Atoms, Molecules, and Quantum Mechanics 

Avogadro’s Number   6.022 x 1023 molecules in a mole 

Moles = Grams / Molecular Weight 

Group 1A  Alkali Metals (+1) 

Reacts with hydrogen to form hydrides such as NaH 

Reacts exothermically with water to produce metal hydroxide and hydrogen gas 

Group 2A  Alkaline Earth Metals (+2) 

Harder, denser, and higher MP than alkali metals 

Group 4A  Can form 4 covalent bonds with nonmetals 

    All but CARBON can form 2 additional bonds with Lewis bases (6 total) 

    Only CARBON can form strong pi bonds for double/triple bonds 

Group 5A  can form 3 covalent bonds (NITROGEN can form 4th covalent bonds with lone pair) 

    All but NITROGEN can form 2 additional bonds by using d orbitals 

    1 additional bond can be formed with Lewis bases (6 total) 

    NITROGEN can form strong pi bonds for double/triple bonds 

    PHOSPHOROUS can form weak pi bonds for only double bonds  

Group 6A  Chalcogens (‐2) 

    OXYGEN –   2nd most electronegative / Can form strong pi bonds for double bonds 

    SULFUR – exists as pure S8 / can form up to 6 bonds / can double bond 

Group 7A  Halogens (‐1) 

    FLUORINE always has oxidation number of ‐1 (only one bond possible) 

    Cl / Br / I can take on oxidation states as high as +7 / forms more than one bond 

Group 8A  Noble Gases (0) 

    Inert / nonreactive 

Small Atoms – make STRONG PI bonds 

Large Atoms – UNABLE to make STRONG PI bonds / have d orbitals allowing for MORE than 4 bonds 

 

PREDICTING THE ION CHARGE: 

1) Atoms lose electrons from the highest energy shell first. In transition metals, this means that electrons are lost 

from the s subshell first, and then from the d subshell 

2) Ions are looking for symmetry. Representative elements form noble gas electron configurations when they 

make ions. Transition metals try to ‘even‐out’ their d orbitals, so each orbital has the same number of 

electrons 

PERIODIC TRENDS 

            GREATER  Energy of Ionization  

                Electron Affinity 

                Electronegativity 

   

             

 

            GREATER   Atomic Radius 

                Metallic Character 

 

 

         

Mass  Kilogram  kg Length  Meter  m Time  Second  s 

Electric Current  Ampere  A Temperature  Kelvin  K 

Luminous Intensity  Candela  cd Amount of Substance  Mole  mol  

Mega‐  M  106 Kilo‐  k  103 Deci‐  d  10‐1 Centi‐  c  10‐2 Milli‐  m  10‐3 Micro‐  μ  10‐6 Nano‐  n  10‐9 Pico‐  p  10‐12 Femto‐  f  10‐15 

ENERGY IS REQUIRED TO BREAK A BOND   

ENERGY IS RELEASED WHEN A NEW BOND FORMS 

NAMING INORGANIC COMPOUNDS 

CATIONS  Transition metal cation – use roman numerals in parentheses after element  

Nonmetal cation – use suffix –ium  

ANIONS  Monatomic / simple polyatomic anions – use suffix –ide 

Complex polyatomic anions –   more oxygenated species uses –ate suffix 

            Less oxygenated species uses –ite suffix 

            If necessary ‐ Least oxygenated uses hypo‐ prefix 

            If necessary – most oxygenated uses per‐ prefix 

Binary molecular compounds – compounds with only two elements 

Physical Reaction – undergoes reaction and maintains its molecular structure and identity 

  Melting, evaporating, dissolving, rotation of polarized light 

Chemical Reaction – undergoes reaction and changes its molecular structure to form a new compound 

  Combustion, metathesis, and redox 

 

ANSWER IS ALWAYS A BALANCED EQUATION UNLESS OTHERWISE SPECIFIED 

Percent Yield = Actual Yield / Theoretical yield x 100 

 

FUNDAMENTAL REACTION TYPES 

Combination      A + B         C 

Decomposition      C     A + B 

Single Displacement    A + BC    B + AC 

Double Displacement   AB + CD    AD + CB 

 

