×
Log in to StudySoup
Get Full Access to UM - CHM 111 - Study Guide - Midterm
Join StudySoup for FREE
Get Full Access to UM - CHM 111 - Study Guide - Midterm

Already have an account? Login here
×
Reset your password

UM / Chemistry / CHEM 111 / how many grams of carbon are present within a lighter containing 7.25

how many grams of carbon are present within a lighter containing 7.25

how many grams of carbon are present within a lighter containing 7.25

Description

School: University of Miami
Department: Chemistry
Course: Principles of Chemistry I
Term: Fall 2014
Tags: Chemistry, atoms, bonds, Molecular, formula, mass, ions, Isotpes, Molecules, Naming Covalent Compounds, and functional groups
Cost: 50
Name: CHM 111 Exam 1 Studyguide
Description: These notes cover what's going to be on your next exam.
Uploaded: 09/22/2016
9 Pages 15 Views 14 Unlocks
Reviews


CHM 111­ EXAM 1 STUDYGUIDE


what is Atoms?



Chapter 1­Matter, Measurement, and Problem Solving

Atoms and Compounds

∙ The way matter behaves is determined by the atoms and molecules that make it up ∙ Atoms are the submicroscopic particles that make up the fundamental building blocks of  matter

∙ Compounds are made from 2 or more atoms bonded together

The Scientific Approach to Knowledge 

∙ The Scientific Method

 Process for understanding nature by observation and experimentation  Includes…

  o   Observation 

∙ Also known as data

∙ Descriptions about the characteristics or behavior of nature

∙ Help to formulate hypothesis

  o   Formulation of hypothesis 

∙ A hypothesis is an interpretation or explanation of the observations

  o   Experimentation 

∙ Experimentation may support a hypothesis or prove it wrong.

  o   Formulation of laws and theories 


what is Compounds?



∙ Well established hypotheses may form a scientific theory

∙ Scientific Law: statement that summarizes past observations and 

predicts future ones…allows you to predict future observations 

The Classification of Matter

∙ Matter is anything that occupies space and has mass 

∙ Solid: atoms are packed close together; fixed volume and rigid shape  Crystalline: atoms arranged in a pattern

 Amorphous: atoms do not have any arranged order

∙ Liquid: atoms are packed closely, but are free to move relative to each other; have a fixed volume, but not a fixed shape

∙ Gas: atoms are free to move relative to one another; compressible

∙ Pure Substance: made up of only one component and its competition is invariant ∙ Mixture: composed of 2+ components in proportions that can vary


the interpretation or explanation of the observations is called what?



Don't forget about the age old question of which muscle cells have the greatest ability to regenerate

 Heterogeneous

 Homogenous 

 Separating Mixtures:

o Decanting

o Filtration

o Distillation

Physical and Chemical Properties

∙ Physical: doesn’t change composition 

 Odor

 Taste

 Color Don't forget about the age old question of anthony billings wvu

 Appearance  Melting Point  Boiling Point  Density

∙ Chemical: changes  composition

 Flammability

 Corrosiveness

 Acidity

Energy: A Fundamental Part of Physical and Chemical Change

∙ Energy: the capacity to do work

 Kinetic energy

 Potential energy

 Thermal energy

 Law of Conservation of Energy: energy is always conserved in a physical or  chemical change; it is neither created nor destroyed If you want to learn more check out uncw anthropology

∙ Work: the action of a force through distance 

Energy = work = force × distance

The Units of Measurement

∙ Mass: a measure of the quantity of matter within it

∙ Weight: a measure of the gravitational pull on its matter 

∙ Temperature:

 Kelvin= °C+273.15

 °Celsius=(°F­32)/1.8    

Significant Figures

We also discuss several other topics like um desktop anywhere

Precision and Accuracy

∙ Accuracy: how close the measured value is to the actual value 

∙ Precision: how close a series of measurements are to one another or how  reproducible they are

∙ Random Error: an error that has the equal probability of being too high or too low ∙ Systematic Error: error that is too high or too low 

Chapter 2: Atoms and Elements

Dalton’s Atomic Theory

∙ Atoms…

 …are tiny particles of matter

 …of an element are similar to each other and are different from other  elements

 …of 2+ different elements combine to form compounds

 …are rearranged to form new combinations in a chemical reaction

Atoms 

∙ Electrons: negatively charged particle in an atom; orbits nucleus; very low mass ∙ Protons: positively charged particle in the nucleus of atoms; equal to the # of  electrons in an atom

∙ Neutrons: neutrally charged particles in the nucleus in an atom; slightly larger than  protons

∙ Bohr model: electrons travel in discrete orbits about the nucleus

Elements / Periodic Table If you want to learn more check out biology unit 2 study guide

