New User Special Price Expires in

Let's log you in.

Sign in with Facebook


Don't have a StudySoup account? Create one here!


Create a StudySoup account

Be part of our community, it's free to join!

Sign up with Facebook


Create your account
By creating an account you agree to StudySoup's terms and conditions and privacy policy

Already have a StudySoup account? Login here

CHM103 Exam 1 Study Guide

by: askcch

CHM103 Exam 1 Study Guide 103

Marketplace > University of Miami > Chemistry > 103 > CHM103 Exam 1 Study Guide
GPA 4.0

Preview These Notes for FREE

Get a free preview of these Notes, just enter your email below.

Unlock Preview
Unlock Preview

Preview these materials now for free

Why put in your email? Get access to more of this material and other relevant free materials for your school

View Preview

About this Document

Chapter 1 and Chapter 2
Chemistry for Life Sciences I (Lecture)
Elliot Atlas
Study Guide
50 ?




Popular in Chemistry for Life Sciences I (Lecture)

Popular in Chemistry

This 10 page Study Guide was uploaded by askcch on Friday September 16, 2016. The Study Guide belongs to 103 at University of Miami taught by Elliot Atlas in Fall 2016. Since its upload, it has received 42 views. For similar materials see Chemistry for Life Sciences I (Lecture) in Chemistry at University of Miami.


Reviews for CHM103 Exam 1 Study Guide


Report this Material


What is Karma?


Karma is the currency of StudySoup.

You can buy or earn more Karma at anytime and redeem it for class notes, study guides, flashcards, and more!