BONDING IN SOLIDS 

Crystalline (individual molecules cannot be distinguished) 

  Ionic – positively charges ions held together by electrostatic forces (salts) 

  Network Covalent – infinite network of atoms held together by polar and nonpolar bonds (diamonds) 

  Metallic – single metal atoms bonded together by delocalized electrons  

  Molecular – individual molecules held together by intermolecular bonds (ice) 

Amorphous – no characteristic shape and melts over a temperature range (glass) 

Polymers – solids with repeated structural units 

  Rapid cooling of liquid polymers results in amorphous solid 

  Slow cooling of liquid polymers results in crystalline solids 

 

QUANTUM NUMBERS 

Principal quantum number (n) – designates shell level  

Azimuthal quantum number (l) – designates sub‐shell 

  l = n – 1 

  l = 0 = s subshell   l = 1 = p subshell    l = 2 = d subshell   l = 3 = f subshell 

Magnetic quantum number (m) – designates orbital 

Range of magnetic quantum numbers from (–l to +l) 

Electron Spin quantum number (m) – designates spin  

  ½ or ‐½  

 

HEISENBERG UNCERTAINTY PRINCIPLE 

  The more known about position, the less can be known about momentum and vice versa 

AUFBAU PRINCIPLE 

  With each new proton added to create a new element, a new electron is added as well 

  Electrons look for an available orbital with the lowest energy state whenever they add to an atom 

HUND’S RULE 

  Electrons will not fill any orbital in the same subshell until all orbitals in that subshell contain at least one electron 

  Unpaired electrons will have parallel spins 

PLANCK’S QUANTUM THEORY 

  Electromagnetic energy is quantized 

  ΔE = hƒ    (h = Planck’s constant = 6.6 x 10‐34 J s) 

PHOTOELECTRIC EFFECT 

  Energy of photoelectrons depends on FREQUENCY of light, NOT INTENSITY 

When an electron falls from a higher energy rung to a lower energy rung,  

Energy is released from the atom in the form of a photon 

  The photon MUST have a frequency which corresponds to the change in energy of the electron 

  If the photon doesn’t have enough energy to bump the electron to the next rung, 

    The electron will not move from its present run and the photon is reflected away 

KINETIC ENERGY OF ELECTRONS INCREASES ONLY WHEN 

INTENSITY IS INCREASED BY INCREASING THE FREQUENCY OF 

EACH PHOTON, THE QUANTITY OF PHOTONS IS IRRELEVENT 

Gases, Kinetics, and Chemical Equilibrium 

Standard Temperature and Pressure (STP)  0 degrees Celsius / 1 atmosphere 

ALL GASES ARE MISCIBLE WITH EACH OTHER 

GIVEN TIME AND LOW TEMPS, HEAVIER GASES TEND TO SETTLE BELOW LIGHTER GASES 

IDEAL GASES 

1) Gas molecules have zero volume 

2) Gas molecules exert no forces other than repulsive forces due to collisions 

3) Gas molecules make completely elastic collisions 

4) Average kinetic energy of gas molecules is DIRECTLY PROPORTIONAL to the TEMPERATURE of the gas 

IDEAL GAS LAW 

  PV = nRT   (R = universal gas constant = 0.08206 L atm / K mol = 8.314 J / K mol) 

    V is proportional to T at constant P 

    V is inversely proportional to P at constant T 

    V is proportional to n at constant T and P 

  Caveat – increasing V can lower T, because increasing V requires work which needs kinetic energy, lowering T 

STANDARD MOLAR VOLUME  

  ANY GAS BEHAVING IDEALLY ‐ 22.4 liters at STP 

PARTIAL PRESSURE 

  Pa = χ

a Ptotal 

DALTON’S LAW 

  PTOTAL

 = P1 + P

2 + P

3…  

(each gas behaves like it is in the container alone, so total pressure is sum of them all) 

 

AVERAGE KINETIC ENERGY for any gas 

  K.E.AVG

 = 3/2 R T    (R = universal gas constant = 0.08206 L atm / K mol = 8.314 J / K mol) 