∙ The # of protons = # of electrons = an element’s atomic # = defines an element ∙ Isotopes: Varied # of neutrons (ex. Ne­20…Ne­21…Ne­22)

∙ Ions: losing or gaining electrons 

 Cations: positively charged ions; losing electron(s)

 Anions: negatively charged ions; gaining electron(s)

∙ Atomic Mass: average mass of an elements atoms We also discuss several other topics like engl 10200 study guide

∙ Metals

 Good conductors of heat & electricity

 Malleable (can be turned into flat sheets)

 Ductile (drawn into wires)

 Shiny

 Tend to lose electrons   

∙ Nonmetals 

 17 nonmetals

o 5 solids at room temp. (C, P, S, Se & I)

o 1 liquid at room temp. (Br) 

o 11 gases at room temp. (H, He, N, O, F, Ne, Cl, Ar, Kr, Xe, & Rn)  Poor conductors or heat & electricity

 Not ductile nor malleable

 Gain electrons 

∙ Metalloids

 (semimetals)

 Have mixed properties 

 Semiconductors 

∙ Noble Gas

 Group 8A elements

 Mostly unreactive

∙ Halogens

 Group 7A

 Very reactive nonmetals

 Found in nature as salt

∙ Alkali

 Group 1A elements

 Reactive metals

∙ Alkaline Earth Metals

 Group 2A

 Fairly reactive

Molar Mass

∙ 1 mole = 6.02214 × 1023 particles (Avogadro’s number) 

Chapter 3: Molecules, Compounds, and Chemical Equations Chemical Bonds

∙ Ionic­ b/w metals and nonmetals; transfer of electrons

∙ Covalent­ b/w 2+ nonmetals; sharing of electrons 

Chemical Formulas

∙ Empirical Formula: relative # of atoms of each element in a compound  (ex. For C4H8, the empirical formula is CH2)

∙ Molecular Formula: the actual # of atoms of each element in a compound ∙ Structural Formula: figure that shows how atoms are connected and bonded to  each other; lines are used to represent covalent bonds

Polyatomic Ions

∙ Ions that are themselves composed of a group of covalently bonded atoms w/ an  overall charge

Naming Ionic Compounds

Type 1:

(ex. KClpotassium chloride)

Type 2: 

∙ Contains a metal w/ a charge that can differ in different compounds   (ex.) FeSO4 Here iron is +2 cation (Fe2+)

          Fe2(SO4)3 Here iron is +3 cation (Fe3+)

Oxyanions: anions containing oxygen and another element

∙ If there are two ions in the series, 

o the one with more oxygen atoms has the ending ­ate

o the one with fewer has the ending ­ite.

∙ If there are more than two ions in the series then the prefixes hypo­, meaning less than, and per­, meaning more than, are used.

ClO–hypochlorite            BrO–hypobromite

ClO2–chlorite BrO2–bromite

ClO3–chlorate BrO3–bromate

ClO4–perchlorate           BrO4–perbromate

Hydrated Ionic Compounds: ionic compounds with a specific # of water molecules  ∙ Common hydrate prefixes

o hemi = ½

o mono = 1

o di = 2

o tri = 3

o tetra = 4

o penta = 5

o hexa = 6

o hepta = 7

o octa = 8

Molecular Compounds

(Ex.) CoCl2 • 6H2O

cobalt(II)chloride hexahydrate

Formula Mass

Practice Problems:

1. Ibuprofen has the following mass percent composition: C 75.69%, H 8.80%, O 15.51%. What is the empirical formula of ibuprofen?

                                                                                                    Answer: C13H1802 2. Determine the mass of oxygen in a 7.2 g sample of Al2(SO4)3.

                                                                                                   Answer: 4.0 g Oxygen 3. Butane (C4H10) is the liquid fuel in lighters. How many grams of carbon are present  within a lighter containing 7.25 mL of butane? (The density of liquid butane is 0.601  g/mL.)                                                                                      Answer: 3.60 g Carbon  4. A compound with the percent composition shown next has a molar mass of 60.10 g/mol. Determine its molecular formula.

C, 39.97%             Answer: C2H8N2 

H, 13.41%

N, 46.62%

Combustion Analysis

∙ analyzing compounds by burning a known mass of compound and weighing the  amounts of product made

Organic Compounds

∙ compounds from living things

∙ easily decomposed

∙ cannot be made in the lab

∙ Carbon Bonding:

o Carbon can form 4 covalent bonds

o Can form limitless chains (straight and branched) and rings

o Hydrocarbons: organic compounds that only contain carbon and hydrogen (ex. Oil, gasoline, natural gas)

 Single bonds: alkanes

 Double or triple bonds: alkenes and alkynes, respectively 

∙ Functional Hydrocarbons: has a functional group

Page Expired
5off
It looks like your free minutes have expired! Lucky for you we have all the content you need, just sign up here