Ch t 1Chapter 1Chemistry: the Central ScienceChemistry: the Central Science

CHEMISTRY , Julia Burge 2nd edition

Copyright McGraw-Hill 2009 1

1 1 The Study of Chemistry1.1 The Study of Chemistry

• Chemistry– the study ofmatter and the changes thatthe study of matter and the changes that matter undergoes

• Matter– anything that has mass and occupies space– anything that has mass and occupies space  

1 3 Classification of Matter1.3 Classification of Matter 

• Matter is either classified as a substance• Matter is either classified as a substanceor a mixture of substances

• Substance– Can be either an element or a compound– Has a definite (constant) composition and distinct properties

– Examples: sodium chloride, water, oxygen

• States of MatterStates of Matter– Solid 

• particles close together in orderly fashion• particles close together in orderly fashion• little freedom of motion• a solid sample does not conform to the shape of p pits container

Li id– Liquid • particles close together but not held rigidly in positionp

• particles are free to move past one another• a liquid sample conforms to the shape of the part f th t i it fillof the container it fills

– Gas• particles randomly spread apart• particles have complete freedom of p pmovement

• a gas sample assumes both shape and volumeg p pof container. 

– States of matter can be inter‐converted without changing chemical composition• solid → liquid → gas (add heat) • gas → liquid → solid (remove heat)

States of Matter 

Substances• Element: cannot be separated into simpler substances by chemical meanssubstances by chemical means. – Examples: iron, mercury, oxygen, and hydrogen

• Compounds: two or more elements h i ll bi d i d fi i ichemically combined in definite ratios– Cannot be separated by physical means– Examples: salt, water and carbon dioxide 

Mixtures • Mixture: physical combination of two or more substances– Substances retain distinct identities– No universal constant compositionNo universal constant composition– Can be separated by physical means 

E l / /•Examples: sugar/iron; sugar/water

Molecular Comparison of Substances and Mixtures

f M l l f l tAtoms of an element Molecules of an element

Molecules of a compound Mixture of two elementsMolecules of a compound Mixture of two elements and a compound

• Types of Mixtures– Homogeneous: composition of the mixture is uniform throughout• Example:  sugar dissolved in water

– Heterogeneous: composition is not uniform throughout• Example:  sugar mixed with iron filings

Classification of Matter

Classify the following

Aluminum foil:  substance elementsubstance, element

Baking soda:   substance compoundsubstance, compound

Milk:i t hmixture, homogeneous

Air:i hmixture, homogeneous

Copper wire:  substance, element 

1.3 Scientific Measurement

• Used to measure quantitative properties of mattermatter

• SI (System International) base units

Why are units important?

Mars Climate Orbiter ($125 million) destroyed by wrong conversion units

SI PrefixesSI Prefixes  

• Mass: measure of the amount of matter( i h f i i l ll)– (weight refers to gravitational pull) 

• Temperature:– Celsius– Celsius

• Represented by °C • Based on freezing point of water as 0°C g pand boiling point of water as 100°C  

– KelvinR t d b K ( d i )• Represented by K (no degree sign)

• The absolute scale • Units of Celsius and Kelvin are equal in• Units of Celsius and Kelvin are equal in magnitude

– Fahrenheit (the English system) (°F)

Equations for Temperature ConversionsEquations for Temperature Conversions

59532) F( C oo ×−=

273.15 CK o +=

32C9F oo +×= 32 C5

F +×=

Temperature ConversionsA clock on a local bank reported a t t di f 28oC Wh t i thitemperature reading of 28oC. What is thistemperature on the Kelvin scale? 

273 15CK o += 273.15CK +=

o K301273.15C28 K o =+=

Practice

Convert the temperature reading on the local bank (28°C) into the corresponding Fahrenheit temperature.

32 C59F oo +×=5

F8232C289F ooo F82 32C28 59F oo o =+×=

• Volume: meter cubed (m3)Derived unit– Derived unit

– The unit liter (L) is more commonly used in the laboratory setting It is equal to a decimeterlaboratory setting. It is equal to a decimeter cubed (dm3).