GRAHAM’S LAW (rms velocity varies according to mass) 

Average SPEED of molecules is INVERSELY PROPORTIONAL to sq rt. of MASS of molecules 

EFFUSION – spreading of gas from high pressure to low pressure through pinhole 

DIFFUSION – spreading of one gas into another gas or into empty space 

EFFUSION and DIFFUSION follow GRAHAM’S LAW 

 

REAL GASES 

VREAL

 is GREATER than VIDEAL

 

PREAL

 is LESS than PIDEAL

 

 

COLLISION MODEL 

  The reacting molecules MUST COLLIDE 

1) Relative kinetic energies (due to relative velocity only) of colliding molecules must reach a threshold energy 

called ACTIVATION ENERGY 

2) Colliding molecules must have the proper spatial orientation 

RATE OF A REACTION INCREASES WITH TEMPERATURE 

EQUATIONS FOR REACTION RATES  

MOLECULARITY – the number of molecules colliding at one time to make a reaction 

  UNIMOLECULAR / BIMOLECULAR / TERMOLECULAR 

ELEMENTARY REACTIONS  ( the question has to inform you that a reaction is elementary) 

  Reaction that occurs in a single step 

  aA + bB   cC + dD   Molecularity is given by (a+b) 

  Coefficient tells you how many molecules participate in a reaction producing collisions 

   

INTERMEDIATES – Species that are products of one reaction and reactants of a later reaction in a reaction chain 

 

RATE LAW FOR FORWARD REACTIONS 

  rateFORWARD = kf [A]

α [B]

β 

    α and β are the order of each respective reactant 

    α + β is the overall order of the reaction 

SLOW STEP = rate determining step 

Catalyst – creates a new reaction pathway which typically includes an intermediate 

  Increases the rate of a reaction without being consumed or permanently altered 

  Lowers energy of activation & DOES NOT change equilibrium  

 

CHEMICAL EQUILIBRIUM 

  The RATE at EQUILIBRIUM is zero (a net reaction rate)    Forward rate = Reverse rate 

  At Equilibrium, there is no change in the concentration of the products or reactants 

  EQUILIBRIUM is the point of GREATEST ENTROPY 

 

kf / kr = products / reactants 

kf / k

r = EQUILIBRIUM CONSTANT K 

LAW OF MASS ACTION 

  K = [C]c[D]

d / [A]

a[B]

b = products 

coeff. / reactants coeff.  

EQUILIBRIUM CONSTANT DEPENDS UPON TEMPERATURE ONLY 

DON’T USE SOLIDS OR PURE LIQUIDS (water) IN THE LAW OF MASS ACTION 

 

NON‐EQUILIBRIUM REACTION QUOTIENTS 

Q = Products coeff. / Reactants coeff.  

Q is NOT a constant & ALWAYS changes TOWARD K; can be used to predict the direction of the reaction 

Q / K COMPARISONS 

IF Q = K  reaction is at equilibrium 

IF Q > K  Too Many PRODUCTS – will shift to the LEFT 

IF Q < K  Too Many REACTANTS – will shift to the RIGHT 

 

LE CHATELIER’S PRINCIPLE 

When a system at equilibrium is stressed,  

The reaction will shift in a direction that will reduce that stress   

1) Addition or removal of product or reactant 

2) Changing the pressure of the system 

3) Heating or cooling the system 

 

Thermodynamics Three Types of Systems and their interactions with their Surroundings 

  Exchanging Energy with surroundings  Exchanging Mass with surroundings Open System  Yes Yes Closed System  Yes No Isolated System  No No 

 

STATE FUNCTIONS 

State – physical condition of a system described by a specific set of thermodynamic property values 

EXTENSIVE PROPERTIES – proportional to the size of the system (ex. Volume & Moles) 

INTENSIVE PROPERTIES – independent of the size of the system (ex. Pressure & Temperature) 

 

STATE FUNCTIONS – VALUE FORWARD IS SAME AS VALUE REVERSED (regarding reaction direction) 

Pathway independent 

Change in a state property is the same regardless of the process via which the system was changed 

3 State Properties (1 extensive) describe a system unambiguously 

 

