CHEM 121 - General Chemistry I

  CHEM121 Exam 2 Study Guide     page 1 of 4 

CHEM 121: Exam 2 Study Guide    Chapter 9: Electrons in Atoms and the Periodic Table   Know the definitions for atomic radius, ionic radius, 

and ionization energy.    Know Periodic Trends for   •  Atomic radius:    ‐  Increases down a group 

‐  Decreases left to right across a period       because effective nuclear charge increases      ‐  Remember the radii for a snowman  •  Metallic Character: same trends as atomic radius   •  Ionization Energy (IE): Decreases down a group    ‐   Increases left to right across a period    ‐   Opposite trend as atomic radius since       IE ↓ as atomic radius ↑  

core electrons:  electrons belonging to filled  electron shells    valence electrons:  outermost electrons  –  The group number for each element is equal to  its number of valence electrons.  –    Only valence electrons are gained, lost, or  shared during chemical reactions.    Determine the formulas for the ions formed by  Representative (Main Group) Elements using a  Periodic Table.        

 

Chapter 10: Chemical Bonding     chemical bond: what holds atoms or ions together  in a compound    ionic bond: electrostatic attraction holding cations  and anions together in an ionic compound    Ionic compounds exist as 3D networks of ions held  together by ionic bonds.  –  The formula unit indicates ratio of ions.    –  NaCl exists as Na+ and Cl− in a 1‐to‐1 ratio; 

Na2O exists as Na + and O‐2 in a 2‐to‐1 ratio. 

–  At 25°C ionic compounds are solids with very high  melting points. 

  ionic radii: distance from nucleus to outermost  electrons in an ion  –  Know how ionic and atomic radii compare:      cation radius < neutral atom < anion radius  –  Be able to rank atoms and ions in terms of 

increasing radius.    electronegativity (EN): ability of an atom in a bond  to draw electrons to itself  – Know F is most electronegative, further     away from F, less electronegative an atom.  – Know H’s electronegativity is between B and C. 

Draw Lewis (Electron Dot) Symbols for atoms and ions  to represent the formation of ionic and covalent  bonds.     covalent bond:  sharing of electrons between two  nonmetal atoms    polar covalent bond: unequal sharing of electrons by  2 atoms with different EN values   – Electron density is concentrated towards the more  electronegative atom. 

  nonpolar covalent bond: equal sharing of electrons by  two atoms with equal EN  – Electron density is evenly distributed between the  two atoms. 

  Use delta notation (δ+ and δ−) and a dipole arrow to  indicate which atom in a bond is more electronegative             

  CHEM121 Exam 2 Study Guide     page 2 of 4 

Chapter 10 (Continued)    coordinate covalent bond:  a covalent bond in which  one atom donated the pair of electrons that are  shared to make the bond    If the electronegativity difference between two atoms  is large, electrons are transferred rather than shared  → ions → ionic compound.     Metallic Bond:  ‐  Metals exist as nuclei in a “sea of electrons”.    →  The electrons in a metal are delocalized (free to 

move around the entire substance).    →  The special properties of metals (heat and 

electrical conductivity, malleable and ductile  qualities, etc.) result from electrons’ freedom to  move around 

  Be able to identify a bond as ionic, metallic, polar  covalent, or nonpolar covalent.    octet rule:  atoms bond such that each has 8  electrons, except H only needs 2 electrons.    Bond Length and Bond Strength  ‐  The shorter the bond, the stronger the bond.   ‐  Single bonds are longer and weaker than double  bonds. 

‐  Double bonds are longer and weaker than triple  bonds. 

  Draw the Lewis Structure for Molecules and  Polyatomic Ions  1.  Count total number of valence electrons, then 

divide by 2 to get # of electron pairs.    –  Account for the electrons gained/lost for the 

charge in polyatomic ions  2.  Draw the skeleton structure    –  The central atom will be indicated.    –  Know that H and F are always outer atoms.  3.  Connect all the atoms by drawing lines to 

represent single bonds    –  Distribute remaining electrons around outer 

atoms then central atom until each has octet.     –  Make double or triple bonds only if an atom 

does not have an octet.  4.  For polyatomic ions, put square brackets around all 

atoms and the charge in upper right corner.   

Lewis structures for ternary oxyacids  – A ternary oxyacid is a molecule that consists  

of H, O, and one other element. (Know that the  formula for a ternary oxyacids starts with H.) 

– To draw the skeleton structure, write down   the  central atom, put the oxygens around it,  

then attach each hydrogen to a different oxygen.  – Distribute valence electrons as usual.    Lewis structures for hydrocarbons  – hydrocarbon: consists of only C and H atoms   – May contain several C atoms bonded to one     another and surrounded by H atoms.    Molecular Shapes and Polarity  •   Use the Lewis structure to determine the molecular 

shape and bond angle.  •   Use the Lewis structure to determine the general 

formula (A=central atom, X=# of outer atoms,     E=# of lone pairs on central atom) and the     steric number (SN=# of outer atoms + # of lone 

pairs on central atom).      Know the following shapes and bond angles:    ‐ AX2 and SN=2 → linear → 180° ∠    ‐ AX3 and SN=3→ trigonal planar → 120° ∠    ‐ AX4 and SN=4→ tetrahedral → 109.5° ∠    ‐ AX2E and SN=3→ bent or angular → <120° ∠    ‐ AX3E and SN=4→ trigonal pyramid → <109.5° ∠    ‐ AX2E2 and SN=4→ bent or angular → <109.5° ∠    •   Use electronegativity to determine if a bond is polar 

or nonpolar covalent.  •  Be able to sketch a molecule after determining its 

shape and use dipole arrows to indicate the more  electronegative atom in a polar covalent bond. 

