesis:  

The addition of nutrients to soil increases the speed of growth of plants. 

Null Hypothesis: 

The addition of nutrients to soil does not speed up the growth of plants. 

  Lab 2: The Scientific Method 

Concepts to explore: 

How to make testable observations 

The roles of a hypothesis and null hypothesis  How to conduct a successful experiment 

The role of variables and control in an experiment 

The importance of organized data collection 

Recognize what makes a successful analysis 

Page 26: Chemistry Green Lab Manual

 

26 

 

If the plants DO grow more quickly when nutrients are added:  

Then, the hypothesis is supported and the null‐hypothesis is wrong. 

Conducting  an  Experiment  

Experimental Approach:   There are often many ways  to 

test a hypothesis.  When designing an experiment to test 

a hypothesis there are 3 rules to follow: 

1.  The experiment must be replicable  

2.  Only test one variable at a time  

3.  Always include a control 

 

Variables are defined and measurable components of an experiment.  There are three types of variables: 

Independent Variable: The variable that the scientist alters to test the hypothesis.   For our example,  the 

independent variable would be the addition of nutrients. 

Dependent Variable: This variable is measured in regards to conditions of the independent variable.  In our 

example, the dependent variable would be speed of growth. 

Control: A group  that  is not  subject  to  the  independent variable being  tested.   This group becomes  the 

standard for comparison.  For our example, the control would be soil without added nutrients. 

 

Data Collection:  In designing the experiment, establish a clear and concise procedure.  Specify what data are needed and 

when they should be collected  in advance.   As these data will be the basis for your conclusions, they must be accurately 

recorded.  Remember, replication is fundamental to scientific experiments.        

Often, the best way to organize data for analysis is as a table or a graph.  Remember, any table or graph should be able to 

stand on its own.  In other words, another scientist should be able to pick up the table or graph and have all of the informa‐

tion necessary to interpret it, with no other information.  

Remember these 3 rules. 

They are VERY Important! 

 

Lab 2: The Scientific Method 

Page 27: Chemistry Green Lab Manual

27 

 

Tables  and  Graphs  

Table:  A well organized summary of data collected.  Only include information relevant to the hypothesis (e.g. don’t include 

the color of the plant when it is not relevant to what is being tested).  Always include a clearly stated title, label your col‐

umns and rows and include the measuring units.  For our example: 

 

Table 1: Plant Growth with and without Added Nutrients 

 

 

 

Graph: A visual representation of the relationship between the independent and dependent variable.  Graphs are useful in 

identifying trends and illustrating findings.  Rules to remember:  

The independent variable is always graphed on the x axis (horizontal), with the dependent variable on the y 

axis (vertical). 

Use appropriate numerical spacing when plotting the graph, with the lower numbers starting on both the 

lower and left hand corners.  

Always use uniform (0, 5, 10, 15 . . . ) or logarithmic (1, 10, 100, 1000 . . .) intervals.  For example, if you begin 

by numbering, 0, 10, 20, do not jump to 25 and then to 32.   

Title the graph and both the x and y axes such that they correspond to the table from which they come.  For 

example, if you titled your table “Heart Rate of those who eat vegetables and those who do not eat vegeta‐

bles”, be sure to title the graph the same. 

Determine the most appropriate type of graph.  Typically, line and bar graphs are the most common. 

Line graph: A  line graph  shows  the  relationship between  variables using plotted points  that are  connected with a  line.  

There must be a direct relationship and dependence between each point connected.   More than one set of data can be 

presented on a line graph.  Figure 1 uses the data from our previous table:  

                         

Variable  Height Day 1 (mm) 

Height Day 2 (mm) 

Height Day 3 (mm) 

Height Day 4 (mm) 

Control  

(without nutrients) 3.4  3.6  3.7  3.8 

Independent  

(with nutrients)  3.5  3.8  4.3  4.9 

  Lab 2: The Scientific Method 

Page 28: Chemistry Green Lab Manual

 

28 

Figure 1: Rate of Plant Growth with and without Added Nutrients 

Bar graph: A bar graph  is used to compare results that are  independ‐

ent from each other, as opposed to a continuous series.  Since the re‐

sults from our previous example are continuous, they are not appropri‐

ate for a bar graph. 

The following bar graph shows the top speeds of four cars.  Since there 

is no direct relationship between each car, each result is independent and a bar graph is appropriate. 

Speed  

Figure 2 

3

3.2

3.4

3.6

3.8

4

4.2

4.4

4.6

4.8

5

1 2 3 4

Plant Height (m

m)

Plant Growth with and without Nutrients

Without Nutrients (Control)

Lab 2: The Scientific Method 

Page 29: Chemistry Green Lab Manual

29 

 

Analysis 

Interpretation:  Based on the data you collected, is your hypothesis supported or refuted?  

Based on  the data,  is  the null hypothesis supported or refuted?    If  the hypothesis  is sup‐

ported,  are  there  other  variables  which  should  be  examined?    For  instance,  was  the 

amount of water and sunlight consistent between groups of plants; or, were all  four cars 

driven on the same road? 

Exercise  

Dissolved oxygen  is oxygen  that  is  trapped  in a  fluid,  such as water. Since virtually every 

living organism requires oxygen  to survive,  it  is a necessary component of water systems 

such as streams,  lakes and rivers  in order to support aquatic  life. The dissolved oxygen  is 

measure in units of ppm—or parts per million. Examine the data in Table 2 showing the amount of dissolved oxygen pre‐

sent and the number of fish observed in the body of water the sample was taken from, then answer the questions below. 

 

Table 2: Water quality vs. fish population.   

 

Questions  

1.  Based on this information, what patterns do you observe? 

2.  Develop a hypothesis relating to the amount of dissolved oxygen measured in the water sample and the num‐

ber of fish observed in the body of water. 

3.  What would your experimental approach be to test this hypothesis? 

Dissolved Oxygen (ppm)  0 

Number of Fish Observed  0 

10 

12 

10 

13 

12 

15 

14 

10 

16 

12 

18 

13 

  Lab 2: The Scientific Method 

Page 30: Chemistry Green Lab Manual

 

30 

5.  What is your control? 

 

 

 

 

6.  What type of graph is appropriate for this data set?  Why? 

 

 

 

 

 

 

 

7.  Graph the data from Table 2 (above) in the space below. 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

8.  Interpret the data from the graph made in Question 7. 

4.  What are the independent and dependent variables? 

Lab 2: The Scientific Method 

Page 31: Chemistry Green Lab Manual

31 

 

9.  Determine which of the following observations are testable. 

For those that are testable:  

Write a hypothesis and null hypothesis 

What would be your experimental approach? 

What are the dependent and independent variables? 

What is your control? 

How will you collect your data? 

How will you present your data (charts, graphs, types)? 

How will you analyze your data? 

 

A)  When a plant is placed on a window sill it grows faster than when it is placed on a coffee table in the middle of 

the living room. 

 

 

 

 

 

 

 

B)  The teller at the bank with brown hair and brown eyes is taller than the other tellers. 

  Lab 2: The Scientific Method 

Page 32: Chemistry Green Lab Manual

 

32 

C)  John caught four fish at the seven o’clock in the morning but didn’t catch any at noon. 

 

 

 

 

 

D)  Salaries at Smith and Company are based on the number of sales, and Billy makes 3,000 dollars more than Joe. 

 

 

 

 

 

 

E)  When Sally eats healthy foods and exercises regularly, her blood pressure is lower than when she does not exer‐

cise and eats fatty foods. 

 

 

 

 

 

 

F)  The Italian restaurant across the street closes at 9 pm, but the one two blocks away closes at 10 pm. 

Lab 2: The Scientific Method 

Page 33: Chemistry Green Lab Manual

33 

 

G)  Bob bought a new blue shirt with a golf club on the back for twenty dollars. 

 

 

 

 

 

H)  For the past two days the clouds have come out at 3 pm, and it has started raining at 3:15 pm. 

 

 

 

 

 

 

I)  George did not sleep at all last night because he was up finishing his paper. 

 

 

 

 

 

 

 

J)  Ice cream melts faster on a warm summer day than on a cold winter day. 

  Lab 2: The Scientific Method 

Page 34: Chemistry Green Lab Manual
Page 35: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 3: Measurements 

Page 36: Chemistry Green Lab Manual
Page 37: Chemistry Green Lab Manual

37 

 

Introduction   The  loss of the Mars Climate Orbiter spacecraft  in  late September of 1999 was a tragic blow to NASA’s Mars exploration project. The $320 million dollar mission ultimately failed due to a miscalculation in the conversion of English measurements to metric measurements. NASA has reported the spacecraft’s engine appeared to have burned up while in orbit, most likely due to a miscalculation of altitude. The problem occurred when the supervisors of the project had measured in miles and feet, instead of kilometers and meters. During the project’s development all directions had specified that the metric system be used as the standard measurement. The mistake of using improper units cost NASA millions of dollars, much embarrass‐ment, and a wealth of potential information. 

Throughout this lab, we will learn how to make measurements with both accuracy and precision while using significant fig‐ures and converting units. Precision is the agreement between repeated measurements under same conditions. Accuracy is how close a measurement is to an accepted measurement. For example, you throw three darts into a dartboard that all land in the same box, but they are nowhere near the bull’s eye.  You are precise in your technique of hitting the dartboard in the same location, but your accuracy is bad (see Figure 1). 

Along the same lines, a well‐designed chemistry experiment will use techniques that can be easily repeated and, under the same conditions, result in a high precision. As chemists, however, precision alone is not good enough; we want our data to be accurate or as close as possible to the accepted value. If, using a thermometer, you measure the temperature of boiling 

High precision,  

but low accuracy 

Low precision,  

but higher accuracy 

High precision 

and high accuracy 

Figure 1: Diagrams comparing different combinations of accuracy and precision.  

  Lab 3: Measurements 

Concepts to explore: 

Learn how to use significant figures and understand their  impor‐tance 

Make effective and useful measurements in a chemistry lab 

Convert measurements  relevant  to  lab  procedures  and  calcula‐tions 

Become familiar with the relationship between volume and mass 

Page 38: Chemistry Green Lab Manual

 

38 

The use of significant figures enables a chemist to decide whether certain digits  in a measurement or calculation are  im‐portant enough to include in data. The rule of thumb when measuring is to record all the decimal places of which you are certain, plus one estimated digit.  

For example, say you are measuring  the amount of  liquid  in millimeters  in a graduated cylinder  (see Figure 2).   You can clearly see that there is at least 1 mL of liquid in the cylinder. To greater detail, you can see that the meniscus lies above the 1.7 mL mark, around half way between 1.7 and 1.8 mL. While there are no additional marks between these lines, you can make an accurate estimate for the precise value based on what you see. In this case, you might record the volume as 1.74 mL, since the meniscus lies slightly below the halfway point. As you can see, estimating the final digit gives a more ac‐curate measurement than simply recording 1.7 or 1.8 mL.  In this case there are three significant figures: two are certain and one is estimated.  

Figure 2 

When measuring a liquid there is a certain place that one must measure ‐ the bottom of the me‐niscus.   The meniscus  is  the  curved  line  that a liquid  makes  when  placed  in  a  narrow  con‐tainer. When  looking for the bottom of the me‐niscus, one must  look straight at  it. When one’s line of sight  is too high, then the reading that  is received  is  too  low. When one’s  line of  sight  is too low, then the reading received is too high.   

Is zero significant when using significant figures?  Suppose a watermelon has a mass of 1050 grams. We know that the 1, the zero in between, and the 5 are significant figures, but what about the last zero? 1050 could be the exact measurement, or the zero on the end could simply act as a placeholder that  indicates the value  is somewhere close to but not precisely 1050 (and certainly not 105).  To avoid confusion, scientists will often use exponential notation so that others can tell if the last zero is significant.  If the zero is not significant in the above case, a scientist would write the number as 1.05 x 103 g. If the zero  is  in  fact significant,  the scientist would write  the number as 1.050 x 103 g. Zeroes preceding decimal numbers (such as 0.000256) are not significant figures as they act as placeholders. 

Now that we understand what to include as a significant figure, how do we keep track of significant figures in calculations? When it comes to multiplication and division, the rule is the result must have the same number of significant figures as the number with the lowest of number of significant figures in the calculations. When it comes to addition and subtraction, the number with the largest uncertainty or number with least decimal places is the deciding factor.        

Lab 3: Measurements 

Page 39: Chemistry Green Lab Manual

39 

 

  Lab 3: Measurements 

Example 2  

Compute the sum of the following addition problems, then adjust your answer to the correct number of sig‐nificant digits.  

                                                                               

 

 

 

Answers to Example 2:  

Adding the numbers together in Example 2 item A, we get 607.95.  However, this is not reported in the cor‐rect number of significant figures. The determining factor that decides the number of significant figures is the term with the fewest decimal places.  In A this is the 155.  It contains the lowest number of decimal places or the greatest amount of uncertainty. Therefore,  the answer  is  reported  to  the ones place  since  that  is  the least place known for all three of the numbers being added.  

Answers:  A. 608               B.  632.3               C. 179  

425.35 

  27.6 

155 + 

220.0 

   56.4565 

     5.28795 

350.56 + 

121 

     0.00365 

   57.8 + 

Example  1  

How many significant figures are in each of the measurements? 

 

 

 

 

 

Answers to Example 1:  

A.    6 significant figures (the digits before the number do not count)  

B.  6 significant figures (the middle zeros count)   

C.  1, 2, or 3 significant figures (We could represent this in exponential notation.  For example, 3 x 102 would represent 1 significant figure, 3.0 x 102  would represent 2 significant figures, and 3.00 x 102 would repre‐sent 3 significant figures.)  

D.  5 significant figures  

E.  4 significant figures (the final digit in a decimal place counts).  

A.  0.000256401 m   

B.  17.0067 kg   

C.  300 mm 

D. 12,511 L 

E.  2.020 cm 

Page 40: Chemistry Green Lab Manual

 

40 

Lab 3: Measurements 

It is important to understand that no measurement is 100% correct. There is a degree of uncertainty included, which is why significant figures are so crucial. For example, say you make a measurement of the width of a cube to be 2.36 cm. Your lab partner makes a measurement of the same cube to be 2.38 cm. Which measurement  is correct? The answer  is that both are “correct,” as any measurement contains a certain degree of uncertainty (remember that the last digit of the measure‐ment is an estimate). The best way to obtain an accurate answer is to take a large number of careful measurements, which then can be averaged to reduce errors.  

Units are another crucial issue that affect what we measure. If we didn’t have a standard unit of measurement, what would we measure with? You could e‐mail your  friend  in Germany and  tell  them  that you weigh 123. However,  this would  tell your friend nothing because she doesn’t understand what you’re comparing. For all your friend knows you could be com‐paring your weight to 123 horses. Realistically, your friend might not compare your weight to 123 horses, but she would probably  assume  you mean 123  kilograms,  since Germany uses  the metric  system.  If  you weigh 123 pounds  (lbs),  this would be a substantial difference.  Needless to say, units are important when making measurements. We must always be sure to use them and be very careful when converting. 

Converting units can be tricky.   When converting, make sure that the original and any  intermediate units cancel out and that you are left with the desired unit.  

Example 3: the answers to the following questions with the correct number of significant figures.      

     A.  6.3 x 56.3  =                                     B.  62.3/68  =                                       C. 1.65 x 1.54 x .57  = 

Answer A:   The answer  is 354.69, however this  is not reported  in the correct number of significant figures. The deciding factor is 6.3 simply because it has the fewest number of significant figures. Therefore, we must round our answer off to 3.5 x 102. This answer has two significant figures just as the deciding factor. 

Answers:        A.      350 or 3.5 x 102              B.     0.92                 C.     1.4 

Example 4: You measure the length of your foot in order to buy shoes and find it to be 10 inches long.  The shoe company you are ordering from wants to know your foot  length  in centimeters. Convert 10  inches to centimeters. (Hint: 1 cm = 0.39370 in. or 2.54cm = 1 in.) 

           

   

 

OR 

 

Notice  how  the  units  cancel  to give the answer in cm. 

10 inches    x                                         =   25 cm  1 cm 

0.39370 in 

10 inches    x                                         =   25 cm  2.54 cm 

1.0  in 

Always  make  sure  that  your units cancel out! 

Page 41: Chemistry Green Lab Manual

41 

 

  Lab 3: Measurements 

The following tables contain information about unit conversion and prefixes commonly used in chemistry. 

Table 1: Common Unit Conversions 

Mass/Weight  Length  Volume 

1 kg  =  2.2 lb  1 km  =  0.62 mi  3.744 L  =  1 gal 

907.185 kg  =  1 ton *                     1 m = 39.37 in                         1 L = 1.06 qt  

28.3 g = 1oz *                                  1m = 1.0963 yd                        250 mL  =  1 cup 

453.59 g  =  1 lb *  1 cm  =  0.39370 in   

101,325 Pa  =  1 atm  4.184 J   =  1 cal  ⁰C  =  ( 5/9 )( ⁰F ‐ 32 ) 

Pressure  Energy  Temperature 

Table 2: Prefixes with SI Units 

Prefix  Symbol  Decimal Value  Scientific Notation 

giga  G  1,000,000,000  109 

mega  M          1,000,000  106 

kilo  k                  1,000  103 

hecto  h                      100  102 

deca  da                        10  101 

—  —                          1  100 

deci  d                          0.1  10‐1 

centi  c                           0.01  10‐2 

milli  m                          0.001  10‐3 

micro  μ                          0.000 001  10‐6 

nano  n                          0.000 000 001  10‐9 

*Note: though we equate units of mass (kg) and units of weight (lb) here, this relationship  is only true on Earth’s surface where mass has weight due to the pull of gravity. In outer space, an object has mass despite being “weightless.”  

Page 42: Chemistry Green Lab Manual

 

42 

Pre‐lab  Questions  

1.  What is the importance of significant figures in chemistry? 

2.  State the number of significant figures in each case. 

3.  Write the answer to the following problems in the correct number of significant figures.  

A.  12.01 

B.  56 

A.  532.02 +  50.2  +  5601   = 

          

B.  56.00  ‐  5.3   = 

C.  6.3  x  56.3   = 

      

D.  58  /  63   =  

Lab 3: Measurements 

Page 43: Chemistry Green Lab Manual

43 

 

4.  Convert the following values to the new units shown. 

5.  Calculate the density of an object that has a mass of 43 g and a volume of 56.0 mL. 

A.    153 lb    →    kilograms 

 

 

 

 

B.    62.0 in   → centimeters 

  Lab 3: Measurements 

Page 44: Chemistry Green Lab Manual

 

44 

Density is something that you will learn more in detail about in a later lab. However, we will briefly touch the subject here. Density can be expressed as the mass of a substance/object divided by its volume:  

     

 

Density has the unit grams/milliliter (g/mL). Water is a special standard for density as well as several things in chemistry.  In this experiment you will calculate the density of water and compare your value to the accepted value.  Therefore, we need to know the accepted value for the density of water.  It is 1.00 g/mL at 20oC. 

In this kit you have been supplied a small scale to make mass measurements. In cases where more precision is needed, sci‐entists typically use a precision balance, which compares the weight of an object to a known mass.   

Density   =   Mass 

Volume 

Procedure  

Part  1:  Density  using   l inear  measurements    

1.  Use a scale to obtain the initial mass of the cell.  Record it in the data table.   

2.  Measure the dimensions of the refraction cell using the ruler. Record these values in Table 3.  

3.  Fill  the  cell  completely with water.   Obtain  the mass of  the  cell with  the water.   Record  it  in  the data  table. CAUTION: Water spills can cause a slick floor and work area. Do not have electrical plugs in close range due to possible electric shock. 

4.  Pour out the water and dry the cell.  Repeat steps 1 through 3 for accuracy.  

Part  2:  Density  using  a  graduated  cylinder  

5.  Weigh a 10 mL graduated cylinder. Record the mass in the data table.      

6.  Fill the graduated cylinder with water to approximately 8 mL water.   Measure the amount of water accurately. Remember to measure at the bottom of the meniscus, the circular bottom of the water. HINT: Refer to Figure 2 in the Introduction. 

7.  Weigh the graduated cylinder and water and record this mass in the data table.                  

8.  Empty the water and dry the cylinder. Repeat steps 5 through 7 with the same cylinder. 

9.  Clean up and prepare for calculations. 

Lab 3: Measurements 

Experiment:  Density  of  Water  

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves  10 mL graduated cylinder 

Refraction cell          Scale 

Metric ruler           

Water*           *You must provide 

Page 45: Chemistry Green Lab Manual

45 

 

Data 

Measurement  Trial 1  Trial 2 

Mass of cell (g)     

Mass of water and cell (total, g) 

   

Mass of water (total mass minus cell mass) 

   

Cell dimensions 

(cm) 

Length (L)  =   

Width (W) = 

Height (H) = 

Length (L)  =   

Width (W) = 

Height (H) = 

Volume (mL)  V  =  L x W x H  =    V  =   

Table 3: Procedure Part 1 Data 

  Trial 1  Trial 2 

Exact volume of water (mL) 

   

Graduated cylinder mass 

(g)    

Mass of graduated cylinder and water (total, g) 

   

Mass of water (g) (total minus cylinder mass) 

   

Table 4: Procedure Part 2 Data 

  Lab 3: Measurements 

Page 46: Chemistry Green Lab Manual

 

46 

Calculations  

Part  1:  Density  using   l inear  measurements  

1.  Calculate the density of water for both trials. Remember 1 cm3 = 1 mL. Find the average of the two densities.  Be sure to use the correct number of significant figures. Show your calculations. 

  Trial 1       

      Volume of cell (L x W x H) =  

 

      Density  =  mass of water/volume of cube 

      Density  = 

  Trial 2  

      Volume of cell  = 

 

      Density  =  mass of water/volume of cube 

      Density  =      

      Average density  = 

 

2.  Use the equation below to calculate the percent error. Remember the accepted density for water is 1.00 g/mL. Your average density of water is the experimental density.  Show your calculations. 

 Accepted value ‐ Experimental value Percent Error  =     x  100%

Accepted value

Lab 3: Measurements 

Page 47: Chemistry Green Lab Manual

47 

 

Part  2:  Density  using  a  graduated  cylinder  

1.  Calculate the density for both trials, and find the average of the two densities.   Be sure to use the correct number of significant figures.  Show your calculations. 

  Trial 1  

      Density  =  mass / volume  =   

  Trial 2  

      Density  =  mass/volume  = 

       

      Average Density  = 

 

2.  Determine the percent error once again. The accepted density for water is 1.00 g/mL. Your average density of water is the experimental density.  

Post‐lab Questions  

1.  What is the difference between precision and accuracy? 

  Lab 3: Measurements 

Page 48: Chemistry Green Lab Manual

 

48 

2.  Were your measurements precise in Part 1 and in Part 2?  Explain your answer. 

3.  Were your measurements accurate in Part 1 and in Part 2?  Explain your answer. 

 

Lab 3: Measurements 

Page 49: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 4: Properties of Matter ‐ Density 

Page 50: Chemistry Green Lab Manual
Page 51: Chemistry Green Lab Manual

51 

 

  Lab 4: Properties of Matter ‐ Density 

Introduction 

Have you ever wondered why a 12 ounce diet soda floats  in water, but a 12 ounce regular soda sinks to the bottom? 

Different substances come with a wide variety of physical and chemical prop‐erties.  Physical  properties  can  be  observed without  changing  the  chemical identity  of  the  substance.  Some  physical  properties  include melting  point, boiling point, and specific heat. For water, the melting point is 00 C, the boil‐ing point is 1000 C, and the specific heat is 1.00 cal/g·oC (see Lab 7). Chemical properties, on the other hand, have  to do with how a substance’s chemical structure  is altered  in a chemical reaction. Some examples of chemical proper‐ties are reactivity and oxidation state. You will  learn more about these proper‐ties in later labs.  

The answer to the  introductory question relates to the physical property of density. Both drinks are great to enjoy on a hot summer day.  If you hold one  in each hand, then  it will feel as  if they both weigh the same. So how does density come into play? Density is the ratio of mass to volume of a substance at a certain 

MassDensity = 

Volume

Water  has  a  density  of  1.00  g/mL  at  4°C—this  is  because  the gram was originally defined as the mass of one cubic centimeter of water  (1 cm3 = 1 mL). For comparison,  lead has a density of about 11.3 g/cm3, while  the Earth’s atmosphere has an average density of 0.0012 g/cm3.  

When objects  and materials  are mixed  together,  they  separate according to density. For instance, an object will float in water if it  is  less dense than water, which has a density of one gram per milliliter of  volume  (1.00  g/mL). The  regular  soda, with 39 g of dissolved sugar, has a density of around 1.11 g/mL, while the diet soda, with 0 g sugar, has a density of nearly 1.00 g/mL. The regular soda is more dense than water on average and sinks to the bottom, while the diet soda’s density is about equal to water’s, allowing it to float.   

Figure 2:  How does this giant ship stay afloat? The answer has to do with density: though the ship is very large and heavy, it displaces more than its own weight in water, allowing it to easily stay above the surface.   

Figure 1: Different ingredients mean different densities. What makes a diet soda chemically different from a regular soda? 

Concepts to explore: 

List the chemical properties of substances 

Determine the densities of items using the density formula 

Apply the density concept by making a density gradient column 

Figure 1:  Is an aluminum can more or less dense than water?  

Page 52: Chemistry Green Lab Manual

 

52 

The density of a substance will change a small amount when the temperature changes.  It will almost always increase when the temperature decreases.  Water in the temperature range of 0oC to 4oC is an exception to this.  Water’s density is actu‐ally a little higher at 4 oC than it is at 0oC.  This explains why ice will float in a glass of water instead of sinking to the bottom. 

The physical property of density is often used by chemists as an analytical tool.  A chemist may check the density of a part to help verify  it  is made out of the correct material.   For example,  if an aluminum washer  is  set next  to washers made  out  of  galvanized  or  stainless  steel  of  the  same size, you might not be able to tell them apart.   Also, dif‐ferent types of plastics such as polystyrene and polypro‐pylene can also look alike.  Substances and materials are applied to different uses based on their physical proper‐ties.  In  many  cases,  substituting  one  material  for  an‐other, even if they look and feel similar, can have drastic and even disastrous results. 

There are several methods frequently used to determine the density of  an object or  substance,  and  this  lab  you will take two different approaches.    In the first part you are asked to determine what material a sample of metal washers are made from.  To do this you will measure the mass of the washers and determine the volume by meas‐uring how much water they displace.  You can then calcu‐late the density using the provided formula and compare this to a table that gives the density of several metals.   

In the second part of this lab you will observe that different plastics have different densities through using a density gradi‐ent column.    In a density gradient column the density of  liquid  in the column  is gradually varied  from one with a higher density at the bottom of the column to one with a lower density at the top of the column.  After you make a density gradi‐ent column you will drop pieces of plastics of known compositions into the gradient and observe how they situate.   

Pre‐lab  Questions  

1.  What can cause the density of the same substance to change? 

 

 

 

 

2.  List two possible hazards in this laboratory experiment. 

 

 

 

Lab 4: Properties of Matter ‐ Density 

Figure 3: Water is unique in that it’s solid state (ice) is less dense than its liquid state. This property prevents bodies of water from fully freezing, as top layers of ice insulate warmer waters below. If this weren’t the case, the oceans would gradually freeze from the bottom up.   

Page 53: Chemistry Green Lab Manual

53 

 

Experiment:  Determination  of  Density 

 

Procedure    

Part  1: Density  of  Common  Metals  

1.  Weigh out 10 washers and record their mass. 

2.  Determine  the volume of  the washers by  their water displacement  in a graduated  cylinder. Fill a 100 mL graduated cylinder up to the 50.0 mL mark with distilled water. Tilt the graduated cylinder to provide a slope for  the washers  to come down. GENTLY drop  the washers  into  the graduated cylinder so  that no water  is splashed out.   Gently  tap  the graduated cylinder until  there are no more air bubbles around  the washers.  Record the difference between the initial and final volume of water in the graduated cylinder to the 0.01 mL place. 

3.  Determine the density of the washers using the formula:  D = m/V. 

4.  Compare the density of your washers to the densities of different metals found in Table1: Densities of Some Common Metals.  Determine which metal your washers are made out of and record this in the Data section. 

  Lab 4: Properties of Matter ‐ Density 

3.  A gold‐colored ring is found to weigh 2.542 g at 20oC.  The ring is dropped into a graduated cylinder filled with water, and is found to displace 0.33 mL of liquid.  If the density of 14 carat gold is 12.9 to 14.6 g/mL at 20oC,  is the ring made of gold?  Explain your answer. 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves    100 mL Graduated cylinder 

10 Metal washers (3/8 inch diameter)      50 mL Beaker 

1M Calcium chloride solution        Dropper (pipette) 

Ethanol             Scale 

Mixture of plastics: coffee stirs, plastic silverware, Styrofoam cup 

Distilled Water*          *You must provide 

Page 54: Chemistry Green Lab Manual

 

54 

Part  2: Density  of  Plastics  

1. Obtain a piece of each of the different plastics.

2.  Make a density column in the 50 mL beaker with the following steps: 

a.  First measure 10 mL of 1 M calcium chloride solution  into the gradu‐ated cylinder, and pour into the beaker. This solution has a density of 1.1 g/mL.    

b.  Measure 20 mL of distilled water  into a 100mL   graduated  cylinder.  Slowly add the distilled water into the density column so that the wa‐ter  layer rests on top of the calcium chloride  layer. Water has a den‐sity of 1.00 g/mL. 

c.  Measure 10 mL of ethanol  into a 100 mL graduated cylinder. Slowly add the ethanol  into the density column so that the ethanol rests on top of the water layer.  Ethanol has a density of 0.80 g/mL.   

3.  Gently drop pieces of each piece of the plastic in the plastic mixture one‐by‐one into the beaker. 

4.  Observe where each object situates in the beaker.  

5.  In the Data section, record the location of each type of plastic in the gradient. 

HINT: Make observations quickly, but watch the objects for a couple minutes. They may make grad‐ual movement up and down the column. 

6.  Clean‐up the work area and dispose of column down the sink with plenty of water. 

Lab 4: Properties of Matter ‐ Density 

Type of Material  Density at 20⁰C 

Aluminum  2.70 g/mL 

Copper  8.92 g/mL 

Lead  11.34 g/mL 

Nickel  8.90 g/mL 

Silver  10.50 g/mL 

Steel  7.80 g/mL 

Zinc  7.14 g/mL 

Table 1:  Sample densities of common metals 

Figure 4:  Sample density column for Experiment 1. 