Date Created: 09/16/16
  CHM103   Class     otes     eek       (8/22­8/26)  ________________________________________________________________________________  From     revious     ections   ­ N/A    ________________________________________________________________________________  Chapter   1:   atter   and  Measurements  ­ 1.1 Chemistry:   The    entral  Science   ­ Chemistry:   The  study   of nature,   properties,   and  transformations   of matter  ­ Matter:  The  physical   material  that  makes   up  the universe;   anything   that  has  mass  and    ccupies   space  ­ Property:   A  characteristic  useful   for identifying   a substance  ­ Physical   vs  chemical  properties  ­ Physical:   observed   without   chemical   reaction   & without  changing   the  chemical  composition  ­ Color,  size,  shape,   volume,  density,   temperature,  boiling  point/melting    oint, etc.  ­ Chemical:   observed   when  substance   undergoes   chemical   change   or  reaction  ­ Toxicity,  oxidation,  flammability,   heat  of combustion,   radioactivity,  etc.  ­ Physical   vs  chemical  change  ­ Physical:   change   in state, size, formation/separation   of mixtures  ­ Chemical:     hange   in chemical  composition  ­ 1.2 States   of Matter  ­ Solid,   iquid,  Gas  ­ 1.3 Classification      Matter  ­ Mixture   vs Pure   substance  ­ Mixture:  A  blend   of two  or more  substances,  each   of which  retains   its  chemical   dentity  ­ Homogeneous:   A  uniform   mixture   that  has  the  same   composition  throughout    can’t  be easily  separated)     ­ Heterogeneous:   A  nonuniform   mixture  that  has   regions   of  different  composition   ­ Pure  substance:  A  substance  that  has   a uniform   chemical  composition  throughout   ­ Element:   e.g. Na,  H,    e,   a  ­ Compound:     .g H2O,  NaCl  ­ 1.4  Chemical   Elements  and   Symbols  ­ 118   elements   have   been   identified;   91  occur   naturally  ­ 1.5  Chemical   Reactions:  Examples   of Chemical   Change   ­ Reactants   →   Product(s)  ­ E.g.  Ni  (s) + 2HCl   (aq)  →  NiCl2   (aq)  + H2  (g)              CHM103     lass    Notes   Week   2   8/29­9/2)  ________________________________________________________________________________  From    revious     ections   ­ 1.1­1.5  ­ Definition and  examples   of matter, physical and  chemical  properties/change  ­ Chemical     lements and  symbols,  chemical    eactions  ________________________________________________________________________________  Chapter   1:   atter  and   Measurements   ­ 1.6 Physical   Quantities:   Units and  Scientific  Notation  ­ The    ysteme   International  d’ Unites   SI)  ­ Mass        ilograms  (kg)  ­ Length   →    eters  (m)  ­ Volume      cubic    eters (m^3)  ­ Temperature  →   kelvins  (K)  ­ Time  →   seconds   (s)  ­ Electric  Current  →    mpere   (A)  ­ Substance   Amount   →  mole   (mol)  ­ Speed      m/s  ­ Density   →    /cm^3      ­ Scientific   Notation  ­ 7650       .65    10^3  ­ 0.00215   = 2.15  x  10^­3  ­ 1.7    easuring   Mass,   Length,   and   Volume  ­ Mass:  a  measure   of the  amount   of  matter   in an  object  ­ Weight:   a measure   of  the  gravitational   force  that  the  earth   or other   large   body  exerts   on    n object  ­ Length:   the  SI unit  meter   is way  too   big for  usual   lab  measurements  ­ Volume:   the  amount   of space   occupied   by  an  object  ­ 1.8    easurement   and  Significant    igures  ­ Every   set  of measurements   has  a  degree  of  uncertainty   to it,thus   significant  figures     re   pplied  ­ Accuracy:   how  close   to  observed   value   is to the  “true”   value  ­ Precision:   the  reproducibility   of values;   does   it produce  the  same   value   every  time?  ­ Two    ypes   of   rrors  for  measurements:   ­ Random   error:  randomly  too   high/low  ­ Systematic     rror: consistently   too  high/low   ­ 1.034  →   4 sig. fig.  0.0738   →   3 sig. fig.  7.360   →  4  sig. fig   7600   →  2  sig. fig.  ­ 1.9  Rounding   off Numbers  ­ Rule   1: During   multiplication  or  division,   the  answer  can’t   have   more  sig.  fig. than  the  original  numbers   (the  one   that has   the  least  sig.  fig.)  ­ Rule   2: During   +/­,the  answer   can’t  have   more   digits  after  the  decimal   point  than  the  original  numbers   (the  one   that has   the  least  sig.  fig.)  ­ 1.10   Problem  Solving:   Unit  Conversions   and   Estimating   Answers  ­ Factor­label   method  ­ Starting  Quantity  x  Conversion   Factor   =  Equivalent  Quantity  ­ Conversion   factors     re   umerically  equal  to      ­ e.g.  26.22mi   x (1km/0.6214mi)       2.20km  ­ e.g.  1yard/s   →   (x)mi/h?  ­ x    ≈ 2mi/h     CHM103     lass   Notes   Week   3    9/5­9/9)  ________________________________________________________________________________  From     revious     ections   ­ 1.6­1.10  ­ Units  and  Scientific   Notations,   Significant  Figures  and   Rounding,  Unit  Conversions   and  Estimating   Answers  ________________________________________________________________________________  Chapter   1:   atter   and  Measurements  ­ 1.11 Temperature,     eat, and  Energy   ­ Energy:   the  capacity   to do  work   or supply  heat   ­ 1000cal   = 1kcal,  1000J   = 1KJ,  1cal  = 4.184J,   1kcal  = 4.184KJ  ­ Heat  (cal) = Mass   (g) x Temp  Change   (Δ℃)   x Specific   Heat  (cal/(g*℃)  ­ Temperature:   ℉,  ℃,      ­ ℃   and  K  are  the same   size (^ 1℃  =  ^ 1K), but  DIFFERENT   in starting  point  ­ 0℃  =  freezing  point  of  water,  ­273.15℃/   0K  = Absolute   Zero  ­ 32℉   = 0℃,   212℉   = 100℃,   ^ 1℃     ^    .8℉  ­ 1.12  Density   & Specific   Gravity  ­ Density:   mass   per  unit volume   →   solid (g/cm )   →  liquid  (g/ml)  ­ Hydrometer   ­ measures     pecific gravity   ­         ________________________________________________________________________________  Chapter   2:  Atoms   and   the    eriodic  Table  ­ 2.1  Atomic     heory     nd  he  Structure   of Atoms  ­ Atomic    heory:  1. All   matter   is composed  of  atoms  2. The   atoms   of a  given  element  differ  from   the  atoms  of  all other  elements  3. Chemical  compounds   consist   of atoms   combined   in specific   ratios.  