1  

Chemistry Review  

No work = No credit.  Entire document must be complete for credit to be awarded.  

 Unit 1 

1. States of matter:      Phase Definite Shape (Yes or No?) Definite Volume (Yes or No?) 1. Solid 

2. Liquid 

3. Gas 

2. Explain how can a color change be classified as a physical change?  3. Chemical change 

Signs of Chemical Change Examples 1. 

2. 

3. 

4. 

 4. How do you know you have produced a certain gas? (Hint: Laboratory test) 

 a. Hydrogen 

b. Carbon dioxide 

5. Classification of matter a. Pure Substance: element (cannot be decomposed) vs. compound (can be decomposed by 

chemical means) b. Mixtures—homogenous (solutions, uniformed compositions, all the same) vs. heterogeneous 

(not uniformed)  Unit 2 

1. Metric conversion (King Henry Died Unusually Drinking Chocolate Milk) 2. Volume (amount of space occupied by an object) 

a. Graduated Cylinder (for liquids) 3. Density = mass/volume (remember the triangle) 

a. What is the density of a substance that has a mass of 22.5g and a volume of 5.0mL?  What is this substance? (look on your reference sheet) 

     

b. What is the density of a 3.03cm x 10.cm x 2.5cm substance that has a mass of 50.0g?  What is this substance? (look on your reference sheet) 

2  Unit 3 

1. Know the locations, charges, and relative mass of each of the particles found in the atom 

  Charge  Relative Mass  Location Proton       Electron       Neutron       

 

2. Atomic number = __________________________________ 

3. Atomic mass = __________________________________   

4. Know how to identify the atomic number, mass number, number of electrons, protons, and neutrons of various atoms   Electrons  Protons  Mass Number  Atomic Number  Neutrons 

238U           16O­2           23Na+1           

 

5. Isotopes—Same element!!!  Different Masses!!! Different Neutrons!!! They differ in the number of 

___________ not ___________ (which always must stay the same as they indicate the atomic number!) 

Ex. AZX Ex. 20F Z means ____________ Atomic Number ____________ A means ____________ Mass Number    ____________ 

6. Atomic Mass Unit (amu)—relative scale based on ___________________________________ 

7. Average Atomic Mass­­________________________________________________________________  

8. Molar Mass conversions 

a. What is the molar mass of CO2? 

b. How many grams are in 3.0 moles of H2SO4? 

 

c. How many molecules are in 64 grams of O2? 

 

 

d. How many moles are in 84.2 grams of CO2? 

 

 

3  

e. How many moles are in 3.04x1023 molecules of H2? 

 

 

f. How many atoms are in 3.46 moles of carbon? 

 

 

g. How many grams are in 4.59x1025 particles of NaCl? 

 

Unit 4 

1. Electromagnetic radiation definition: 

2. How are wavelength, frequency, and energy related? 

Longest wavelength Shortest wavelength Shortest frequency Highest frequency Least Energy  Most Energy 

3. Quanta: ____________________________________________________________________________. 

4. Each energy level corresponds to a ___________ on the periodic table. 

** Highest occupied energy level corresponds to ______________________________. 

Ex. Br2 O2 

5. Ground State _______________________ vs. Excited State ________________________________ 

6. Hydrogen Line Emission Spectrum—How is light emitted in reference to electrons? (Flame 

Test)___________________________________________________________________________ 

7. Questions using Bohr Model of the atom:  What is the energy which is emitted when the electron falls from the 6th energy level to the 3rd? 

 8. Where are the s, p, d, and f blocks located on the periodic table?  9. Orbital Notation for bromine (this is arrows) 

 10. Electron configuration for bromine 

 11. Noble gas configuration for bromine 

 12. How many valence electrons do these have?  What element is it?  How many electrons will it gain/lose? 

a. 1s22s22p63s23p64s23d6 

b. [Ne] 3s23p4 

***To be stable the “p” and “d” orbitals must be ½ filled or complete filled. 

4  

13. Number of orbitals = n2 Ex. How many orbitals can the 4th energy level have? 

14. Number of electrons = 2n2 Ex. How many electrons can the 6th energy level hold?   Unit 5 

1. Periods ( ______________________ ) vs. Groups ( ___________________________________ ) 

2. The periodic law:  elements in the same ______________ have similar ____________________, the 

same number of ___________________________, and the same ______________________________. 