1 M CaCl2 

Water 

Ethanol 

Page 55: Chemistry Green Lab Manual

55 

 

Data and Calculations  

  Procedure 1: 

    Mass of sample washers: 

    Initial volume of water: 

    Final volume of water: 

    Change in volume water: 

    Density of washers: 

Density  =   

Procedure 2: 

Type of Plastic  Location on Column (mL) 

   

   

   

   

   

Table 2:  Observations of plastics 

  Lab 4: Properties of Matter ‐ Density 

Page 56: Chemistry Green Lab Manual

 

56 

Post‐lab Questions  

1.  What material did you determine your washers are made from?  Why did you decide your sample washers are made out of this metal?  

 

 

 

 

 

2.  Why is the calcium chloride solution poured into the density column first?  

 

 

 

 

 

 

3.  Which type of plastic is most dense? Which type is the least dense?  Explain.  

 

 

 

 

 

 

 

4.  How could you use a density gradient column to help identify whether a toy car is made with more metal or more plastic?  

Lab 4: Properties of Matter ‐ Density 

Page 57: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 5: Mixtures and Solutions 

Page 58: Chemistry Green Lab Manual
Page 59: Chemistry Green Lab Manual

59 

 

Introduction 

How does cereal containing a mixture of items re‐late to relief from a headache? 

It  is  a  lazy  Saturday morning  and  you’ve  just  awoken  to  your favorite cereal “Morning Trails” and milk. As you pour your bowl of  cereal  you  remember  the part  you don’t  like:  the almonds. “Morning Trails’ contains all of your favorite things like granola, raisins, oats, and crispy flakes; however,  in your distaste for al‐monds,  you  pick  them  out. How  does  this  breakfast  relate  to mixtures? You use different characteristics within  the cereal to pick  out  what  you  don’t  like:  things  like  appearance,  taste, smell, and texture. In the same way, we can use different char‐acteristics to separate mixtures in chemistry.   

Lab 5: Mixtures and Solutions 

Often  a mixture  contains  two or more  substances  that  can be  separated  from each other by  their physical properties.  There are two categories into which mixtures can be divided: heterogeneous and homogeneous. A heterogeneous mixture is a mixture  that contains visibly different parts, such as a breakfast cereal  in milk. A homogeneous mixture  is one  that does not contain visibly different parts, much like coffee after the creamer and sugar have been stirred in. 

Whether  heterogeneous  or  homogeneous,  chemists  often  need  to separate  the  components of a mixture. Many  techniques have been developed  for  separating  a mixture.  These  techniques  are based on the different characteristics of the compounds or elements in the mix‐ture. 

One technique used for the separation of a heterogeneous mixture is filtration. This is used when a heterogeneous mixture contains both a solid and a liquid component. In filtration, a mixture is poured through a piece of filter paper seated in a funnel. The solid components of the mixture are trapped on the paper while the  liquid components drain into a receiving container. 

Other  common  techniques used  for  separating mixtures by physical changes include distillation, chromatography, and crystallization.  Dis‐tillation takes advantage of the characteristic of compounds that have different boiling points. When a mixture of two  liquids with different boiling  points  is  gradually  heated,  the  liquid with  the  lower  boiling 

Figure 1: You encounter different types of mixture in your everyday life. What properties make this breakfast cereal a heterogeneous mixture and the cup of coffee a homogene‐ous mixture?  

Figure 2:  A common example of crystallization is the formation of ice crystals and snowflakes. How is this crystallization different from the formation of aspi‐rin crystals in this lab? 

Concepts to explore: 

Use physical properties  to  separate  the  components of a mix‐ture 

Use  laboratory  techniques  to  separate  the  components  of  a mixture 

Page 60: Chemistry Green Lab Manual

 

60 

Pre‐lab  Questions  

1.  Name two homogeneous mixtures and two heterogeneous mixtures that you come across daily. 

 

 

 

 

 

 

2.  Explain how you would separate a solid mixture of sand and salt using any of the methods mentioned above.  

Lab 5: Mixtures and Solutions 

point will transition into a gas first. This gas can be collected in a separate container to cool, where it changes back into a liquid—separating  the original mixture. Certain methods of distillation are so precise  that  they can separate  liquids  in a mixture that vary only by a few degrees Celsius.   

Chromatography  is a method that  is used to separate a mixture whose components move along a strip of paper or up a column at different rates due to their different properties.  

Crystallization is a technique that is often used to produce solids with very high purity. One way to do this is to make a solu‐tion with the substance, then allow the solvent to cool and evaporate so that pure crystals can form from the solute.   In this  lab we will separate the components of an aspirin pill using crystallization. Coated aspirin tablets are actually a mix‐ture—they consist pain‐relieving medicine along with binders and fillers—substances that hold the pill together to help it reach the appropriate part of your body before becoming active. The ingredients that make up binders and fillers may in‐clude cellulose, dyes, starch, as well as many other ingredients to accompany the active ingredient on its way through your body.  

Page 61: Chemistry Green Lab Manual

61 

 

Experiment:  Separation of  a  Mixture  

A large amount of aspirin will dissolve in hot water, but very little (or none at all) will dissolve in cold water. The other in‐gredients  in a safety‐coated aspirin pill are soluble  in both hot and cold water.   We can use  this solubility difference  to separate the aspirin in a pill from the other ingredients. You will allow a hot solution containing a crushed pill to cool in an ice bath, where the aspirin crystals should begin to form. If the cooled solution is filtered through a new piece of filter pa‐per, almost all of the solid aspirin will be caught by the filter and the impurities that are soluble in cold water will remain in the water.   

 

Procedure  

1.  Prepare a boiling water bath. HINT: This may be done over the stove. CAUTION: Always use a heat pad or gloves when handling hot materials.  

2.  Pre‐weigh a sheet of filter paper and a watch glass. Record each mass in the Data section.   

3.  Prepare an ice water bath by filling a large bowl with a mixture of ice and tap water. Fill the wash bottle with distilled water and place it in the bath. 

4.  Mark three test tubes as A and B and C. Place Test tubes A and B into the test tube rack.  

Lab 5: Mixtures and Solutions 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves    Test tube rack 

Aspirin pills (safety‐coated, low dose)      3 Test tubes 

Test tube holder          Funnel 

Filter paper            Mortar and pestle 

Plastic bag            Stir rod 

10 mL graduated cylinder        Wash bottle 

Scale              Watch glass 

Distilled water*           Boiling water*   

Bowl*              Ice*   

              *You must provide 

Page 62: Chemistry Green Lab Manual

 

62 

5.  Prepare a filtering funnel as shown in Figure 3: fold a piece of filter paper in half twice to make quarters, and place the paper in the funnel so that three quarters are open on one side and one quarter is on the opposite side. Seat the filter paper into the funnel by moistening the paper with a small amount of water.  

6.  Insert the funnel with filter paper into test tube A supported in the rack. Discard any water that filters into this test tube.  

7.  Place four safety‐coated, low‐dose (81 mg) aspirin pills into the mortar. Gently crush the pills with the pestle into a fine powder. 

8.  Pour all of the ground aspirin powder  into test tube C. HINT: Pour the powder onto a piece of paper, then shape the paper to more easily funnel the powder into the tube.   

9.  Add 10 mL water to the powder in the test tube and stir with a stirring rod. CAUTION: The test tube bottom is easily broken if too much force is applied with a stirring rod. 

10.  Use a test tube holder to place test tube C (with the aspirin powder)  into the boiling water bath. Keep the test tube  in  the bath  for 5 minutes. Stir the solution  in the  test  tube  frequently while  it  is heated. Record your observations in Table 1. Leave the test tube in the bath until the next step. CAUTION: This solution will be extremely hot.  Always use a test tube holder to handle the heated test tube. Do not touch it directly with your hands.  

Lab 5: Mixtures and Solutions 

Figure 3: Filtering funnel preparation diagram 

a          b          c 

d          e          f 

Page 63: Chemistry Green Lab Manual

63 

 

Data and Calculations  

1.  Pre‐weighed filter paper mass: 

2.  Pre‐weighed watch glass mass: 

3.  Filter paper, watch glass, and aspirin mass: 

4.  Mass of aspirin obtained: 

5.  Calculate the percent of recovery using the formula below: 

 

 

  Actual amount (g aspirin obtained)100%

Theoretical yield (0.081 g/pill   # pills used)

× % 

Lab 5: Mixtures and Solutions 

11.  Use a test tube holder to remove test tube C from the boiling water.  Pour half the hot contents in the filter‐ing funnel above test tube A, then  immediately place test tube B back  into the boiling water. Allow all the liquid to completely filter into the test tube.   

12.  Pour the rest of the hot contents into the funnel, and allow the solution to completely filter into test tube A. HINT: If filtering the first half of the solution went very slowly, it will help if you replace the filter paper for this new solution.   

13.  Allow the hot, filtered solution  in test tube A to cool until  it  is no  longer warm. Remove the filter paper and clean the funnel for later use.  

14.  Place test tube A with the cooled, filtered  liquid  into the  ice water bath. Continue to cool the solution until generous amounts of crystals form. This should take about 5 minutes.  If crystals do not form, try scratching the sides of the test tube with a glass stirring rod until the crystals begin to form. Record your observations in Table 1. 

15.  Prepare another  folded  filter paper  (pre‐weighed)  inside  the cleaned  funnel as you did  in Step 5.  Insert  the cleaned filtering funnel into test tube C in the rack.  Discard any water that filters into this test tube.  

16.  Transfer the crystals from cooled test tube A into the filtering funnel above test tube C. Use small amounts of ice‐cold  distilled water  from  the wash  bottle  to  rinse  the  crystals.    DO  NOT  USE MORE  THAN  A  SMALL AMOUNT OF ICE COLD WATER TO TRANSFER AND RINSE THE CRYSTALS OR TOO MANY WILL DISSOLVE. 

Page 64: Chemistry Green Lab Manual

 

64 

Procedure Number  Observations 

10.  Crushed  aspirin  and water mixture  in hot water bath 

 

14.  Aspirin mixture in ice water bath 

 

19.  Aspirin crystals   

Table 1: Observations for aspirin experiment 

Post‐lab Questions  

1.  What important characteristics of aspirin did you use to separate it from the other pill components?  

 

 

 

 

 

 

 

Lab 5: Mixtures and Solutions 

Page 65: Chemistry Green Lab Manual

65 

 

Lab 5: Mixtures and Solutions 

2.  What  is  the  purpose  of  rinsing  the  final  aspirin  crystals  with  a  small  amount  of  ice‐cold  distilled  water (Procedure 15)? 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3.  Evaluate your percentage recovery. Provide an explanation if your recovery was more than 100% or very low. How could you improve your results? 

Page 66: Chemistry Green Lab Manual
Page 67: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 6: Chemical and Physical Change 

Page 68: Chemistry Green Lab Manual
Page 69: Chemistry Green Lab Manual

69 

 

Lab 6: Chemical and Physical Change 

Introduction 

What do chemistry and superheroes have  in com‐mon? 

Movie producers often make an action movie where an every‐day person will dramatically turn into a superhero.  In the mov‐ies when  a  crisis  hits,  a  normal  guy  or  girl will  disappear  in  a flash.   Suddenly he or she will radically reappear disguised as a superhero who then destroys the horrifying villain and saves the day!    In a  similar way, molecules  can  transform  their  identity.  Under different conditions, molecules  in a  substance can  reor‐ganize  into  something  that appears physically different or acts very  different  chemically.    Sometimes  these  changes  occur  in appearance, while other times, these changes create a different substance altogether. 

Within  the  science  of  chemistry  there  are  many  types  of changes that can take place. These changes can be categorized into two primary types, physical changes and chemical changes.  

A physical change alters the state of a substance without altering the  identity of the substance. This  includes dissolving, crushing, tearing, heating, melting, evaporating, sublimation or cooling. Sublimation  is a type of physical change that oc‐curs when a solid goes directly into a vapor state without going through a liquid state. Only a small number of substances sublime; an example is carbon dioxide. You can observe this by setting out a piece of frozen carbon dioxide (dry ice). The carbon dioxide does not melt, but moves directly to a gas. 

A  chemical  change alters  the  identity of  the molecular  identity of  the  substance. One example  is  rusting  iron. The  iron metal changes to iron oxide when oxygen is added to its chemical formula. 

This experiment  involves changing the pain medicine aspirin both physically and chemically.   The aspirin  is altered physi‐cally  through  the  process  of  dissolving  it  in  hot  water.    It  is  also  changed  chemically  by  adding  sodium  bicarbonate (NaHCO3).  When sodium bicarbonate is added to aspirin, it changes into a new substance, and the new chemical has a dif‐ferent kind of bond known as an ionic bond.   This makes it much more water soluble. You will learn more about this in a later laboratory experiment. We will call the new substance Aspirin*Na+. The Aspirin*Na+ is very soluble in water and will dissolve in a lot less water at room temperature.  You will then change the Aspirin*Na+ back to the original aspirin by add‐ing citric acid to it.  After it is changed back, it is again not very soluble. Many medicines undergo a similar type of reaction to allow the human body to absorb and use them. Usually the medicine is made more water soluble by adding chemicals such as hydrogen chloride (HCl) or hydrogen bromide (HBr).* 

*Note: dissolved in water, these become hydrochloric acid and hydrobromic acid, respectively.  

Figure 1: Unlike most substances you are probably familiar with, solid carbon dioxide (dry ice) does not melt at typical atmospheric pressures. Instead, dry ice sublimates directly 

Concepts to explore: 

Recognize  the  differences  between  chemical  and  physical changes 

Determine if a change is physical or chemical 

Page 70: Chemistry Green Lab Manual

 

70 

Pre‐lab  Questions  

1.  Define physical change in your own words, and list two examples of types of physical changes. 

2.  Define chemical change in your own words, and list two examples of chemical changes. 

3.  What is sublimation, and what makes it either a physical or chemical change? 

Lab 6: Chemical and Physical Change  

Page 71: Chemistry Green Lab Manual

71 

 

Experiment:  Chemical and  Physical  Changes  of  Caffeine  

After the aspirin crystals obtained from the “Separation of Mixtures” lab have been weighed and recorded in the previous Lab, divide  them  in half. You will now use half of  the mixture  to demonstrate  the physical change of dissolving and  the other half to demonstrate a chemical change.  

Procedure  

1.  Obtain the aspirin crystals from the Mixtures and Solutions Lab (about 0.2 to 0.3 g), and divide them in half. You will now use half of the mixture to show the physical change of dissolving and the other half to show a chemical change.  

2.  Place half of the aspirin (about 0.1 g) into a test tube labeled P for physical change and the other half into a test tube labeled C for chemical change. 

3.  Add 1.5 mL of distilled water to the test tube labeled P and swirl to mix.  Record your observations in Table 1. 

4.  Very slowly add 1.5 mL of saturated sodium bicarbonate solution (NaHCO3) to the test tube  labeled C and swirl to mix. If the crystals are not almost completely dissolved, add additional saturated sodium bicarbonate solution with a pipette until almost all of the crystals have dissolved.   You have now witnessed a chemical change to the aspirin*Na+.  Record your observations in the data table. 

5.  Compare the mixtures in the two test tubes.  Record your observations in Table 1.  

6.   Add 1.5 mL saturated citric acid solution to the test tube  labeled C and swirl to mix.    If crystals do not re‐form, add additional  saturated  citric acid  solution with a pipette until almost all of  the  crystals have dis‐solved.   You have now witnessed a chemical change back to aspirin.   Record your observations  in the data table.  

7.  Add an additional 1.5 mL of distilled water to the test tube labeled P and swirl to mix.  Record your observa‐tions in Table 1. 

Lab 6: Chemical and Physical Change 

Materials             

Safety Equipment: Safety goggles, gloves      2 Test tubes 

0.2—0.3 g Aspirin crystals (from Mixtures and Solutions Lab)  Stir rod 

10 mL graduated cylinder          Test tube holder 

2mL Saturated citric acid solution        250 mL beaker 

2 mL Saturated bicarbonate solution (NaHCO3)      Distilled water* 

Pipette                Boiling water bath* 

                *You must provide 

Page 72: Chemistry Green Lab Manual

 

72 

Data and Observations 

Table 1: Physical and chemical changes observations 

Lab 6: Chemical and Physical Change  

8.  Place the test tube labeled P into the hot water bath and stir.   

9.  Allow the aspirin to dissolve until no more particles can be seen in the test tube. You have now witnessed a physical change to the aspirin. Record your observations in the data table. 

10.  Cautiously remove the test tube from the hot water using the test tube holder and place it in the test tube rack to cool.  CAUTION: The test tube is extremely hot and can cause severe injury.   

Procedure  Observations 

Adding distilled water to the aspirin crystals 

  

  

Adding NaHCO3 to the aspirin crystals 

  

Comparison of the two mixtures 

  

Adding citric acid to the aspirin*Na+ solution 

  

Adding 1.5 mL more wa‐ter to the aspirin crystals 

  

  

Dissolving the aspirin    

Cooling the aspirin  

solution   

Page 73: Chemistry Green Lab Manual

73 

 

Post‐lab Questions  

1.  The following are common changes that often take place. Define each as a chemical or physical change.  

a.  Igniting a Bunsen burner: 

b.  Boiling water: 

c.  Making popsicles: 

d.  Melting ice cream: 

e.  Rusting iron: 

f.  Subliming moth balls: 

2.  Does the chemical structure of aspirin change when it is dissolved in hot water? 

3.  What are the crystals that formed when the mixture cooled in Part 1? 

Lab 6: Chemical and Physical Change 

Page 74: Chemistry Green Lab Manual

 

74 

4.  Why is  adding NaHCO3 to the aspirin crystals a chemical change? 

5.  Why does adding a citric acid solution cause the aspirin crystals to reform? 

Lab 6: Chemical and Physical Change  

Page 75: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 7: Heat and Calorimetry 

Page 76: Chemistry Green Lab Manual
Page 77: Chemistry Green Lab Manual

77 

 

Lab 7: Heat and Calorimetry 

Introduction 

Have you ever roasted marshmallows over a campfire? 

You have probably heard that foods have calories, but do you know what a calo‐rie is?  A calorie is defined as the amount of energy it takes to raise the tempera‐ture of one gram of water by one degree Celsius. Heat is a transfer of energy, and measuring the amount of heat given off by burning food  is one way to determine how much energy (calories) that food contains.  

Specific heat  is a physical property of a substance.    It  is the amount of en‐ergy needed to raise the temperature of 1.00 g of a substance by 1oC.  The specific heats of many  common  substances are known;  for example, glass has a specific heat of 0.22 cal/g·oC and copper has a value of 0.092 cal/g·oC. From the definition of the calorie, you already know the specific heat of wa‐ter, which is defined as 1.00 cal/g·oC. As you can see in Table 1, water has a very high specific heat compared to most common substances. This means that  it  takes more  energy  to  increase  the  temperature  of water  than  an equal mass of copper or glass.  The high specific heat of water makes it use‐ful  as  a  coolant  in  everything  from  engine  radiators  to  simple  cold  com‐presses.    

In this lab you will determine the caloric content of different “junk” foods by measuring the amount of heat a sample gives off when burned. The follow‐ing equation relates the amount of heat energy added to a substance to the change in temperature of that substance: 

 

In  this  equation  E  is  energy measured  in  calories, m  is  the mass  of  the heated substance in grams, ΔT is its change in temperature (⁰C or K), and c is its specific heat in cal/g·oC.  

Since  it  is difficult to measure the change  in temperature of a food directly, we can use a calorimeter to obtain the heat indirectly. A simple form of calorimeter is a metal container filled with water and suspended above a combusting material. The energy  given off by  the burning material  transfers  as heat  to  the water  sample,  increasing  its  temperature by  ΔT. Knowing the mass of the water sample and it’s specific heat (1.00 cal/g·oC), we can calculate the energy contained by the original  food  sample using  the above equation. The assumption  is  that energy  is always conserved,  so  that all  the heat given off by the food sample is gained by the water.  In other words: 

 

 

where Q is the quantity of heat energy lost by substance A and gained by substance B.  

E = mc T

Figure 1: You have probably looked over the nutrition facts label on many of your favorite foods—but what does the number of Calories actually mean, and how does it relate to chemistry? 

lost, A gained, BQ   =  Q 

Concepts to explore: 

Gain applicable knowledge about calories  Compare the calorie content of food samples 

Page 78: Chemistry Green Lab Manual

 

78 

An important thing to remember is that food calories are often expressed as “Calories” with a capital C. One Calorie is actu‐ally equivalent to one kilocalorie, or 1000 calories with a lowercase c. This means that the number calories found using the formula above must be divided by 1000 to convert to the food Calories  listed  in the nutrition facts of your favorite food. The conversion can also be written out: 

 

 

You now have all the information needed to determine the caloric content of a substance.  For example, if 0.500g of a mini marshmallow  is completely burned underneath a can containing 100.0 mL of water and  the water  temperature changes from 24oC to 28.5oC, the number of Calories per gram contained  in the marshmallow can be calculated by the  following steps:    

Example      

1. Use the density of water to determine the mass of water heated:

Mass  =  Density x Volume 

m  =  (1.00 g/mL)*(100.0 mL)  =  100 g 

2.  Use the constant for the specific heat of water: 

c  =  1.00 cal/g˚C 

 

3.  Determine the change in temperature of the water:    

ΔT  =  (28.5˚C – 24.0˚C)  = 4.5˚C 

 

4.  Calculate the energy gained by the water, which equals the energy contai‐ned (lost) by the marshmallow: 

E = mc∆T 

E = (100.0 g)*(1.00 cal/g˚C)*(4.5˚C) = 450 cal 

5.  Calculate the number of calories per gram of marshmallow: 

 

 

6.  Convert to Calories (kilocalories) per gram of marshmallow: 

450 calcalories/g marshmallow =   = 900 cal/g

0.500 g

900 cal 1 Calcalories/g marshmallow =   x   = 0.90 Calories/g

g 1000 cal

Lab 7: Heat and Calorimetry  

Substance In cal/g∙K 

Aluminum  0.215 

Copper  0.0923 

Gold  0.0301 

Lead  0.0305 

Ethyl Alcohol  0.580 

Water  1.000 

Iron/Steel  0.110 

Glass  0.200 

Wood  0.400 

Table 1: Specific heats of some common substances 

1 Cal  =   1 kcal  =  1000 cal 

Page 79: Chemistry Green Lab Manual

79 

 

Pre‐lab  Questions  

1.  In terms of food, what is a calorie? 

 

 

 

 

 

 

2.  A piece of chocolate chunk cookie was tested the same way as is used in this procedure.  The cookie sample had a mass of 0.851 g and the temperature of a 100.0 mL of water increased by 7.87 ⁰C. How many Calories per gram did the cookie contain? Show all calculations.  

Lab 7: Heat and Calorimetry 

Page 80: Chemistry Green Lab Manual

 

80 

Procedure  

1.  Measure between 75 mL of distilled water into a 100 mL graduated cylinder.  Record the exact amount of wa‐ter in Table 2.  

2.  Carefully pour the measured water into an empty aluminum can that still has a tab attached.   

3.  Set the aluminum can on the tripod as shown in Figure 2.  

4.  Insert a thermometer  into a split rubber stopper. Place the thermometer  into the can as shown  in Figure 2, with the stopper resting on the top of the can. This allows you to adjust the height of the thermometer by slid‐ing the stopper up or down. The thermometer should touch the water but not the bottom of the can.  

5.  Gently straighten the outside fold of another large paper clip.  This will be used as a holder for the food sam‐ple. 

6.  Insert  the end of  the paper clip  that  is still  folded  into a hunk of clay.   The hunk of clay should be approxi‐mately the size of a ping pong ball.    

7.  Tear a  junk food sample  into a piece that  is about 1 cm2. Determine the mass of the piece of  junk food and record it in the data table.  Remember NO eating in the lab!                  

Lab 7: Heat and Calorimetry  

Experiment:  The  Calorimetry  of  Junk  Food 

In this experiment, you will measure the caloric content of “junk” food using a calorimeter made from an aluminum can. The experimental number of calories can then be compared to the actual number of calories reported by the manufacturer on the package.  Make sure to treat the samples the same in order to get a more accurate comparison.  

CAUTION: This experiment can produce excessive smoke. If possible, perform the following procedure under a stove’s ventilation hood or near a window that can be opened.  

Do not use foods that contain ingredients to which you have a known allergy, such as peanut products. 

Materials               

Safety Equipment: Safety goggles, gloves  Split rubber stopper 

2 Large metal paper clips      Tripod 

50 mL beaker          Scale 

100 mL graduated cylinder      Distilled water* 

Butane lighter          Cheetos® or similar snack food* 

Thermometer          Mini marshmallow* 

Clay            Aluminum can with tab (12oz)* 

            *You must provide 

Page 81: Chemistry Green Lab Manual

81 

 

Figure 1: Apparatus for calorimetry experiment 

Lab 7: Heat and Calorimetry 

8.  Insert the straightened end of the food holder into the sample.  HINT: If this does not hold the sample you can make a loop at the end of the paper clip to rest the sample in. 

9.  Place a 50 mL beaker approximately half full of water near the apparatus to extinguish smoke after the sample has finished burning. 

10.  Record the initial temperature of the water inside the aluminum can in Table 2.  

11.  Light the butane lighter. CAUTION: Burns can occur with the use of flames. 

12.  Hold the clay end of the sample holder and carefully bring the sample into the flame until it ignites. HINT: The sample should be held in the flame for a few seconds to assure the sample will burn strongly.  

13.  Immediately and carefully bring the burning food approximately 1 cm below the bottom of the aluminum can in order to minimize the amount of heat lost.   CAUTION: Excessive smoke can result from the ignited sample and can be a respiratory irritant.  If there is excessive smoke the sample should be relit immediately.   

14.  Watch the thermometer as the food sample completely burns to ash. If the food sample goes out before it is completely burned or is producing only a little flame and excessive smoke, quickly relight it in the lighter flame  and place it back under the aluminum can. Record the maximum temperature that is reached.   

15.  Immediately after the sample has completely burned, dip it into the beaker of water and wait for it to cool.   

16.  Place the remains of the sample in the trash. Wash end of the paper clip, and then dry it with a paper towel. 

17.  Repeat the procedure from steps 7‐16 using other foods from your pantry.  (Hint:  Use a sample size that has a similar mass to the previous sample.)     

Thermometer 

Aluminum can with tab 

Burning food sample 

Food holder (clay and paperclip) Tripod 

Page 82: Chemistry Green Lab Manual

 

82 

Data 

Junk Food Volume of  

Water (mL) 

Mass of Junk Food (g) 

Initial water 

Temperature (oC) 

Maximum Temperature 

(oC) 

Water ΔT  (oC) 

Sample A:  

Cheetos          

Sample B:  

Marshmallow          

Mass of  

water (g) 

 

 

Sample C:             

Sample D:             

Table 2: Data for Calorimetry Experiment 

Calculations  

1.  Assuming that all the heat from each food went into heating the water in the aluminum can, calculate how many Calories per gram each sample contains. HINT: Food calories are measured in kilocalories! 

A.  Food Sample A 

Lab 7: Heat and Calorimetry  

Page 83: Chemistry Green Lab Manual

83 

 

Lab 7: Heat and Calorimetry 

B.  Food Sample B 

C.  Food Sample C 

D.  Food Sample  D 

Page 84: Chemistry Green Lab Manual

 

84 

Lab 7: Heat and Calorimetry  

2.  Using  the nutrition  facts and  serving  size  reported by  the manufacturer, calculate how many Calories per gram each food contains as reported by the company.  

A.  Food Sample A 

B.  Food Sample B 

C.  Food Sample C 

Page 85: Chemistry Green Lab Manual

85 

 

Post‐lab Questions  

1.  Which food sample had the most calories per gram? Was this what you expected? Why or why not? 

2.  Were your measured Calories/g values the same or close to the ones you calculated from the information pro‐vided on the manufacturers’ labels? 

Lab 7: Heat and Calorimetry 

D.  Food Sample D 

Page 86: Chemistry Green Lab Manual

 

86 

Lab 7: Heat and Calorimetry  

3.  What are the primary sources of error in this experiment that could explain any differences between your data and the label information? (HINT: How do these sources of error relate to our assumption that Qlost = Qgained ?) 

4.  Why is it important for the food to burn completely?  

5.  How might you alter the experiment to allow for a more accurate transfer of heat between the burning sam‐ple and the calorimeter water?  

Page 87: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 8: Chemical Processes 

Page 88: Chemistry Green Lab Manual
Page 89: Chemistry Green Lab Manual

89 

 

Lab 8: Chemical Processes 

Introduction 

Have you ever needed to place a cold pack on a sprained muscle? 

It’s  the  final  seconds of  the community  league champion‐ship  basketball  game,  and  your  team  is  behind  by  one point.  One of your team’s players takes a shot and scores.  The game  is over, and your  team won!   But  something  is wrong: the player is sitting on the floor, and appears to be in a lot of pain.  The coach quickly brings a cold pack to the player, squeezes it, and places it on the swelling ankle.  The bag immediately becomes cold—but how? 

Though we often use them interchangeably, heat and tempera‐ture have different definitions—though they are closely related in the study of thermodynamics. Heat is the transfer of energy from one object to another due to a difference in tempera‐ture. Temperature, on the other hand, describes how much energy the atoms and molecules in a substance have. This en‐ergy, often called  internal energy, describes how quickly the atoms or molecules  in a substance move or vibrate around.  When an object gains heat its molecules vibrate with more energy, which we can sense or measure as an increase in tem‐perature. When you touch a hot object, it feels hot because a heat moves from the hot object (higher energy) to your skin (lower energy). Similarly, an object feels cold when heat  is  lost by your hand and gained by the cold object. Heat always transfers in the direction of high temperature to low temperature—high energy to low energy.  