•  Use the 3D shape to determine if dipoles cancel or if  there is an overall dipole to determine if a molecule  is polar or nonpolar. 

           

  CHEM121 Exam 2 Study Guide     page 3 of 4 

Chapter 12: Liquids, Solids, and Intermolecular Forces   Intermolecular Forces (IMF’s): attraction between 2 different molecules in a liquid or solid    •   Identify the type(s) of intermolecular force for a molecule as London/dispersion forces, dipole‐

dipole forces, hydrogen bonding, or ion‐diple forces.    –  Recognize that polar molecules experience London/dispersion forces as well as dipole‐dipole 

forces or hydrogen bonding.    –  Know that hydrogen bonds are the strongest type of intermolecular force, dipole‐dipole forces 

are the next strongest, and London forces are generally the weakest.    –  Recognize that London forces increase with more electrons—use the number of electrons to 

determine relative strength of London forces for different molecules.    –  Know the terms: evaporation, boiling point, vapor pressure, volatile, nonvolatile, hydrophilic, 

hydrophobic    –  Recognize how IMF’s influence vapor pressure and boiling point.    –  Given different substances, be able to rank them in terms of increasing boiling point based on 

IMF’s.    •   Given a bond or intermolecular force, identify it a polar covalent, nonpolar covalent, ionic, metallic, 

ion‐dipole forces, London/dispersion forces, dipole‐dipole forces, and/or hydrogen bonding.    •   Know ionic and covalent bonds are stronger than all intermolecular forces, even hydrogen bonds.     •   Given its formula, classify a solid as ionic, molecular, metallic or network covalent (e.g. diamond).    •   Know the unique properties of ice resulting from the hydrogen bonds between molecules in the 

solid (e.g. density of solid versus liquid, why snowflakes have hexagonal symmetry, effects on  aquatic life, etc.). 

  •   Use “Like Dissolves Like” to predict if a substance will be soluble/insoluble in or miscible/immiscible 

with another substance based on its polarity (for molecules).    –  Recognize that some ionic compounds (e.g. NaCl) dissolve in polar liquids like water, but ionic 

compounds never dissolve in nonpolar liquids.      Chapter 11: Gases    •   Know the properties of gases.  •   Know definitions: vacuum, gas pressure, atmospheric pressure, compressibility   •   Recognize that atmospheric pressure decreases with altitude  •   Be able to explain how atmospheric pressure aids drinking liquids with a straw    Gas pressure and Atmospheric pressure  •   Be able to convert between units of pressure:   1 atm ≡ 760 torr ≡ 760 mmHg = 14.7 psi 

 

  CHEM121 Exam 2 Study Guide     page 4 of 4 

Chapter 5: Molecules and Compounds   ionic compound: a compound consisting of metal  cations and anions held together by ionic bonds    molecule (or molecular compound): a compound  consisting of nonmetal atoms held together by  covalent bonds    Diatomic elements: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2,      Know the NAMES AND SYMBOLS OF ALL ELEMENTS  included on pp. 10‐11 of the Chapter 4 lecture  notes. Spelling counts!   

Know the ions formed by the Representative (or  A Group) Elements using the Periodic Table.    Be able to use the names and formulas of  POLYATOMIC IONS included on your Periodic  Table.    Naming cations:  ‐ Group IA, IIA, Al, Ag, Zn, Cd:       element name + ion   ‐ All other metals ‐ Stock system:        element name (charge in Roman #s) + ion     Naming anions: nonmetal stem + "‐ide" + ion  

Naming ionic compounds:   ‐ cation name + anion name  ‐ IA, IIA, Al, Ag, Zn, Cd do NOT need Roman #s    indicating the charge  ‐ All other metals can form multiple charges, so    they need Roman #s indicating the charge    Identify a compound as an ionic compound or a  molecule given its name or chemical formula.    Nomenclature for Ionic Compounds:   ‐ Given formula of a compound, determine name.   ‐ Given the name of a compound, give formula.    Naming binary molecular compounds:  ‐   Use Greek prefixes when more than one atom    of an element is present.  ‐   Know names for NH3, CH4, and H2O2, or given    the name, write the formula.    Naming binary acids:   Naming ternary acids:   H('s) + "‐ide" ion  → "hydro____ic acid"  ‐ e.g. Cl‐ = chloride ion → HCl (aq) = hydrochloric acid  H('s) + "‐ate" ion  "_____ic acid"  ‐ e.g. SO4

2‐ = sulfate ion → H2SO4 (aq) = sulfuric acid  H('s) + "‐ite" ion →"_____ous acid"  ‐ e.g. NO2

‐ = nitrite ion → HNO2 (aq) = nitrous acid       

You will be given a copy of the CHEM 121 Periodic Table with   element symbols, atomic numbers and atomic masses.  

  Be able to solve problems combining a variety of topics from  

Chapters 9, 10, 12, and 5 as well as those from previous chapters.