3. Cations are _________________ charged ions.  They are formed by __________________ electrons. 

4. Anions are _________________ charged ions.  They are formed by __________________ electrons. 

5. Draw the hill of oxidation numbers:  

 

 

6. The periodic table is arranged by ______________________________________. 

7. The periodic table is mostly __________________________. 8. Metals: 

a. Where? 

b. Gain or lose electrons?  

c. Positive or negative ions? 

d. Properties? 

9. Non­metals: a. Where? 

b. Gain or lose electrons? 

c. Positive or negative ions? 

d. Properties? 

10. Metalloids: a. Where? 

b. Which elements? 

c. Properties? 

11. Representative Elements (Main Group Elements) a. Where? 

 

   

5  

 

12. Alkali Metals a. Where? 

b. Gain or lose electrons? (How many?) 

c. Charge/Oxidation number? 

13. Alkaline Earth Metals a. Where? 

b. Gain or lose electrons? (How many?) 

c. Charge/Oxidation number? 

14. Transition Metals a. Where? 

b. Gain or lose electrons? (How many?) 

c. Charge/Oxidation number? 

d. What do you use when naming? 

15. Halogens a. Where? 

b. Gain or lose electrons? (How many?) 

c. Charge? 

16. Noble Gases a. Where? 

b. Gain or lose electrons? (How many?) 

17. Reactivity: a. Which group of metals are the most reactive? _________________ 

b. Group that is not reactive or inert? ____________________ 

18. Valence Electrons—correspond to the ___________________________________ of the periodic table. 

19. Atomic Radius trend a. Definition 

b. Left to Right: Increase or Decrease 

Reasoning:  

c. Top to Bottom: Increase or Decrease? 

Reasoning:  

d. Put the following in order from largest to smallest atomic radius—Ca, K, Cu, Se? 

    

6  

 20. Ionization Energy 

a. Definition 

b. Left to Right: Increase or Decrease 

Reasoning:  

c. Top to Bottom: Increase or Decrease? 

Reasoning:  

d. Put the following in order from lowest to highest ionization energy N, Bi, P, Sb? 

21. Electronegativity a. Definition 

b. Left to Right: Increase or Decrease 

Reasoning:  

c. Top to Bottom: Increase or Decrease? 

Reasoning:  

d. Put the following in order from greatest to lowest electronegativity Mg, Ra, Be, Ca? 

22. Ionic Radii a. Definition 

b. Cations: Smaller or Larger than uncharged atom?  

Reasoning:  

c. Anions: Smaller or Larger than uncharged atom? 

Reasoning:  

 Unit 6 

1. Valance electrons are responsible for the element’s __________________________________________. 

2. Why do atoms bond? _________________________________________________________________. 

3. Metallic bonds involve only ________________.  They are characterized by 

____________________________ also called sea of _____________. 

4. Ionic compounds involve ____________ and _______________.  They are characterized by the 

__________________ of electrons. 

5. Covalent molecules involve _____________________.  They are characterized by the ______________ 

of electrons. 

    

7  

6. Type of bonding and electronegativity differences. Type Electronegative Difference Example  Polar NonPolar Ionic  

   

7. Diatomic molecules (magic 7…HOFBrINCl) a. Make sure you know the seven. 

b. All have _________________________________ bonding. 

8. Octet rule states all atoms ____________________________________________________________. 9. Electron Dot Notation (valence electrons shown as dots only!) 

a. C 

b. Cl 

10. Lewis structure:  Draw the following molecules.  What shape are they?  Are they polar/nonpolar?  a. CCl4 

 

  

b. CO2  

  

c. NH3  

  

11. Place these in order of increasing strength:   Please these in order of increasing bond length:  Hint: Draw the molecules.   

a. Single Bond…example F2 

b. Double Bond…example O2 

c. Triple Bond…example N2 

12. Molecular Geometry and VSEPR…main shapes Shape # of Atoms Attached Example 

a. Linear 

b. Bent 

c. Trigonal pyramidal 

d. Tetrahedral 

8  

13. How do you know if the molecule is polar or nonpolar? a. Polar _________________________ and ____________________ lone pairs around center. 

b. Nonpolar _________________________ and ____________________ lone pairs around center. 