Only  whole   atoms     an combine  4. Chemical  reactions  change   only  the  way   atoms  are  combined   in  compounds  ­ Protons:  carry   a positive     lectrical  charge  ­ Neutrons:   have   a mass   similar  to  that  of a proton,  but  are  electrically   neutral  ­ Electrons:  very   small   in mass,   carry   a negative   electrical  charge  ­ All  atoms  are  neutral   and   have     o net  charge  ­ Number   of protons   = Number   of  electrons,   to  balance  out  ­ Atomic  mass   unit  (amu)   is the  unit  for describing   the mass   of an  atom  ­ 1amu  =  1.660539   x 10^­24  g  = 1/12  wt  of 1  C12  atom  ­ The   protons   and  neutrons   are  packed   densely   together,   forming   the  nucleus   ­ Opposite     lectrical charges   attract    ach  other  ­ Like  charges   repel  each   other   ­ 2.2  Elements   and    tomic   Number  ­ Atomic  Number  is the  number   of protons  in atoms   of  a given   element   ­ Mass   Number   is the  sum  of  the  protons  and   neutrons  in  an  atom  ­ 2.3  Isotopes   and    tomic  Weight  ­ Isotopes  are    toms     ith  dentical   atomic   numbers   but  different  mass     umbers  ­ A specific   isotope    s  epresented   by      ­ The  isotopes   of most   elements  do  not  have  distinctive   names  ­ The  mass   number   A is given   after  the  name   of the  element   (e.g.  Uranium­235,   Carbon­12)  ­ Most   naturally   occurring   elements   are  mixtures   of isotopes      CHM103   Class   N  otes     eek      (9/12­9/16)  ________________________________________________________________________________  From    revious     ections   ­ 1.11­1.12,   2.1­2.3  ­ Temp,     eat, Energy,   Atoms,   Isotopes  ________________________________________________________________________________  Chapter   2: Atoms   and   the   eriodic  Table  ­ 2.4  The  Periodic    able  ­ Metal:  A  malleable   element,   with  lustrous  appearance,   good   conductor   of  heat  &  electricity  (can  be  worked     ith/molded)  ­ Non   metal:  Poor   conductor   of heat  &  electricity   ­ Metalloid:   Properties   in between   metal   and  nonmetal  ­ Elements  in a  group   (vertical  column)   have   similar  properties   ­ 2.5  Some   Characteristics   of Different   Groups  ­ Group  1A      lkali   etals  ­ Lithium  (Li), sodium   (Na),  potassium   (K), rubidium   (Rb),  cesium   (Cs),  and    rancium  (Fr)  ­ Shiny,   soft metals  with   ow   melting   points  ­ React   with  water   to form   products   that   re   ighly  alkaline  ­ Never    ound  in nature    n      ure   tate due  to   heir   igh reactivity  ­ Group  2A      lkaline    arth    etals  ­ Beryllium   (Be),  magnesium   (Mg),  calcium   (Ca), strontium  (Sr), barium  (Ba),    nd radium   (Ra)  ­ Lustrous,   silvery  metals  ­ Less   reactive    han  Alkali    etals   1A)  ­ Never   found  in nature    n a  pure  state  ­ Group  7A    Halogens  ­ Fluorine  (F), chlorine   (Cl), bromine  (Br), iodine   (I) and  astatine  (At)  ­ Colorful   and  corrosive   non     etals    ­ Found   in nature   only  in combination  with   other  elements,   such   as  with  sodium   in table    alt (Sodium   Chloride)  ­ The   group   name,   halogen,   is taken   from   the  Greek   word     als   meaning   salt  ­ Group    A   Noble     ases   ­ Helium   (He),  neon   (Ne),  argon   (Ar), krypton   (Kr), xenon   (Xe),  and  radon  (Rn)  ­ Colorless  gases  ­ Labeled   the    noble”   gases   because  they     on’t react  ­ He,  Ne,  and   Ar  don’t  combine   with   any  other   elements.   ­ Kr  and    e  combine   with  very   ew  ­ 2.6 Electronic  Structure  of  Atoms  ­ The   properties   of  the  elements   are  determined   by  the  arrangement   of  electrons  in   heir atoms   ­ Electrons   are  not  perfectly   free  to move.   They   are  restricted  to  certain  energy     alues,  or    uantized  ­ Shell:   A grouping   of electrons  in  an  atom   according   to energy  ­ Shell  number   ­> Electron  capacity:   1­>2,  2­>8,  3­>18,   4­>32  ­ Within  the  shells,   electrons   are  further  grouped   into  subshells  (s, p,  d, f)  ­ Within   each   subshell,   electrons   are  grouped   into  orbitals       ­ 2.7 Electron   Configurations  ­ The   exact   arrangement   of electrons   in an  atom’s   shells   and  subshells  ­ Rule   1: Electrons   occupy  the  lowest   energy   orbitals   available.   This  is  complicated  by  “crossover”  of  energies   above   the  3p  level  ­ Electrons   fil orbitals  from  the  lowest­energy   orbitals   upward  ­ Rule   2: Each   orbital  can   hold  only   two  electrons,  which   must  be  of  opposite  spin  ­ Rule   3: Two   or more   orbitals   with  the  same   energy   are  each   half­filled  by  one   electron   before   any   one  orbital   is completely   filled by  the  addition   of  the  second   electron  ­ A  shorthand   using   noble   gas   configurations   is very  useful   for  large  atoms      2.8  Electron   Configurations   and  the  Periodic  Table    ­ A valence   shell  is the  outermost   electron  shell   of an  atom  ­ A valence   electron  is  an  electron  in  the  valence   shell  of  an  atom    ­ 2.9  Electron­dot   Symbol  ­ an  atomic   symbol  with   dots  placed   around   i to  indicate   the  number   of  valence   electrons   