• Density:  Ratio of mass to volume

– Formula:md =

d d i ( / L)

Vd =

– d = density (g/mL)–m = mass (g)– V = volume (mL or cm3)

(*gas densities are usually expressed in g/L)( gas densities are usually expressed in g/L)

PracticeThe density of a piece of copper wire is 8.96 g/cm3.  Calculate the volume in cm3g/of a piece of copper with a mass of 4.28 g.

Vmd =V

30 478g4.28mV 3

3

cm0.478

cmg 8.96

g===

dV

cm

1 4 Properties of Matter1.4 Properties of Matter

• Quantitative: expressed using numbersQuantitative: expressed using numbers• Qualitative: expressed using propertiesPh sical properties b b d d• Physical properties: can be observed and measured without changing the substanceE l l l i i f– Examples: color, melting point, states of matter  

• Physical changes: the identity of the substance stays the same– Examples: changes of state (melting, freezing) 

• Chemical properties:must be determined• Chemical properties:must be determined by the chemical changes that are observedExamples: flammability acidity corrosiveness– Examples: flammability, acidity, corrosiveness, reactivity 

• Chemical changes: after a chemical change, g gthe original substance no longer exists– Examples: combustion, digestion p g

1 5 Uncertainty in Measurement1.5 Uncertainty in Measurement

• Exact: numbers with defined values– Examples: counting numbers, conversionExamples: counting numbers, conversion factors based on definitions

• Inexact: numbers obtained by any  method other than countingmethod other than counting– Examples: measured values in the laboratory

Practice

105.5 L + 10.65 L = 116.2 LC l l 116 15 LCalculator answer: 116.15 L Round to: 116.2 L               Answer to the tenth position

1.0267 cm x 2.508 cm x 12.599 cm = 32.44 cm3

Calculator answer: 32.4419664 cm3

Round to: 32.44 cm3                 round to the smallest number of significant figures

Accuracy and Precision

• Accuracy and precisiony p– Two ways to gauge the quality of a set of measured numbersof measured numbers

–A h l t i– Accuracy: how close a measurement is to the true or accepted value

– Precision: how closely measurements of the same thing are to one another 

both accurate and precise

not accurate but precise

neither accurate nor precise

Describe accuracy and precision for each setDescribe accuracy and precision for each set

Student A Student B  Student C0 335 g 0 357 g 0 369 g0.335 g 0.357 g 0.369 g0.331 g 0.375 g 0.373 g0.333 g 0.338 g 0.371 gg g g

Average:0.333 g 0.357 g 0.371 g

True mass is 0 370 grams• True mass is 0.370 grams

Student A’s results are precise but not accurate.

Student B’s results are neither precise nor accurate.

Student C’s results are both precise and accurateStudent C s results are both precise and accurate.

1.6 Using Units and Solving Problems

• Conversion factor: a fraction in which the same quantity is expressed one way q y p yin the numerator and another way in the denominator– Example: by definition, 1 inch = 2.54 cm 

cm 2.54in 1

in 1cm 2.54

• Dimensional analysis: a problem solving• Dimensional analysis: a problem solving method employing conversion factors to change one measure to another often c a ge o e easu e to a ot e o tecalled the “factor‐label method”

– Example: Convert 12.00 inches to meters• Conversion factors needed: 2.54 cm = 1 in and 100 cm = 1 meter

12 54 m 0.3048cm 100

m1in 1

cm2.54in 12.00 =××

Notes on Problem SolvingNotes on Problem Solving

• Read carefully; find information given and what is asked for

• Find appropriate equations, constants, conversion factors

• Check for sign, units and significant figures• Check for reasonable answer

Practice

The Food and Drug Administration (FDA)d th t di t di i t krecommends that dietary sodium intake

be no more than 2400 mg per day. Whatis this mass in pounds (lb), if 1 lb = 453.6 g?

lb10 5.3g453 6

lb 1mg1000

g 1 mg 2400 3−×=××g 453.6mg1000

Key Points

• Scientific method• Classifying matter• Density• Temperature conversions• Physical vs chemical properties and changes• Physical vs chemical properties and changes • Precision vs accuracy 

l l• Dimensional analysis

QUESTIONS?QUESTIONS?