Both physical processes and chemical reactions can release or absorb energy  in the  form of heat.   When a reaction or physical change gives off energy it is called an exothermic process. To remember exothermic, think of ‘exiting’ as in leaving or going out.  An endothermic process does just the opposite—it takes in energy from its surroundings.  The generalized chemical equations for exo‐thermic and endothermic reactions are: 

 

 

 

The direction energy moves determines whether the process is considered endothermic or exothermic, and tells you how the tem‐perature of a system changes.  In an endothermic reaction or physical change,  energy is absorbed and the overall temperature of the system decreases.  Some examples of endothermic processes include the melting of water in a soft drink or the evaporation of a liquid.  Similarly, an endothermic reaction takes in energy for chemical changes to occur. One example is what occurs in an instant cold pack like the ones used to decrease the swelling caused from a sports injury.  These types of cold packs utilize the chemical 

exothermic: 

endothermic: 

reactants → products + energy

reactants + energy → products

Figure 1: The combustion of fuel, such as wood or coal, is a com‐mon example of an exothermic reaction. Under the right condi‐tions (usually the application of enough heat), a chemical reac‐tion occurs between wood and the oxygen in air. Fire is the re‐

Concepts to explore: 

Understand the difference between endothermic and exothermic processes 

Understand the concept of enthalpy 

Page 90: Chemistry Green Lab Manual

 

90 

Pre‐lab  Questions  

1.  Define enthalpy: 

2.  What is the relationship between the enthalpy of a reaction and its classification as endothermic or exother‐mic? 

3.  With  instant  hot  compresses,  calcium  chloride  dissolves  in water  and  the  temperature  of  the mixture  in‐creases. Is this an endothermic or exothermic process? 

Lab 8: Chemical Processes  

process of ammonium nitrate (NH4NO3 ) dissolving  in water. The ammonium nitrate needs to absorb heat from the surrounding water to dissolve, so the overall temperature of the mixture decreases as the reaction occurs.  

In contrast, energy is released in an exothermic process.  An example of an exothermic reaction is what occurs in common hand warmers.  The increase in temperature is the result of the chemical reaction of rusting iron:  

4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s) + energy

Iron usually rusts fairly slowly so that any heat transfer is not easily noticed.  In the case of hand warmers, common table salt is added to iron filings as a catalyst to speed up the rate of the reaction.  Hand warmers also have a permeable plastic bag that regulates the flow of air into the bag, which allows just the right amount of oxygen in so that the desired tempera‐ture  is maintained for a  long period of time.   Other  ingredients that are found  in hand warmers  include a cellulose filler, carbon to disperse the heat, and vermiculite to insulate and retain the heat.  

Enthalpy is a quantity of energy contained in a chemical process.  In the cases we will be dealing with, the energy released or ab‐sorbed in a reaction is in the form of heat. Enthalpy by itself does not have an absolute quantity, but changes in enthalpy can be observed and recorded. For example, if you stick your finger into a glass of cold tap water, it probably feels pretty cold. However, after being outside on a freezing winter day for a long period of time, the same glass of water might actually feel warm to touch. It would be difficult to measure the absolute quantity of energy in the water in either case, but it is relatively easy to notice the move‐ment of energy from one object to another. In exothermic reactions, heat energy is released and the change in enthalpy is negative, while in endothermic reactions, energy is absorbed and the change in enthalpy is positive.  

Note: the energy term on the right side shows that the reaction is exothermic, but is not required.  

Page 91: Chemistry Green Lab Manual

91 

 

Lab 8: Chemical Processes 

Experiment:  Cold Packs  vs.  Hand Warmers  

In this lab you will observe the temperature changes for cold packs and hand warmers.  Since temperature is defined as the average kinetic energy of the molecules, changes in temperature indicate changes in energy.  You will use simply a Styro‐foam cup as a calorimeter to capture the energy.  The customary lid will not be placed on the cup since ample oxygen from the air is needed for the hand warmer ingredients to react within a reasonable amount of time. 

Procedure    

Part  1:  Cold  Pack  

1.  Measure 10 mL of distilled water into a 10 mL graduated cylinder. 

2.  Place about 1/4 (or approximately 10.0 g) of the ammonium nitrate crystals found in the solid inner contents of a cold pack into a Styrofoam cup.  The Styrofoam cup is used as a simple calorimeter.   

3.  Place a thermometer and a stirring rod  into the calorimeter (Styrofoam cup).   CAUTION: Hold or secure the calorimeter AND the thermometer to prevent breakage. 

4.  Pour the 10 mL of water into the calorimeter containing the ammonium nitrate, (NH4NO3) taken from the cold pack. 

5.  Immediately record the temperature and the time. 

6.  Quickly begin stirring the contents in the calorimeter. 

7.  Continue stirring and record the temperature at thirty second  intervals  in Table 1.   You will need to stir the reaction the entire time you are recording data. 

8.  Collect data for at least five minutes and until after the temperature reaches its minimum and then begins to rise.  This should take approximately 5 to 7 minutes.   

9.  Record the overall minimum temperature in the appropriate place on the data table.  

Part  2:    Hand  Warmer  

1.  Wash and dry the thermometer.  HINT: Remember to rinse it with distilled water before drying. 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves  Scale 

Entire contents of a hand warmer    Stir rod 

1/4 contents of a cold pack      Spatula 

Calorimeters (2 Styrofoam cups)    Stopwatch 

Thermometer (digital)        Distilled water*   

10mL Graduated cylinder      *You must provide 

Page 92: Chemistry Green Lab Manual

 

92 

Lab 8: Chemical Processes  

2.  Carefully place and hold the thermometer in another Styrofoam cup.  

3.  Cut open the inner package of a hand warmer and quickly transfer all of its contents into the calorimeter.  Immedi‐ately record the  initial temperature of the contents and being timing the reaction.   HINT: Data collection should start quickly after the package is opened because the reaction will be activated as soon as it is exposed to air.  

4.  Quickly insert the stirring rod into the cup and begin stirring the contents in the calorimeter.   

5.  Continue stirring and record the temperature at thirty second  intervals  in Table 2. You will need to stir the reac‐tion the entire time you are recording data. 

6.  Let the reaction continue for at  least five minutes and until the temperature has reached  its maximum and then fallen a few degrees.  This should take approximately 5 to 7 minutes. 

7. Record the overall maximum temperature in the appropriate place in the data table.

Data 

Time  (sec)  Temp.  (0C)  Time (sec)  Temp. in (0C) 

Initial     240    

30     270    

60     * 300    

90     330    

120     360    

150     390    

180     420    

210     450    

Minimum Temperature (0C) : __________ 

Table 1:  Cold pack data 

Page 93: Chemistry Green Lab Manual

93 

 

Lab 8: Chemical Processes 

Time  (sec)  Temp.  (0C)  Time (sec)  Temp. in (0C) 

Initial     240   

30     270   

60     * 300   

90     330   

120     360   

150     390   

180     420   

210     450   

Maximum Temperature (0C) : __________ 

Table 2: Hand warmer data 

Page 94: Chemistry Green Lab Manual

 

94 

Graph  

Graph  the data  from Tables 1 and 2 as  two sepa‐rate  lines on the same chart. Be sure to title your graph and  label each axis.  Include the units  in the axis labels. An example is shown here.  

Cold Packs vs. Hand Warmers

-10

0

10

20

30

40

50

60

70

0 30 60 90 120 150 180 210 240 270 300 330

Time in seconds

Tem

pera

ture

in o

C

Cold Packs Hand Warmers

Use the following space to graph your data: 

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

                                             

Lab 8: Chemical Processes  

Page 95: Chemistry Green Lab Manual

95 

 

Calculations  

Calculate the overall temperature change for the cold and hot pack substance. HINT: This is the difference in the maximum temperature and minimum temperature of each. 

a.  Cold pack ΔT: 

b.  Hand warmer ΔT: 

Post‐lab Questions  

1.  Which pack works by an exothermic process?  Use experimental data to support your answer. 

2.  Which pack works by an endothermic process?  Use experimental data to support your answer. 

Lab 8: Chemical Processes 

Page 96: Chemistry Green Lab Manual

 

96 

3.  Which pack had the greatest change in enthalpy?  How do you know? 

Lab 8: Chemical Processes  

Page 97: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 9: Electron Configuration 

Page 98: Chemistry Green Lab Manual
Page 99: Chemistry Green Lab Manual

99 

 

Lab 9: Electron Configuration  

Introduction 

Have you ever wondered how  fireworks burst  into different col‐ors? 

Atoms radiate light when a change in energy state of the electrons occurs. Various salt compounds can be added to produce a specific color. Fireworks and their awe‐some colors and brilliance are based around this concept.  The main ingredients of fireworks are potassium chlorate or perchlorate, charcoal, and sulfur.   With each different  ingredient  or  compound,  a  different  color  can  be  produced  to  give  a beautiful multi‐colored light show.  

The energy of atoms is quantized, meaning there are specific energy levels.  This is similar to climbing up a ladder: you can only step on the rungs, not in between. In a similar  fashion,  the  changes  in  energy  of  electrons must  be whole  energy  level changes, not between two levels. 

Picture your foot on the rung of a ladder closest to the ground. This is like an elec‐tron in the first principle energy level (n = 1). Scientists invented a naming system for describing the location of a specific electron in an atom.  Each principle energy level has a sublevel or sublevels (s, p, d, or f).  The system for naming is called the electron configuration.   For example, the electron configuration for helium  is 1s2 because it is in the first principal energy level (1), the first sublevel (s), and has two electrons. 

 

 

 

 

The lowest energy configuration for an atom is called its ground state; as energy is added from the ground state, electrons tend to fill energy levels and sublevels in a specific order (see Figure 2). The first sublevel  in any orbital  is the “s” sub‐level, which can hold up to two electrons. The next sublevel filled is the “p” sub‐level, which can hold up  to six electrons. Continuing, the “d” sublevel can hold up  to 10 electrons and “f”  sublevel can hold up  to 14 electrons. Electrons will always occupy the  lowest available energy  level  first, meaning that an electron will not exist in a higher energy level or sublevel when a lower one is vacant.  

He 1s2

Principle energy level  Sublevel 

Number of electrons  Color Shades Wavelength  Range (nm) 

Red  650 – 750 

Orange  595 – 650 

Yellow  580 – 595 

Yellow ‐ Green  560 – 580 

Green  500 ‐560 

Green ‐ Blue  490 – 500 

Blue ‐ Green  480 – 490 

Blue  435 – 480 

Violet  400 – 435 

Table 1: Wavelength ranges for the  

visible spectrum 

Figure 1: The flame of a burning lithium salt demonstrates the bright colors that can be achieved by burning different compounds.  

Concepts to explore: 

Observe  energy  emitted  from  different  energy  levels when  salt compounds are ignited 

Obtain a general knowledge of what produces different colors  in fireworks 

Page 100: Chemistry Green Lab Manual

 

100 

When an atom receives the right amount of energy from an outside source, an electron will absorb  that energy and move  to a higher energy  level  corresponding  to  that  energy.  This  electron will  not usually stay at the higher energy for long; instead it will emit or re‐lease that extra energy  in the  form of  light, and  in  the process re‐turn to its original energy level. This outside energy source might be in the form of heat or electromagnetic waves (light). As it turns out, the wavelength of light emitted depends directly on the quantity of energy  absorbed  and  released.  Higher  energies  correspond  to smaller  wavelengths,  and  lower  energies  correspond  to  longer wavelengths of  light. Table 1 summarizes several color shades and their wavelength ranges. 

Electrons of different elements absorb and emit different amounts of energy.   This means that by observing the color (wavelength) of light emitted by a substance when its atoms absorb and release en‐ergy,  scientists  can determine  its  chemical  composition. This phe‐nomena  helps  explain  how  fireworks  produce  different  colors  of light. When  the atoms of different materials  in a  firework are ex‐cited  by  heat,  they  will  absorb  and  release  energy  in  particular wavelengths, producing a particular variety of colors.   n = 1

n = 2

n = 5

n = 3

n = 4

1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

5s

4d

5p

4f

Incr

easi

ng E

nerg

y overlap

{

overlap

{

overlap

{

Principal energy level Sublevel

Pre‐lab  Questions  

1.  What is an electron configuration? 

2.  How is the light emitted by an atom related to its electron configuration?   

 

Figure 2: Energy level diagram for electron configuration. Energy levels are filled starting from the bottom and moving upwards. Note the positions that overlap. 

Lab 9: Electron Configuration   

Page 101: Chemistry Green Lab Manual

101 

 

Experiment:  Chemistry  of  Fireworks  

In this experiment the flame from a tea light candle is the outside energy source.  The flame emits a broad range of energy, but the electrons of the atom being heated will only absorb specific amounts of energy. 

Procedure  

1.  Straighten out five large paper clips and make a small (approximately 2‐5 mm in diameter) loop in the end of each one by gently bending it.  

2.  Place a round piece of clay on the straight end of the paperclip as you did in the Heat and calorimetry Lab. This will act as a holder.  

3.  Place in order the LiCl, NaCl, KCl, and CaCl2 saturated solutions along with the activated charcoal. Set one of the paper clip wire wands next to each sample. 

4.  Light the candle using the butane lighter. CAUTION: Both lighter and candle can cause fire or burns to skin and/or clothing if the flame comes into contact with skin or clothes.  Be sure you have your safety goggles on! 

5.  Hold the paper clip wire wand  for the LiCl at the very end of the non‐looped end  in order to avoid burns. Heat the looped end in the candle flame until its loop is faintly orange and any coating is burned off.  

6.  Dip the  loop  into the LiCl solution. CAUTION: The  loop will remain extremely hot for several minutes fol‐lowing being in the flame.  Do not touch the loop! 

7.  Bring the  loop of the paper clip  into the flame. Make observations about what  is happening, especially any color changes. HINT: The color change will be most apparent around the edges of the flame. You may have to try this a few times to see the color change.  

8.  Extinguish the candle and record your observations in Table 1.  

9.  Repeat the steps 4‐7 for each of the other solutions and the activated charcoal. Use a different paper clip for each one.   

10.  To clean‐up, you may throw away the paper clips after they have cooled to room temperature. 

Lab 9: Electron Configuration  

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves 

Lithium chloride solution (LiCl)       Butane lighter 

Sodium chloride solution (NaCl)      Tea light candle 

Potassium chloride solution (KCl)     5 Paperclips 

Calcium chloride solution (CaCl2)    Modeling clay 

Activated charcoal  

     

Page 102: Chemistry Green Lab Manual

 

102 

Data 

Substance  Observations 

Lithium chloride   

Sodium chloride   

Potassium chloride   

Calcium chloride   

Activated charcoal   

Table 1: Results of firework material ignition 

Post‐lab Questions  

1.  Write out the electron configurations of each of the metals of the salt compounds used and of carbon. Potassium is already done as an example for you.  HINT: The periodic table is very helpful and can be used as guide. 

Element  Electron Configuration 

K        1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 

Li   

Na   

Ca   

C   

Lab 9: Electron Configuration   

Page 103: Chemistry Green Lab Manual

103 

 

2.  What is the approximate wavelength of light emitted by each of the salts? 

Salt  Color  Wavelength 

LiCl      

NaCl      

KCl      

CaCl2      

C      

3.  Why does a salt compound give off light or a colored flame when burned? 

4.  Did sodium chloride and charcoal give off similar colors? Why or why not? 

Lab 9: Electron Configuration  

Page 104: Chemistry Green Lab Manual
Page 105: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 10: Light Spectrum 

Page 106: Chemistry Green Lab Manual
Page 107: Chemistry Green Lab Manual

107 

 

Lab 10: Light Spectrum 

Introduction 

Why  do we  see  a  beautiful  rainbow  paint  the  sky just after it rains? 

The gentle  rain  that has been  falling gradually comes  to an end.  The gray  sky  is  replaced with a  light blue  color and a  few wispy white clouds.  Off in the distance a beautiful rainbow can be seen.  People have wondered throughout history what causes the colors of the rainbow and why are the colors always in a certain order? 

Sir  Isaac  Newton  deeply  investigated  the  nature  of  light  in  the 17th century, making many  important discoveries. Newton dem‐onstrated that sunlight, or “white light” could be separated into a range of colors when passed through a prism. From this, Newton theorized that white  light  is actually made up of a range of many different colors of  light. Although we see sunlight (or white  light) as a single color, it is composed of a broad spectrum of colors, as you can see in a rainbow (Figure 1).  

Light is a form of electromagnetic radiation, which travels through space in the form of electromagnetic waves. The energy of electromagnetic waves varies over time just like with other types of waves, such as waves on a string, waves on water, or sound waves. Figure 2 depicts a wave traveling in two dimensions. The wavelength of light (or any other wave) is a use‐ful characteristic  that  is defined as  the distance between adjacent peaks  (or  troughs) as  shown  in Figure 2.  It might be measured in meters, centimeters or even nanometers (1 nm = 10‐9 meters) depending on the type of wave. 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Figure 2: Sample graph of a simple wave moving along the x‐axis (horizontal arrow). In the  case of light waves, the peaks represent the places where the energy is greatest, and the points that cross the x‐axis are where the energy is zero. Visible light waves oscillate very quickly and oscillate too rapidly for the human eye to notice.   

1 wavelength 

Figure 1: A rainbow is an example of a natural continu‐ous spectrum formed by the reflection and refraction of sunlight through water droplets in the atmosphere. What do you notice about the order of the colors in the image above? 

Concepts to explore: 

Learn the difference between continuous and line spectra  Determine the wavelength measurement of a red laser light. 

Page 108: Chemistry Green Lab Manual

 

108 

An observable difference between different materials is the color they naturally ap‐pear under a light source. The human eye detects the wavelengths of light reflected from the surface of a solid or passing through a liquid, and interprets different wave‐lengths as different colors. Visible light (the light our eyes are capable of detecting) has wavelengths between approximately 400 nm and 800 nm.   The  longest visible wavelength  is red and the shortest  is violet.   Table 1.  lists approximate wavelength ranges of different colors of light.   

The visible spectrum  is  just a small part of the electromagnetic spectrum.   The sun not only emits the radiation we can see as visible light, but also forms of electromag‐netic  radiation  our  eyes  do  not  detect,  such  as  infrared  and  ultraviolet  light.  The electromagnetic  spectrum  ranges  from  very  short wavelengths  (including  gamma and  x‐rays)  to  very  long wavelengths  (including microwaves  and  broadcast  radio waves). Figure 3 displays many of the  important regions of this spectrum.  It can be seen that the  longer the wavelength, the  lower the energy.   Many  instruments are designed to detect electromagnetic waves of a particular range.  

The light shone through a prism is an example of a continuous  spectrum, where  the bands of  colors blend  into  one  another.  Another way  to  separate and view different wavelengths of  light  is by using a diffraction grating.   With  a diffraction  grating  it  is possible  to  create  a bright  line  spectrum, where 

light disperses  into a series of bright  lines  that can be  shown on a  screen. This can be achieved by  shining  light of a  single wavelength  through  the grating,  such as  the  light from a laser. Typically there is one distinct center bright spot or maximum, followed by a series of gradually dimmer lines moving outward from center.  

In both these cases the observed spectrum is a result of wave interference. You can think of  the diffraction  grating  as  splitting  the  light  source  into many  small  sources  as  light travels through each groove. These waves disperse as they transmit through the grating and  interact with each other on  their way  to  the screen. When  two waves  intersect at their respective maximums, the energy at that point will be larger (constructive interfer‐ence); at other points, one wave’s energy cancels out that of another, resulting in lower energy  (destructive  interference).  The  spectrum  lines  seen  on  the  screen  are  points where constructive  interference occurs, forming a bright spot at that particular  location on a screen (see Figure 4).  

We can utilize this phenomenon to calculate the wavelength of a certain light.  To do this light is shone directly through a diffraction grating with a known groove separation.  The distance between the center maximum and the first bright spot (X) and the distance be‐tween  the diffraction grating and  the  first bright  spot  (L) are measured.   The modified “grating equation” shown below can then be used to calculate the light’s wavelength(s):  

 

Color Shades Wavelength  Range (nm) 

Red  650 – 750 

Orange  595 – 650 

Yellow  580 – 595 

Yellow ‐ Green 

560 – 580 

Green  500 ‐560 

Green ‐ Blue  490 – 500 

Blue ‐ Green  480 – 490 

Blue  435 – 480 

Violet  400 – 435 

Table 1: Wavelength ranges for the  

visible spectrum 

Xnλ =d

L

Figure 3: The full spectrum of electromagnetic radiation ranges from gamma radiation to radio waves. While the figure has divisions, the spectrum is continuous and infinite. Note that this figure is not drawn to scale. 

Lab 10: Light Spectrum  

Page 109: Chemistry Green Lab Manual

109 

 

When you use this equation it is easier to keep all calculations in millimeters and convert the answer to nanometers  (10‐9 meters) in the end.  The quantities in the above equation are: 

λ =  wavelength 

d = the distance between the lines on the diffraction grating  

n  =  the  order  of  the  image  (most  of  the  time  n  =  1  since  the measuring is made to the first side spot) 

X = the distance between the center spot and first side spot 

L = the distance from the diffraction grating to the first side spot  

Example   1:     Calculating   the  Wavelength   of   Laser  Pointer  Light  

You shine a  laser pointer  light through a diffraction grating that has 500 lines/mm and find the distance between the center spot and  first  side  spot  is 40 mm and  the distance between  the dif‐fraction grating and the first side spot is 126 mm.   

Calculations  

  To find the laser pointer light’s wavelength you need to first calculate d.  

d =  space between lines  =  (1mm / 500 lines)  = 0.002 mm 

  Next solve the modified grating equation for λ. For the first bright spot we can use n = 1.  

nλ = d X/L 

(1)λ = [(0.00200 mm)*(40.0 mm) / (126.0 mm)]  

λ  =  0.000635 mm 

  Converting from millimeters to nanometers: 

l = 0.000635 mm (1 nm/10‐6 mm)  

l = 635 nm

The red  light emitted by  laser pointers consists of waves that are shorter than a millionth of a meter.   The precise wave‐length of  laser  light often varies from one  laser pointer to another, even  if each one appears red. Red  laser pointer  light typically ranges between 633 to 690 nm.  

Lab 10: Light Spectrum 

Laser light 

Diffraction  Grating 

Figure 4: A diffraction grating creates spots of interfer‐ence, or a bright line spectrum.  

Page 110: Chemistry Green Lab Manual

 

110 

Pre‐lab  Questions  

1.  What is a diffraction grating? 

2.  You see a girl with a beautiful jeweled ring reflecting light brightly off her finger. If the reflected light appears purple and green on a piece of paper near her hand, what wavelengths of  light do you suspect the jewel re‐flects?  

3.  A  laser  light was shone  through a diffraction grating whose  lines were 1/1000 mm apart. The distance was measured between the center spot and the first side spot and found to be 99 mm. The distance from the dif‐fraction grating to the first side spot was found to be 154 mm. Calculate the wavelength of light in nm that the laser pointer was emitting. 

Lab 10: Light Spectrum  

Page 111: Chemistry Green Lab Manual

111 

 

Experiment:  Measuring  the  Wavelength  of  Laser  Light  

A diffraction grating has thousands of parallel grooves etched into its surface.  The closer the grooves are etched, the further the spectrum will spread out.   A compact disc (CD) behaves  like a diffraction grating  in that  it has many parallel  lines etched  into  it, which create a spectrum when light reflects from its surface.   

In this experiment you will first compare the spectrum that results from shining  light onto the surface of a CD and from shining  light through a diffraction grating. Second, you will analyze the spectra formed by shining a  laser pointer through diffraction gratings with different groove separation (d). The modified grating equation can be used to calculate the wave‐length of light emitted by the laser.  See the example on the previous page for help.  

Procedure  

Part  1:  Observation  of  spectra  formed  by  CD  

1.  Take a CD and shine a flashlight on the back of it. This will show the colors of the visible spectrum.  Describe these colors in the Data section. Also, use colored pencils or makers to draw the spectrum that you see. 

2.  Take the same CD and shine a laser pointer on the back of it. Describe and draw what you observe in Data 

section.  

Part  2:  Measuring  the  wavelength  of   laser   l ight  

1.  Set up for this experiment as shown in Figure 5. Elevate the laser pointer using a book, and place the 1000 lines/mm diffraction grating in the grating stand.  

2.  Position the kit box on the opposite side of the grating as the laser, approximately 20 cm from the grating. You will use this as a screen to mark the position of diffraction maxima. NOTE: You may also affix a piece of paper to the box surface for easy removal and measurement.  

3.  Begin with the 500  line/mm diffraction grating. Turn on the  laser pointer and direct  it through the grating onto the screen. CAUTION: DO NOT point the laser pointer into anyone’s eyes.  

Lab 10: Light Spectrum 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves   

Laser pointer        Grating stand (mirror support) 

String          Kit box/lid 

Ruler          Compact Disc*   

Flashlight        Book*   

Colored pencils        White paper*   

Diffraction grating (1000 lines/mm and 500 lines/mm)   

          *You must provide 

Page 112: Chemistry Green Lab Manual

 

112 

Lab 10: Light Spectrum  

Figure 5: Setup for diffraction experiment 

4.  You should see a central bright red dot and two somewhat dimmed red dots to both sides of this dot (some distance away). These dots are the first‐order diffraction  image of the  laser beam.   You may also see some dimmer dots spaced further away—these are the second‐order diffraction image of the laser beam.   

5.  If necessary, adjust the apparatus so that the distances between each first‐order dot and the center dot are the same (In other words, make sure your beam is perpendicular to the screen). Record your observations.   

6.  When shining the laser pointer through the 500 lines/mm diffraction grating, mark the locations of the cen‐tral dot and the first order dot with a small “x” on the screen.  

7.  Measure L by stretching a string from the first‐order dot to where the laser light passes through the diffrac‐tion  grating.   Use  a  ruler  to  determine  the  amount  of  string  used, making  sure  it  is  stretched  the  same amount as before. HINT: Tie a knot in one end of the string to help hold it down with your finger. Record this measurement in Table 2.  

8.  Measure  the distance between  the  central dot and  the  first order dot using  the marks you made on  the screen. This is distance X.  Record this measurement in millimeters in Table 2.   

9.  Replace the 500 lines/mm diffraction grating slide with the 1000 lines/mm slide and repeat Steps 3‐6. Turn on the  laser  light and make observations on how the projected  image has changed.   Record your observa‐tions in the Data section.   

10.  Turn off the laser light and remove it. 

11.  Replace the laser pointer with a flashlight, and dim the room lights. Turn on the flashlight and record all ob‐servations. Repeat with  the second grating.    In  the Data section, draw  the  resulting spectra using colored pencils or markers. 

Laser pointer 

Diffraction grating 

Diffraction maxima (red spots) 

Ruler 

Book 

Kit box 

Screen 

Page 113: Chemistry Green Lab Manual

113 

 

Data 

Part  1  

Observations and drawing for the spectrum produced by the CD and flashlight: 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Observations and drawing for the spectrum produced by the CD and laser pointer: 

 

 

 

 

 

 

 

Lab 10: Light Spectrum 

Page 114: Chemistry Green Lab Manual

 

114 

Lab 10: Light Spectrum  

Part  2  

Observations for the laser pointer shone through 1000 and 500 lines/mm diffraction gratings: 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Observations and drawings for the flashlight shone through the 500 and 1000 lines/mm diffraction gratings: 

Grating  Measurement of X  Measurement of L 

500 lines/mm     

1000 lines/mm     

Table 2: Distance Measurements 

Page 115: Chemistry Green Lab Manual

115 

 

Calculations  

 Calculate the wavelength of the laser light for a) d  =  1/500 mm and b) d  =  1/1000 mm. Use the modified “grating equation” given below:  

nλ = d (X/L) 

  Remember to keep all calculations in millimeters (mm) until the end and then convert your answer to nanometers   (1 nm  =  10‐6 mm). Show all your work below: 

Lab 10: Light Spectrum 

Page 116: Chemistry Green Lab Manual

 

116 

Post‐lab Questions  

1.  Why did the spectra for the laser light and flashlight differ when reflected from the CD surface? 

2.  What was  the  result of shining  the  flashlight  through  the diffraction grating compared  to  the  laser? Explain this difference.  

3.  Is the value you obtained for the wavelength of the  laser  light consistent with the range of wavelengths for the red light? Explain any sources of error that might have caused a large deviation.  

Lab 10: Light Spectrum  

Page 117: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 11: Molecular Models 

Page 118: Chemistry Green Lab Manual
Page 119: Chemistry Green Lab Manual

119 

 

Lab 11: Molecular Models 

Introduction 

Why can’t you play basketball with a football? 

The  obvious  answer  is  because  a  football  isn’t  the  right shape. A football can’t be dribbled and would be very diffi‐cult to shoot. On the other hand, a fairly large spherical ball can  be  easily  dribbled  and  is  needed  to  successfully  play basketball.   The shape of a molecule  is also extremely  im‐portant in how it can be used. Just like sports need objects of a particular shape, certain reactions or applications need molecules of a particular shape.   

The  shapes of  the different objects used  in  sports  can be described  in  a  few words.  For  example,  an  arrow  can be described as straight or linear, a hockey puck as a flat disc, a  football as oblong, and a basketball as  spherical. Mole‐cules also have definite shapes  that can be described  in a few  words.  A  few molecular  shape  examples  are  linear, bent, trigonal planar, pyramidal, and tetrahedral.  Some of these words might  already  give  you  an  idea of how  such molecules are shaped.   

But how do you know  the  shape of a particular molecule since you can’t see it? Fortunately a model has been devel‐oped  that helps us predict  the  shapes of molecules.    It  is called  the  VSEPR  model.  VSEPR  stands  for  valence‐shell electron‐pair repulsion.   

When you play a team sport one of the first things you need to decide is who is go‐ing  to be  the captain. When using  the VSEPR model a central atom has  to  first be decided. This is usually the atom in the molecule with the most bonds. A single bond counts as one bond, a double bond counts as two bonds, etc.  For example, the car‐bon atom in methane, CH4, is the central atom since it has 4 bonds and each hydro‐gen atom has just one bond. In water, H2O, the oxygen has two bonds so it is chosen as the central atom. In carbon dioxide, CO2, the carbon has 2 double bonds or 4 total bonds  so  it  is chosen as  the central atom.  In  the case where  two atoms have  the same number of bonds, one can be chosen. For example, the oxygen atoms  in hy‐drogen peroxide, HOOH, each have 2 bonds to them whereas the hydrogen atoms each have only one bond.  In  this case either one of  the oxygen atoms can be de‐picted as the central atom.   

Figure 1: Molecular structure of a caffeine molecule. Can you identify instances where atoms act as the central atom of their grouping?  

