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 2 Study Guide

by: askcch

CHM103 Exam 2 Study Guide 103

Marketplace > University of Miami > Chemistry > 103 > CHM103 Exam 2 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 3 & 4
Chemistry for Life Sciences I (Lecture)
Elliot Atlas
Study Guide
CHM103, Chemistry
50 ?




Popular in Chemistry for Life Sciences I (Lecture)

Popular in Chemistry

This 17 page Study Guide was uploaded by askcch on Sunday October 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 30 views. For similar materials see Chemistry for Life Sciences I (Lecture) in Chemistry at University of Miami.

Similar to 103 at UM

Popular in Chemistry


Reviews for CHM103 Exam 2 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: 10/16/16
  CHM103    Class     otes     eek      (9/19­9/23)  ________________________________________________________________________________  From     revious    ections   ­ 2.4­2.8  ­ Periodic   Table,  Characteristics  of  Different   Groups,   Electron   Configuration   ________________________________________________________________________________  Chapter   3: Ionic  Compounds  ­ 3.1   ons  ­ Alkali  metals   (group  1A)   form  compounds  with  halogens   (group  7A)  ­ Properties   of these   compounds   include:  ­ High   melting   points  ­ Stable,    hite,  crystalline   solids  ­ Soluble  in  water  ­ Conduct     lectricity   hen     issolved   in water  ­ * Electricity  can   only  flow  through   a medium  containing   charged  particles   (ions)   hat  are  ree  to   ove  ­ An  ion  is formed   when   a neutral   atom   gains   or loses   electrons  ­ The   loss  of electron(s)   gives   a positively   charged  ion  called  a  cation  ­   ­ The   gain  of  electron(s)   gives   a negatively   charged   ion  called  an  anion  ­   ­ Positive   charge   =     ;Negative  charge   =     (which  n  is any  integer)   ­ 3.2  Ions  and    he    ctet Rule    ­ Octet   rule:  Main   group   elements   tend  to  undergo   reactions   that  leave   them   with  eight  valence    lectrons  ­ E.g.  Alkali   metals  with   a single   valence  electron   react   with  halogens  with  seven   valence  electrons,   giving   both   ns np  6 configurations  with   eight  valence   electrons   (i.e. noble   gas   electron  configuration)  2  2  3     3­  2  2  6 ­ E.g.  N:  1s 2s 2p  →   N  : 1s 2s 2p   ­ 3.3   ons  of  Some     ommon   Elements  ­   ­ Transition   metals   form   cations,   but  they   can   lose  one   or more   d  electrons   in  addition  to  losing     alence     electrons.     he octet    ule  is not   ollowed.    ­ Metals   form  cations   by  losing   one   or  more   electrons  ­ Reactive   nonmetals   form   anions   by  gaining   one   or more   electrons   to  achieve   a  noble     as  configuration  ­ Group   8A  elements  (noble   gases)  are    nreactive  ­ Ionic  charges   of main  group   elements  can   be  predicted   using   the  group   number  and  the  octet    ule  ­ E.g.  1A   =     ,2A     X      ­ E.g.    A    X   , 6A  =      ,   A   X                                                         CHM103    Class     otes     eek      (9/26­9/30)  __________________________________________________________________________ ______  From     revious    ections  ­ 3.1­3.3  ­ Ions,  octet rule,  etc.  __________________________________________________________________________ ______  Chapter   3: Ionic Compounds  ­ 3.4    eriodic   roperties   and  Ion  Formation  ­ Ionization     nergy  is the   nergy  required   to remove   one  electron   from      ingle  atom   in the   aseous   state  ­ Small   values  indicate   ease  of losing  electrons  to form   cations  ­ Electron     ffinit is he  energy    eleased  on  adding     n electron   to   single  atom   in  the    aseous   state  ­ Halogens   have  the  largest  values   and  gain  electrons   most  easily   ● Halogens    ain   lectrons    ost  easily   ● Alkali  metals  lose  electrons   