36

Chapter 2Atoms, Molecules, and Ions

37

2.3 Atomic Number, Mass Number and Isotopes

• The chemical identity of an atom can be determined solely from its atomic number

• Atomic number (Z) ‐ number of protons in the nucleus of each atom of an element– Also indicates number of electrons in the atom—since atoms are neutral

38

• Mass number (A) ‐ total number of neutrons and protons present in theneutrons and protons present in the nucleus 

• Standard notation: 

39

• Isotopes• Isotopes – All atoms are not identical (as had been proposed by Dalton)

– Same atomic number (Z) but different ( )mass numbers (A)

• Isotopes of HydrogenIsotopes of Hydrogen– Hydrogen (protium) D t i– Deuterium 

– Tritium 

40

2 4 The Periodic Table2.4 The Periodic Table 

• Periods ‐ horizontal rows • Families (Groups) ‐ vertical columns• Families (Groups)  vertical columns 

– Elements in the same family have similar chemical and physical propertieschemical and physical properties 

• Arranged in order of increasing atomic numbernumber

41

The Modern Periodic Table

Ti

42

• Metals ‐ good conductors of heat and gelectricity (majority of elements on the table, located to the left of the stair step)p)

• Nonmetals ‐ nonconductors (located in• Nonmetals ‐ nonconductors (located in upper right‐hand corner)  

• Metalloids ‐ in between metals and nonmetals (those that lie along the separation line) 

43

Groups (Families) on the Periodic Table

44

2.5 The Atomic Mass Scale and A t i MAverage atomic Mass

• Atomic mass is the mass of the atom inAtomic mass is the mass of the atom in atomic mass units (amu)

• Atomic mass unit is defined as a mass exactly equal to one‐twelfth the mass of oneexactly equal to one twelfth the mass of one carbon‐12 atom

• Carbon‐12 (12 amu) provides the standard for measuring the atomic mass of the other

45

for measuring the atomic mass of the other elements

2.6 Molecules and Molecular Compounds

• Molecule ­ combination of at least two atoms in a specific arrangement held p gtogether by chemical bonds – May be an element or a compoundMay be an element or a compound– H2, hydrogen gas, is an element H O i d– H2O, water, is a compound

46

• Diatomic molecules: – Homonuclear (2 of the same atoms) 

• Examples: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, and I2p 2, 2, 2, 2, 2, 2, 2

– Heteronuclear (2 different atoms)• Examples: CO and HCl

47

• Polyatomic molecules: y– Contain more than 2 atoms – Most moleculesMost molecules – May contain more than one element – Examples: ozone O ; white phosphorus P ;– Examples: ozone, O3; white phosphorus, P4; water, H2O, and methane (CH4) 

48

• Molecular formula – shows exact number of atoms of each element in a molecule– Subscripts indicate number of atoms of each element present in the formula.each element present in the formula. 

– Example: C12H22O11   

Structural formula ‐ shows the generalStructural formula shows the general arrangement of atoms within the molecule.

49

• Naming molecular compoundsg p– Binary Molecular compounds •Composed of two nonmetals•Composed of two nonmetals •Name the first element•Name the second element changing ending to “‐ide” •Use prefixes to indicate number of atoms of each element 

50

51

52

Name the following: NO2

nitrogen dioxideN2O4

dinitrogen tetraoxideg

Write formulas for the following:Write formulas for the following: Diphosphorus pentoxide

P OP2O5Sulfur hexafluoride

SF53

SF6

Common NamesCommon Names

B2H6 diboraneSiH4 silaneSiH4 silaneNH3 ammoniaPH h hiPH3 phosphineH2O waterH2S hydrogen sulfide

54

• Acid ‐ a substance that produces phydrogen ions (H+) when dissolved in water

• Binary acids: Many have 2 names– Many have 2 names •Pure substance•Aqueous solution

– Example: HCl, hydrogen chloride, when p , y g ,dissolved in water it is called hydrochloric acid

55

y

• Naming binary acids– Remove the “–gen” ending from g ghydrogen (leaving hydro–)

– Change the “–ide” ending on the secondChange the  ide  ending on the second element to “–ic”Combine the two words and add the– Combine the two words and add the word “acid.”  