Figure 2: Molecular model for meth‐ane, CH4. Note the four regions of electron density—one for each single bond to the central carbon atom  

Concepts to explore: 

Understand why molecules have a particular shape 

Determine the shapes of molecules using the VSEPR model 

Page 120: Chemistry Green Lab Manual

 

120 

Example Atom      (central atom is underlined) 

Number of Bonds on Cen‐tral Atom      

(multiple bonds count as 1) 

Unshared elec‐tron pairs on central atom 

Regions of Electron Den‐

sity 

Molecular Ge‐ometry 

Structure 

CO2  2  0  2 

Linear   

  

  

 C OO

AlCl3  3  0  3 

Trigonal Planar 

  

   

Al

C l

C l

C l

H2O  2  2  4 

Bent 

  

   

O

HH :

..

NH3  3  1  4 

Trigonal pyrami‐dal 

  

    

. .

NH

HH

CCl4  4  0  4 

Tetrahedral 

  

    

C

Cl

ClCl

Cl

PCl5  5  0  5 

Trigonal bipyra‐midal 

  

    

P

Cl

Cl

ClCl

Cl

SF6  6  0  6 

Octahedral 

  

   

S

F

F

FF

FF

Table 1: Molecular Models 

Lab 11: Molecular Models  

Page 121: Chemistry Green Lab Manual

121 

 

After the central atom is decided, the number of regions of electron density around it is determined. This is a region that generally describes the location of negative charge due  to  surrounding electrons. A  single, double, or  triple bond or a pair of unshared electrons counts as one region of electron den‐sity. The carbon in methane, CH4, has four single bonds so it has four regions of electron density. However,  the number of  regions  can be different  than the number of bonds: in H2O, the oxygen molecule has two single bonds and two pairs of unshared electrons—resulting  in  four  regions of electron den‐sity.   

If  you have played with magnets,  you probably  know  that when  the  same poles  of magnets  are  brought  together  they  repel  each  other.  The  VSEPR model  is based on a similar concept. Valence electrons, shared or unshared, create a negative region that repels the other negative regions. For this rea‐son,  the  regions of electron density are placed  the  same distance  from  the central atom, but as far away from each other as possible.  

The  last thing to be done  is to describe the shape the atoms make. The un‐shared electrons influence the shape, but only the resulting shape of the atoms is described.  Certain terminology is used for this.  The shape is called the molecular geometry.  Listed in Table 1 are some common molecular shapes and the words used to describe them.

All of this can be summarized in 4 steps. 

1.  Determine the central atom. 

2.  Determine the regions of electron density around the central atom by adding the number of bonded atoms and the number of unshared electrons. 

3.  Place  the  regions  the  same distance  away  from  the  central  atom  and  as  far  as possible  away  from each other. 

4.  Describe the shape only the atoms make. 

Pre‐lab  Questions  

1.  Identify the central atom and determine how many regions of electron density there are around the central atom in each of the following molecules: 

Figure 3: Regions of electron density for a water molecule (H2O). 

Lab 11: Molecular Models 

Molecule  Central Atom  # Regions of Electron Density 

BeCl2     

BH3     

CBr4     

Table 2: Pre‐lab exercise 

Page 122: Chemistry Green Lab Manual

 

122 

2.  Explain why the shape of H2O is bent and not linear. 

Experiment:  Molecular  Structures  

Procedure  

Part  1:  Magnets  

1.  Bring together the same poles of two bar magnets. 

2.  Observe and describe what happens. 

3.  Explore  the  linear  shape  of  molecules  by  bringing  the same poles as close together as you can in a straight line.  Record your observations in the Data section.  

4.  Explore why a molecule makes a trigonal planar shape by placing the same pole of 3 bar magnets as the points of an equilateral triangle with the rest of the magnet behind them. 

5.  Slowly bring the same pole of the 3 magnets as close as it is possible while maintaining the equilateral triangular appearance.  Now try to find another shape that will be as stable with all of the magnets at least as close as they were in the equilateral triangle position.  Record your observations in Table 3. 

Figure 4: Magnet setup for experiment Procedure 1. 

Lab 11: Molecular Models  

Materials 

3 Bar magnets           

Toothpicks 

Modeling clay 

Protractor 

Page 123: Chemistry Green Lab Manual

123 

 

Part  2:  Modeling  Clay  

1.  Make a model of a molecule made up of two atoms such as H2 by attaching balls of modeling clay to  both ends of a toothpick.  Describe the shape in Table 3.  

2.  Make a model of a linear molecule that is made up of three atoms (such as CaCl2) using the following steps: 

a.  First attach two toothpicks to a  larger ball of modeling clay representing the central atom.  Locate them so that they are as far away from each other as possible.   

b.  Next attach two smaller balls of modeling clay to the ends of the two toothpicks.   

c.  Describe the shape in Table 3.   

d.  Determine the bond angle from one of the smaller balls of modeling clay to the large ball to 

another small ball using a protractor. Record the bond angle in Table 3.  

3.  Make models of the other molecular shapes listed in Table 4 by the following: 

a.  First attach a toothpick to a large ball of modeling clay (central atom) for each region of electron density from Table 1. Place them so that they are as far away from each other as possible.   

b.  Next attach a small ball of modeling clay  for each bond  in  the molecule. You should have one ball for each bond listed in Table 1.  

c.  Remove the toothpicks that do not have small balls attached.   

d.  Describe and record the shape in Table 4.  

e.  Use a protractor to determine the bond angle from one of the small balls to the large ball to another small ball. Record the bond angle in the Data section. 

Lab 11: Molecular Models 

Data 

Procedure Step  Observations 

Step 1 

 

Step 2 

 

Step 3 

 

Table 3: Observations for Procedure 1 

Page 124: Chemistry Green Lab Manual

 

124 

Molecular Shape  Observations  Bond Angle 

Linear (2 atoms) 

   

Linear (3 atoms) 

   

Trigonal Planar 

   

Bent 

   

Trigonal Pyramidal 

   

Tetrahedral 

   

Trigonal Bipyrami‐dal 

   

Octahedral 

   

Table 4: Observations and data for Procedure 2 

Lab 11: Molecular Models  

Page 125: Chemistry Green Lab Manual

125 

 

Post‐lab Questions  

1.  In Part 2 of the procedure, did your models fit the molecular shape description or match the geometry in the introduction? Explain why or why not.  

 

 

 

 

 

 

 

2.  Predict the shapes and bond angles of the following molecules: 

a.  BeCl2 

b.  BH3 

c.  CBr4 

Lab 11: Molecular Models 

Page 126: Chemistry Green Lab Manual
Page 127: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 12: Ionic and Covalent Bonds 

Page 128: Chemistry Green Lab Manual
Page 129: Chemistry Green Lab Manual

129 

 

Lab 12: Ionic and Covalent Bonds 

Introduction 

Have  you  ever  accidentally  used  salt  instead  of sugar? 

Drinking tea that has been sweetened with salt or eating vegeta‐bles that have been salted with sugar tastes awful!  Salt and sugar may look the same, but they obviously taste very different.  They are also very different chemically.  Salt is made up of sodium and chloride and is ionically bonded.  Sugar, on the other hand, is com‐posed of carbon, oxygen, and hydrogen and has covalent bonds.    

A salt (sodium‐chloride) molecule is made up of one sodium atom and one chlorine atom.    In order  for  the atoms  to  combine,  the sodium atom must lose an electron, while the chlorine atom must gain an electron; the resulting ions have opposite charges and at‐tract one another.   

When  sodium  loses  an  electron  it becomes  a positively  charged ion (Na+), called a cation.  

Na Na+ + e-

The  chlorine  atom  adds  this  free  electron,  becoming  a  negatively  charged anion.  

Cl + e- Cl-

A bond can now form between the negatively‐charged Cl– and the positively‐charged Na+. This type of bond is called an ionic bond.  Ionic bonds typically form between one metal and one non‐metal ion. The above reaction can be written as: 

Na+ + Cl- Na+Cl-

Table sugar (sucrose) differs from salt in the bonding between its atoms.  The atoms  in sugar do not form  ions;  instead, they are held together because of shared electrons. This  is an example of covalent bonding. Table sugar has a 

Figure 1: In order to undergo ionic bonding, an electron must transfer between the Na and Cl atoms. This gives each atom an opposite charge, resulting in attraction.   

Figure 2: Covalent bonding diagram for meth‐ane (CH4). Note that both the carbon and hydrogen atoms have full outer shells.  

Concepts to explore: 

Understand the differences between ionic and covalent bonding  Link  ionic  and  covalent  bonding with  the  physical  properties  of 

matter 

Page 130: Chemistry Green Lab Manual

 

130 

much more complex chemical structure than salt (see Figure 3). A covalent bond between one carbon atom and one hydrogen atom forms when one of the valence electrons of the carbon atom groups with one of the valence electrons of the hydrogen atom, forming an electron pair. 

  

 

 

Note: This is normally written C‐H. 

Ionically bonded compounds behave very differently from covalently bonded compounds.  In the first part of this  lab you will investigate how  ionically bonded and covalently bonded substances behave differently  in their conduction of electricity. You will do this by using a simple anodizing apparatus that uses a stainless steel screw and an iron nail as electrodes.  In an anodiz‐ing apparatus the water between the electrodes must contain enough  ions to conduct electricity. As this happens, the water will react to form hydrogen and oxygen gases.  

2H2O 2H2 + O2

In  the  second  part  of  this  lab  you will  explore  the  differences  in melting  points  between  ionically  bonded  and  covalently bonded compounds.   

Figure 3: Chemical structure for table sugar (sucrose). Here, different atoms combine via covalent bonding, as opposed to ionic bonding.  Notice the complexity of this molecule compared to NaCl.  

Lab 12: Ionic and Covalent Bonds 

Page 131: Chemistry Green Lab Manual

131 

 

Pre‐lab  Questions  

1.  What is an ionic bond? 

2.  What is a covalent bond? 

3.  Do you think sugar or salt will melt at a higher temperature? Explain your answer. 

Lab 12: Ionic and Covalent Bonds 

Page 132: Chemistry Green Lab Manual

 

132 

Experiment:  Sugar  or  Salt?  

Stainless steel is not very reactive, while iron will react with oxygen to form iron oxide, commonly called rust. You will use this fact to help determine how well dissolved sugar and salt conduct electricity.  

The melting points of sugar and salt can be tested by placing a small amount of substance in a test tube and heating it at differ‐ent heights over a burner or lighter flame. These experiments will help you draw comparisons between ionically and covalently bonded materials.  

Procedure  

Part  1:  Nail  Test  for   Ionic  Bonding  

1.  Rinse a clean 250 mL beaker several times with distilled water to prevent contamination from ions that may be on the beaker. Fill the beaker about ¾ full with distilled water. 

2.  Pour a packet of sugar (about 3 g) into the 250 mL beaker. Stir the solution with a clean stirring rod until the sugar is dissolved and the solution is well mixed. 

3.  Stretch two rubber bands around the 250 mL beaker. Be careful not to spill any of the solution.  The rubber bands should loop from the top to the bottom of the beaker.  Position the 2 rubber bands next to each other (Figure 4). HINT: Do not position the bands around the circumference of the beaker. 

4.  Attach the first wire lead to just underneath the flat head of an iron nail (using the alligator clip). Place the iron nail between the 2 rubber bands on one side of the 250 mL beaker so that it is suspended in the water.  The end of the nail should be  in the solution while the head with clip  is resting on the rubber bands. (See Figure 4).  

Lab 12: Ionic and Covalent Bonds 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves   

2 Sugar packets         Test tube holder 

2 Salt packets           Test tube rack 

9‐Volt battery          Stir rod 

2 Rubber bands         Butane lighter 

Iron nail (uncoated)        Tea light candle 

Stainless steel screw         Spatula 

Wire leads with alligator clips on each end  Permanent marker 

250 mL beaker          Ruler 

2 Test tubes          Distilled water*  

            *You must provide 

Page 133: Chemistry Green Lab Manual

133 

 

Part  2:  Melting  Points  

1.  Place a  spatula  tip  full of sugar  into a  test  tube.   The  sugar  should  just coat  the bottom of  the  test  tube.  CAUTION: Be sure the test tube does not have any small cracks or chips in it. 

2.  Light  the  candle using  the butane  lighter. CAUTION:  Long hair  should be  tied up  and  loose  clothing  re‐strained when around an open flame to prevent fire and burns.  Be sure you are wearing your safety gog‐gles. 

3.  Place the test tube containing the sugar in a test tube holder.  Hold the test tube at a slight angle over the candle flame. Position the test tube so that it contacts the blue inner core of the flame.  

4.  Continue to hold the test tube in the flame until the sugar just begins to melt.  HINT: If you keep the sugar in the  flame until  it  turns dark brown or black, you will not be able  to clean  the  test  tube. Stop heating  test tube as soon as it begins to melt. Extinguish the candle.  

Lab 12: Ionic and Covalent Bonds 

Figure 4: Apparatus for Procedure Part 1 

+ _ 

Iron Nail 

Steel Screw 

5.  Attach the second wire to just below the head of the stainless steel screw.  Place the screw between the 2 rubber bands on the opposite side of the 250 mL beaker, next to the nail.  Make sure the end of the screw is in the solution and the head with the clip is resting on the rubber bands. 

6.  Connect the wire coming from the iron nail to the positive (+) terminal of the 9‐volt battery (usually the cir‐cular terminal). CAUTION: Be careful when using energy sources such as batteries around water. 

7.  Connect the wire coming from the steel screw to the negative (‐) terminal of the battery (usually the hexago‐nal terminal). CAUTION: Be careful when using energy such as batteries around water. 

8.  Allow the apparatus to stand for two minutes and make observations. Record your observations in Part 1 of the Data section. 

9.  Thoroughly clean the glassware, nail and screw with distilled water. 

10.  Repeat the procedure using a salt packet (approximately 0.65 g) instead of a sugar packet.  

Page 134: Chemistry Green Lab Manual

 

134 

Lab 12: Ionic and Covalent Bonds 

Data 

Part  1  

  Observations for the sugar solution: 

 

 

 

 

  Observations for the salt solution: 

 

 

 

Part  2  

  Observations for the melting of sugar: 

 

 

 

 

  Observations for the melting of salt: 

5.  Allow the test tube to cool to room temperature before touching it.  CAUTION:  The test tube will be very hot and can burn your skin  if touched before  it cools.   Hint: After the test tube has cooled for a few sec‐onds, place it in the test tube rack to finish cooling and continue with the procedure. 

6.  Record your observations in the Data section. 

7.  Repeat the procedure using salt instead of the sugar. 

8.  Make sure the test tubes have cooled to room temperature before touching them.  CAUTION:  The test tube will be very hot and can burn your skin if touched before it cools. 

9.  Record your observations in the Data section. 

10.  Clean‐up:  The sugar and salt solutions can be poured down the drain.  Rinse the beaker, screw, nail, and stir‐ring rod several times with distilled water.   Clean the test tubes with water first and then rinse them with distilled water.  They may need to soak for a few minutes in hot water in order to remove the melted sub‐

Page 135: Chemistry Green Lab Manual

135 

 

Lab 12: Ionic and Covalent Bonds 

Post‐lab Questions  

1.  Why is distilled water instead of tap water used in Part 1? 

2.  In Part 1, why did you not observe a stream of bubbles coming off the stainless steel screw in the sugar solu‐tion? 

3.  Did any bubbles form off the screw in the sugar solution at all? Why might this happen, despite your answer to Question 2? 

Page 136: Chemistry Green Lab Manual

 

136 

Lab 12: Ionic and Covalent Bonds 

4.  In Part 1, why did you observe a stream of bubbles coming off the steel screw in the salt solution?  

5.  Explain any changes that took place on the nail. 

6.   In Part 2, which of  the substances has  the  lower melting point? Was  this what you expected? Explain your results.  

Page 137: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 13: Polar Bonding 

Page 138: Chemistry Green Lab Manual
Page 139: Chemistry Green Lab Manual

139 

 

Lab 13: Polar Bonding 

Introduction 

Have  you  ever  transferred  newspaper  print  to  silly putty? 

This  oddity  is  possible  because  of  the  chemical  characteristic  called polarity.  Polarity  is  based  on  two  primary  factors,  electronegativity and  the  shape  of  the molecule.  Polarity  is  an  important  aspect  of chemistry  and  it  is  everywhere.  Loads  of  household  substances  are examples of both polar and nonpolar molecules. To explore polarity, let’s experiment with two favorite toys—slime and silly putty! 

The root word for polarity  is “pole”. There are strong attractions  in a molecule  that  induce poles,  similar  to  the North and South poles of the  earth  or  of  a magnet. A molecule  can  be  polar  too. Whether  a molecule is polar or nonpolar depends primarily on its electronegativ‐ity and its shape. 

Electronegativity is a term that describes the attraction an atom has for electrons. Fluorine has the strongest attraction for electrons, and therefore has the greatest electronegativity.  Elements on the right side of the Periodic Table close to where fluorine is located have larger electronegativities than elements located on the left side of the Periodic Table.  If all of the atoms in a molecule have similar electronegativities, the molecule is non‐polar.  Hexane is an example of a non‐polar mole‐cule—it has only  carbon  and hydrogen atoms.   The electronegativities of  carbon and hydrogen atoms are  very  similar.  They have only a 0.4 difference in their electronegativity values. 

Figure 1: Transferring ink from a newspaper to silly putty. What other unique characteristics does this material have?  

Figure 2: The oxygen atoms in carbon dioxide are positioned symmetrically about the central carbon atom. This is an example of a non‐polar molecule. 

Concepts to explore: 

Compare and contrast the chemical bonding properties of slime and silly putty 

Gain knowledge about polar and non‐polar bonding by support‐ing or rejecting his/her experimental hypothesis 

Learn about the technique of chromatography and how it is used to separate the components of a mixture 

Page 140: Chemistry Green Lab Manual

 

140 

Lab 13: Polar Bonding 

A polar bond is one in which there is a large difference in electronegativity between covalently bonded atoms. In order for a covalent bond to be considered polar, the atoms bonded together must have an electronegativity difference between 0.5 and 1.9.  Simply because atom’s bond exhibits this difference in electronegativity does not automatically mean the mole‐cule is polar.  The shape of a molecule is also important, and must be considered.  

To understand how the shape of a molecule affects its polarity, imagine the atoms within a molecule playing tug‐of‐war.  If there is an equal pull on each side of the rope, neither team will move. A similar phenomenon occurs in CO2, which has two bonds that pull on the central carbon with equal force from each side. The differences  in electronegativity on either side balance each other out.  

 

 

 

 

Now  consider  the water molecule. The electronegativity of oxygen  is much greater  than  that of hydrogen, and  the un‐shared electrons in the molecule are pulled closer to the oxygen atom than the electrons in the covalent bonds. This cre‐ates a large region of electron density that forces the bonds (along with the hydrogen atoms) apart, resulting in the “bent” shape shown above (see Figure 3   of the Molecular Models Lab to help you visualize this phenomenon). The result  is an overall polarity that gives one side of the molecule a slightly negative charge, and the other side a slightly positive charge.   

Polar molecules have a number of interesting properties. One of the consequences of polarity is that polar molecules dis‐solve other polar molecules. Some examples of polar substances  include water, vinegar, and ethanol   At the same  time, non‐polar molecules such as those  in oil or gasoline dissolve other non‐polar molecules. This trend  is known as “like dis‐solves like,” which can be generalized for most polar and nonpolar substances. Since sugar dissolves in water, is sugar polar or non‐polar?  If you said polar, you are correct. Sugar is a polar molecule since it can be dissolved in water, which we know is a  polar molecule. 

Paper chromatography is a laboratory technique that uses “like dissolves like” to separate different chemicals.  A sample is first spotted on an absorbent paper such as filter paper and allowed to dry.  A solvent is then allowed to travel up the pa‐per by capillary action. The components of the sample most like the solvent tend to dissolve and travel the farther up the paper, while the components least like the solvent will travel the least. 

 

Figure 3: The hydrogen atoms in water are pulled together more strongly on one side than the other, giving the mole‐cule polarity. In water’s case, this bending is due to the negative charge of unpaired electrons around the oxygen: these unpaired negative charges repel the negative charge in the covalent OH bonds.  

Negative Region 

Positive Region 

Page 141: Chemistry Green Lab Manual

141 

 

Lab 13: Polar Bonding 

Pre‐lab  Questions  

1.  What two conditions are considered when determining whether a molecule is polar or non‐polar? 

2.  What determines if a bond is polar? 

3.  List several examples of polar molecules. 

4.  List several examples of non‐polar molecules. 

5.  What is the rule when using polar and non‐polar solvents? 

Page 142: Chemistry Green Lab Manual

 

142 

Lab 13: Polar Bonding 

Experiment:  Slime  Time 

Some inks are polar while others are non‐polar. A polar solvent will pick up polar inks, while a non‐polar solvent will pick up non‐polar inks.  In this lab you will use inks to identify slime and silly putty as polar or non‐polar.  You will also use paper chromatography to verify the inks are correctly identified as polar or non‐polar. 

Procedure  

Part  1:  Making  Slime  

1.  Weigh out 0.5 g of guar gum into a 250 mL beaker.   

2.  Measure 50.0 mL of distilled water into a 100 mL graduated cylinder and pour it into the 250 mL beaker that contains the guar gum. 

3.  Rapidly stir the mixture with a stirring rod for at least 3 minutes and until the guar gum is dissolved.   

4.  Measure 4.00 mL of a 4% Borax solution into a 10 mL graduated cylinder and add it to the guar gum and wa‐ter.  

5.  Stir the solution until it becomes slime.  This will take a few minutes. If the slime remains too runny, add an additional 1.0 mL of the 4.0% Borax solution and continue to stir until the slime is the right consistency. 

6.  Once you are satisfied with the slime, pour it into your hands. Be sure not to drop any of it on to the floor. 

7.  Manipulate  the  slime  in  your  hands. Write  down  observations made  about  how  slime  pours,  stretches, breaks, etc. CAUTION: Slime is slippery and if dropped it can make the work area slick. 

8.  Place the slime back into the beaker and WASH YOUR HANDS. 

 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves  Scale 

Borax solution (4%)        Water 

Guar gum          Uni‐ball® roller pen 

Silly putty          Permanent marker 

10 and 100 mL graduated cylinders    Highlighter 

250 mL beaker          Dry‐erase marker 

Filter paper           Distilled water* 

Stirring rod          Notebook paper* 

Spatula           Newspaper* 

            *You must provide 

Page 143: Chemistry Green Lab Manual

143 

 

Lab 13: Polar Bonding 

Part  2:  Slime  and  Putty   Ink  Tests  

1.  On a piece of notebook paper make one 20‐25 mm long mark of each of the inks you are testing. Space the marks at least one inch apart. Use a pencil to label each mark with its description.  

a.  Water soluble inks include those in highlighters and certain pens.  

b.  Water insoluble inks include those in a permanent pen/markers, newsprint, and a dry‐erase markers.  

2.  While the inks are drying, select a passage or a picture in the newspaper to test with the slime.  

3.  Break off a small piece that is 3‐5 cm in diameter of slime. Gently place this piece on top of the newspaper print, then carefully pick it up again.  

4.  Observe and record in Table 1 whether or not the ink was picked up onto the slime.  

5.  Break off another small piece of slime. Once the inks from Step 1 have dried gently place the slime on top of the first spot on the notebook paper, then carefully pick it up.  Repeat this for each of the inks. Observe and record which inks were picked up (dissolved) by the slime in Table 1.  

6.  Repeat this ink testing two more times for accuracy.  

7.  Before performing ink tests on silly putty, in the Data section hypothesize which inks the silly putty will pick up.  

8.  Perform ink tests on silly putty in the same manner as above. Record your results in Table 2  

Part  3:  Chromatography  of   Ink  Samples  

1.  Use a pencil or scissors to poke a small hole in the center of a piece of filter paper (see Figure 4). 

2.  Spot  the  filter  paper  evenly  spaced  approximately  2  cm from the small hole with the two insoluble inks and the two soluble inks that were used in Part 2.  

3.  Obtain a ½ piece of filter paper.  Fold the paper in half sev‐eral times so that it makes a narrow wick.   

4.  Insert the wick into the hole of the spotted paper so that it is above the top of the filter paper by approximately 2 cm. 

5.  Fill a 250 mL beaker 3/4 full with water. 

6.  Set the filter paper on top of the beaker so that the bottom of the wick is in the water.  The paper should hang over the edge of the beaker with the spotted side up.  

7.  Allow water  to  travel until  it  is  approximately  1  cm  from the edge of the filter paper.  Remove the filter paper from the beaker. 

8.  Observe which inks moved from where they were originally spotted.    Record  your  observations  in  Part  3  of  the Data section. 

Figure 4: Chromatography apparatus for Proce‐dure Part 3.  

Folded wick 

Ink spots 

Page 144: Chemistry Green Lab Manual

 

144 

Lab 13: Polar Bonding 

Data 

Part  1  

Slime Observations: 

 

 

 

 

Part  2  

  Name of Ink Picked up (dissolved)  Did not pick up  

Test 1  Test 2  Test 3  Test 1  Test 2  Test 3 

Newsprint             

Highlighter             

Roller ball pen             

Sharpie marker             

Dry‐erase marker             

Table 1: Results of Ink Testing for Slime 

 

Hypothesis for Silly Putty (Procedure Part 2, Step 7): 

Page 145: Chemistry Green Lab Manual

145 

 

Lab 13: Polar Bonding 

Part  3  

  Observations of inks following chromatography: 

Name of Ink Picked up (dissolved)  Did not pick up 

Test 1  Test 2  Test 3  Test 1  Test 2  Test 3 

Newsprint             

Highlighter             

Roller ball pen             

Sharpie marker             

Dry‐erase marker             

Table 2: Results of Ink Testing for Silly Putty 

Post‐lab Questions  

1.  Did the slime pick up water soluble or water insoluble inks? From these results, what can you conclude about the polarity of slime molecules? 

Page 146: Chemistry Green Lab Manual

 

146 

2.  Explain how you determined your hypothesis about whether or not silly putty would pick up water.  Was your hypothesis correct?          

3.  Were the inks you used properly classified as soluble and insoluble?  Explain your answer. 

Lab 13: Polar Bonding 

Page 147: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 14: Chemical Reactions I 

Page 148: Chemistry Green Lab Manual
Page 149: Chemistry Green Lab Manual

149 

 

Introduction 

Have you ever wondered how  toothpaste helps prevent cavities? 

Remember  your  last  visit  to  the dentist  to have  your  teeth cleaned and a check‐up?  You most likely waited anxiously as the dentist  finished checking your  teeth and breathed a big sigh  of  relief  if  he  pronounced,  “No  cavities!”  But  what causes  cavities  anyway,  and  how  does  brushing  your  teeth help to prevent them?   

Your  teeth,  like many  other  bones  in  the  body,  are mostly made  of  a  substance  called  hydroxyapatite.  The  empirical formula of hydroxyapatite  is Ca10(PO4)6(OH)2.   Plaque organ‐isms that live in your mouth produce acids that dissolve min‐erals,  such  as  the  calcium  and  phosphorous  found  in  hy‐droxyapatite.  The  active  ingredient  in  toothpaste,  fluoride, help replace  those  lost minerals.  It has been  found  that  the hydroxyapatite  in your teeth can easily replace  lost minerals 

with  fluoride. Because  of  this, a tooth’s crystal structure that has  incorporated fluoride  is more resistant to decay  than  the original  structure, which  is why we need  to brush our  teeth with toothpaste that contains fluoride every day! 

Ions have very different chemical and physical properties than atoms. For  in‐stance,  fluoride  (F‐)  as  an  ion  is  safe  enough  to  add  to  drinking water  and toothpaste to help prevent cavities; while fluorine (F2) is a very poisonous gas. Throughout history, scientists have developed many ways to test for the pres‐ence of different types of  ions. These are called qualitative tests.  In many of these tests, one ion replaces another to produce a solid precipitate. There are also some useful generalizations that can help a chemist know whether or not a particular chemical  is soluble  in water. One of the useful solubility rules for ionic  compounds  states  that  compounds  containing  Li+, Na+, K+, or NH4

+ are soluble  in water. The water solubility of many other compounds can also be found in handbooks. 

Figure 1: Brushing with a fluoride toothpaste can help prevent tooth decay. Fluoride mouth rinses are also popular dental hygiene products that contain fluoride. Other products in‐clude fluoride gels and foams that are applied to teeth for a period of time.  

Lab 14: Chemical Reactions I 

Figure 2: Diagram showing the molecular structure of a nitrate ion (NO3

‐) 

Concepts to explore: 

Understand qualitative tests for ions that are based on solubility  Learn that Na+, K+, NH4

+, NO3–, and CH3COO

– are water soluble 

Recognize balanced chemical equations 

Qualitatively test for fluoride ions in mouth rinses 

Page 150: Chemistry Green Lab Manual

 

150 

You can see that nitrates (NO3‐), acetates (CH3COO

– or C2H3O2‐), and ammonium ions (NH4

+) all have a charge like the fluo‐ride ion, but they are made up of more than one atom.  These are called polyatomic ions, which are molecules with a net charge.  

Calcium acetate can be used to qualitatively test for the existence of fluoride in a solution.  This relates to another impor‐tant   solubility rule, which states that nitrates and acetates are water soluble—therefore calcium acetate, Ca(C2H3O2)2 ,  is soluble in water. A solution of calcium acetate will react with fluoride to make calcium fluoride, which is not very soluble in water and will form a solid precipitate that is easily observed.  

Chemists have a short way to write out what  is happening  in a reaction.   It  is called a chemical equation.   The chemicals that are reacting are called the reactants and placed on the left side of an arrow.  The chemicals that result from the reac‐tion are called products and are placed on the right side of the arrow.  The reaction that you will be observing in this lab can be written as the following chemical equation:   

2 NaF(aq) + Ca(C2H3O2)2(aq) CaF2(s) + 2 Na (C2H3O2) (aq)

The abbrevation “aq” by the chemical formula stands for “aqueous,” meaning that reactant or product is dissolved in wa‐ter, while the “s” indicates that the substance is a solid.   

This chemical equation has also been balanced. This means there  is the same number of each of the different atoms on either  side of  the equation. This may not be very clear when you  first look at it.   Notice that there is a 2 in front of the NaF and no number in front of the Ca(C2H3O2)2.  A number in front of a molecule, such as the 2 in  front of  the NaF,  is called a coefficient.   A coefficient of 1  is usually not written, but can be assumed. As you can see, one molecule of a sub‐stance  does  not  always  react with  just  one molecule  of  another  sub‐stance.  The coefficients tell us the ratio of how the molecules react.  In this reaction 2 NaF react with 1 Ca(C2H3O2)2.   