14. Intermolecular Forces: Which elements does hydrogen need to be attached to in order to form a Hydrogen Bond?  

 

 15. Properties of Bonds 

Ionic Compounds Covalent Molecules Metallic Bonds 1. 

2. 

 

Unit 7  If the formula is given: Write the name.  If the name is given: Write the formula 1. Binary Compound: ______________ elements.  2nd element ends in _____________. 2. Types of Naming 

a. Ionic Bonding—between _______________ and __________________ i. Write the formula for Sodium Chloride 

ii. Name Mg3N2 

b. Covalent Bonding—between _______________ and _____________ (use _____________) i. Name CCl4 

ii. Write the formula for Dinitrogen pentoxide 

c. Transition metals—between ________________ and _____________ (use _________________) i. Write the formula for Iron (II) oxide 

ii. Write the formula for Manganese (III) oxide 

d. Polyatomic Naming—involves at least one polyatomic…you have more than two capital letters…look up all polyatomics in reference table!!) 

e. Polyatomic Ions end in ___________ or _____________.  Two exceptions on your reference table that end in –ide are _______________ and _______________.  _____________ is the only positive polyatomic ion on your reference sheet and it is written first in formulas. 

i. Write the formula for Calcium hydroxide 

ii. Name FeSO4 

f. Acids—Hydrogen is in front…Still cross charges!!! i. Write the formula for Nitric Acid 

ii. Write the formula for Acetic Acid 

iii. Write the formula for Hydrochloric Acid 

iv. Write the formula for Sulfuric Acid 

    

9  

3. Percent composition by mass…Part/Whole x100 a. Calculate the percent by mass of water in silver sulfate pentahydrate 

  

4. Empirical Formula ( _________________________ ) vs. Molecular Formula ( ___________________ ) a. A compound contains 32.38% Na, 22.65% S, and 44.99% O.  What is the empirical formula? 

      

b. A molecule has an empirical formula of CH4 and a molar mass of 48, what is the molecular formula? 

 Unit 8 

1. Balance equations follow the Law of Conservation of Mass, which states ________________________. 2. Ionic equations are written to show what actually happens. 

a. Spectator Ions are ions which _________________________________________________. 

b. Ionic equations show everything but __________________________________________. 

3. Predict the products, balance and label what type of reaction each of the following are a. ___ C3H8 + ___ O2 → type: ____________________________ 

b. ___ NaCl → type: ____________________________ 

c. ___ H2 + ___ O2 → type: ____________________________ 

d. ___ NaF(aq) + ___Pb(NO3)2(aq)→ type: ____________________________ 

e. ___Ag + ___Ca(NO3)2 → type: ____________________________ 

f. ___HgO  → type: ____________________________ 

g. ___ SO2 + ___ H2O → type: ____________________________ 

h. ___NaI(aq) + ___ Pb(C2H3O2)2(aq)→ type: 

____________________________ 

Unit 9 1. What do the following symbols mean? 

a. (s) 

b. (l) 

c. (g) 

10  

d. (aq) 

2. What is a mole to mole ratio? __________________________________________________________ 3. Use the reaction to answer the following questions…  

___ N2(g) + ___ H2(g) → ___ NH3(g) a. How many moles of nitrogen gas are required to produce 20 moles of ammonia (NH3)? 

b. How many grams of hydrogen gas (H2) are required to fully react with 10 moles of N2? 

c. How many liters of nitrogen are used to form 3.45g of ammonia? 

d. How many grams of ammonia are formed when 5.67L of hydrogen react with excess nitrogen? 

e. What is the total number of moles of H2 used to produce 34 liters of NH3? 

Unit 10  

1. Solubility of gases _______________ when temperature increases and ________________ when pressure increases. 

2. Diffusion (__________________________) vs. Effusion (____________________________________) 

3. Gas Law Practice 

a. A 400mL sample of gas at a pressure of 400torr is reduced to 150torr at a constant temperature. What is the new volume of the gas? 