most   easily  ● Noble   gases   neither  lose  nor  gain  electrons  ● Elements  near   the middle   of the  periodic  table  do  not form  ions  easily           ­ 3.5  Naming   Monatomic   Ions  ­ Main   group   metal   cations   are  named   by  identifying   the metal,   followed   by  the  word   ion  ­ Transition  metals   can  form   more   than   one  type   of cation    ­ Anions   are  named  by  replacing   the  ending   of the  element  name  with  ­ide,  followed  by  the    ord  ion  ­ 3.6    olyatomic   ons  ­ The   atoms  in  a polyatomic   ion are    eld  together   by    ovalent   bonds  ­ Itis charged   because  it contains   a  total number   of electrons  that  is different  from  the  total number   of protons  in  the combined   atoms    ­ 3.7  Ionic  Bonds    ­ Ion­transfer   reactions   of  metals   and   nonmetals  form   products  unlike   either  element   ­ Positive   cations   bond   with  negative  anions   to form   ionic  bonds  ­ 3.8  Formulas   of Ionic  Compounds  ­ All chemical   (Ionic)    ompounds   are    eutral  ­ Once   the  ions  are   identified,  decide   how   many   ions  of  each   type  give   a total  charge   of  zero  ­ The   chemical   formula   of an  ionic  compound   tells the  ratio of  anions   and   cations  ­ When   the  two  ions   have   different  charges,   the  number  of  one   ion is equal  to  the  charge     n  he  other   ion  ­   ­ The   formula   of an  ionic  compound   shows   the  lowest   possible   ratio  of atoms   and  is known   as  a simplest   formula  ­ Formula   unit: The  formula   that  identifies   the smallest   neutral   unit  of an  ionic  compound  +  ­  ­ For  NaCl,  the  formula   unit  is one   Na   ion  and   one   Cl  ion   ­ For  CaF , 2 the  formula   unit  is one   Ca    ion  and  two   F  ions  ­ Formula   =  (cation)(anion)  ­ Do   not  write  the  charges   of the   ons  ­ Use   parentheses   around  a  polyatomic   ion  formula  if i has   a subscript  ­ Al2 SO )4  3                        CHM103   Class     otes   Week   7    10/03­10/07)  ________________________________________________________________________________  From     revious    ections   ­ 3.4­3.8  ­ Ion  formation,   Ionic  formulas,   etc.  ________________________________________________________________________________  Chapter   3: Ionic  Compounds  ­ 3.9  Naming   Ionic  Compounds   ­ There   are  two    inds  of ionic  compounds:  ­ Type     onic    ompounds   contain   cations      main   group   elements  ­ The  charges  on  these  cations   do  not    ary  ­ Do  not    pecify   he    harge  on  the  cation  ­ NaCl   is sodium   chloride,   MgCO    ismagnesium   carbonate  3  ­ Type   I  onic  compounds  contain  metals   that   an  exhibit  more   than     ne  charge  ­ Specify   the  charge  on  the  cation   in these   compounds   with  either  the  old (­ous,  ­ic) or  the new   (roman  numerals)   system  ­ FeCl  2 is iron (II) chloride   or ferrous   chloride  ­ FeCl  3 is iron (III)chloride  or  ferric chloride   ­ 3.10   Some   Properties   of Ionic  Compounds  ­ Ions  in an  ionic  solid  are  held  rigidly in place   by  attraction  to  their neighbors   ­ Once   an  ionic solid  is dissolved   in water,  the  ions  can   move  freely,  which  accounts   for the  electrical  conductivity   of these   compounds   in solution  ­ Ionic  compounds  have  very   high  melting   and   boiling  points  ­ Ionic  compounds  dissolve   in water   i the  attraction  between   water   and  the  ions  overcomes   the  attraction  of the  ions  for one   another.   