A  subscript after an element’s  symbol  in a  chemical  formula  indicates the quantity of atoms of  that element  in  the compound. For example, the CaF2 molecule has one calcium (Ca) and two fluorine molecules (F).  This is also true for polyatomic ions.  In Ca(C2H3O2)2, the ion (C2H3O2)

‐  is in parentheses and has a subscript 2. This means there are two (C2H3O2)

‐   ions  in calcium acetate.   You can think of  it as a shorter way of writing Ca(C2H3O2)( C2H3O2).  In  total, Ca(C2H3O2)2   has one Ca atom,  four C at‐oms, six H atoms, and four O atoms. If a molecule with a polyatomic ion in  it does not have  it  in parenthesis  it means  that  there  is only one of them for each molecule.  The NaC2H3O2 has only one (C2H3O2)

‐ .     

Now that you know how a chemical equation  is written, you can count the number of each elements on the reactants side and on the products side for the reaction above.  Did you get 2 Na, 2 F, 1 Ca, 4 C, 6 H, and 4 O on each side?  If so, you are correct!  Since there is the same number of each atom on both sides of the arrow, the chemical equation is balanced. 

Lab 14: Chemical Reactions I 

Figure 3: A three‐dimensional model of an acetate (CH3COO

‐) anion—can you identify the structures pictured above? 

Page 151: Chemistry Green Lab Manual

151 

 

Pre‐lab  Questions  

1.  Name the chemical that makes up teeth. 

2.  How does plaque harm teeth? 

3.  How does fluoride promote dental health? 

4.  Write two solubility rules that are used in this lab. 

Lab 14: Chemical Reactions I 

Page 152: Chemistry Green Lab Manual

 

152 

Experiment:  Battle  of  the Mouth Rinses 

Some mouth rinses also contain fluoride, usually in the form of sodium fluoride which is soluble in water.  In this lab, you will determine which one of two mouth rinses would be better at preventing cavities by replacing lost minerals with fluo‐ride. You will do this by determining which mouth rinse contains fluoride.   

Procedure  

1.  Label the two test tubes with a Sharpie: A, and B. HINT: Make sure to write down which rinse is A and which is B.  

2.  Pour 10 mL of Rinse A into the test tube marked A. HINT: If using the same graduated cylinder, rinse WELL to prevent cross contamination.  

3.  Pour 10 mL of Rinse B into the test tube marked B.  

4.  Pour 3 mL of 1 M Ca(C2H3O2)2 solution  into each of the test tubes. Gently stir each test tube with a stirring rod to mix.   Be sure to clean your stirring rod each time before placing  it  in a solution.   CAUTION: Mixing should be done gently to prevent glass breakage and injury.  

5.  Observe the reactions for at  least 10 minutes to  insure  it  is finished. HINT: A positive test  is  indicated by a cloudy appearance of the solution. The precipitate formed can be more easily seen if the test tube is held up to the light.  The precipitate will eventually settle to the bottom of the test tube.   

6.  Record all observations in the Data section.   

7.  To clean up, you can rinse the small amount of precipitate down the drain. 

Lab 14: Chemical Reactions I 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves   

Mouth rinse A (10 mL) 

Mouth rinse B (10 mL) 

1 M Calcium acetate  Ca(C2H3O2)2 

Test tube rack 

2 Test tubes 

10 mL Graduated cylinder 

Stirring rod 

Permanent marker 

Page 153: Chemistry Green Lab Manual

153 

 

Data 

Observations of NaF and Ca(C2H3O2)2 : 

Observations of Rinse A and Ca(C2H3O2)2 : 

Observations of Rinse B and Ca(C2H3O2)2 : 

 

Lab 14: Chemical Reactions I 

Page 154: Chemistry Green Lab Manual

 

154 

Post‐lab Questions  

1.  Did either of the mouth rinses contain fluoride? How did you know? 

2.  Which mouth rinse would be better at fighting cavities?  Why?  

3.  Based on the solubility rules learned in this lab, could you use potassium nitrate to test for fluoride in mouth rinses?  Explain your answer.   

 

Lab 14: Chemical Reactions I 

Page 155: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 15: Chemical Reactions II 

Page 156: Chemistry Green Lab Manual
Page 157: Chemistry Green Lab Manual

157 

 

Lab 15: Chemical Reactions II 

Introduction 

Chemical reactions and laundry: what’s the connec‐tion? 

Laundry  sometimes  involves different  colors and  fabrics  that  re‐quire  special  treatment  for washing  and  drying.  You might  not want  to wash  your white dress  shirt with  a bright  and new  red sweater—not unless you want your white shirt to end up not‐so‐white.  To  avoid  this,  it  helps  to  sort  your  laundry  into  colors, darks, and whites.  In a similar fashion, chemical reactions can be sorted  into  categories  based  on  the  characteristics  of  the  reac‐tions. 

There are many types of reaction and many ways to compare and contrast them.  A common way of classifying chemical reactions is to use the following five categories: combustion, synthesis, single replacement, double  replacement, and decomposition.   Most  re‐actions can be placed into these categories, including the reactions we will observe in this lab. 

The first reaction you will perform is a combustion reaction.  During combustion, a hydrocarbon and oxygen break into two simple compounds: water vapor and carbon dioxide gas.  A hydrocarbon is a molecule that contains only carbon and hydro‐gen atoms.  To illustrate, methane (CH4), sometimes called “natural gas,” will combust with the oxygen in the air. The equa‐tion for this reaction is: 

CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)

In the chemical reaction given above, all of the reactants and products are given, but is the equation balanced?  From the law of conservation of mass, we know that atoms are never destroyed or created.  In the chemical equation above there is 1 C on both sides, but there is 4 H and 2 O on the left side (reactant side) of the arrow and 2 H and 3 O on the right side (product side) of the arrow.  This means that the equation is not balanced.  If you answered no, you are correct! 

There are four steps used to balance a chemical equation: 

1.  Count the number of atoms of each element on both the reactant and the product sides.  

2.  Determine which atoms are not the same for both sides. 

3.  Balance one element at a  time by changing  the coefficients  for  the molecules  in  the  reaction and not  their chemical formulas. 

4.  After you think the chemical equation is balanced, check it as in step 1. 

Figure 1: Methane, the main component of natural gas, is a common fuel used for home heating and cooking. Other gases that combust in a similar way (forming CO2 and H2O) are propane and butane.   

Concepts to explore: 

Observe chemical reactions and identify the reactants and products 

Classify types of chemical reactions 

Practice balancing chemical equations 

Page 158: Chemistry Green Lab Manual

 

158 

Now let’s use these four steps to balance the chemical equation.   

  Step 1:  

   

  Step 2:    The hydrogen and oxygen are not balanced. 

  Step 3:    Insert a 2 before the O2 on the reactants side and a 2 before the H2O on the products side. 

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)

  Step 4: 

 

Now the chemical equation is balanced!  Some  of the chemical equations for the reactions that you will observe are given in this introduction as unbalanced.  Try to balance each one as they are given. 

The combustion reaction you will observe is the reaction of butane (C4H10) from a lighter with the oxygen in air. The unbal‐anced reaction equation is  

C4H10 + O2 → CO2 + H2O

The next type of reaction you will perform is a synthesis reaction. A synthesis reaction takes two or more substances and combines them to create a more complex substance.  A general reaction equation for this type of reaction is: 

A + B → C

The chemical equation for the synthesis reaction that you will peform is: 

Hb(s) + O2 HbO2 (s)

       

Reactants  Products 

1 C  1 C 

4 H  2 H 

2 O  3 O 

Reactants  Products 

1 C  1 C 

4 H  4 H 

4 O  4 O 

Hemoglobin              Oxygen                            Oxyhemoglobin 

Lab 15: Chemical Reactions II 

Page 159: Chemistry Green Lab Manual

159 

 

In  this  reaction, oxygen  is  taken up  through  the  lungs and enters  into blood‐stream. When oxygen levels are high in the lung, oxygen binds to the hemes in hemoglobin molecules (abbreviated Hb), resulting in the formation of the prod‐uct, oxyhemoglobin. In the tissues, where the oxygen level is slightly lower, the reverse  reaction occurs,  releasing oxygen  from  the hemoglobin. This  reaction allows the blood to transport and exchange oxygen throughout bodily tissue.  

Following  the synthesis  reaction, you will perform a single  replacement  reac‐tion. This type of reaction takes place when a more reactive element replaces one  component of  a  compound. Two or more  reactants will produce  two or more products.   A common example of a single replacement reaction  is when one metal replaces another in a compound. A general reaction equation for this type of reaction is: 

A + BC → AC + B

The unbalanced chemical equation for the single replacement reaction that you will observe is:  

Zn(s) + H3C6H5O7 (aq) → Zn3(C6H5O7)2 (aq) + H2 (g)

This reaction uses a zinc coated (galvanized) washer and citric acid.  Zinc is more reactive than the hydrogen it replaces. The zinc citrate stays  in the solution and hydrogen gas  is given off.   When this reaction  is allowed to continue to completion, the zinc coating almost disappears. 

The fourth type of reaction you will perform is a double replacement reaction.  It involves two different ionic compounds that exchange components in the reaction.  Most single or double replacement reactions take place in an aqueous solution where the free ions can float around and react.  The general format for the reaction is: 

AB + CD → AD + CB

The unbalanced chemical equation for the double replacement reaction that you will observe in this lab is: 

Zn(C2H3O2)2 (aq) + Na3PO4 (aq) → NaC2H3O2 (aq) + Zn3(PO4)2 (s)

In this reaction the zinc and sodium change places.   The zinc bonds to phosphate ions and sodium bonds to acetate ions.  Zinc phosphate  is not soluble  in water  like the two reactants, and after the two reactants are mixed a precipitate of zinc phosphate is produced. 

A decomposition reaction is the last type of reaction you will do.  It is much like a synthesis reaction running in reverse.  In this type of reaction, a more complex compound breaks down into a less complicated compound or elements. 

C → A + B

Figure 2: Oxyhemoglobin molecule. Hemo‐globin molecules transport oxygen in the bloodstream, and are vital to the circula‐tory system.   

Lab 15: Chemical Reactions II 

Page 160: Chemistry Green Lab Manual

 

160 

Pre‐lab  Questions  

1.  Michelangelo used fresco painting when he painted the Sistine Chapel.   Fresco painting  involves most of the types of chemical reactions you just studied.   Listed below are some of the reactions used in creating a Fresco painting.    Identify  the  type  of  chemical  reaction  used  for  each  step  and  balance  the  chemical  equation  if needed. 

Initially, some sort of heat must be generated.  Propane is an example of a common fuel source used for heat‐ing. 

C3H8 + O2 → CO2 + H2O

This is a           reaction. 

Next, quicklime (calcium oxide) is made by roasting calcium carbonate (limestone). 

CaCO3 → CaO + CO2

This is a           reaction. 

The quicklime is slaked to form lime plaster. 

CaO + H2O → Ca(OH)2

This is a            reaction. 

The lime plaster is cured or dried. 

Ca(OH)2 + CO2 → Ca(OH)(HCO3)

This is a           reaction. 

Lab 15: Chemical Reactions II 

The unbalanced chemical equation for the decomposition reaction that you will observe in this lab is: 

(NH4)2CO3 (s) → NH3 (g) + H2O(g) + CO2(g)

As shown, the ammonium carbonate decomposes when heated to form three gases:  ammonia, water vapor, and carbon dioxide.   These five categories of reactions will give you a good foundation to understand reaction processes throughout chemistry. 

Page 161: Chemistry Green Lab Manual

161 

 

This quickly continues to react to form calcium carbonate and water. 

Ca(OH)(HCO3) → CaCO3 + H2O

This is a           reaction. 

Frescos will deteriorate over time when exposed to the damp, acidic environments typical of modern urban city atmospheres. 

CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + CO2

This is a           reaction. 

2.  Balance each of the chemical equations you will be doing in this laboratory exercise. 

Combustion:      

C4H10 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O(g)

Synthesis: 

Hb (s) + O2 → HbO2 (s)

Single Replacement:       

Zn (s) + H3C6H5O7 (aq) → Zn3(H3C6H5O7)2 (aq) + H2 (g)

Double Replacement:       

Zn(C2H3O2)2 (aq) + Na3PO4 (aq) → NaC2H3O2 (aq) + Zn3(PO4)2 (s)

Decomposition:       

(NH4)2CO3 (s) → NH3 + H2O + CO2 (g)

Lab 15: Chemical Reactions II 

Page 162: Chemistry Green Lab Manual

 

162 

Experiment:  Getting  to  Know  Your  Reactions  

Procedure  

Part  1:  Combustion  

C4H10 (g) + O2(g) → CO2 (g) + H2O (g)

1.  Light a butane  lighter and observe the  flame.  (The  ignition of the flame  is a reaction between butane and the oxygen in the air you breathe.)  

2.  Record your observations in the data table from when the lighter is turned on until it is turned off. 

Part  2:  Synthesis   (A  +  B    →    C)  

Hb(s) + O2 → HbO2 (s)

1.  Take a deep breath, hold it as long as possible and then exhale.  Visualize the reaction occurring. 

2.  Record your observations before inhaling and after you exhale. 

3.  Construct an oxyhemoglobin molecule with modeling clay and toothpicks.  HINT: See figure of molecule in intro‐duction as a guide. 

Part  3:  Single  Replacement    (A    +  BC    →    AC  +  B)  

Zn (s) + H3C6H5O7 (aq) → Zn3(C6H5O7)2 (aq) + H2 (g)

1.  Place a test tube in a test tube rack or small beaker.  

Lab 15: Chemical Reactions II 

(unbalanced) 

(unbalanced) 

(unbalanced) 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves  Spatula 

2 mL 0.1M Zinc acetate (Zn(C2H3O2)2)    Tea light candle 

2 mL 0.1M Sodium phosphate tribasic (Na3PO4)  3 test tubes 

Ammonium carbonate powder, (NH4)2CO3  Test tube holder  

2 mL Saturated citric acid solution     Test tube rack 

Zinc‐coated (galvanized) washer     Modeling clay 

Baking soda          Toothpicks 

Butane lighter            

Page 163: Chemistry Green Lab Manual

163 

 

2.  Slightly tilt a test tube and slide a small zinc‐coated (galvanized) washer down the side. 

3.  Use a 10 mL graduated cylinder  to measure out approximately 2 mL of  saturated citric acid and carefully pour it into the test tube containing the zinc washer. CAUTION:  Citric acid is irritating to the eyes and skin.    

4.  Observe the reaction for several minutes, and record your observations in the data table.  

5.  To clean up, separate the acid solution from the washer by pouring it into a small beaker while leaving the washer in the test tube. This is called decanting. Rinse the test tube containing the washer several times with water and add each rinse to the beaker—CAUTION: Do not pour the acid directly down the drain.  To neu‐tralize the acid, add small amounts of baking soda to the solution in the beaker and stir with a stirring rod.  

6.  Continue stirring and adding small amounts of baking soda until gas no  longer forms. Pour the  liquid down the drain and throw the washer in the trash.  

Part  4:  Double  Replacement    (AB  +  CD  →  CB  +  AD)  

Zn(C2H3O2)2 (aq) + Na3PO4 (aq) → NaC2H3O2 (aq) + Zn3(PO4)2 (s)

1.  Pour approximately 2 mL of 0.1 M zinc acetate (Zn(C2H3O2)2) into a clean test tube.  

2.  Add approximately 2 mL of 0.1 M sodium phosphate tribasic (Na3PO4) into the test tube.   

3.  Record your observations before and after the addition of Na3PO4 in the data table.    

4.  To clean up, pour the contents of the test tube down the drain. 

Part  5:  Decomposition    (AB    →  A  +  B)  

(NH4)2CO3 (s) → NH3 + H2O + CO2 (g)

1.  Place a spatula tip full (approximately 0.02 g) of ammonium carbonate (NH4)2CO3, powder  into a test tube.  CAUTION: Do not inhale the strong ammonia odor.  Try to work in well ventilated area.    

2.  Light  the  candle using  the butane  lighter. CAUTION:  Long hair  should be  tied up  and  loose  clothing  re‐strained when around an open flame to prevent fire and burns.  Be sure you are wearing your safety gog‐gles. 

3.  Use a test tube holder to hold the test tube containing the ammonium carbonate at a slight angle in the can‐dle flame. Keep the open end of the tube pointed away from you and other students. Continue to heat the sample until the reaction is finished.  Hint:  Remember the products of this reaction are all gases.   

4.  Record your observations in the Data section. 

5.  Allow the test tube to cool to room temperature before touching it.  CAUTION:  The test tube will be very hot and can burn your skin  if touched before  it cools.   Hint: After the test tube has cooled for a few sec‐onds, place it in a small beaker or test tube rack to finish cooling. 

6.  Extinguish the candle. Wash out the test tube with soap and water. 

Lab 15: Chemical Reactions II 

(unbalanced) 

(unbalanced) 

Page 164: Chemistry Green Lab Manual

 

164 

Data 

Reaction  Before the Reaction  After the Reaction 

Combustion     

Synthesis     

Single  

Replacement     

Double  

Replacement     

Decomposition     

Table 1: Reaction Observations, Procedures 1‐5 

Lab 15: Chemical Reactions II 

Page 165: Chemistry Green Lab Manual

165 

 

Post‐lab Questions  

1.  Write the combustion reaction that occurs when you cook out on a propane gas grill. Propane has the chemi‐cal formula C3H8. Make sure to balance the reaction equation.  

Balance the following equations and identify the type of reaction. 

BaCl2 (s) + K2SO4 (aq) → BaSO4 (s) + KCl (aq)

KClO3 (s) → KCl (s) + O2(g)

H2 (g) + O2 (g) → H2O (l)

F2 (g) + LiCl (aq) → LiF (aq) + Cl2 (l)

a. 

b. 

c. 

d. 

Lab 15: Chemical Reactions II 

Page 166: Chemistry Green Lab Manual
Page 167: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 16: Metals and Oxidation 

Page 168: Chemistry Green Lab Manual
Page 169: Chemistry Green Lab Manual

169 

 

Lab 16: Metals and Oxidation 

Introduction 

Have you ever wondered why some rings will turn a fin‐ger green, while others won’t? 

The ring you just bought a couple of weeks ago is already turning your finger green.   Another  ring  that you have had  for years  still  looks al‐most new.  Why is this?  Knowing how reactive different metals are is extremely  important. This property helps us to decide which metal to use for a particular application.   Some metals are so nonreactive that they will not react with even the strongest acids. Many will only react with certain acids, while others are so reactive that they will react with water. This  is why  jewelry  is often made out of gold and not ordinary iron. Iron is more reactive, and will gradually rust when exposed to the oxygen and moisture in the air. Gold, on the other hand, will not react easily with anything.  

You  know  that  gold  is  less  reactive  than  iron, but what  about other metals?  How do you know which ones are more reactive? The activity series  of metals  places  elements  in  order  by  their  reactivity. Metals higher on the  list give up their valence electrons more easily than the metals below them, meaning that any metal on this list will displace a metal below it in a reaction. This can easily be observed if the less re‐active metal  is  in an aqueous  solution during  the  reaction, as  it will precipitate out of the solution when replaced. A partial activity series list is shown in Figure 2. 

As a part of this lab, you will observe the reaction of an acid and zinc metal and compare it to the reaction of the same acid with iron metal.  The reaction between the zinc and the acid can be written as follows: 

2 H+( a q ) + Zn(s) → Zn2+

(aq) + H2(g)

In this reaction, the zinc transfers its valence electrons to the hydrogen in an acid solution.  (Remember a superscript plus sign indicates that the compound is missing a valence electron a minus sign indicates that it has an extra valence electron.)  This causes the hydrogen in the acid solution to separate as hydrogen gas while the zinc metal forms zinc ions dissolved in the solution. The zinc is said to be more electropositive than the hydrogen it displaces.   

Figure 1: The Statue of Liberty in New York Harbor is made  of  copper,  and was  originally  the  color  of  a penny.  The  statue has  gradually  acquired  its  green color due  to  the natural oxidation of  copper when exposed to air and water.  

Concepts to explore: 

Observe an oxidation‐reduction reaction 

Use the properties of a reaction product to verify its identity  

Rank the reactivity of certain metals in a weak acid, and compare it to their order in the Activity Series of Metals 

Page 170: Chemistry Green Lab Manual

 

170 

Reactions like this that involve the transfer of electrons are called oxidation‐reduction reactions, or “redox” for short.  Oxi‐dation generally describes the loss of electrons by a molecule, while reduction describes the gain of electrons. In this reac‐tion, since zinc is losing electrons, it is being oxidized.  

Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e-

Hydrogen is gaining electrons in this reaction, so it is being reduced: 

2 H+(aq) + 2e- → H2 (g)

This  is often  remembered by  the phrase  “LEO  the  Lion goes GER.”  LEO  stands  for  Losing Electrons Oxidation, and GER stands for Gain Electrons Reduction.  

In Lab 15 we called this same reaction a single replacement reaction.  How can this be?  It has to do with how the reactions are sorted.   Just  like  laundry, there are several different ways to categorize and sort reactions depending on the applica‐tion.  For example, when doing laundry, you may need to separate red clothes from white ones.  Other times you separate the light colored clothes from the dark colored clothes.  Sometimes reactions are categorized as they were in Lab 15, and sometimes they are categorized as redox and non‐redox reactions. 

But how do we know just by looking at this reaction equation that it is an redox reaction and that electrons are being trans‐ferred? The oxidation number must first be assigned to each of the atoms involved on both sides of the reaction equation.  Let’s look at a reaction between aluminum and hydrochloric acid. 

6 HCl ( a q ) + 2 Al(s) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2(g)

There are several rules to help you determine oxidation numbers in a reaction: 

The oxidation number of an element by itself is zero.  This means that the aluminum metal (Al) on the right side of the above equation has an oxidation number of 0.  The hydrogen gas (H2) on the right side of the equation also has an oxidation number of 0. 

When an atom exists as a simple  ion  in a substance, the oxidation number  is the same as  its charge  in the com‐pound.  The chloride (Cl) ion has a negative charge, so its oxidation number in is ‐1 in each instance it appears. 

For a neutral compound,  the sum of  the oxidation numbers  is always zero. A polyatomic  ion’s oxidation number equals the charge on the ion.  Since HCl is neutral, the sum of the oxidation numbers should equal zero.  We know from above that the Cl ion has an oxidation number of ‐1;  For the sum of the oxidation numbers in HCl to equal 0, the H must have an oxidation number of  +1.  Similarly , for the oxidation of AlCl3 to be zero, the Al must have an oxidation number of +3 to balance out the three Cl atoms (each with oxidation numbers of ‐1).  

Lab 16: Metals and Oxidation 

Page 171: Chemistry Green Lab Manual

171 

 

 Lithium Potassium Barium Calcium Sodium 

Magnesium Aluminum Zinc Chromium Iron 

Cobalt Nickel Tin Lead 

Hydrogen Copper Mercury Silver Platinum Gold 

Release hydrogen from cold water, steam, and acids 

Release hydrogen from steam and acids 

Release hydrogen from acids 

Do not release hydro‐gen from acids 

 

Loses electrons easily (more easily oxidized) 

Do not lose electrons easily (not easily oxidized) 

Figure 2: Activity Series of Metals (Partial List) 

 +1   ‐1                       0                                          +3   3(‐1)                  0 

Lab 16: Metals and Oxidation 

 

Sometimes it is helpful to write the oxidation numbers over the atoms as is shown below: 

6 HCl ( a q ) + 2 Al (s) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2(g)

The activity series (Figure 2) of metals also indicates how easily a metal will cause a release of hydrogen in redox reactions.  Metals at the top portion of the list release hydrogen merely by being placed in cold water. As you go down the list more harsh conditions are required to release hydrogen.  Metals towards the bottom do not release hydrogen even when placed in acids. 

Sometimes a metal forms a thin oxide coating that protects it from reacting any further with its surroundings.  Aluminum is fairly reactive and does this quickly. On the other hand, when iron is exposed to oxygen it corrodes entirely into iron oxide (rust) over time.  For this reason, iron is commonly coated in zinc to prevent oxidation.  

In this laboratory exercise, you will compare the reactivity of the redox reactions of zinc and iron with a weak acid solution: saturated citric acid. Citric acid is a different type of acid than HCl, but works in a similar way.  

Page 172: Chemistry Green Lab Manual

 

172 

Pre‐lab  Questions  

1.  What is the oxidation state for each atom in the following reaction: 

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

a.  Elemental iron (Fe)  

b.  Elemental oxygen (O2) 

c.  One iron atom in Fe2O3   

d.  One oxygen atom in Fe2O3    

2.  Which element was oxidized and which element was reduced in the  above reaction equation? 

a.  Element oxidized  

b.  Element reduced  

 

3.  From the Activity Series of Metals, determine the order of reactivity of the following metals: Ni, Au, Fe, Ca, Zn, and Al.   

Most Reactive  →  Least Reactive 

Lab 16: Metals and Oxidation 

Page 173: Chemistry Green Lab Manual

173 

 

Procedure  

1.  Label two test tubes Zn and Fe with the permanent marker, and place them in a test tube rack.   

2.  Tip the test tube labeled Zn slightly and let a galvanized nail gently slide into it with the top of the nail going down first. 

3.  If necessary,  lightly  sand  the  iron nail  that  is not galvanized  to  remove any  rust and wipe  it clean. Gently place it in the test tube labeled Fe the same way you did previously. 

4.  Add approximately 3 to 5 mL of saturated citric acid solution to each test tube. 

5.  Make  initial observations  and  continue  recording observations  after one minute,  three minutes,  and  five minutes. HINT: The most notable observations are how quickly bubbling occurs and how violently the bub‐bling of each continues.     

6.  After observing the reactions for five minutes, rank the two metals in order of their reactivity. Compare your results with the actual reactivity series. 

7.  To clean up, separate the acid solution from the metals by pouring them into a 250 mL beaker while leaving the metals  in  their  test  tubes. This  is  called decanting. Rinse  the  test  tube  containing  the metals  several times with water and add the rinses to the beaker. To neutralize the acid, add small amounts of baking soda to the acid solution in the beaker and stir. Continue this until no more gas forms. Pour the liquid down the drain, and throw the metals in the trash. 

Experiment:  Metal  Reactivity  

In this lab you will use what you know about chemical reactions and oxidation to examine how two metals (zinc and iron) react differently with a citric acid solution. You will then draw conclusions about the reactivity of the metals based on what you observe.  

Lab 16: Metals and Oxidation 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves   

10 mL graduated cylinder    Iron nail (uncoated) 

250 mL beaker        Saturated citric acid solution 

2 test tubes        Sandpaper 

Test tube rack        Stopwatch 

Galvanized nail        Baking soda 

         

Page 174: Chemistry Green Lab Manual

 

174 

Time (minutes) 

Observations 

Initial   

1   

 

 3   

 

 5   

 

Table 1: Observations of Reactions 

Summarize your observations and list the order of reactivity of the metals that you observed: 

Data 

Lab 16: Metals and Oxidation 

Page 175: Chemistry Green Lab Manual

175 

 

Post‐lab Questions  

1.  Based on what you observed, what is one of the products formed in Part 1? How do you know? 

2.  Did the order of reactivity you determined  in Part 2 match the order given  in  the Activity Series of Metals?  Explain. 

2.  Do you think the following reaction would occur?  Explain your answer. 

FeCl2 ( a q ) + Cu(s) → Fe(s) + CuCl2 (aq)

4.  How do you think acid rain might affect the rate of rusting of metal? 

Lab 16: Metals and Oxidation 

Page 176: Chemistry Green Lab Manual
Page 177: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 17: The Mole and Avogadro’s Number 

Page 178: Chemistry Green Lab Manual
Page 179: Chemistry Green Lab Manual

179 

 

Lab 17: The Mole and Avogadro’s Number 

Introduction 

“Avocados” number: How many avocados and artichokes are there in a mole? 

A recipe calls for two avocados and two artichokes.  Would you say that equal amounts of avocados and artichokes are used?   The answer  to  that question depends on how you define  “the  same amount”.    If  you  consider  the quantity, yes, there are two of each.  What if instead the recipe told you to use 250 grams of artichokes and avocados?   There might  be  one  and  a  half  avocados  used  for  every  arti‐choke—would you call this the same amount as well?   

One way  to  solve  this problem would be  to ask  for more specific instructions.  The phrase “the same amount” is be‐ing used to describe quantity (number) in one instance and mass in another.  Similar situations come up in chemistry. If you  are  supposed  to put  the  same mass of  two different substances into a beaker, all you would have to do is weigh equal amounts using a scale. Things become more complicated, however, when the ratio of the total number of molecules or atoms is important in an experiment—you might know the number of molecules in the reactants and products, but not the actual masses. How would you measure an exact number of NaCl molecules?  

The mole is an important unit in chemistry that you will use often.  The modern definition of the mole is based around the carbon‐12 (12C) atom: 12 grams of 12C is exactly one mole of substance.  It turns out that 1 gram of 12C has approximately 6.02 x 1023 individual atoms—a value called Avogadro’s Number after the chemist Amedeo Avogadro.  The mole is a similar concept to a dozen: one mole of a substance will always have 6.02 x 1023 atoms or molecules.  

Atomic weight is a measurement of the mass of each element, and can be easily found on most periodic tables. Atoms that have a large number of protons and neutrons have more total mass than atoms with only a few protons and neutrons, and this difference is reflected by the atomic weight. Conveniently, the mole and atomic weight are defined so that one mole of a substance will have a mass equal to the atomic weight of that substance in grams. This number is called molar mass. For instance, the atomic weight of potassium (K)  is 39.098. This means that one mole of potassium will have a mass equal to 39.098 grams. Calcium (Ca) is a larger atom than potassium, and has an atomic weight of 40.078. One mole of calcium will have the same number of atoms as a mole of potassium, but the Calcium will weigh more due to its larger atomic weight. See the next lab for more detail on atomic weigh and atomic mass. 

So how do you measure 1 mole of NaCl? We know that this molecule is made up of one sodium ion and one chlorine ion (chloride).  Looking up sodium (Na) on the Periodic Table tells you its atomic weight is 22.99, meaning it has a molar mass  of 22.99 g/mol. Chlorine, meanwhile, has a molar mass of 35.45 g/mol. Since one mole of sodium chloride consists of one mole sodium ions and one mole chlorine ions, we can add these together to find the molecular mass of NaCl.  