56

Name the following: HBrhydrogen bromide hydrobromic acidhydrogen bromide   hydrobromic acidH2Sh d lfid h d lf i idhydrogen sulfide      hydrosulfuric acidWrite formulas for the following: Hydrochloric acid

HCl(aq)HCl(aq)Hydrofluoric acid

HF( )57

HF(aq) 

• Organic compounds ‐ contain carbon g pand hydrogen (sometimes with oxygen, nitrogen, sulfur and the halogens.)g g )– Hydrocarbons ‐ contain only carbon and hydrogen

– Alkanes ‐ simplest examples of hydrocarbons

– Many derivatives of alkanes are derived by replacing a hydrogen with one of the f i lfunctional groups. • Functional group determines chemical 

ti58

properties

59

60

• Empirical formulas reveal the elements p fpresent and in what whole‐number ratio they are combined.y

Molecular(explicit) Empirical(simplest)Molecular(explicit)  Empirical(simplest)H2O2 HON H NHN2H4 NH2

H2O H2O

61

62

2.7 Ions and Ionic Compounds

• Ion ‐ an atom or group of atoms that has a net positive or negative charge

• Monatomic ion ‐ one atom with a positive or negative charge

• Cation ­ ion with a net positive charge due to the loss of one or more electrons

• Anion ­ ion with a net negative charge due the gain of one or more electrons

63

Common Monatomic Ions

64

• Naming ions– Cations from A group metals 

• Name the element and add the word “ion”E l N d• Example: Na+, sodium ion

– Cations from transition metals with some exceptionsexceptions• Name element • Indicate charge of metal with Roman• Indicate charge of metal with Roman numeral 

• Add word “ion”• Example: Cu2+ ,copper(II) ion 

65

– Anions  N h l d dif h di• Name the element and modify the ending to “‐ide” E l Cl hl id• Example: Cl−, chloride

Polyatomic ions ions that are a combination• Polyatomic ions ‐ ions that are a combination of two or more atomsNotice similarities number of oxygen atoms– Notice similarities ‐ number of oxygen atoms and endings for oxoanions• Nitrate NO − and nitrite NO −• Nitrate, NO3 and nitrite, NO2

66

67

• Ionic compounds ‐ represented by empirical formulas– Compound formed is electrically p yneutral

– Sum of the charges on the cation(s) andSum of the charges on the cation(s) and anion(s) in each formula unit must be zerozero

– Examples: Al3+ and O2− Al OAl and O Al2O3Ca2+ and PO43− Ca3(PO4)2

68

69

Formation of an Ionic Compound

70

Write empirical formulas for p• Aluminum and bromide

AlBrAlBr3• barium and phosphate

Ba3(PO4)2• Magnesium and nitrate

Mg(NO3)2• Ammonium and sulfate• Ammonium and sulfate

(NH4)2SO4

71

• Naming ionic compounds• Naming ionic compounds– Name the cation Na e the a io– Name the anion 

– Check the name of cation • If it is a A group metal you are finished f l h• If it is a transition metal, with some exceptions, add the appropriate  Roman numeral to indicate theRoman numeral to indicate the positive ionic charge

72

Write names for the following: • KMnO4

potassium permanganatep p g• Sr3(PO4)2

strontium phosphatestrontium phosphate• Co(NO3)2

cobalt(II) nitrate       • FeSO44

iron(II) sulfate

73

• Hydrates ‐ compounds that have a specific number of water molecules within their solid structure– Hydrated compounds may be heated to remove the water forming an anhydrous 

dcompound– Name the compound and add the word h d t I di t th b f thydrate.  Indicate the number of water molecules with a prefix on hydrate. Example: CuSO 5 H O• Example: CuSO4 · 5 H2O –Copper (II) sulfate pentahydrate

74See picture…

CuSO4

CuSO4.5H2O

75

76

77

Key Points• Isotopes

• Periodic table; families and periods; metals• Periodic table; families and periods; metals, nonmetals and metalloids 

• Average atomic mass 

Naming and writing formulas for• Naming and writing formulas for– Binary molecular compounds

d– Binary acids– Ionic compounds 

78

– Hydrates 

QUESTIONS?QUESTIONS?

79