Buy Material

Are you sure you want to buy this material for

50 Karma

Buy Material

BOOM! Enjoy Your Free Notes!

We've added these Notes to your profile, click here to view them now.


You're already Subscribed!

Looks like you've already subscribed to StudySoup, you won't need to purchase another subscription to get this material. To access this material simply click 'View Full Document'

Why people love StudySoup

Jim McGreen Ohio University

"Knowing I can count on the Elite Notetaker in my class allows me to focus on what the professor is saying instead of just scribbling notes the whole time and falling behind."

Anthony Lee UC Santa Barbara

"I bought an awesome study guide, which helped me get an A in my Math 34B class this quarter!"

Steve Martinelli UC Los Angeles

"There's no way I would have passed my Organic Chemistry class this semester without the notes and study guides I got from StudySoup."


"Their 'Elite Notetakers' are making over $1,200/month in sales by creating high quality content that helps their classmates in a time of need."

Become an Elite Notetaker and start selling your notes online!

Refund Policy


All subscriptions to StudySoup are paid in full at the time of subscribing. To change your credit card information or to cancel your subscription, go to "Edit Settings". All credit card information will be available there. If you should decide to cancel your subscription, it will continue to be valid until the next payment period, as all payments for the current period were made in advance. For special circumstances, please email


StudySoup has more than 1 million course-specific study resources to help students study smarter. If you’re having trouble finding what you’re looking for, our customer support team can help you find what you need! Feel free to contact them here:

Recurring Subscriptions: If you have canceled your recurring subscription on the day of renewal and have not downloaded any documents, you may request a refund by submitting an email to

Satisfaction Guarantee: If you’re not satisfied with your subscription, you can contact us for further help. Contact must be made within 3 business days of your subscription purchase and your refund request will be subject for review.

Please Note: Refunds can never be provided more than 30 days after the initial purchase date regardless of your activity on the site.