Figure 1: You can think of avocados and artichokes in this exam‐ple as two different types of molecule—each with a different molar mass.  

Concepts to explore: 

Understand the importance of Avogadro’s Number 

Approximate the value of Avogadro’s Number 

Page 180: Chemistry Green Lab Manual

 

180 

 

 

 

What if we weighed out 1.00 grams of NaCl—how many molecules is this?  We use the molar mass of NaCl, which we already know from above, to convert from mass to a number of moles. We can then use the fact that there are 6.02 x 1023 molecules in a mole to find the number of molecules NaCl in one gram: 

 

 

Notice how the molar mass is inverted in the second term. The value is the same, but we “flip” the fraction so that the gram units cancel. You can go through and cross out the units that cancel to verify that the resulting units are molecules.   You can use similar calculations to convert between mass, moles, and the number of molecules fairly easily.  

Through this lab procedure, we will determine the experimental value for Avogadro’s number. You will float cinnamon, evenly distributed, on the surface of water in a Petri dish.  The dishwashing liquid  you will use in this Lab is about 1% sodium stearate, and a solution with a known concentration of the  liquid will be dropped onto the water.   The sodium stearate molecules will form a single layer and spread out, pushing the cinnamon toward the edges of the Petri dish, allowing the surface area to be 

2322

1 mol NaCl 6.02 10  molecules

1.00 g NaCl       1.03 10  molecules NaCl58.44 g NaCl 1 mol NaCl

              1 Na  =   22.99 g/mol 

      +  1 Cl   =   35.45 g/mol 

                             58.44 g/mol of NaCl 

This is how to determine molar mass of a compound. 

54 88 .58.44 g NaCl

1 mol NaCl         grams NaCl1 mol NaCl

Pre‐lab  Questions  

1.  How many grams of H2O do you need to weight out to have 1 mole of H2O? 

Lab 17: The Mole and Avogadro’s Number 

Page 181: Chemistry Green Lab Manual

181 

 

2.  How many molecules of water are there in one mole of H2O? 

3.  How many moles of H2O are there in 1.0 g of H2O? 

4.  How many molecules of H2O are there in 1.0 g of H2O? 

Lab 17: The Mole and Avogadro’s Number 

Page 182: Chemistry Green Lab Manual

 

182 

Experiment:  Avogadro’s  Number  

Procedure  

Part  1:  Preparing  the  Sodium  Stearate  Solution  

1.  Measure exactly 1.50 mL of dishwashing liquid into a 10 mL graduated cylinder. 

2.  Fill a wash bottle with distilled water. Gently rinse the 1.50 mL of dishwashing liquid with distilled water and pour it into a 100 mL graduated cylinder. Rinse the 10 mL graduated cylinder several times to make sure all the dishwashing liquid has been transferred to the 100 mL graduated cylinder.  HINT:  Try not to create suds. 

3.  Add enough additional distilled water to get to the 100.0 mL.   

4.  Gently stir the solution with a stirring rod until it is mixed well. 

Part  2:  Calibrating  a  Dropper  

1.  Fill a 50 mL beaker half full with distilled water. Use a pipette to fill a 10 mL graduated cylinder to 1.00 mL with water.  HINT: Make sure the 10 mL graduated cylinder is clean of dishwashing liquid. 

2.  Next, draw up water from the 50 mL beaker into the pipette. Add water dropwise into the graduated cylin‐der. Hold the pipette consistently at a 45o angle and drop at a rate of about one drop per second. Count the drops it takes to reach the 2.00 mL mark. HINT: It should take about 25 drops. If you feel that your measure‐ment is incorrect, repeat until you achieve consistent readings.  

3.  Record in the Data section the number of the drops it takes to add 1 mL water to the graduated cylinder.  

4.  Repeat calibration for a second trial, and record the number of drops  in the Data section. Average the two results.  

Part  3:  Calculating  the  Number  of  Molecules  

1.  Rinse and then fill a petri dish with 20 mL distilled water. Allow the water to settle and remain motionless. 

Lab 17: The Mole and Avogadro’s Number 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves   

Ground cinnamon      10 mL graduated cylinder 

Dishwashing liquid      Stirring rod 

Dropper (pipette)      50 mL beaker 

Petri dish (bottom)      Wash bottle 

Ruler          Distilled water* 

100 mL graduated cylinder    *You must provide 

Page 183: Chemistry Green Lab Manual

183 

 

2.  Lightly sprinkle cinnamon onto the surface of the water  in the Petri dish. HINT: Add  just enough to barely cover the water. 

3.  Draw up the dishwashing liquid solution with the calibrated pipette.  Hold the pipette at a 45o angle about 1 inch above the center of the Petri dish. Slowly deliver one drop of the solution. HINT: A clear circle should form, spreading the cinnamon outward. 

4.  Quickly use a ruler to measure the diameter of the cleared circle in cm. 

5.  Record the diameter in the Data section. Wash out the Petri dish. 

Data 

Part  2:    Calibrating  a  Dropper  

1.  The number of drops in 1 mL water (drops used to move from the 1.00 mL to 2.00 mL mark): 

 

        Trial 1:        Trial 2: 

 

2.  The number of drops on average per one milliliter: 

 

Part  3:    Calculating  the  Number  of  Molecules  

1.  The diameter of the circle formed (cm):  

Calculations  

1.  Calculate the surface area of the circle formed ( πd2 /4 ) : 

 

 

 

2.  Calculate  the  number  of molecules  on  the  top  layer. We must  convert  the  surface  area  in  centimeters squared to nanometers squared and then multiply that by the surface area of a sodium stearate molecule. 

Convert the surface area of the circle formed (#1) to molecules per layer: 

Surface area  =  

                 cm2 1 m2  1 x 1018 nm2  1 molecule 

Top  layer  SA (Question 1) 

10,000 cm2  1 m2  0.210 nm2 

= molecules 

top layer 

Lab 17: The Mole and Avogadro’s Number 

Page 184: Chemistry Green Lab Manual

 

184 

3.  Calculate the concentration of grams of sodium stearate per milliliter of diluted solution.  To do this, multiply the concentration of sodium stearate  in the dishwashing  liquid by the dilution of the solution (1.50 mL dishwashing liquid per 100 mL solution). 

4.  Calculate the number of moles of sodium stearate in a single layer. To do this, first take the number of drops used to achieve the monolayer (1 drop) and convert it to mL using the calibrated number of drops per mL. Then multi‐ply the number of grams of sodium stearate per milliliter of solution.  Finally, convert to moles through the molar mass of sodium stearate. HINT: The molar mass of sodium stearate is 296.4 g/mol.  

1 g sodium stearate      1.50 mL dish liquid 

 100 mL dish liquid  100 mL diluted solution    

=                                    g /ml 

=                               mol / top layer 

5.  Finally, we can calculate the Avogadro’s number through the comparison of molecules of sodium stearate  in the top single layer to the moles of sodium stearate in the monolayer.  

Avogadro’s number (experimental)    =   

 

 

 

 # molecules  / top layer  (#2) 

# moles  / top layer (#4) 

molecules 

mole = 

Lab 17: The Mole and Avogadro’s Number 

1 drop 

(added to dish) 

1 mL dish liquid solution 

                   g  

sodium stearate 

(from #3 calculation) 1 mol 

top layer                     drops 

 (avg # calibrated per mL from Data 

Part 2) 

296.4 g  

(molar mass of sodium stearate) 

1 mL dish liquid solution 

Page 185: Chemistry Green Lab Manual

185 

 

Post‐lab Questions  

1.  Why do you  think  that Avogadro’s number, 6.02 x 1023, was probably not  the exact number you obtained? Was your experimental value close to the actual value (i.e., was your experimental value on the order of 1023 molecules)? 

2.  How many moles are in 0.289 g of methane (CH4)? 

3.  How many moles are in 1,000,000,000 molecules of H2 02? 

4.  What is the mass in grams of 1,000,000,000 (109) molecules of H2O2? 

 

Lab 17: The Mole and Avogadro’s Number 

Page 186: Chemistry Green Lab Manual
Page 187: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 18: The Periodic Table 

Page 188: Chemistry Green Lab Manual
Page 189: Chemistry Green Lab Manual

189 

 

Lab 18: The Periodic Table 

Introduction 

What is the importance of an element’s location on the periodic ta‐ble? 

The  periodic table contains almost endless useful information for performing chemis‐try.  If you know how  to  interpret  it,  its organization alone  can provide a wealth of knowledge  about  the  elements  and  their  relationships. Without  the periodic  table, chemists would have to memorize a  lot of details and facts. Now memorizing  is very difficult and not a lot of fun.  But chemistry is fun!  So, let’s blow up some balloons to show how the periodic table can be a party. 

The periodic  table  is organized similar  to a  typical data  table.    It contains  individual cells that are arranged logically in rows and columns according to specific trends.  The rows on  the periodic  table are called periods, while  the columns are  referred  to as families or groups.  Each cell contains information about a particular element.  In the middle of the cell is a one or two letter abbreviation for a particular element called a chemical symbol.  For example Fe is the symbol for iron and Na for sodium.  Above an element’s  symbol  is  the atomic number, which  is  the number of protons  (and  thus electrons)  that  exist  in  an  atom of  that  element.  Each  element has  its own unique number of protons.  

The  elements  are  arranged  in  such  a way  that  both  chemical  and physical trends run across the rows and down the columns.   Trends found  in  the  periodic  table  can  demonstrate  uniform  increases  or decreases or represent similarity.   As you go across a period moving left  to  right,  you will  find  that  the atomic number of  the elements increases by one.  This means the number of protons in the elements increases by one.  On the other hand, when moving down a group of the periodic  table you will  find  that  the number of electrons  in  the outer shell remains the same.   This  is why the atoms within a group have similar chemical behavior. 

Below an element’s symbol is the atomic weight. This is the average mass of a given element after  taking  into account  the existence of natural  isotopes.  The  molar  mass  is  obtained  by  multiplying  the atomic weight(s) by the molar mass constant (Mu =  1 g/mol). As you have seen in the Mole and Avogadro’s Number Lab, knowing the mo‐lar mass of a substance allows you to convert between the mass of a sample and the total number of moles/molecules of a sample.  

Atoms  are often bonded  together  to  form  compounds.   The molar masses of  each  element  in  a  compound  can be  added  together  to 

Figure 1: A typical periodic table cell with atomic number, the ele‐

Atomic Weight vs. Atomic Mass 

The names are similar, but atomic mass and atomic weight refer to different quantities. Atomic weight is sometimes  called  “relative  atomic mass”  to  avoid confusion. While  atomic weight  is  technically  a  di‐mensionless value  (no units),  it  is  common  to hear atomic weight given  in grams per mole. In this case it is more accurate to use the term molar mass, but the  concept  is  the  same.  Atomic  mass  gives  the mass of a  specific  isotope of an element  in unified atomic mass units (u).  

Both atomic mass and atomic weight are measured relative to 12C, which is defined as having an atomic mass of 12 u. Since a typical sample of carbon con‐tains  small  amounts of  13C  (7 neutrons)  and  14C  (8 neutrons),  the  atomic  weight  is  slightly  larger  at 12.0107  (see  Figure 1). Atomic mass  is more  accu‐rate when a sample  is known  to be purely one  iso‐tope, but the percentage difference is very small.   

Concepts to explore: 

Understand the periodic table and its uses 

Relate the characteristics within a group on the periodic table 

Understand the use of molecular weight and molar ratios in chemical reactions 

Page 190: Chemistry Green Lab Manual

 

190 

Lab 18: The Periodic Table 

find  the molar mass of  the  compound as a whole.    For example,  to  find  the molar mass of Li2CO3 you would add  the  individual atomic weights of  two  lithium atoms, one carbon atom, and 3 oxygen atoms: 

2 Li   =  2 (6.94) (1 g/mol)  =  13.88 g/mol 

1 C   =   1 (12.01) (1 g/mol)    =  12.01 g/mol 

3 O  =  3 (16.00) (1 g/mol)   =  48.00 g/mol 

13.88 g/mol  + 12.01 g/mol  +  48.00 g/mol   =   73.89 g/mol 

This means  if you weigh out 73.89 gram of Li2CO3, you would have one mole  (or 6.02 x 1023 

molecules) of Li2CO3. In the following experiment you only want 0.025 moles of Li2CO3. To find out how many grams you need to weigh out to have 0.025 moles of Li2CO3, you simply multiply the molar mass of lithium carbonate by 0.025 moles. 

73.89 g/mol   x   0.0250 mol   =   1.85 g  Li2CO3 

Notice that the moles cancel out leaving grams as the final unit. 

In this experiment, you will investigate Group I elements by reacting their carbonates with cit‐ric acid to produce water, a citrate, and carbon dioxide gas (CO2).  The CO2 gas will be captured by a balloon which will cause the balloon to inflate.  The reaction for the lithium carbonate is shown below: 

3 Li2CO3 + 2 H3C6H5O7 → 2 Li3C6H5O7 + 3 H2O + 3 CO2

Since you are using only Group I carbonates, all the compounds are similar and will react  in a similar manner.  For instance, the carbonates all have the same ratio of two Group I elements to one CO3.   Also,  they will all  form a  salt, water and  carbon dioxide gas when  citric acid  is added to them. 

You will first compare the reactions when the same fraction of a mole of Li2CO3, Na2CO3, and K2CO3 react with the same amount of citric acid solution.  You will then compare the reactions when the same mass of Li2CO3 and K2CO3 react with the same amount of citric acid solution. 

Figure 2: The first two groups on the periodic ta‐ble (far left section). Group I is commonly called the alkali metals (minus hydro‐gen), and Group II is com‐monly called the alkaline earth metals.  

HHydrogen

1.0079

1

LiLithium

6.941

3

NaSodium

22.9898

11

KPotassium

39.0983

19

RbRubidium

85.4678

37

CsCesium

132.905

55

FrFrancium

(223)

87

BeBeryllium

9.0122

4

MgMagnesium

24.3050

12

CaCalcium

40.078

20

SrStrontium

87.621

38

BaCarbon

137.327

56

RaRadium

(226)

88

Group I

Group II

Page 191: Chemistry Green Lab Manual

191 

 

Lab 18: The Periodic Table 

Pre‐lab  Questions  

1.  Complete the three reactions shown below that are taking place throughout this experiment.  

___ Li2CO3 + ___ H3C6H5O7 →

___ Na2CO3 + ___ H3C6H5O7 →

___ K2CO3 + ___ H3C6H5O7 →

2.  Calculate the molecular weights of Na2CO3 and K2CO3. (See the Introduction for the Li2CO3 example.) 

a.  Na2CO3 : 

b.  K2CO3 : 

 

 

3.  Calculate how many grams of Na2CO3 and K2CO3 you will need to weigh out to have 0.0250 mol of each of the substances.  (See the Introduction for the Li2CO3 example.) 

a.   Na2CO3 : 

b.  K2CO3 : 

 

Page 192: Chemistry Green Lab Manual

 

192 

Experiment:  Periodic  Table  Fun 

Procedure  

1.  Determine the masses of each substance in the Data and Calculations section. If you are unsure of your cal‐culations, contact your instructor before proceeding. 

2.  Inflate four balloons to approximately the same size and then let the air out.  Label each balloon with a per‐manent marker. Label the first one Li2CO3, the second Na2CO3, the third K2CO3, and the fourth 2

nd K2CO3.   

3.  Place the calculated number of grams of 0.025 moles of Li2CO3, Na2CO3, and K2CO3  in the appropriate bal‐loons. Place 1.8 g of K2CO3 into the balloon marked 2nd K2CO3. HINT: Place a 50 ml beaker on the scale, zero the scale, then weigh out the correct amount of grams. Pour the substance from the beaker  into each bal‐loon using the funnel.  HINT: Be sure to clean the spatula before placing it into a different substance.  

4.  Measure out 20 mL of saturated citric acid solution into each of the four Erlenmeyer flasks using the gradu‐ated cylinder. CAUTION: Remember safety goggles!  Citric acid is an irritant and should be washed off skin or eyes immediately with plenty of water.  

5.  Attach the four balloons to the Erlenmeyer flasks without turning the balloons upright or allowing any of the powder  to  fall  into  the  flasks. CAUTION: Remember safety goggles! Make sure  the balloons are well se‐cured to the flasks. If not, a balloon could fly off and cause injury.  

6.  Turn only one balloon upright at a  time. Gently  shake  the balloon until all of  the carbonate  falls  into  the flask. Swirl the flask until the reaction is complete Record your observations of the reaction in Data Table 1.   

7.  After each reaction  is complete, quickly measure the circumference of the  largest part of the balloon.   Do this by using a string to determine the distance around the largest part of the balloon and then measure the corresponding length of the string with a ruler.  Record the length in Data Table 1. 

8.  Repeat steps 6 and 7 with each flask. 

Lab 18: The Periodic Table 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves   

4 Balloons         100 mL graduated cylinder 

Saturated citric acid solution    Spatula 

Lithium carbonate, Li2CO3    String 

Sodium carbonate, Na2CO3    Ruler 

Potassium carbonate, K2CO3    Funnel 

4 Erlenmeyer flasks      50 mL beaker 

Permanent marker      Baking soda 

Scale          pH paper        

Page 193: Chemistry Green Lab Manual

193 

 

Substance Moles of Substance 

(mol) Equivalent Mass 

(g) Reaction Observations 

Inflated Balloon Circumference 

(cm) 

Li2CO3   0.0250       

Na2CO3   0.0250       

K2CO3   0.0250       

2nd K2CO3   

(1.8 g)   1.8     

Table 1: Data and observations for carbonate‐citric‐acid reactions 

1.  Fill in the corresponding mass of 0.025 moles of each carbonate in Table 1 (from Pre‐lab Question 3). 

Mass of Li2CO3:  

Mass of Na2CO3:  

Mass of K2CO3:  

2.  Calculate the number of moles there are in the 1.8 g sample of K2CO3 and record this value in the Table 1. 

Data and Calculations  

Lab 18: The Periodic Table 

9.  Remove the balloons from the flasks and throw them in the trash.  CAUTION: When removing the balloons avoid direct  inhalation of gases. Hold  the balloons away  from your or another student’s  face and body.  Remove the lip of the balloon that is opposite from your body first. 

10.  To clean up, place a waste beaker in the sink. Rinse each flask several times with water and add each rinse to the waste beaker—CAUTION: Do not pour  the acid directly down  the drain. To neutralize  the acid, add small amounts of baking  soda  to  the  solution  in  the beaker and  stir with a  stirring  rod until no more gas forms. It is then safe to pour down the drain.  

Page 194: Chemistry Green Lab Manual

 

194 

Post‐lab Questions  

1.  What was the source of the gas that causes the balloons to inflate? 

2.  Does a trend of similarity appear in the data and/or observations among the three reactions with 0.0250 moles of each substance? Explain. 

3.  Considering the organization of the periodic table, explain why there were similarities among these reactions? 

4.  In the experiment, you used the same number of moles of each of the  first three salt carbonates. Explain what happened when you put the same amount of grams of the potassium carbonate in the fourth balloon as you used of the lithium carbonate.  

Lab 18: The Periodic Table 

Page 195: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 19: Stoichiometry 

Page 196: Chemistry Green Lab Manual
Page 197: Chemistry Green Lab Manual

197 

 

Lab 19: Stoichiometry 

Introduction 

Have you ever wondered why hot dogs are sold  in packages of 10, but hot dog buns are sold in packages of 8?  

This  is an example of a  ratio.   Stoichiometry  is  the  scientific word  for  ratios of moles.  It  is  the  study  of  the  quantitative  relationships  between  reactants  and products in a chemical reaction. These relationships are often referred to as mole‐to‐mole ratios.  Mole‐to‐mole ratios help scientists know how much of each re‐actant  is needed to produce a sufficient amount of product.  In this  lab, you will observe  the  importance of mole‐to‐mole  ratios when making  the main compo‐nent in lime that is used in gardens!       

The manufacturers of hot dogs and hot dog buns would not make very good chemists.  Hot dogs are sold in packages of 10 where hot dog buns are sold  in packages of only eight.   If one package of each  is purchased, how many hot dog‐on‐buns can you make?  The answer of course is eight, meaning there are two hot dogs left over.  Now examine the equation below and try to fix their mistake.   How many packages of hot dogs and hot dog buns must you purchase  in order to not waste any hot dogs?  How many hot dog‐on‐buns does this give you? 

___ 10 Hot dogs + ___ 8 Hot dog buns → ___ Hot dog-on-buns

If you buy four packages of hot dogs and five packages of buns you would get 40 hot dog‐on‐buns. 

Balancing a chemical equation is done the same way: you place numbers, called coefficients, in front of each type of mole‐cule.  Just like you cannot change how many hot dogs there are in a package of hot dogs, you cannot change how many of each type of atom there is in a chemical substance.  You can, however, change the ratio of the chemical substances so that the same number of each type of atom is on both sides of the reaction equation.   In the hot dog example there are 40 hot dogs and 40 hot dog buns on both sides of the arrow. 

But what if instead you buy only two packages of hot dogs, and three packages of hot dog buns, which would you run out of first?  You would have a total of 20 hot dogs and 24 hot dog buns, so you would run out of the hot dogs first.  This means you could only make 20 of the hot dog‐on‐buns final product.   The number of hot dogs  limits the number of hot dog‐on‐buns you can make. 

This is similar to what in chemistry is called the limiting reagent. By using stoichiometry it is possible to calculate the limit‐ing reagent of a reaction.   Knowing which reactant will be consumed first  in a reaction allows chemists to calculate how much product can be theoretically made. This can be compared to the actual amount produced by calculating the percent yield.  The percent yield is found by using the following equation: 

Actual YieldPercent Yield =     100

Theoretical Yield

Figure 1: Buying hot dogs and buns can be complicated! 

Concepts to explore: 

Demonstrate the use of stoichiometry to synthesize calcium carbonate 

Practice using a scale and proper lab techniques 

Find the limiting reagent, the theoretical yield, and the percent yield 

Page 198: Chemistry Green Lab Manual

 

198 

Using the hot dog example, the percent yield would be like only making 19 hot dogs when there were enough hot dogs and buns to make 20 hot dog‐on‐buns.  In this example the percent yield would be calculated as follows: 

 

 

Chemists will often try making a desired product many different ways. They will then compare the percent yields to deter‐mine which of the methods tried gives the greatest yield. 

In  this  laboratory exercise you will explore  the concepts of  limiting  reagents and percent yields  through making calcium carbonate, the main component in lime.  Lime is used in many different industries such as farming, where it is used to ad‐just soil pH, making crops more productive.   

Calcium  carbonate, CaCO3,  can be made by mixing CaCl2 and K2CO3  in water. The  trick  is  to be  sure  to use  the  correct amount of each. Look at the following reaction and balance it to determine the mole‐to‐mole ratio that would be necessary to have the same number of each kind of atom on both sides of the equation. 

___ CaCl2(aq) + ____ K2CO3(aq) → ____ KCl(aq) + ____ CaCO3(s)

When this chemical equation is balanced there is one mole of calcium chloride for every one mole of potassium carbonate and together these quantities make two moles of potassium chloride and one mole of calcium carbonate.  The potassium chloride is soluble in water so it remains in solution, while the calcium carbonate will precipitate out as a white solid. 

CaCl2(aq) + K2CO3(aq) → 2KCl(aq) + CaCO3(s)

What if instead you added 2 moles of CaCl2 and 1 mole of K2CO3.  How much CaCO3 could you make?   The answer is still only one mole of CaCO3.  The K2CO3 is the limiting reagent since it limits how much of the product can be made. 

The following calculation illustrates how the limiting reagent and percent yield are determined for the above reaction. De‐termining the limiting reagent can be complex, so breaking the calculation  into several steps can be useful. The following example demonstrates how to determine the limiting regent for a typical reaction. 

19 Actual Hotdog‐on‐bunsPercent Yield =     100

20 Theoretical Hotdog‐on‐buns

Percent Yield = 95%

Lab 19: Stoichiometry 

Page 199: Chemistry Green Lab Manual

199 

 

Example:      

A procedure calls for 8.25 g of CaCl2 to be dissolved in water and reacted with 5.00 g of K2CO3.  How many grams of CaCO3 can theoretically be made?   If 3.25 g of CaCO3 were actually made, what is the percent yield? 

a.  First write the balanced reaction equation: 

CaCl2 + K2CO3 → 2KCl + CaCO3

b.  Calculate the formula weight for each reactant: 

 

 

 

 

c.  Calculate the number of moles used of each reactant:  

CaCl2 :    (8.25 g) (1 mol/110.98 g)  =  0.0743 mol        

     

K2CO3:     (5.00 g) (1 mol/138.21 g)   =   0.0362 mol 

 

d.  Determine how many moles of the product could be made by each of the reactants. 

CaCl2 :     

K2CO3:   

e.  Determine the limiting reagent.  It is the reactant that will make the least number of moles of CaCO3.  

K2CO3 is the limiting reagent!   

This means that only 0.0362 moles of CaCO3 can be made when 8.25 g of CaCl2 and 5.00 g of K2CO3 are mixed in water.  In this example, the reactant that had the lowest mass in the procedure turned out to be limiting.  However, this is not always true!  The only way to know for sure which reactant is limiting is to calculate it. 

        Ca  =  40.08 g/mol 

+    2 Cl  =  70.90 g/mol 

   =  110.98 g/mol  CaCl2 

      2 K   =  78.20 g/mol 

      3 O  =  48.00 g/mol 

+        C  =  12.01 g/mol 

  =  138.20 g/mol  K2CO3 

32 3

2

1 mol CaCO(0.0743 mol CaCl )   = 0.0743 mol CaCO

1 mol CaCl

32 3 3

2 3

1 mol CaCO(0.0362 mol K CO )   = 0.0362 mol CaCO

1 mol K CO

Lab 19: Stoichiometry 

Page 200: Chemistry Green Lab Manual

 

200 

f.  Determine how many grams of CaCO3 can theoretically be produced: 

    First calculate the formula weight for the product, CaCO3: 

     

 

 

 

 

Next calculate the theoretical yield by calculating how many grams there are in 0.0362 moles of CaCO3: 

 

 

 

g.  Calculate the percent yield: 

 

 

 

This means that in this example only 89.8% of what theoretically could have been made was ac‐tually made.   

        Ca  =  40.08 g/mol 

      3 O  =  48.00 g/mol 

+        C  =  12.01 g/mol 

  =  100.09 g/mol  CaCO3 

33 3

3

100.09 g CaCOTheoretical Yield  =  (0.0362 mol CaCO )  = 3.62 g CaCO

1 mol CaCO

3.25 gPercent Yield  =      100  =  89.8%

3.62 g

Lab 19: Stoichiometry 

Page 201: Chemistry Green Lab Manual

201 

 

Pre‐lab  Questions  

1.  What is a limiting reagent? 

 

 

 

 

2.  A student used 7.15 g of CaCl2 and 9.25 g of K2CO3 to make CaCO3.  The actual yield was 6.15 g of CaCO3.  Cal‐culate the limiting reagent and the percent yield.   

Lab 19: Stoichiometry 

Page 202: Chemistry Green Lab Manual

 

202 

Experiment:  Synthesis  of  Garden  Lime  

Procedure  

1.  An example set of data has been provided for 1.0 g CaCl2.  

2.  For Trial 1, weigh  into a 250 mL beaker the amount of cal‐cium  chloride  (CaCl2)  shown  in  Table  1. Record  the  exact mass you weigh out  in the Trial 1 column of the Data sec‐tion.  

3.  Measure 50.0 mL of distilled water into a 100 mL graduated cylinder. Pour the water into the 250 mL beaker with the calcium chloride. 

4.  Stir the solution with a stirring rod until all of the calcium chloride is dissolved. 

5.  Weigh out 2.5 g of potassium carbonate (K2CO3) in a 50 mL beaker. Record the exact mass in the Data sec‐tion. 

6.  Measure 25.0 mL of distilled water into a 100 mL graduated cylinder. Add the water into the 50 mL beaker containing the potassium carbonate.  

7.  Stir the potassium carbonate in the distilled water with a stirring rod until it is all dissolved. 

8.  Pour the K2CO3 solution into the 250 mL beaker that has the CaCl2 solution.  Rinse the beaker that contained the K2CO3 with a few mL of water and add this to the CaCl2 solution.  Stir the mixture.   

9.  As soon as the reaction begins, record your observations in the Data section. Continue stirring until you see no more precipitate forming.   

10.  Set up the funnel in the Erlenmeyer flask as shown in Figure 2. HINT: Do NOT begin filtering yet!       

11.  Zero the scale and weigh a piece of filter paper and a watch glass. Record the masses of both  items  in the Data section. 

Example  About 1.0 g CaCl2 

Trial 1  About 2.0 g  CaCl2 

Trial 2  About 3.0 g CaCl2 

Table 1: Approximate CaCl2 amounts 

Lab 19: Stoichiometry 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves  Wash bottle 

Calcium Chloride (CaCl2)       Scale 

Potassium Carbonate (K2CO3)      Funnel 

Ethanol           3 Filter papers 

100 mL graduated cylinder      Spatula 

Erlenmeyer flask        Stirring rod 

3 250 mL Beakers        Distilled water* 

3 50 mL Beakers        Oven* 

Watch glass          *You must provide 

Page 203: Chemistry Green Lab Manual

203 

 

Lab 19: Stoichiometry 

12.  Prepare a filtering funnel as shown  in Figure 2: fold a piece of filter paper  in half twice to make quarters, and open the paper to make a small cone (three quarters are open on one side and one quarter  is on the opposite side). Place the paper cone into the funnel and hold it in place with your fingers. Pour a small amount of distilled water through the paper to secure it inside the funnel. 

13.  Filter the mixture by pouring  it  into the filter paper  in the fun‐nel. Use the stirring rod and distilled water in a wash bottle to transfer  the  entire  solid  into  the  filter  paper. HINT:  For  best results, be sure  to  transfer all of  the precipitate  into  the  filter paper. Use a rubber policeman if it is available to help with the transfer. 

14.  Rinse the remaining solid in the filter paper twice with distilled water  from a wash bottle  to  rinse off excess  sodium  chloride (NaCl). After all the  liquid has filtered through, rinse the prod‐uct with approximately 5 mL of ethanol to aid  in  its drying. Al‐low  the ethanol  to  completely  finish  filtering  through  the pa‐per. 