HEAT 

  Movement of energy via CONDUCTION, CONVECTION, or RADIATION 

 

Rate of Heat Flow is like Volume Flow Rate or Electric Current (Resistance always exists) 

  Thicker conduits allow for greater flow 

  Longer conduits impede flow 

  Flow rate depends on the difference in a property of the reservoirs at either end of the conduit 

 

CONDUCTION – thermal energy transfer via molecular collisions 

CONVECTION – thermal energy transfer via fluid movements 

RADIATION – thermal energy transfer via electromagnetic waves 

 

PV work – constant pressure / volume changes 

Work = P ΔV (constant pressure) (IF volume is constant, no PV WORK is done)  

 

 

0th Law of Thermodynamics  

Temperature exists as a state function 

1st Law of Thermodynamics  

Energy of the system and surroundings is ALWAYS conserved 

Any energy change to a system must equal the heat flow into the system plus the work done on the system 

ΔE = q + w 

2nd Law of Thermodynamics  

Total entropy of an isolated system tends to increase over time 

  Heat cannot be changed completely into work in a cyclical process (some heat energy is always lost) 

3rd Law of Thermodynamics   Assigns ZERO entropy value to any pure substance at absolute zero and in internal equilibrium   ABSOLUTE ZERO IS UNATTAINABLE  

THERMODYNAMIC FUNCTIONS 

  Internal Energy   U    Temperature    T 

  Pressure    P    Volume     V 

  Enthalpy    H    Entropy    S 

  Gibbs energy    G 

 

INTERNAL ENERGY – all the possible forms of energy imaginable on a molecular scale 

In a closed system at rest, the only energy change will be in internal energy… ΔU = q + w 

For a reaction in such a system with NO CHANGE IN VOLUME, there is no work… ΔU = q  

Temperature is measurement of how fast the molecules are moving or vibrating, as substance gets hotter, it is because 

their molecules move faster 

The average kinetic energy of a single molecule in a fluid is … K.E.AVG = 3/2 k T  

VIRTUALLY ALL PHYSICAL PROPERTIES CHANGE WITH TEMPERATURE 

 

THE GREATER THE RANDOM TRANSLATIONAL KINETIC ENERGY OF GAS 

MOLECULES PER VOLUME, THE GREATER THE PRESSURE 

 

ENTHALPY – property that accounts for the extra capacity of a substance to do PV work 

  H = U + PV   ΔH = ΔU + PΔV Measured at 25 degrees Celsius and 1 atmosphere  STANDARD ENTHALPY OF FORMATION ΔH°ƒ   Change in enthalpy for a reaction that creates 1 mol of a compound from its raw elements in their standard state 

  IF NO CHANGE IN PRESSURE (essentially no gas in reaction), then ΔH = q ΔH°REACTION = ΔH°ƒ PRODUCTS ‐ ΔH°ƒ REACTANTS 

 

WHEN YOU ADD REACTIONS, YOU CAN ADD THEIR ENTHALPIES  

EXOTHERMIC (‐ΔH) – release heat, making reaction system hot 

ENDOTHERMIC (+ΔH) – absorb heat making reaction system cold  Activation Energy Transition State – peak of the hill where old bonds break and new bonds form Intermediates – products of the first step in a two step reaction (in trough between two hills)  Catalyst  

Lowers activation energy for both forward and reverse reactions   EQUILIBRIUM / ENTHALPY CHANGE IS UNAFFECTED BY CATALYSTS   RATE IS AFFECTED BY CATALYSTS  ENTROPY (S) – measure of a system’s disorder, Nature likes to spread energy evenly between systems   Nature’s tendency to create the most probable situation that can occur within a system   To DECREASE entropy, WORK is REQUIRED  

ΔSSYSTEM + ΔSSURROUNDINGS = ΔSUNIVERSE ≥ 0  Entropy (not energy) dictates the direction of a reaction / Entropy increases with number, volume, and temperature  REACTIONS AT EQUILIBRIUM HAVE ACHIEVED MAXIMUM UNIVERSAL ENTROPY   GIBBS FREE ENERGY (G) 