   

b. A 5.0L container of gas at 100oC is raised to a temperature of 200oC.  What is the new temperature? 

   

c. A tire was at a pressure of 4.0atm and a temperature of 25oC.  If the temperature is raised to 30oC, what is the new pressure? 

  

11  

d. A 10.L container of nitrogen gas is at a temperature of 100oC, 0.80atm.  If the pressure is decreased to 0.68atm and volume is increased to 15L, what is the new temperature? 

     

4. Ideal Gas Law How do I know when to use the Ideal Gas law formula?  __________________________________ 

a. Formula: b. How many grams of nitrogen gas are present in a 25.0L container at a pressure of 0.75atm and a 

temperature of 80oC?   

5. Molar Volume: ___________ L = 1 mole at ___________ a. How many moles are in 6.6L of nitrogen at STP? 

   

b. What volume is occupied by 2.0 moles of nitrogen gas at STP?    

6. Stoichiometry of gases (Liters to Liters) a. Given the equation ___ C5H12 + ___ O2 → ___ CO2 + ___ H2O.  How many liters of water are 

produced when 5.0L of C5H12 is burned?     

 7. Dalton’s Law of Partial Pressure 

a. Formula 

b. A sample of nitrogen gas is collected over water.  The pressure of the water is 21.1mmHg.  What is the pressure of the nitrogen gas if the atmospheric pressure is 785mmHg? 

  

 Unit 12 

1. Know the differences between the states of matter.   Gases  Liquids  Solids 

Particles (Draw) 

      

Does it flow?       Compressibility       

 

12      

13   

2. Energy and changes of state:  For each of the following label: endothermic and exothermic.  State the Phase Change Endothermic/Exothermic 

 a. Freezing Liquid to Solid Exothermic 

b. Melting 

c. Condensation 

d. Evaporation 

e. Sublimation 

f. Deposition 

 

3. Remember a phase change is a physical change! 4. Be able to read the phase diagram, identify regions, phases, and phase changes. 

 5. Molar Heat of Fusion: The energy required to change one mole of a ____________ to a ____________. 

6. Molar Heat of Vaporization: The energy required to change one mole of a _________ to a __________. 

a. How much heat energy is absorbed when 72g of ice melts at STP?   

b. How many grams of water are used to release 5000J when turned into vapor?      

14   

7. Freezing and Cooling Curves.  Know the different regions, phases, and phase changes. 

8. Phase changes can occur with a change of _______________________ and/or ____________________. 9. What is latent energy? _________________________________________________________________ 

 

  Unit 13 

1. Solutions: Solvent, Solute, Electrolytes  a. __________________ is the dissolving substance 

b. __________________ is the dissolving medium 

c. __________________ can conduct electricity 

  

2. Solution Equilibrium a. Unsaturated 

Definition: 

amount is __________________ the line 

b. Saturated Definition: 

amount is __________________ the line 

 3. Solubility—know how to read the solubility curve and how 

to use solubility rules located in your reference tables. a. How many grams of sodium nitrate can be dissolved 

in 100g of water at 40oC? 

b. At what temperature can 22 grams of potassium chlorate be dissolved in 100g of water? 

c. What salt is the most soluble at 70oC? 

d. What salt is the least soluble at 30oC? 

e. What do the dotted lines mean? 

    

15  Unit 15 

1. Equilibrium: 2. If K is larger than one…____________ are favored 3. If K is smaller than one…____________ are favored 4. Write the equilibrium constant for the following: 

a. Ammonia gas, NH3, decomposes into nitrogen gas and hydrogen gas.   

b. ____ CO(g) + ____ H2(g) → ____ CH4(g) + ____ H2O(l)   

5. For the reaction N2(g) + 3Cl2(g) ↔ 2NCl3(g), an analysis of an equilibrium mixture is preformed at a certain temperature.  It is found that [NCl3] = 0.19M, [N2] = 0.0014M, and [Cl2] = 4.3x10­3M.  Calculate K for the reaction. 