15.  Remove the filter paper carefully so as to not lose any product. Gently unfold the filter paper and lay it flat on the pre‐weighed watch glass to dry.  

16.  Allow the product to air dry completely. This may take 24 hours or more.   Once dry, weigh the dry product on the  filter paper and watch  glass.  Record  the  total mass  in  the  Data  section.  Calculate the mass of the product.  

17.  Repeat  the  above  procedure  for  Trial  2  using  the  amount  of CaCl2 mass indicated in Table 1.  

18.  To clean up, wash any dirty glassware, pour  liquids down  the drain, and throw the product on the filter paper in the trash. 

Filter Paper 

Funnel 

Flask 

Figure 3: Filter Setup 

Figure 2: Filtering funnel preparation diagram 

a                  b                     c              d                      e               f 

Page 204: Chemistry Green Lab Manual

 

204 

Mass (g)  Example  Trial 1  Trial 2 

Mass of CaCl2  1.0 g     

Mass of K2CO3  2.5 g     

Mass of filter paper  0.8 g     

Mass of watch glass  38.5 g     

Combined mass of prod‐uct, filter paper, and 

watch glass 40.2 g     

Mass of dry product  0.9 g     

Table 2: Reaction product data 

Lab 19: Stoichiometry 

Data 

1.  Record your data for each of the trials in Table 2.  

2.  Record your reaction observations (Step 8) below: 

Page 205: Chemistry Green Lab Manual

205 

 

Calculations  

1.  Determine the limiting reagent for each trial. Show your calculations. (Hint: See the example in the Introduc‐tion.) 

Example: 

 

 

 

 

 

 

 

Trial 1: 

Note:   These should be about  the same and either CaCl2 or K2CO3 can be  the  limiting  reagent depending on their initial masses. 

 

Trial 2: 

 

 

 

 

 

Lab 19: Stoichiometry 

Page 206: Chemistry Green Lab Manual

 

206 

2.  Calculate the theoretical yield of CaCO3 that could be produced by each trial and then fill in Table 2. 

 

 

  

 

 

 

 

3.  Find the percent yield each trial obtained for the CaCO3.  

Table 4:  Comparison of theoretical and actual yields for CaCO3 

Trial #  Limiting Reagent Theoretical   Yield 

of CaCO3 Actual Yield of 

CaCO3 

Trial 1  

       

Trial 2         

Trial 3          

% Yield  

 

 

 

Lab 19: Stoichiometry 

Page 207: Chemistry Green Lab Manual

207 

 

Lab 19: Stoichiometry 

Post‐lab Questions  

1.  Compare the results of the different trials.  How does the amount of grams of CaCO3 compare? 

2.  Were the results of the trials as you expected?  Why or why not? 

3.  Predict what would happen if 6.0 grams of CaCl2 were used for the reaction and the amount of K2CO3 re‐mained the same. 

 

Page 208: Chemistry Green Lab Manual
Page 209: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 20: Ideal Gas Law 

Page 210: Chemistry Green Lab Manual
Page 211: Chemistry Green Lab Manual

211 

 

Introduction 

Have  you  ever  opened  a  container  of milk  after  the expiration date and found that it had gone bad? 

It is very easy to tell if milk has gone bad: it looks, smells, and tastes awful.  The  putrid  odor  lets  you  know  a  gas  is  being  formed  as  it decomposes.  Many items you purchase are not nearly as easy to tell if they have degraded. Some form a gas that  is  impossible to detect just  by  smelling  it. Hydrogen  peroxide,  a  common  household  item that is used to clean minor cuts, is like this.  The bottle you buy in the store  says  it  contains 3% hydrogen peroxide, but  it will very  slowly decompose  over  time  to  form  water  and  oxygen  gas.  Since  we breathe oxygen every second, we can’t easily detect this.  But we can use the ideal gas law and yeast to find this out! 

  Lab 20: Ideal Gas Law 

The  ideal gas  law  is very valuable when dealing with gases since  it establishes a  relationship between  temperature, pressure, volume, and amount of a gas. 

 

 

In this equation: 

P is the gas pressure in atmospheres 

V is the volume of the gas in liters 

n is the number of moles of the gas 

R is the constant value of 0.0821 L·atm/mol·K 

T is for the temperature of the gas in Kelvin. 

 

Since  hydrogen  peroxide  forms  oxygen  gas when  it  decomposes, we  can  use  the  ideal  gas  law  to  check  the  percent hydrogen peroxide in a bottle of it purchased at the store.  To find this out we need to take a small sample out of the bottle and accelerate its decomposition through using a catalyst. 

 

  2 H2O2 catalyst 2 H2O + O2

PV = nRT

Figure 1:  Pressure gauges are found wherever moni‐toring the pressure of a gas is important—such as this fire extinguisher above. Simple gauges are commonly used to measure the pressure of air in automobile and bicycle tires.   

0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0 2 4 6 8 10

Pressure

Volume

Pressure vs. Volume of a Typical Gas

(Arbitrary Units)

Figure 2: The relationship between pressure and vol‐ume of an ideal gas. With constant T and n, pressure decreases as volume increases. Can you verify this using the equation to the left? 

Concepts to explore: 

Use  the  ideal  gas  law  to  determine  the  percentage  of  hydrogen peroxide in a commercially available hydrogen peroxide solution 

Observe how a catalyst affects a reaction 

Determine the decomposition rate of the hydrogen peroxide solution 

Page 212: Chemistry Green Lab Manual

 

212 

Lab 20: Ideal Gas Law 

PVn = 

RT

Once the number of moles of O2 gas is calculated, the percent of H2O2 present in the solution can be determined.  To do this, you first need to calculate the theoretical number of moles of O2 there would be if the solution was 100% hydrogen peroxide.  This can be found by using the following equation: 

 

 

 

For this experiment: 

mL H2O2 used  is  the volume of H2O2 you actually use (approximately 5 mL). 

H2O2 density is 1.02 g/mL 

1 mol H2O2  /  34.0  g H2O2  is  the  reciprocal  (inverted fraction).  of the molar mass of H2O2 . The molar mass of H2O2 is 34.0 g /mol, so this is equal to 1 mol H2O2 / 34.0 g H2O2. 

1 mol O2 / 2 mol H2O2 is used since the decomposition produces 1 mole O2 from 2 moles of H2O2 . 

The units  in  the entire equation cancel  to give moles of O2. 

 

The percent hydrogen peroxide can now be found.  To do this, divide  (n),  the actual number of moles you calculated, by  the theoretical  moles  of  O2  there  would  be  if  the  hydrogen peroxide were 100%.  This number is then multiplied by 100%. 

 

 

This  value  can now be  compared  to  the  3% hydrogen peroxide  shown on  the  label  to  see  if  any decomposition has occurred. 

2 2 22 2 2 2 2

2 2 2 2

1 mol H O 1 mol OTheoretical moles O   =   H O  used   ×   H O  density   ×       ×   

34.0 g H O 2 mol H O

2

22 2

Actual moles O  (n)% H O  =     100

Theoretical moles O

In  this experiment, we will use yeast  to accelerate  the decomposition of  the hydrogen peroxide  into water and O2 gas.  Yeast contains the enzyme catalase, which is a catalyst for this reaction.  You will add yeast activated  in warm water to a known amount of hydrogen peroxide and quickly seal off the system so that the O2 gas formed is collected in a graduated cylinder.  After measuring the total volume of gas produced, its temperature, and the atmospheric pressure, the ideal gas law  can  then be used  to  calculate how many moles of O2  gas  is  formed.   We  can do  this by  solving  the  ideal  gas  law equation for n. 

Figure 3: Carbonated beverages contain dissolved CO2 at high pressure. When the container is opened, this pressure can create a powerful burst, such as with this sparkling wine bottle, or when your soda “explodes.”  

Page 213: Chemistry Green Lab Manual

213 

 

Lab 20: Ideal Gas Law 

Pre‐Lab Questions  

1.  What is it in yeast that aids in the decomposition of hydrogen peroxide? 

 

 

 

2.  List the ideal gas law and define each term with units. 

 

 

 

 

 

 

 

 

3.  How many moles of O2 were produced  in a decomposition  reaction of H2O2  if  the barometric pressure was 0.980 atm, the temperature was 298 K and the volume of O2 gas collected was 0.0500 L?  

 

 

 

 

 

 

4.  If you decomposed 10.00 mL of 100% H2O2, how many moles of O2 could you theoretically obtain? 

Page 214: Chemistry Green Lab Manual

 

214 

Lab 20: Ideal Gas Law 

Experiment:  Finding Percent  H2O2  with  Yeast  

 

Procedure  

1.  Prepare the materials for the apparatus as shown in Figure 1. Insert the smaller rigid tubing into one end of the larger, flexible tubing. Insert the free end of the rigid tubing securely into the rubber stopper hole.  

2.  Bend the free end of the flexible tubing  into a U shape, and use a rubber band to hold this shape  in place. This will allow you to more easily insert this end of the flexible tubing into the inverted graduated cylinder. Make sure the tubing is not pinched and that gas can flow freely through it.  

2.  Fill the 600 mL beaker with 400 mL distilled water. 

3.  Fill the 100 mL graduated cylinder  with distilled water slightly over the 100 mL mark.  

Figure 3:  Gas Collection Apparatus (not to exact scale) 

Rigid tubing 

Stopper  

Erlenmeyer flask 

Flexible tubing 

Graduated cylinder 

Ring Stand 

600 mL Beaker 

Collected gas 

Rubber Band 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves   

Yeast            Rubber band      Flexible tubing (18 in.) 

10 mL Hydrogen peroxide       2 Droppers (pipettes)    250 mL Beaker 

10 and 100 mL Graduated cylinders    Stir rod       600 mL Beaker 

Erlenmeyer flask        Thermometer      Stopwatch 

Stopper with hole        Warm water*      Ring stand* 

Rigid plastic tubing (3 in.)      Large ring*      Distilled water* 

*You must provide            *Optional Materials (not provided) 

Page 215: Chemistry Green Lab Manual

215 

 

Lab 20: Ideal Gas Law 

4.  Take the temperature of the water in the 600 mL beaker, and record it in the Data section. Also, determine the barometric pressure  in the room, and record  it  in the Data section. HINT: The pressure  in your region may be found online—if necessary, convert this value to mm Hg.  

5.  Mix 100 mL of warm water  (45°C) and 1 packet of baker’s yeast  in a 250 mL beaker. This will activate the yeast from the dormant (dry) state. Be sure to mix well with a stir rod until the yeast is completely dissolved.  

6.  Use  a  10 mL  graduated  cylinder  and  pipette  to measure  out  5.00 mL  of  hydrogen  peroxide.  Pour  this hydrogen peroxide into the Erlenmeyer flask, and place the stopper with stopper tube over the top. 

7.  Clean the 10 mL graduated cylinder by rinsing it at least three times with distilled water. Dispose of the rinse down the drain. 

8.  Cover the opening of the graduated cylinder with two or three fingers and quickly turn it upside down into the 600 mL beaker already containing 400 mL of water. DO NOT remove your fingers from the opening until the graduated cylinder is fully submerged under the water.  If the amount of trapped air exceeds 10 mL, refill the cylinder and try again.  

9.  Insert  the U  shaped side of  the  flexible  tubing  into  the beaker, and carefully snake  it  into  the submerged opening of the graduated cylinder. You want as little air as possible to be in the graduated cylinder.  

10.  Secure the graduated cylinder to the ring stand by sliding a ring under the submerged cylinder, then attach‐ing the ring to the stand. 

OPTIONAL PROCEDURE:  If your kit does not  include a  ring  stand, you will hold  the graduated  cylinder  in place while gas is collected. Make sure to keep the open end of the cylinder completely submerged to pre‐vent additional gas from entering. Rest the graduated cylinder against the side of the beaker during experi‐mental setup.  

11.  With  the  cylinder  vertical,  record  the  volume  of  air  inside  (the  line  at which  the water  reaches  in  the cylinder) in the Data section in Table 1.  

12.  Using the pipette, measure out 5.00 mL of yeast solution into the rinsed 10 mL graduated cylinder. NOTE: Do not immediately pour the yeast solution into the Erlenmeyer flask. 

13.  Prepare to place the stopper (still connected to the hose) on the Erlenmeyer flask. Reset the stopwatch.  

14.  Quickly pour the 5.0 mL of yeast solution into the Erlenmeyer flask. Immediately place the stopper securely in the opening of the Erlenmeyer flask by twisting it down into the flask gently. 

15.  Start timing the reaction with the stopwatch.  

16.  Swirl the Erlenmeyer flask to mix the two solutions together. 

17.  You will begin to see bubbles coming up  into the 100 mL graduated cylinder. HINT:  If gas bubbles are not immediately visible, make sure the stopper is on tight enough and the tubing is not leaking. You will need to start over after correcting any problems. 

18.  Continue  to swirl  the Erlenmeyer  flask and  let  the  reaction  run until no more bubbles  form  to assure  the reaction has gone to completion. This should take approximately 6‐10 minutes. HINT: Catalase works best around the temperature of the human body. You can speed the reaction up by warming the Erlenmeyer flask with your hands. 

19.  Record the time when the reaction is finished in Table 2 of the Data section, along with the final volume of air in Table 1. Remember to read it at eye‐level and measure from the bottom of the meniscus. 

20.  Pour all other liquids down the drain and clean the labware.  

Page 216: Chemistry Green Lab Manual

 

216 

Lab 20: Ideal Gas Law 

Data 

  Water temperature:        ⁰C 

  Barometric Pressure:        mm Hg 

Initial volume of air (mL)  Final volume of air after reac‐tion (mL) 

Volume of O2 collected  

(Final volume ‐ initial volume)  

     

Table 1:  Volume data  

Time reaction started  Time reaction ended  Reaction time (s) 

     

Table 2:  Reaction time data  

Calculations  

The  goal  is  to  find  the percentage of hydrogen peroxide  in  the  solution!    This  can be  found by working  through  the following steps. 

1.  Convert the temperature of the water from ⁰C to Kelvin (K). Use the equation K =  ⁰C  + 273. This will be your value for absolute T or the temperature in Kelvin.  

 

 

 

2.  If necessary, convert the barometric pressure in the room from mm Hg to atmospheres (atm). 

Divide the measured pressure from the Data section by 760 mm Hg. This will give you pressure (P) in atmospheres.  

T  =       ⁰C  + 273 =        K 

P  =              mm Hg  *                  =                    atm 1 atm 

760 mm Hg 

Page 217: Chemistry Green Lab Manual

217 

 

Lab 20: Ideal Gas Law 

3.  Convert the volume of oxygen from mL to liters (L). 

   

 

 

 

4.  Rearrange the ideal gas law to solve for n.  

 

 

 

 

 

 

5.  You are now ready to solve for the number of moles of O2.  Be sure the units cancel so that you end up with only the moles of O2  left. Use the value for the constant R given:           

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

     Actual number of moles of O2 (n)  =                  moles 

 

V  =            mL *             =          L 1 L 

1000 mL 

R  =  0.0821 L∙atm/mol∙K 

Page 218: Chemistry Green Lab Manual

 

218 

6.  Calculate the theoretical number of moles of O2 there would be if the hydrogen peroxide were 100%, and not an aqueous solution.   

  To use the above equation, calculate the following: 

 

—    H2O2  volume is the volume (mL) of hydrogen peroxide used:     Volume  =                    mL H2O2 

—    H2O2  density is known:  Density  =  1.02 g/mL  

 

 

 

        Molar mass of H2 O2  =          g H2O2/1 mol H2O2 

 

        Molar mass of H2 O2 reciprocal  =  

 

Now you have all of the information needed to solve the equation for the theoretical moles of O2.  All you need to do is fill in the blanks and do the calculations.  

 

 

Theoretical moles of O2      =    

 

 

 

 

Theoretical moles of O2      =                     mol 

 

 

mol H2O2 

g H2O2 

is the reciprocal of the molar mass of H2O2. First write the molar mass of H2O2 then find the reciprocal.   

    *    *    * 

mol H2O2  

g H2O2  

1 mol O2  

2 mol H2O2  Theoretical moles of O2  =   H2O2 volume * H2O2  density  *                               *    

—     

Lab 20: Ideal Gas Law 

Page 219: Chemistry Green Lab Manual

219 

 

7.  Find the percent hydrogen peroxide.  

 

% H2O2    =                *  100%   =             % 

 

8.  You can also easily determine the reaction rate.  To do this, divide the total volume of oxygen collected by the total time of the reaction.     

 

Reaction rate  =              =                mL/sec                   

Actual moles O2 

Theoretical moles O2 

Volume O2 (mL) 

Reaction time (s) 

Post‐Lab Questions  

1.  Was the calculated percentage of hydrogen peroxide close to the same as the percentage on the label? 

 

 

 

 

 

 

2.  Considering that catalysts are not consumed in a reaction, how do you think increasing the amount of catalyst would affect the reaction rate for the decomposition of hydrogen peroxide? 

Lab 20: Ideal Gas Law 

Page 220: Chemistry Green Lab Manual
Page 221: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 21: Reaction Rate 

Page 222: Chemistry Green Lab Manual
Page 223: Chemistry Green Lab Manual

223 

 

Lab 21: Reaction Rate 

Introduction 

Why is it easier to sweeten hot tea with granular sugar than cold tea with sugar cubes? 

As you begin to stir sugar cubes  into cold tea, the sugar particles sluggishly separate  from  the  cube while  following  the  flow  of  your  spinning  stirrer.  Eventually, after much stressful stirring, the  little sugar crystals make  their way  into solution. Then you notice that your friend has almost finished his sweet  tea  and has  already  returned  for more.    You  complain  that  you’ve been stirring forever just to dissolve the sugar in your cold tea.  Your friend responds,  “I only had  to  stir mine  for  a  few  seconds,  and  it was  good  to drink!”   Why  do  you  think  your  friend’s  sweet  tea was  finished  so much faster?  Well, his sweet tea was made from hot water and granular sugar. 

A reaction rate is the time that it takes for the reactants to be changed into products. The rate is given as the change of the concentration of a reactant or product  in a certain amount of time, and can be described using various units. Reaction  rates are affected by  several  factors which  include  the  fol‐lowing:  the nature of  the  reactants,  surface area, concentration,  tempera‐ture, pressure, and the presence of a catalyst.  Whether a reaction rate will increase or decrease depends on the rate that the molecules involved effec‐tively collide to result in a reaction.   

Throughout this laboratory exercise, you will use calcium carbonate and cit‐ric acid to discover how temperature, surface area, and concentration affect reaction rates.   Calcium carbonate  is the main compound found  in marble.  Marble  is often used to make statutes or as decorative rock chips  in flower beds.   Citric  acid  reacts with  calcium  carbonate  to  form  calcium  chloride, carbon  dioxide  gas,  and water.    This  is  similar  to  how  acid  rain  degrades marble statutes. 

In this laboratory exercise you will compare how two different surface areas of calcium carbonate, a powder and a solid rock piece, react with different concentrations of citric acid at various temperatures. The powder has a large overall surface area due to its many individual parts. In contrast, the solid, a crystallized rock, has a much smaller surface area.  You will record how long it takes for each reaction to complete, then calculate and compare the reaction rates.  

Figure 1: Calcium carbonate is abundant in nature, and is the primary component of lime‐stone and marble rock (top). Calcium carbon‐ate is commonly found in antacids and cal‐cium supplements.   

Concepts to explore: 

Understand how  temperature,  surface area, and  concentration  influ‐ence the rate of a reaction 

Relate reaction rates on a molecular level 

Page 224: Chemistry Green Lab Manual

 

224 

Lab 21: Reaction Rate 

Pre‐lab  Questions  

1.  Name five factors that can affect the rate of a reaction. 

3.  In the opening paragraph example, it took more time to make sweet tea with cold water and sugar cubes than to sweeten hot tea with granular sugar.  Why? 

4.  What is the primary factor that determines whether a reaction rate increases or decreases? 

Page 225: Chemistry Green Lab Manual

225 

 

Lab 21: Reaction Rate 

Experiment:  Comparing  Reaction Rates  

Procedure  

1.  Label four test tubes 1, 2, 4, and 5 (Reaction 3 takes place in the 50mL beaker, which is why you number the test tubes this way).   

2.  Break off a piece of CaCO3 rock with a mass of approximately 0.2 grams. Record the actual mass in the Data section.  Place the rock in test tube 1. 

3.  Weigh out three more pieces of approximately 0.2 grams of CaCO3 rock.  These should be as close as possi‐ble to the mass of the first rock sample.  Place the pieces of rock into test tubes 2, 4 and 5.  Record each of their masses Table 1.   

4.  Into a 50 mL beaker, weigh out approximately 0.2 grams of CaCO3 powder.  This should be as close as possi‐ble to the amount of the previously weighed pieces of marble rock.  Record the mass in Table 1.   

Reaction  #  1  

6.  Measure 10 mL of saturated citric acid solution  into a 10 mL graduated cylinder.   Transfer the acid to test tube 1  (with  the CaCO3  rock), and place  this  test  tube  immediately  in an  ice bath.   Record  the start  time. Check on this reaction frequently and record when the reaction no longer produces bubbles (gas).  Record all values in Table 1, along with your observations.  

Reaction  #  2  

6.  Measure 5 mL of saturated citric acid solution (60%)  into a 10 mL graduated cylinder and dilute to 30% by adding 5 mL distilled water.  Transfer the diluted acid to test tube 2, and place this test tube in the rack.  Re‐cord the start time. Check on this reaction frequently and record the time when the reaction no longer pro‐duces bubbles (gas).  Record all values in Table 1, along with your observations.  

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves  Baking soda 

40 mL Saturated citric acid solution (60%)  pH Paper 

Calcium Carbonate rock (CaCO3)     Permanent marker 

Calcium Carbonate powder (CaCO3)    Scale 

10 mL graduated cylinder      Stopwatch 

4 test tubes          Stir rod 

50 mL beaker          Distilled water* 

250 mL beaker          Ice* 

Test tube holder        Boiling water bath* 

Test tube rack          *You must provide 

Page 226: Chemistry Green Lab Manual

 

226 

Lab 21: Reaction Rate 

Reaction  #  3 

6.  Measure 5 mL of saturated citric acid solution (60%) into a 10 mL graduated cylinder and dilute it to 30% by adding 5 mL distilled water.   Transfer this diluted acid to the 50 mL beaker that contains CaCO3 powder.  Use a stopwatch to time the reaction from when the acid  is poured onto the powder and until the reaction no longer produces bubbles (gas).  Record all values in Table 1, along with your observations.  

Reaction  #  4 

6.  Measure 10 mL of saturated citric acid solution  into a 10 mL graduated cylinder.   Transfer the acid to test tube 4 and place this test tube in the rack.  Record the starting time. Check on the reaction frequently and record the time when the reaction is no longer fizzing.  Record all values in Table 1, along with your observa‐tions.  

Reaction  #  5 

6.  Measure 10 mL of saturated citric acid solution  into a 10 mL graduated cylinder.   Transfer the acid to test tube 5, and place this test tube in the previously started hot water bath.   Record the starting time.  Check on this reaction frequently and record the time when the reaction stops (no longer fizzing).  Record all values in 

Data 

Substance, Reaction # 

Variable 

Mass of the CaCO3 (g) 

(these should be close) 

Time of the reaction 

(sec) (start/stop) 

% Citric Acid 

CaCO3 Rock 

#1 

Saturated acid solution, iced 

     

CaCO3 Rock 

#2 

Diluted acid solution, room 

temp.       

CaCO3  

Powder 

#3 

Diluted acid solution, room 

temp.       

CaCO3 Rock 

#4 

Saturated acid solution, room 

temp.       

CaCO3 Rock 

#5 

Saturated acid solution, heated 

     

Observations 

 

 

 

 

 

Table 1: Reaction rate data and observations 

Page 227: Chemistry Green Lab Manual

227 

 

Lab 21: Reaction Rate 

Calculations  

Calculate the rate (g/sec) of each of the reactions you observed. 

Reaction 1 (rock, iced, saturated solution): 

Reaction 2 (rock, room temperature, diluted solution): 

Reaction 3 (powder, room temperature, diluted solution): 

Reaction 4 (rock, room temperature, saturated solution): 

Reaction 5 (rock, heated, saturated solution):  

Page 228: Chemistry Green Lab Manual

 

228 

Post‐lab Questions  

1.  All the reactions that you performed were chemically the same.   You  just varied several factors. What were the factors that were varied? 

2.  Which factor do you think made the biggest influence on the reactions?  Why? 

3.  Out of the five different reactions, which reaction was the slowest?  Was this what you expected?  Why? 

4.  Why do you think marble statues require long periods of time to degrade in regions that are affected by acid rain? 

Lab 21: Reaction Rate 

Page 229: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 22: Catalysts 

Page 230: Chemistry Green Lab Manual
Page 231: Chemistry Green Lab Manual

231 

 

Lab 22: Catalysts 

Introduction 

Why  do  bubbles  form  when  you  put  hydrogen peroxide on a wound? 

Ouch! You just scraped your knee.  After you hobble to a sink to wash it off, you apply some hydrogen peroxide. Small bub‐bles  start  forming  almost  immediately. Why?  The  reason  is because blood and tissue contain a certain enzyme that accel‐erates  the  decomposition  reaction  of  hydrogen  peroxide forming  oxygen  gas  and  water.  The  enzyme  is  a  biological catalyst.  When there is a need for speed in a reaction, using a catalyst is often the best method. 

Many chemicals the human body needs are made within  the cells. This means  the human body has a need  for  super‐fast chemical  reactions.  A  high  reaction  temperature  or  a  large concentration of the reactants will often sufficiently speed up a reaction in the laboratory. But our cells cannot rapidly increase their temperature or suddenly increase the availability of certain chemicals.  Instead, the human body uses catalysts. A catalyst is a substance that speeds up a reaction, but  is not consumed during  the  reaction. Biological catalysts are called enzymes. There are many different  types of enzymes, and each type speeds up a certain reaction your body needs to have happen right then! Without catalysts your body could not do even the simplest task. 

Reactions have a minimum amount of energy required to occur.  This is called the activation energy.  A catalyst will lower the activation energy by  requiring  less energy  for  the reaction  to occur. Chemists cannot always speed up a reaction by changing the usual variables, and reactions that take a  long time are seldom very useful.   For this reason, chemists often add catalysts to speed up reactions. 

After a chemist decides to use a catalyst, there are several things that have to be studied.  One of the biggest challenges is finding the ideal catalyst for a particular reaction.  Frequently several catalysts are found that will work, and they are com‐pared to determine which is best.  Some of the factors that a chemist will take into consideration include the desired speed of the reaction, the cost of the catalyst, how  long the catalyst will work, and  if  it  is toxic or harmful to the environment.  Another characteristic to consider  is a catalyst’s phase. A heterogeneous catalyst  is  in a different state of matter (phase) than the reactants when it is applied, while a homogeneous catalyst is applied in the same phase. Generally, homogeneous catalysts will react faster, but heterogeneous catalysts are easier to separate from the products.  

In addition to the enzymes in blood and tissue, there are several other catalysts that can be used to accelerate the reaction to decompose hydrogen peroxide into water and oxygen gas.  Manganese dioxide, many fruits and vegetables, household bleach, and even soil can all be used to catalyze this reaction. A piece of a carrot put into a solution of hydrogen peroxide is an example of a heterogeneous catalyst, as the carrot is in a solid phase and the hydrogen peroxide is in a liquid phase.  If 

Figure 1: Adding a catalyst can drastically speed up the rate of a chemical reaction. Catalysts play a direct role in the envi‐ronment and in biology, and are often used in industrial ap‐plications for food processing and chemical refinement.  

Concepts to explore: 

Evaluate different catalysts to determine which one is the best choice 

Illustrate  the differences between using heterogeneous and homoge‐neous catalysts 

Demonstrate how varying quantities of a catalyst affect the reaction 

Page 232: Chemistry Green Lab Manual

 

232 

instead the carrot is made into a juice and added to the hydrogen peroxide solution, it is a homogeneous catalyst since it is then in the liquid phase.   

Chemists also have to determine the optimal amount of a catalyst present  in the reaction. If a catalyst  is very expensive, toxic, or hard to remove from the product, they may use the least amount of catalyst that will work.  If instead there is a need to have the reaction happen more rapidly, a chemist may choose to add more catalyst.   There  is a point however, where adding more catalyst will not increase the reaction rate.  This is because there is as much or more catalyst than the limiting reactant. 

 

Pre‐lab  Questions  

1.  What is a catalyst? 

2.  If you continue to add more catalyst will the speed of a reaction always continue to  increase?   Explain your answer.    

Lab 22: Catalysts 

Page 233: Chemistry Green Lab Manual

233 

 

3.  In  this  lab  you will produce oxygen  and water  from hydrogen peroxide  (H2O2).   Write  a balanced  reaction equation for this reaction.               

4.  What causes the bubbles to form in this reaction? 

5.  The exhaust gas from car engines pass through catalytic converters that contain very small amounts of solid platinum, palladium, and rhodium catalysts.  Are these metals homogeneous or heterogeneous catalysts? 

Lab 22: Catalysts 

Page 234: Chemistry Green Lab Manual

 

234 

Experiment:  Reactions with  Catalysts 

In this  laboratory exercise, you will evaluate carrots, tomatoes, yeast, and soil as catalysts to decompose hydrogen peroxide.  You will also observe the differences between using a piece of carrot or carrot juice as a catalyst for this reaction.  Finally, you will observe the effects of adding different amounts of carrot juice on the reaction rate. 

Procedure  

Part  1:  Comparison  of  Different  Catalysts  

1.  Place 11 test tubes in the test tube racks.   

2.  Use the permanent marker to  label 5 of the test tubes C, T, D, and Y, symbolizing carrot, tomato, soil, and yeast. HINT: It’s best to clearly label glassware to prevent cross contamination. 

3.  Mix 100 mL warm water (45⁰C) with one packet of yeast in a 250 mL beaker. Stir with the stir rod until dis‐solved. 

4.  Use a 10 mL graduated cylinder and a pipette to add 3 mL of hydrogen peroxide to EACH of the 5  labeled test tubes. 

5.  Carefully add a small piece (approximately 1 cm2) of carrot to the test tube  labeled C, and a small piece of tomato to the test tube labeled T.  Add a similar small amount of soil to the test tube labeled D.   