  ΔG = ΔH – TΔS     NEGATIVE ΔG indicates a SPONTANEOUS REACTION  ΔG  ΔH  ΔS +  +  ‐ ‐  ‐  + + / ‐  ‐  ‐ + / ‐  +  +   

Solutions Solution – homogeneous mixture of 2+ compounds in a single phase Solvent – indicates predominant compound in a solution Solute – the compound that is less concentrated  IDEAL SOLUTIONS   Solutions made from compounds that have similar properties IDEALLY DILUTE SOLUTIONS   Solute molecules are completely separated by solvent molecules so they have no interaction with each other   MOLE FRACTION of SOLVENT is approximately ONE NONIDEAL SOLUTIONS   Violate the two conditions above  COLLOIDS   Like a solution, only the solute particles are larger   Too small to filter, but large enough to be separated by a semi‐permeable membrane  LIKE DISSOLVES LIKE   Nonpolar dissolves nonpolar   Polar dissolves polar  LONDON DISPERSION FORCES   Weak intermolecular bonds resulting from instantaneous dipole moments  SOLVATION   When ionic compounds dissociate into their cations and anions  

They are SURROUNDED by the oppositely charged ends of the polar solvent  HYDRATION   

Solvation in water When several water molecules attach to one side of an ionic compound, they can overcome the strong ionic bond 

 AQUEOUS PHASE – something that is hydrated is in this phase  ELECTROLYTE – compound which forms ions in aqueous solutions   

WATER IS A POOR CONDUCTOR OF ELECTRICITY UNLESS IT CONTAINS ELECROLYTES 

 MOLARITY       

M = moles of SOLUTE / volume of TOTAL SOLUTION  MOLALITY       

m = moles of SOLUTE / kilograms of SOLVENT  

MOLE FRACTION     

χ = moles of SOLUTE / total moles of ALL SOLUTES and SOLVENT  MASS PERCENTAGE     

mass % = mass of SOLUTE / mass of TOTAL SOLUTION x 100  PARTS PER MILLION     

ppm = mass of SOLUTE / mass of TOTAL SOLUTION x 1000000  NORMALITY – measure of the number of dissociated protons in acid/base solution   H2SO4 is a 2‐normal solution because 2 protons can be donated for each single molecule   SOLUTION FORMATION 

1) The breaking of the intermolecular bonds between solute molecules (ENDOTHERMIC) 2) The breaking of the intermolecular bonds between solvent molecules (ENDOTHERMIC) 3) The formation of intermolecular bonds between the solvent and the solute molecules 

(EXOTHERMIC)  

ENERGY IS REQUIRED TO BREAK A BOND  HEAT OF SOLUTION  

  ΔHSOL = ΔH

1 + ΔH

2 + ΔH

3 

  NEGATIVE HEAT OF SOLUTION – results in STRONGER intermolecular bonds / LOWER vapor pressure   POSITIVE HEAT OF SOLUTION – results in WEAKER intermolecular bonds / HIGHER vapor pressure  

WHEN SOLUTIONS FORM, ENTROPY INCREASES  VAPOR PRESSURE   Some surface molecules can break the forces holding them in liquid and launch out into open space   When rate of molecules leaving and entering liquid solution is equal, equilibrium is established   At this point, the pressure created by the molecules in the open space is the VAPOR PRESSURE of the LIQUID  

VAPOR PRESSURE INCREASES WITH TEMPERATURE  

 

BOILING OCCURS WHEN VAPOR PRESSURE OF A LIQUID EQUALS THE ATMOSPHERIC PRESSURE 

 

MELTING OCCURS WHEN VAPOR PRESSURE OF A SOLID EQUALS VAPOR PRESSURE OF THE LIQUID 

  

NONVOLATILE SOLUTES (have no vapor pressure of their own) 

  RAOULT’S LAW  PSOLUTION

 = χa PLIQUID

 

   VOLATILE SOLUTES (have vapor pressure of their own) 

  RAOULT’S LAW  PSOLUTION

 = χa Pa + χ

b Pb 

 SOLUBILITY – solute’s tendency to dissolve in a solvent   EX.  Salts dissolve in water in FORWARD DIRECTION     Dissolved Salts PRECIPITATE in the REVERSE DIRECTION (slower than forward)  When rates of DISSOLUTION and PRECIPITATION are equal, the solution is SATURATED  