   

Unit 16 1. Electrolyte  

a. Definition 

b. Things that are electrolytes: 

2. Nonelectrolyte a. Definition 

b. Things that are nonelectrolytes: 

 3. Make sure you know the different properties of acids and bases. 

  Acid  Base pH     

Proton     Produce ______ in water     

Taste     Phenolphthalein Indicator     Litmus Paper Indicator     

Example     Reacts with metal to form:      

   

16   

4. pH scale/pH/pOH a. pH of a solution is the negative of the common logarithm of the hydronium ion concentration b. pOH of a solution is the negative of the common logarithm of the hydroxide ion concentration c. Formulas (remember these are in your reference tables) 

i. pH = ­log[H3O+] ii. pOH = ­log[OH­] iii. Kw = [H3O+] [OH­] = 1.0x10­14 iv. pH + pOH =14 v. [H3O+] = 10­pH vi. [OH­] = 10­pOH 

d. What is the pH of a substance that has a [H3O+] of 1.0x10­2? 

e. What is the pH of a solution whose HCl concentration is 1.0x10­1? 

f. What is the pH of a substance that has a [H+] concentration of 1.0x10­4? 

g. What is the pOH of a substance that has an [OH­] of 1.0x10­3? 

h. What is the pH of a solution whose NaOH concentration is 1.0x10­2? 

i. What is the pOH of a substance that has a [OH­] of 1.0x10­3?  Is this solution acidic or basic? 

j. What is the [H3O+], [OH­], pOH of a solution which has a pH of 4? 

 

5. As the pH of a solution increase the concentration of [H+] increases by _______________. 

a. The concentration of [H+] increases by ________ when the pH increases from 3.0 to 5.0. 

6. Neutralization a. Acid + Base → ________ + ________ 

b. HCl + NaOH → ________ + ________ 

i. Net Ionic Equation: 

c. HBr + Ca(OH)2 → ________ + ________ 

i. Net Ionic Equation: 

Unit 17  

1. Exothermic reaction (lose/gain)___________________ energy and energy is shown on the 

(Product/Reactant)_______________ side. 

2. Endothermic reaction (lose/gain) __________________ energy and energy is shown on the 

(Product/Reactant)_______________ side. 

 

17  

1. Specific Heat a. Definition 

b. Formula 

c. A 5.0g sample was heated from 200K to 500K and was found to have absorbed 40J of heat. What is the specific heat capacity of the sample? 

    

d. How much heat is needed to raise the temperature of 5.0g of gold by 25oC?      

e. Joule is defined as ______________________________________________________________ 

2. Heat (__________________________________) vs. Temperature (____________________________) 

3. List the three parts of the Collision Theory: 

 

 

 

4. Reaction rate is proportional to the number of effect collisions 

a. Increase temperature = __________________ number of collisions = ____________ rate 

b. Increase concentration = __________________ number of collisions = ____________ rate 

c. Increase pressure = __________________ number of collisions = ____________ rate 

d. Increase surface area = __________________ number of collisions = ____________ rate 

5. What are the four ways to effect rate? 

a. _______________________ 

b. _______________________ 

c. _______________________ 

d. _______________________ 

 

   

18  

 

6.  7. Potential Energy Diagram 

a. Activation Energy = ___________ 

b. Enthalpy Change = ___________ 

c. Potential Energy of products = ___________ 

d. Potential Energy of reactants = ___________ 

e. Exothermic or Endothermic = ___________  

Unit 18 1. Know the properties of the three different nuclear decay particles: 

  Alpha  Beta  Gamma Symbol       Charge       Mass       

Strength        

2. Nuclear Fission: ___________________________ of a nucleus into ___________________________ 

3. Nuclear Fusion: ___________________________ of a nucleus into _____________________________ 

4. Balancing Nuclear Reactions (remember Law of Conservation of Mass) a. 37

17Cl + 11H → _________ 

b. 6430Zn + _________ → 6329Cu + 10n 

c. 23592U → 9438Sr + _________ 

d. 63Li + 10n → 42He + _________ 

5. Half­life is __________________________________________________________________________ 

a. Element­106(Seaborgium) has a half­life of 0.90 seconds. If one million atoms of it were prepared, how many atoms would remain after 4.5 seconds? 

 b. Iron­59 is used in medicine to diagnose blood circulation disorders.  The half­life of iron­59 is 

44.5 days.  How much of a 2.000mg sample will remain after 133.5 days?