6.  Measure 3 mL of yeast solution into a clean 10 mL graduated cylinder. Slowly add the yeast solution to the test tube labeled Y.  Swirl until all bubbling and foaming stops. This will indicate the completion of the reac‐tion.  

7.  Record observations for each of the reactions  in the Initial Observations column  in Table 1  in the Data sec‐tion.  Let the reactions continue until the end of the next part of the procedure. 

Part  2:  Catalyst  Quantity  Comparison  

7.  Use a permanent marker to label the 6 remaining test tubes, 1, 5, 10, 1A, 5A, and 10A. 

Lab 22: Catalysts 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves   

11 test tubes        250 mL beaker 

10 mL graduated cylinder    Stir rod 

Hydrogen peroxide (H2O2)    Soil 

Yeast          Warm water (45⁰C)* 

3 Droppers (pipettes)      Small piece of a carrot* 

2 Test tube racks      Small piece of a tomato* 

          *You must provide 

Page 235: Chemistry Green Lab Manual

235 

 

8.  Fill test tube 1A, 5A, and 10A with 1 mL, 5 mL, and 10 mL of yeast solution respectively. 

9.  Use a 10 mL graduated cylinder and pipette to add 1 mL of hydrogen peroxide to the test tubes labeled 1, 5, and 10. 

10.  Simultaneously  (or as close to the same time as possible) pour the yeast solution  from test tubes 1A, 5A, and 10A into the corresponding test tubes 1, 5, and 10 containing the hydrogen peroxide. 

11.  Record your observations of the three reactions in Table 2 of the Data section. HINT: Be sure to note obser‐vations both of similarities and differences in the bubbling and foaming among the reactions. 

12.  Return to the test tubes in Part 1 and make final observations. Record your observations in the Final Obser‐vations Column in Table 1 of the Data section. 

Data 

Type of Catalyst 

Initial Observations  Final Observations 

 Carrot 

     

Tomato 

     

Soil 

     

 Yeast 

    

Table 1: Catalyst comparison observations 

Lab 22: Catalysts 

Page 236: Chemistry Green Lab Manual

 

236 

Amount of yeast 

Observations 

1 mL    

5 mL    

10 mL    

Table 2: Catalyst quantity observations 

Post‐lab Questions  

1.  Classify each catalyst you used as homogeneous or heterogeneous. 

Homogeneous catalysts: 

Heterogeneous catalysts: 

 

 

2.  Which catalyst made the reaction go the fastest?  Is it a homogeneous or heterogeneous catalyst? 

Lab 22: Catalysts 

Page 237: Chemistry Green Lab Manual

237 

 

3.  Which catalyst would be the easiest to remove from the water that was formed?  Is it a homogeneous or het‐erogeneous catalyst? 

4.  Which amount of yeast solution you tested would be the best to use?  Explain your answer. 

Lab 22: Catalysts 

Page 238: Chemistry Green Lab Manual
Page 239: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 23: Acids and Bases 

Page 240: Chemistry Green Lab Manual
Page 241: Chemistry Green Lab Manual

241 

 

Lab 23: Acids and Bases 

Introduction 

Have you ever had a drink of orange juice after brushing your teeth? 

What do you taste when you brush your teeth and drink orange juice afterwards? Yuck! It leaves a really bad taste  in your mouth. But why? Orange  juice and toothpaste by them‐selves  taste good. The  terrible  taste  is  the  result of an acid/base  reaction  that occurs  in your mouth.  Orange juice is a weak acid and the toothpaste is a weak base. When they are placed  together  they neutralize each other and produce a product  that  is unpleasant  to taste. In this lab we will discover how to distinguish between acids and bases.  

Two very  important  classes of  compounds are acids and bases. But what exactly makes them different? Acids and bases have physical and chemical differences that you can ob‐serve and  test. According  to  the Arrhenius definition, acids  ionize  in water  to produce a hydronium ion (H3O

+), and bases dissociate in water to produce hydroxide ion (OH‐).  

Physical differences between  acids  and bases  can  be detected  by  the  senses,  including taste and touch.   Acids have a sour or tart taste and can produce a stinging sensation to broken  skin. For example,  if you have ever  tasted a  lemon,  it can often  result  in a  sour face. Bases have a bitter taste and a slippery  feel. Soap and many cleaning products are bases. Have you accidentally tasted soap or had it slip out of your hands? 

Reactions with acids and bases vary depending on the particular reactants, and acids and bases each react differently with other substances. For example, bases do not react with most metals, but acids will react readily with certain metals to pro‐duce hydrogen gas and an ionic compound—which is referred to as a salt.  An example of this type of reaction occurs when magnesium metal reacts with hydrochloric acid.  In this reaction, magnesium chloride (a salt) and hydrogen gas are formed. 

Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2(g)

metal      +      acid              →         a salt      +      hydrogen gas  

Acids may also react with a carbonate or bicarbonate to form carbon dioxide gas and water.  The general reaction equation for a reaction between an acid and a carbonate can be represented in this manner: 

CO32-

(aq) + 2 H3O+

(aq) → CO2 (g) + 3 H2O (l)

                   carbonate      +       acid        → carbon dioxide     +    water 

The general equation for a reaction between an acid and a bicarbonate is similar and can be represented in this manner: 

Figure 1: Orange juice has a pH of around 3.5. Dairy milk, by comparison, is much less acidic, with a pH of around 6.5.  

Concepts to explore: 

Understand the properties and reactions of acids and bases 

Relate these properties to common household products 

Page 242: Chemistry Green Lab Manual

 

242 

Lab 23: Acids and Bases 

HCO3-

(aq) + H3O+

(aq) → CO2 (g) + 2 H2O (l)

                

Acids and bases can also react with each other.  In this case, the two opposites cancel each other out so  that  the product  formed has neither acidic nor basic  (also called alkaline) properties.    This  type of  reaction  is  called  a neutralization  reaction.    The general equation for the reaction between an acid and a base  is represented  in this manner: 

H3O+ + OH - → 2 H2O

   

An example of a neutralization reaction is when an aqueous solution of HCl, a strong acid, is mixed with an aqueous solution of NaOH, a strong base.  HCl, when dissolved in water, forms H3O

+ and Cl‐.   NaOH in water forms Na+ and OH‐.  When the two solu‐tions are mixed together the products are water and common table salt (NaCl). Nei‐ther water nor table salt has acid or base properties.  Generally this reaction is writ‐ten without the water solvent shown as a reactant: 

HCl + NaOH → H2O + NaCl

There is another group of acids called organic acids.  Acetic acid found in vinegar and citric acid found in citrus fruit are ex‐amples of organic acids.  These acids are all much weaker than HCl.  Organic acids have at least one –CO2H group in their molecular formula.  When a base is added, the –H of the –CO2H group is replaced just like the –H in HCl.  In this lab you will use citric acid as the acid and sodium bicarbonate as the base.  Citric acid has three –CO2H groups and only each of the H’s on these groups react with a sodium bicarbonate.  The other H’s in the formula do not react.  This reaction can be repre‐sented in this manner: 

HOC(CO2H)(CH2CO2H)2 + 3 NaHCO3 → HOC(CO2-Na+)(CH2CO2

-Na+ )2 + 3 CO2 + 3 H2O

Acids and bases are measured on a scale called pH.  The pH of a substance is defined as the negative log of its hydronium ion concentration. An aqueous (water) solution that has a lot of hydronium ions but very few hydroxide ions is considered to be very acidic, while a solution that contains many hydroxide ions but very few hydronium ions is considered to be very basic.   

pH   =  ‐ log [H3O+] 

pH values range from less than 1 to 14, and are measured on a logarithmic scale (equation above). This means that a sub‐stance with a pH of 2 is 10‐times (101) more acidic than a substance with a pH of 3. Similarly, a pH of 7 is 100‐times (102)more basic than a pH of 5. This scale lets us quickly tell if something is very acidic, a little acidic, neutral (neither acidic nor basic), a little basic, or very basic.  A pH of 1 is highly acidic, a pH of 14 is highly basic, and a pH of 7 is neutral. 

Table 1: Approximate pH of various common foods.  

Food  pH Range 

Lime  1.8 ‐ 2.0 

Soft Drinks  2.0 ‐ 4.0 

Apple  3.3 ‐ 3.9 

Tomato  4.3 ‐ 4.9 

Cheese  4.8 ‐ 6.4 

Potato  5.6 ‐ 6.0 

Drinking Water  6.5 ‐ 8.0 

Tea  7.2 

Eggs  7.6 ‐ 8.0 

bicarbonate      +       acid             →   carbon dioxide       +    water 

Acid       +      Base          →         Water 

Page 243: Chemistry Green Lab Manual

243 

 

Lab 23: Acids and Bases 

Pre‐lab  Questions  

1.  What is a neutralization reaction? 

2.  Hydrochloric acid (HCl) is a strong acid.  About what pH would you expect it to be? 

3.  Sodium hydroxide (NaOH) is a strong base.  About what pH would you expect it to be? 

pH indicators, which change color under a certain pH level, can be used to determine whether a solution is acidic or basic.  Litmus paper is made by coating a piece of paper with litmus, which changes color at around a pH of 7. Either red or blue litmus paper can be purchased depending on the experimental needs. Blue  litmus paper remains blue when dipped  in a base, but turns red when dipped in an acid, while red litmus paper stays red when dipped in an acid, but turns blue when in contact with a base. 

A more precise way to determine acidity or basicity is with pH paper.  When a substance is placed on pH paper a color ap‐pears, and this color can be matched to a color chart that shows a wide range of pH values. In this way, pH paper allows us to determine to what degree a substance is acidic or basic and can provide an approximate pH value.  

Page 244: Chemistry Green Lab Manual

 

244 

Lab 23: Acids and Bases 

Experiment:  Acidity  of  Common  Household  Products 

In  this experiment, we will observe  the neutralization of acids and bases using grape  juice as an  indicator. We will also  test common household products for their acidity or alkalinity. 

Procedure  

Part  1:    Acid‐Base  Neutralization  

1.  Label three test tubes 1, 2, and Standard.  

2.  Prepare 50 mL of a 10% grape juice solution by first pouring 5 mL of grape Juice into a 100 mL graduated cylinder.   Add distilled water until the total volume of  liquid  is 50 mL.  Mix well by stirring the solution with a stirring rod.  

3.  Pour 10 mL of the dilute grape juice solution into each test tube. 

4.  Note the color of the juice in the test tube labeled Standard in Table 2.   

5.  Using a pipette, add 15 drops of saturated citric acid solution  into test tube 1.   Record your observations con‐cerning the color change in Table 2 of the Data section. Use the juice in the test tube labeled standard for com‐parison.  

6.  Using a pipette, add 15 drops of saturated sodium bicarbonate solution  into test tube 2. Record your observa‐tions concerning the color change in Table 2 of the Data section. Use the juice in the test tube labeled standard for comparison.  

7.  Use pH paper to determine the pH of the solution in each of the 3 test tubes.  Record the pH values in Table 2. 

8.  Using a pipette, add drops of saturated sodium bicarbonate solution to test tube 1 until it returns to its original color.  Record your observations in Table 3. 

9.  Using a pipette, add drops of saturated citric acid solution to test tube 2 until it returns to its original color.  Re‐cord your observations in Table 3. 

HINT: If the grape juice 

is not dilute enough or 

the  base  is  not  as 

strong  as  needed,  you 

may  continue  adding 

drops of base. 

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves  Vinegar       Household ammonia 

Grape Juice**          3 test tubes      pH paper 

Saturated citric acid solution  (60%)    Test tube rack      Neutral litmus paper 

Saturated sodium bicarbonate solution (15%)   2 50 mL beakers    Tomato juice 

Sodium bicarbonate         12‐well plate      Powdered milk 

Lemon juice          10 Droppers (pipettes)    Baking soda 

Dishwashing liquid        Stirring rod      Distilled water* 

*You must provide        ** Used in the next lab—refrigerate after opening 

Page 245: Chemistry Green Lab Manual

245 

 

Lab 23: Acids and Bases 

10.  Use pH paper to test the pH of the 3 solutions. Record the pH values in Table 3. 

Part  2:    Testing  acidity  and  basicity  of  common  household  products  

1.  Use the pipettes to place into different wells of your 12‐well plate a couple of drops of each of the following items: tomato  juice, household ammonia, milk (mix powdered milk with 50mL water until dissolved), vine‐gar,  lemon  juice, and diluted dishwashing  liquid  (mix 1mL dishwashing  liquid with 5mL water).   Be sure to label or write down where each  item  is  located  in  the 12‐well plate. CAUTION: Do not  contaminate  the items being tested.  Be sure to use only a clean pipette for each item.  

2.  Guess the pH of each of the items before you find the experimental value and record your guess in Table 4.  

3.  Test each item with litmus paper and pH paper.  Record your results in Table 4.  

4.  To clean up rinse all chemicals  into a waste beaker.   Neutralize the waste to a pH between 4 and 8 using either baking soda or vinegar.  Wash the waste solution down the drain.  

Data 

   Test tube 1  Test tube 2  Standard 

Step 1  Add acid  Add base  Neutral 

Color          

pH value          

   Test tube 1  Test tube 2  Standard 

Step 1  Add base  Add acid  Neutral 

Color       

pH value       

Product  Hypothesized pH Color of Litmus 

Paper Color of pH Paper  Actual pH 

         

         

         

         

         

         

         

Table 2: Acid‐Base Neutralization for Part 1, Steps 5 & 6  Table 3: Acid‐Base Neutralization for Part 1, Steps 8 & 9 

Table 4: Acidity and basicity testing for household products data 

pH Paper Key 

Page 246: Chemistry Green Lab Manual

 

246 

Lab 23: Acids and Bases 

Post‐lab Questions  

1.  Why did the grape juice change color when an acid or base was added? 

2.  You added a base, sodium bicarbonate, to test tube 1 that contained citric acid and an acid to test tube 2 that con‐tained base.  Why did the grape juice return to its original color? 

3.  Name 2 acids and 2 bases you often use. 

Page 247: Chemistry Green Lab Manual

Introductory Chemistry 

Lab 24: Titration 

Page 248: Chemistry Green Lab Manual
Page 249: Chemistry Green Lab Manual

249 

 

Lab 24: Titration 

Introduction 

When  do  you  use  something  known  to  find something unknown?

Every day we face things that are unknown to us, and every day we use what we do know  to determine  the unknown. When you wake up in the morning and see that it is cloudy, you  speculate  that  you might  need  an  umbrella  because there is a possibility of rain.  You do not know that it is going to  rain, but you do know  that  it  is cloudy and cloudy days often  lead  to rainy days. You use what you know  to deter‐mine what you do not know.  In  the same way,  in an acid/base titration, we determine the unknown concentration of an acid or base with a known concentration of the opposite acid or base. 

You will use  candy  in  this  lab exercise—not  to eat, but  to determine its acid concentration.  In general, to find an un‐known one must know how it relates to a known.  Remem‐ber when  acids  and  bases  are  combined,  a  neutralization reaction occurs.  To determine the concentration of acid in an acidic candy solution, a base of known concentration, called a standard solution, is added in small quantities until complete neutralization occurs. This procedure is called an acid‐base titration. When neutralization occurs, the equivalence point of the titration has been reached.   

When the standard solution  is reacted with an acid or base, how do you know when the neutralization reaction  is com‐plete?   An additional substance  is required  for a titration  ‐ an acid‐base  indicator.   An  indicator provides a sudden color change when a certain pH is reached.  The pH at which the indicator changes color, known as the end point of the titration, depends on the chemical nature of the indicator.  An indicator for a titration should be chosen that changes color at a pH near the equivalence point.  At the equivalence point, one can assume that the total number of H+ ions donated by the acid equals the total number of H+ ions accepted by the base. 

But even more information can be learned from the titrations.  You can even calculate how many moles of acid there is per gram of candy if the type of acid in the candy is known.  To do this, the following equation is used:    

In the above equation:  

b b

acid

a x M x Vmoles =

b

Figure 1:  Swimming pool test kits are like a small titration ex‐periment. Kits like this first use a phenol red indicator to meas‐ure the acidity of the pool water. Next, a titrant is gradually added by drop;  the number of drops tells you how  much  acid or base mixture needs to be added to the pool water to achieve the ideal pH.  

Concepts to explore: 

Understand the process of titration. 

Use titration with a standard Na2CO3 solution to determine whether Swee‐Tarts® or Smarties® candies requires more standard base per gram of candy to reach the endpoint. 

Use titration with a standard Na2CO3 solution to determine whether Swee‐Tarts® or Smarties® candies has more moles of acid per gram of candy. 

Page 250: Chemistry Green Lab Manual

 

250 

Lab 24: Titration 

 a  =  Reaction coefficient of the acid 

Mb  =  Molarity of the basic solution 

Vb  =  Volume of base used in titration converted to Liters 

 b  = Reaction coefficient of the base 

To determine the reaction coefficients of the acid and base, you must first balance the reaction equation.  The reaction co‐efficients are just the number in front of the acid or the base in the balanced equation.  In this experiment, the tart candies you will analyze are SweeTarts® which contain malic acid and Smarties© which contain citric acid.  The reactions are shown below. 

After the reaction coefficients are determined for a titration, you then calculate how many moles of acid there are in each gram of candy.  An example is on the next page.  

SweeTarts®:  Malic  Acid  

                   (acid ↓)              (base ↓)                                (salt↓) 

HO2CCH2CH(OH)CO2H + Na2CO3 → Na+O2- CCH2CH(OH)CO2

- Na+ + CO2 + H2O

Notice that for the SweeTarts, one molecule of Na2CO3 is required for every one molecule of malic acid.  This is because malic acid has 2 acid groups (‐CO2H). For this reaction shown above, a  is 1 and b is 1. 

Smarties®:  Citric  Acid  

                 (acid ↓)                         (base ↓)                              (salt↓) 

2 HOC(CO2H)(CH2CO2H)2 + 3 Na2CO3 → HOC(CO2- Na+)(CH2CO2

- Na+)2 + 3 CO2 + 3 H2O

For Smarties, 3 NaOH molecules are required for every one citric acid molecule.  This is because citric acid has 3 acid groups (‐CO2H).  Here, a is 2 and b is 3.  

Page 251: Chemistry Green Lab Manual

251 

 

Lab 24: Titration 

1 L 

1000 mL 

a x Mb x Vb 

(1) (0.250 mol/L) (0.00288 L) 

0.00115 mol 

0.455 g 

Less concentrated solutions are often prepared by diluting a more concentrated solution.   Dilutions of molar concentra‐tions are made by using the equation: 

 

 

where 

M1  =  Molarity of the starting, more concentrated solution 

V1  =  Volume needed of the starting more concentrated solution 

M2  =  Molarity of the final less concentrated solution 

V2  =  Final volume wanted of the final less concentrated solution 

1 1 2 2M V  = M V

Example  1:  Calculating  the  Moles  of  Acid   in  SweeTarts®  

If 0.455 g of SweeTarts requires 2.88 mL of 0.25 M Na2CO3 to reach the endpoint, how many moles of acid is there in each gram of the candy?   

Answer:  Since 1 molecule of malic acid requires 1 molecule of Na2CO3 , a = 1 and b = 1.   

Next, 2.88  mL of Na2CO3  must be converted to liters of Na2CO3 . 

 

Vb  =  2.88 mL   x                                      =   0.00288 L 

                         

   

Mb is given to be 0.250 mol/L Na2CO3 .  

 

Solving for moles acid, we get:  

 

Molesacid =           =                                                                                                    =    0.00115 mol 

 

Molesacid/g candy  =                  =    0.00253 mol acid/g candy 

Page 252: Chemistry Green Lab Manual

 

252 

In this experiment you will start with 0.500 M Na2CO3 and you will need to make 40.0 ml of 0.250 M Na2CO3.  This equation can be used to find out how much of the 0.500 M Na2CO3 is needed.  M1 would be 0.500 M, V1 is what needs to be calcu‐lated, M2 is 0.250 M, and V2 is 40.0 mL.  The equation then becomes: 

 

 

 

 

 

One way to make this solution is to first carefully measure out 20.0 mL of 0.50 M Na2CO3 into a 100.0 mL graduated cylin‐der.   The volume  is brought up to 40.0 mL using distilled water and the solution is mixed well.   Notice that the volume is always brought up to the total volume.  This is because if you put two different liquids together, the total amount of liquid you will end up with is not always the sum of the two volumes you started with.  The molecules may move closer or farther apart.  

Graduated  cylinders  are  often  accurate  enough  for many  dilutions.   However, when  very  accurate measurements  are needed, chemists will use more accurate equipment such as volumetric flasks and volumetric pipettes. 

2 3

2 21 1 2 2 1

1

1

2 3

M VM V  = M V         V   =  

M

 (0.250 M  Na CO ) (40 mL)V   =     =   20.0 mL

0.500 M  Na CO

Lab 24: Titration 

Page 253: Chemistry Green Lab Manual

253 

 

Pre‐lab  Questions  

1.  What is the difference between equivalence points and end points?                                                                                      

2.  What would happen if you forgot to put the indicator in? 

3.  If 2.078 g of Smarties® requires 2.11 mL of 0.250 M Na2CO3 to reach the endpoint, how many moles of acid is there in each gram of the candy?   

Lab 24: Titration 

Page 254: Chemistry Green Lab Manual

 

254 

Lab 24: Titration 

Experiment:  Titration  of  Sour  Candy  

In this experiment, you will dissolve SweeTarts® and Smarties® in water and titrate the solutions with 0.25 M Na2CO3.  The end point will be determined with grape juice as the indicator.  It changes color at approximately pH 8.  You will then deter‐mine which candy requires more Na2CO3 per gram of candy to reach the endpoint.  Finally, you will calculate the moles of acid per gram for each type of candy.   

Procedure  

Part  1:  Titration  of  Grape  Juice   Indicator  

1.  Begin heating about 300 mL of distilled water to around 50oC.  

2.  While the water is heating, prepare the titrant: 40.0 mL of 0.250 M Na2CO3. Do this by first carefully measur‐ing out 20.0 mL of 0.500 M Na2CO3 into a 100 mL graduated cylinder.  Use distilled water to bring the total volume up to 40.0 mL.  Stir the solution to mix well.  

3.  Pour the solution into a small beaker and record 0.250 M as the concentration of Na2CO3, Mb, in Table 1.  

4.  Place a waste beaker below the syringe. Carefully rinse 0.5 mL of the 0.250 M Na2CO3 through the syringe into a waste beaker. Rinse the syringe twice.   

5.  Remove  the syringe piston and place  the stopcock on  the end. Set  the stopcock  to close  (no  liquid drains out). Fill the syringe slightly over the 5.00 mL mark.  

6.  Open  the  stopcock and drain  the  syringe  into a waste beaker until  the bottom of  the meniscus or  curve touches the 5.00 mL mark. Close the stopcock. HINT: Make sure there are no air bubbles trapped in the sy‐ringe or the stopcock. If there are, drain the syringe into the waste beaker until the bubbles are washed out, then refill the syringe and repeat Step 6.  

7.  Record 5.00 mL as the initial syringe volume in Table 1.  

8.  Add 50 mL of distilled water and 5.00 mL of grape juice into an Erlenmeyer flask. Place the Erlenmeyer flask directly under the syringe/stopcock.  

Materials 

Safety Equipment: Safety goggles, gloves   

0.5 M Na2CO3        2 Erlenmeyer flasks  

Smarties® candies (1 pack)    Scale 

SweeTarts® candies (8 candies)    Stirring rod 

Grape juice        Mortar and pestle 

Syringe         Funnel 

Stopcock        Dropper (pipette) 

2 250 mL beakers      Distilled water (heated, 50°C)* 

          *You must provide 

Page 255: Chemistry Green Lab Manual

255 

 

Lab 24: Titration 

9.  Hold the syringe over the  flask, and open the stopcock to begin to add 0.250 M Na2CO3 solution  from the syringe drop by drop using a pipette.  

10.  The moment that the solution starts to turn green, close the stopcock and swirl the flask. Set the syringe in an empty beaker if needed, being careful not to lose any of the titrant.  

11.  Continue  the  titration by adding one drop at a  time,  then  swirling  the  flask. When  it  looks  like  the  color change remains after swirling, stop the titration.   

HINT: You want to add just barely enough of the 0.250 M Na2CO3 for the color change to stay.  This can be hard to see.  When you think you are there, look at the syringe and see exactly how much you have added (to the 0.00 mL decimal place).  Remember to take the syringe reading where the bottom of  the meniscus  is seen.   Add 1 more drop while  looking  into  the  flask where  it  falls.   Be sure you have your goggles on!    If there  is no color change where the drop falls, you are finished and record the reading you took before adding the  last drop.    If there  is a color change, swirl the flask to mix and then repeat adding a drop at a time and swirling the flask until there  is no color change. 

12.  Record the final syringe volume in Table 1 under Grape Juice Trial 1. Record your measurement to the 0.00 mL decimal place.  

13.  Calculate the volume of Na2CO3   required to titrate the grape juice, and record this value  in Table 1. This  is the difference between  the  initial and  final  syringe volumes. Maintain a precision  to  the 0.00 mL decimal place.  

14.  Fill the syringe to  5.00 mL and repeat the procedure.  Record this data under Grape Juice Trial 2.  

15.  Average the results of the total volume of Na2CO3  required for the titration, and record this value in Table 1. 

Part  2:  Titration  of  Candy  

1.  Crush 8 SweeTarts candies using the mortar and pestle. Weigh between 2.5 and 3.0 g of crushed candy and place  into an Erlenmeyer  flask. Record the exact mass  in Table 2. HINT: Candies that are of a  lighter color work better. 

2.  Add about 50 mL of hot distilled water to the flask with the candies.  Gently crush and stir the candy with a stirring rod until the candy is completely dissolved.  Allow the solution to cool.   

3.  Use your 10 mL graduated cylinder to add 5.00 mL of grape juice into the Erlenmeyer flask. 

4.  Titrate using the 0.250 M Na2CO3 in the same way as in Part 1, except look for a definite color change.  HINT: The color may vary depending on the original color of the solution.   

5.  Once a definite color change has been achieved, record the final amount of 0.250 M Na2CO3 (to the 0.00 mL place) in Table 1 under Trial 1 for the SweeTarts®.   

6.  Refill the syringe to exactly 5.00 mL and repeat the procedure for the SweeTarts®.  Record the data in Table 2 under Trial 2 for the SweeTarts®. 

7.  Repeat  this procedure  for  the  two  Smarties®  trials. Using  the mortar and pestle,  crush approximately 15 Smarties©, or close to 1 pack. Weigh between 2.5 and 3.0 g of powder into a flask, and titrate as before.  

8.  To clean up, pour solutions down the drain. 

9.  Calculate the volume of Na2CO3 required for each of the trials  in Part 2. This  is the difference between the initial and final syringe volumes.  

Page 256: Chemistry Green Lab Manual

 

256 

Data 

 Measurement SweeTarts® 

Trial 1 

SweeTarts® 

Trial  2 

Smarties® 

Trial 1 

Smarties® 

Trial 2 

Mass of candy (g)         

Concentration of Na2CO3,  Mb   

(on the bottle)         

Initial syringe  

volume (mL)         

Final syringe  

volume (mL)         

Volume Na2CO3 solu‐tion required, Vb 

   (mL)         

Table 2:  Titration of candy 

Lab 24: Titration 

 Measurement  Grape Juice Trial 1  Grape Juice Trial 2 

Molarity of Na2CO3   

Initial  syringe volume (mL)     

Final syringe volume (mL)     

Volume Na2CO3  

required (mL)    

Average volume Na2CO3  

required (mL)  

Table 1: Titration of grape juice indicator 

Page 257: Chemistry Green Lab Manual

257 

 

Calculations  

1.  Determine the volume of Na2CO3 used to titrate only the candy. HINT: Take the Volume of Na2CO3 used in Part 2 (candy and juice mixture) and subtract the volume required to titrate the grape juice alone (Part 1 average). 

SweeTarts Trial 1:  

SweeTarts Trial 2:  

Smarties Trial 1:  

Smarties Trial 2: 

2.  Determine the amount of Na2CO3 used per gram of candy (mL NaOH/g). HINT: Divide the volumes obtained above by the mass of each candy sample.  

SweeTarts Trial 1:  

SweeTarts Trial 2:  

Smarties Trial 1:  

Smarties Trial 2: 

Lab 24: Titration 

Page 258: Chemistry Green Lab Manual

 

258 

3.  Determine the average amount of base used per gram of candy for each set of trials (mL Na2CO3/g).                            

Sweet Tarts Average: 

Smarties Average: 

4.  Determine the molesacid per gram of candy. HINT: This  is found by dividing the moles of acid found for each type of candy by the mass of the candy initially weighed out and recorded in the data table. Complete in the calculation in a stepwise process. 

Moles  of  acid  SweeTarts®  Trial  1:  

a.  Write the balanced reaction equation.  

b.  Determine the mol to mol ratio of the acid to base (What are the values a and b?). 

Lab 24: Titration 

Page 259: Chemistry Green Lab Manual

259 

 

c.  Apply the equation using your data in Table 1.  (HINT:  molesacid  = a x Mb x Vb / b .  Be sure to convert mL to L.) 

d.  Divide the number of moles of acid by the mass in grams of the candy used. 

Moles  of  acid   in  SweeTarts®  Trial  2:    

Repeat Steps a through d for Trial 2. 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Find the average of the two trials:  Average Moles acid   =  

Lab 24: Titration 

Page 260: Chemistry Green Lab Manual

 

260 

Moles  of  acid   in  Smarties®  Trial  1:  

Repeat Steps a through c for Smarties Trial 1. 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Moles  of  acid   in  Smarties®  Trial  2:  

Repeat Steps a through c for Smarties Trial 2. 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Find the average of the two trials:  Average Moles acid   =  

Lab 24: Titration 

Page 261: Chemistry Green Lab Manual

261 

 

Lab 24: Titration 

Post‐lab Questions  

1.  Which candy required more base per gram of candy?  Is this what you expected?  Explain your answer. 

2.  Which candy contained more moles of acid per gram of candy?  Is this what you expected?  Explain your an‐swer. 

3.  How would your Na2CO3/g of candy reported change if there was a large air bubble in the stopcock tip when you started your titration? 

Page 262: Chemistry Green Lab Manual

1500 West Hampden Avenue 

Suite 5‐H 

Sheridan, CO 80110 

303‐741‐0674 ⋅ 888‐ESL‐KITS 

www.eScienceLabs.com