SOLUBILITY PRODUCT  Ksp 

  Use just like any other equilibrium constant (excluding solids and pure liquids)   SET Ksp EQUAL TO PRODUCTS over REACTANTS raised to the POWER OF THEIR COEFFICIENTS  

If ratio is 1 : 1 : 1 (regarding coefficients of solid AND dissolved species)   Solubility = square_root (Ksp)  If ratio is 1 : 2 : 1 (regarding coefficients of solid AND dissolved species)   Solubility = cube_root (Ksp / 4)  Solubility product – a constant found in a book Solubility – maximum number of moles of the solute that can dissolve in solution  

SOLUBILITY PRODUCT CHANGES ONLY WITH TEMPERATURE SOLUBILITY DEPENDS UPON TEMPERATURE and IONS IN SOLUTION 

 COMMON IONS ADDED TO A SATURATED SOLUTION WILL SHIFT the 

EQUILIBRIUM (DOES NOT AFFECT Ksp)  

COMMON IONS ADDED TO NON‐SATURATED SOLUTION WILL NOT SHIFT EQUILIBRIUM BECAUSE NO EQUILIBRIUM EXISTS 

 AS THE TEMPERATURE INCREASES, THE SOLUBILITY OF SALTS INCREASES AS THE TEMPERATURE INCREASES, THE SOLUBILITY OF GASES DECREASES  

 

 

 

Heat Capacity, Phase Change, and Colligative Properties REMEMBER – phases are not just SOLID / LIQUID / GAS    There can be multiple solid phases of the same element (rhombic sulfur vs. monoclinic sulfur)  Heat Capacity –    Measure of the energy change needed to change the temperature of a substance   Think of it as the “internal energy capacity”  

IF NO PV WORK IS DONE BY A SYSTEM AT REST, ALL HEAT ENERGY GOES INTO INCREASING TEMPERATURE 

 WHEN SYSTEM IS HEATED AT CONSTANT VOLUME, 

NO PV WORK IS DONE, and TEMP INCREASES A LOT 

 WHEN SYSTEM EXPANDS AT CONSTANT PRESSURE, 

PV WORK IS DONE, and TEMP INCREASE A LITTLE BIT 

 HEAT CAPACITY is the amount of energy a substance can absorb per unit of temperature change  FOR HEAT CAPACITIES OF ENTIRE SYSTEMS 

  q = C ΔT FOR SPECIFIC HEAT CAPACITIES (divided by mass) 

  q = m c ΔT  TYPES OF PHASE CHANGES:   Melting‐freezing   Vaporization‐condensation   Sublimation‐deposition  Each Phase of a substance has its own specific heat  

CONSTANT PRESSURE MEANS NO PV WORK IS DONE, and q = ΔH       

BOILING –  Vapor pressure of a liquid equals the atmospheric pressure above the liquid  EVAPORATION –  When the partial pressure above a liquid is less than the liquid’s vapor pressure, but the atmospheric pressure is greater than the vapor pressure   Phase Diagram –  Indicates the phases of a substance at different pressures and temperatures  Triple Point –  Where a substance can exist in equilibrium as a solid, liquid, and gas  Critical Point –  The critical temperature and the critical pressure  ENERGY enters a substance as HEAT or PV WORK   

During a PHASE CHANGE, ENERGY breaks BONDS 

and does NOT CHANGE TEMPERATURE  

When the PHASE IS NOT CHANGING, energy INCREASES MOLECULAR MOVEMENT, 

increasing TEMPERATURE  COLLIGATIVE PROPERTIES DEPEND ON NUMBER, not kind 

1) Vapor pressure a. Adding nonvolatile solutes will lower vapor pressure of the solution in proportion to the # of 

particles 

2) Boiling point a. Boiling point RISES with addition of nonvolatile solutes 

3) Freezing point a. Freezing point DECREASES with addition of nonvolatile solutes 