Not   al ionic  compounds   are  water   soluble   ­ 3.11   H   and  OH  ­ ions:  An  Introduction   to Acids   and   Bases  ­ Acid:   A substance   hat  provides   H   ions   n water    ­ A  hydrogen   cation   is   imply      roton  ­ When   an  acid  dissolves   in water,  the  proton   attaches   to a  molecule   of water  +  to  form  a    ydronium   ion  (H 3 )  +  ­ Different   acids   can  provide   different  numbers   of H   ions  per  acid  molecule  ­  ­ Base:  A    ubstance   that  provides     H   ions   n water  ­ A  hydroxide   anion  is a  polyatomic  ion,  O­H   through   covalent  bond  ­ When   these   compound   dissolve,   OH    anions  go  into  solution   along   with  the  metal    ation  ­ Different   bases   can  provide   different  numbers   of OH  ­ ions  per  formula   unit  ­   ­ Naming   Ionic  Compounds   ­     ­ Naming   Acids  ­                                               CHM103   Class   N  otes   Week    8   10/10­10/14)  ________________________________________________________________________________  From     revious     ections   ­ 3.9­3.11  ­ Naming  ionic     ompounds,   acids,  etc.  ________________________________________________________________________________  Chapter     :   olecular   Compounds  ­ 4.1   ovalent   Bonds  ­ Covalent     ond:    bond   formed  by    haring    lectrons  between   atoms  ­ Molecule:     group  of  atoms   held   ogether  by  covalent   bonds  ­ Some   naturally    ccuring  diatomic  molecules   ­ 4.2   ovalent     onds  and    he Periodic     able  ­ A  molecular  compound   is a compound   that consists   of molecules   rather  than  ions  ­ Exceptions  to the    ctet rule:  ­ Boron   has  only  three  electrons   to share,  and  forms   compounds   in which   i has  only  three    ovalent    onds  and    i electrons  ­ Elements   in the third  row  down   have   vacant     orbitals, allowing   them   to have  an  expanded   octet  ­ 4.3 Multiple    ovalent   Bonds  ­ The   bonding   in some   molecules   cannot   be explained   by  the sharing   of only  two  electrons     etween     toms  ­ Therefore,   a double   or triple bond   isformed   (e.g. CO    and  N )  2  2  ­ Carbon,   nitrogen,  and  oxygen   are  the elements   most   often  present   in multiple  bonds  ­ Carbon   and  nitrogen   can  form  double   or triple bonds  ­ Oxygen   forms     nlydouble  bonds    ­ Note  that  ub  compounds  containing   multiple   bonds,   carbon   stil forms  four  covalent   bonds,  nitrogen  stillforms   three,  and   oxygen   stil forms   two  covalent  bonds  ­ 4.4  Coordinate  Covalent  Bonds  ­ The  covalent   bond   that  forms  when   both  electrons   are  donated   by the  same   atom  ­   ­ Once  formed,   a coordinate   covalent   bond   is no  different  from  any  other   covalent   bond  ­ 4.5    haracteristics   of Molecular   Compounds  ­ Ionic  compounds   have   high  melting   and   boiling  points  because   the attractive   forces  between  oppositely     harged   ions  are  so  strong  ­ Molecules  are  neutral,   so there   isno  strong   electrostatic   attraction   between   molecules  ­   ­ 4.6  Molecular     ormulas  and     ewis  Structures   ­ A molecular   formula   gives  the  numbers   and  kinds   of atoms   that are  combined   in one  molecule   ­ An  ionic  formula     ives only     ratio    ions  ­ Structural    ormula:        olecular    epresentation   that shows   the    onnections   among  atoms  by  using   lines to  represent  covalent   bonds  ­ Lewis  structure:  A    olecular   representation   that    hows   both  the  connections   among  atoms  and   the  locations   of lone­pair   valence   electrons   ­ 4.7  Drawing   Lewis   Structures   ­ 1. Find  the  total number      valence  electrons   of all atoms   in the    olecule     r i on   or an  ion, add   one  electron    or each     egative   charge   or    ubtract one   for each     ositive    harge.     ­ 2. Draw   a line between   each   pair  of connected   atoms   to represent   the  two  electrons   in  a covalent   bond.  ­ 3. Using  the  remaining   electrons,   add   lone  pairs  so  that each   atom   connected   to the  central    tom    except   H)  gets    n octet.  ­ 4. Place   any   remaining   electrons   in lone  pairs  on  the  central  atom  ­ 5. If the central   atom   does   not  have   an  octet  after  allelectrons   have   been   assigned,  take  a  lone  pair  from  a  neighboring  atom   and  form   a multiple   bond   to the  central   atom  ­ Common   bonding   patterns   for C,  N, O,  X  (Halogen),   and   H  ­   ­ 4.8  The   Shapes   of Molecules  ­   ­ Valence­Shell  Electron­Pair   Repulsion   (VSEPR)     odel  ­ VSEPR   isa  method  for  predicting   molecular   shape   by  noting  how  many  electron  charge   clouds   surround   atoms   and  assuming  that  the  clouds   orient  as  far away  from   one  another   as  possible  ­ 1. Draw   a Lewis  structure  of  the molecule,   and  identify  the  atom   whose  geometry  is of interest   usually    he  central  atom)  ­ 2. Count   the  number   of electron  charge   clouds   surrounding   the  atom  of  interest  (total number   of lone  pairs  plus  bonds   to other   atoms  of  the central   atom,   count  multibond  only  once)  ­ 3. Predict   molecular  shape   by  assuming   that  the charge   clouds   orient  in space   so  that  they  are  as  far away  from   one   another   as  possible    ­   ­ A bond   angle   is the  angle   formed  by  three   adjacent   atoms   in a  molecule   o  ­ Linear   molecules   result  with  bond   angles   of 180 .  ­   ­ Trigonal   planar   molecules   result  with  bond  angles   of 120 .   ­   ­ Ifone   of  the  charge   clouds   is a  lone  pair, the  molecule   will be  bent.     ­   o  ­ Tetrahedral   molecules   result  with  bond   angles   of 109.5 .  ­   ­ Lone   pairs   repel  strongly,   reducing   bond   angles   slightly  ­       ­ The   geometry  around   atoms   in larger  molecules   also  derives   from  these   same   shapes  ­   ­ 4.9  Polar    ovalent  Bonds   and   Electronegativity  ­ A    olar covalent   bond   i one   i    hich  the  electrons  are    ttracted  more   strongly  by  one  atom   than  by   he  other  ­   ­ Electronegativity:     he ability  of an    tom  to attract  electrons  in a  covalent     ond  ­ Electronegativity   generally   decreases   going   from  right  to left in the periodic   table  ­ Metallic    lements   have    ow  electronegativities  ­ Halogens     nd  eactive     onmetal   elements   have     igher    lectronegativities  ­ Electronegativity   generally   decreases   going   down   the periodic   table  within  a  group    ­   ­   ­   ­ 4.10    olar  Molecules  ­ Entire  molecules   can     e   olar if electrons   are  attracted     ore   strongly   to   ne part    fthe  molecule  ­ Molecular  polarity  is due   to individual   bond   polarities   and  lone­pair   contributions.  Electrons   are  displaced   toward   the  more  electronegative   atom  ­   ­ Symmetrical   molecules  can   have   polar  bonds   and   be  nonpolar   overall    ­ 4.11  Naming   Binary   Molecular   Compounds  ­ Binary   Compound:   A compound   formed   by a  combination   of two   different  elements  ­ When  writing  molecular   formulas   of binary   compounds:  ­ The   lesser  electronegative   element   is written  first  ­ Metals  are  always     ritten before   nonmetals  ­ A  nonmetal  farther   lef on  the  periodic   table  generally   comes   before   a nonmetal  farther  right  ­ Step   1: Name  the  first element   in the  formula,   using   a prefix  i needed   to indicate   the  number   of atoms  ­ Step   2: Name  the  second  element  in  the formula   and  modify   by  adding   the  ­ide suffix  as  when   naming   anions.   Include   numerical   prefixes  as  appropriate  ­   ­          


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

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."

Jennifer McGill UCSF Med School

"Selling my MCAT study guides and notes has been a great source of side revenue while I'm in school. Some months I'm making over $500! Plus, it makes me happy knowing that I'm helping future med students with their MCAT."

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."


"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.