4) Osmotic pressure a. Measure of the tendency of water to move into a solution via osmosis b. INCREASED OSMOTIC PRESSURE on the SOLUTION SIDE OF THE water‐solution 

division by a non‐permeable membrane – pure water enters solution side to try to equalize concentrations 

 

 

Acids and Bases 

Arrhenius Acid – any species that produces HYDROGEN IONS in aqueous solutions Arrhenius Base – any species that produces HYDROXIDE IONS in aqueous solutions  

Bronsted & Lowry Acid – any species that DONATES a PROTON Bronsted & Lowry Base – any species that ACCEPTS a PROTON  

Lewis Acid – any species that ACCEPTS an ELECTRON PAIR Lewis Base – any species that DONATES an ELECTRON PAIR  ACIDIC SOLUTION – contains more H+ than OH‐ BASIC SOLUTION – contains more OH‐ than H+  

pH = ‐ log [H+]  

THE STRONGER THE ACID, the WEAKER THE CONJUGATE BASE THE STRONGER THE BASE, the WEAKER THE CONJUGATE ACID 

 AMPHOTERIC – a substance that can act as either an ACID or a BASE  

3 = ‐ log [10‐3]      OR     3 = ‐ log [.003]      VERY ACIDIC 

 

10 = ‐ log [10‐10]    OR     10 = ‐ log [.0000000001]   VERY BASIC  

 HYDRONIUM ION ( H3O+ )  STRONG ACIDS (stronger than H3O+)  STRONG BASES (stronger than OH‐) Hydroiodic acid  HI Hydrobromic acid  HBr Hydrochloric acid  HCl Nitric Acid    HNO3 Perchloric Acid    HClO4 Chloric Acid    HClO3 Sulfuric Acid    H2SO4 

Sodium Hydroxide  NaOH Potassium Hydroxide  KOH Amide Ion    NH2‐ Hydride Ion    H‐ Calcium Hydroxide  Ca (OH)2 Sodium Oxide    Na2O Calcium Oxide    CaO 

   ACID DISSOCIATION DECREASES as ACID CONCENTRATION INCREASES 

 ACID STRENGTH INCREASES as ACID CONCENTRATION INCREASES 

 INCREASING POLARITY / BOND STRENGTH = DECREASING ACIDITY 

 H‐I is STRONGER than H‐F 

 

In a series of OXYACIDS, MORE OXYGENS is a STRONGER ACID  

HYPOCHLOROUS acid  <  CHLOROUS acid  <  CHLORIC acid  <  PERCHLORIC acid   EQUILIBRIUM FOR AUTO‐IONIZATION OF WATER ACID‐BASE REACTIONS Kw is the equilibrium constant for this reaction 

Kw = [H+][OH‐] = 10

‐14 

 

pH + pOH = pKw 

 For Aqueous Solution at 25 degrees Celsius 

pH + pOH = 14  ACID DISSOCIATION CONSTANT Ka 

HA + H2O  ‐>  H

3O+ + A‐ 

Ka = [H+][A‐] / [HA] 

 EQUILIBRIUM FOR CONJUGATE BASE 

A‐ + H2O  ‐>  OH‐ + HA 

 Kb = [OH‐][HA] / [A‐] 

(Ka)(K

b) = K

w 

 pK

a + pK

b = pK

w 

pKa + pK

b = 14 

pKa = pH – log( [ A‐] / [HA] ) 

 If pH > pK

a, then molecule will LOSE PROTON (‐ charge overall) 

If pH = pKa, then molecule has 50% CHANCE of LOSING PROTON 

If pH < pKa, then molecule will probably GAIN A PROTON (+ charge overall ) 

 STRONG ACID has Ka > 1 OR A pKa < 0  FOR STRONG ACIDS / BASES 

The entire concentration dissociates, so [H+] or [OH‐] is the same as the original concentration of the acid / base So 0.1M HCL has 0.1M [H+] 

 

TITRATION  drop by drop mixing of an acid and a base   Performed to find the concentration of some unknown by comparing it with the concentration of the TITRANT  EQUIVALENCE POINT / STOICHIOMETRIC POINT – the midpoint of the graph line that is almost vertical  If the BASE and the ACID are equivalent in strength, the equivalence point is probably pH 7, unless one species is diprotic  If the BASE is STRONGER than the ACID, the point will be above pH 7  If the ACID is STRONGER than the BASE, the point will be below pH 7  HALF‐EQUIVALENCE POINT – point where ½ of the acid has been neutralized by the base   The concentration of the acid is equal to the concentration of its conjugate base This point shows the point in the titration where the solution is the most well‐buffered   HENDERSON‐HASSELBALCH EQUATION ‐ the pH of the solution is equal to the pKa of the acid  

THE END POINT is where the INDICATOR CHANGES COLOR (ENDICATOR)  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Electrochemistry Oxidation‐Reduction   The TRANSFER of electrons from one atom to another 

  OXIDATION IS LOSING ELECTRONS; REDUCTION IS GAINING ELECTRONS 

 

OXIDATION STATES   Possible CHARGE VALUES that an atom may hold within a molecule  

Oxidation State  Atom0  Atoms in their elemental form ‐1  Fluorine +1  Hydrogen (except when bonded to a metal: then ‐1) ‐2  Oxygen (except when it is in a peroxide like H2O2) 

 Oxidation State  Group on Periodic Table

+1  Group 1 Elements (alkali metals) +2  Group 2 Elements (alkaline earth metals) ‐3  Group 15 Elements (nitrogen family) ‐2  Group 16 Elements (oxygen family) ‐1  Group 17 Elements (halogens) 

 

The Reducing Agent is OXIDIZED 

The Oxidizing Agent is REDUCED 

Potentials   There is an ELECTRIC POTENTIAL E associated with any redox reaction   Each component is a HALF‐REACTION 

  REDUCTION POTENTIAL E° must be POSITIVE for it to occur.  

Take E° of substance BEING REDUCED, subtract E° for the substance BEING OXIDIZED    

E°SUBSTANCE BEING REDUCED 

‐ E°SUBSTANCE BEING OXIDIZED

 > 0 

Half‐reaction that occurs at a standard HYDROGEN ELECTRODE is arbitrarily assigned as ZERO VOLTS 

   

 

 

 

 

 

 

The GALVANIC CELL (a.k.a. VOLTAIC CELL)   Chemical Energy INTO Electrical Energy 

• Multiphase Series of components with no component occurring in more than one phase • All phases must conduct electricity • At least ONE PHASE must be IMPERMEABLE TO ELECTRONS • IONIC CONDUCTOR is used to carry current in form of IONS • This IONIC CONDUCTOR is usually a SALT BRIDGE 

 

Terminal1 – Electrode

1 – Ionic conductor – Electrode

2 – Terminal

2 

 The emf is the ELECTRIC POTENTIAL DIFFERENCE between Terminal

1 & Terminal

2 

 

Anode – NEGATIVE    Cathode – POSITIVE (think cat‐ion)  

RED CAT; AN OX Reduction cathode; anode oxidation 

IUPAC Convention Example 

  Pt’ (s) | Zn (s) | Zn2+ (aq) || Cu

2+ (aq) | Cu (s) | Pt (s) 

 

FREE ENERGY & Chemical Energy ΔG = ‐n F E

MAX 

ΔG = ΔG° + R T ln(Q) 

ΔG° = ‐ R T ln(K) 

If K = 1; then ΔG° = 0    If K > 1; then ΔG° < 0    If K < 1; then ΔG° > 0 

The CONCENTRATION CELL • Limited form of a galvanic cell with a reduction half reaction taking place in one half cell and the exact reverse of 

that half reaction taking place in the other half • If concentrations on both sides are equal, then E = 0 • One side must have a higher concentration of the reactants than the other side for this to work 

The ELECTROLYTIC CELL • Put a POWER SOURCE across a galvanic cell’s resistance and force it to run BACKWARDS 

 

Galvanic Cell Electrolytic Cell Positive CATHODE Negative Cathode Negative Anode Positive ANODE 

POSITIVE EMF POTENTIAL NEGATIVE EMF POTENTIAL Electrons flow toward CATHODE Electrons flow toward ANODE