H2 Chem Notes 9729 - Google Docs

I. Mole   Concept   and   Stoichiometry Pg   2­3  II. Atomic   Structure Pg   4­6  III. Chem   Bonding   I Pg   7­11  IV. The   Gaseous   State Pg   12  V. Energetics Pg   13­14  VI. Reaction   Kinetics Pg   15­19  VII. Dynamic   Eqm Pg   20  VIII. Chem   Bonding   II Pg   21  IX. Intro   to   Organic   Chem Pg   22­25  X. Alkanes Pg   26­27  XI. Alkenes Pg   28­31  XII. Arenes Pg   32­35  XIII. Periodicity   I Pg   36­38  XIV. Acid­Base   Eqm Pg   39­41  Solubility   Eqm  Pg   42  XV. Halogen   Derivatives Pg   43­47  XVI. Hydroxy   Cmpds Pg   48­52  XVII. Carbonyl   Cmpds Pg   53­56  XVIII. Carboxylic   &   Derivatives Pg   57­61  XIX. Nitrogen   Derivatives Pg   62­64  XX. Electrochemistry Pg   65­68  XXI. Periodicity   II Pg   69  XXII. Transition   Metals Pg   70­73  Qualitative   Analysis   Notes  Pg   74­77      1

I. Mole   concept   and   Stoichiometry   Relative   atomic   mass   =    mass of 1 atom 112 of the mass of 1 Carbon−12 atom/   Proton   =   1u,   Neutron   =   1u,   Electron   =    u1 1840    Mole   =   amt   of   substance   which   contains   as   many   elementary   entities   as   in   12   grams   of  carbon­12   →   6.02   x particles1023   Empirical   formula:   simplest   whole   number   ratio   of   the   atoms   in   one   formula   unit   of   the  compound.   Molecular   formula:   actual   number   of   atoms   present   in   one   formula   unit   of   the   compound.  Percentage   yield   =    x   100%actual yield theoretical yield    Avogadro’s   hypothesis:   Equal   volume   of   gases   under   the   same   conditions   of   temp   &  pressure   contain   same   number   of   molecules.   (except   when   molecules   dimerise   [see   chapter  III.   Chem   Bonding])     (   ^molar   vol.   can   be   found   in   data   booklet!)    Complete   combustion   of   any   hydrocarbon  CxHy   (g)   +   (x   +    ) (g)   →   xC (g)   +    O   (l)4 y O2 O2 2 yH2      Strong   acid/base   =   one   that   undergoes   complete   dissociation/   ionisation   in   aq.   Soln  Weak   acid/   base   =   one   that   undergoes   partial   dissociation/   ionisation   in   aq.   Soln   →   pH   =   ­lg[ ]H+    Type  pH △   Indicator  Strong   acid   ­   Strong   base  4­10  (screened)   Methyl   Orange,   Methyl   Orange,  Phenolphthalein,   Thymol   Blue,   Thymolphthalein  Strong   acid   ­   Weak   base  3.5­6.5  (screened)   Methyl   Orange,   Methyl   Orange  Weak   acid   ­   Strong   base  7.5­  10.5  Phenolphthalein,   Thymol   Blue,   Thymolphthalein  Weak   acid­   Weak   base  No  marked   △  ­    Redox   =   Simultaneous   reduction   &   oxidation   →   Loss/   gain   of   O2  →   Loss/   gain   of   H  2

→   Loss/   gain   of   e−   →       in   oxidation   no. ↑/↓      OIL Oxidation   =   Loss   of   e−  RIG Reduction   =   Gain   in   e−    Total    gained   by   reducing   agentNe−   =  Total    gained   by   oxidising   agentNe−   Total   in   ox.   no.   of   one   species ↑   =  Total   in   ox.   no.   of   another   species ↓     Oxidation   number   assignment   rules   :  1. Ox.   no.   of   atom   in   elemental   state   =   0  2. Ox.   no.   of   H   in   all   compounds   =   +1   (except   in   metal   hydrides   [e.g   NaH])   3. Ox.   no.   of   fluorine   in   all   compounds   =   ­1  4. Ox.   no.   of   oxygen   =   ­2   (except   peroxides   =   ­1)   (   except   superoxides   =   ­ )2 1   (except    =   +2)FO 2     5. More   electronegative   atom   =   ­ve   ox.   no.  Less   electronegative   atom   =   +ve   ox.   no.  6. Monatomic   ions:   ox.   no.   =   charge  7. Polyatomic   ions:       =   chargendividual ox. no.∑     i   8. Uncharged   compound:       =   0ndividual ox. no.∑     i   Note:   In   a   covalent   bond,   ox.   no.   arises   because   the   more   electronegative   atom   gains   both    ,   but   by   a   different   extente−   depending   on    electronegativity △     Disproportionation   rxn:   a   species   is   simultaneously   reduced   &   oxidized   in   the   same   rxn   to  form   2   different   pdts.  Balancing   redox   eqns   in   acidic   medium  1. Construct   the   ox.   &   red.   half   eqns.  2. Balance   the   element   oxidised/   reduced  3. Balance   oxygen   atoms   (by   adding    molecules)OH2   4. Balance   hydrogen   atoms   (by   adding    ions)H+   5. Balance   overall   charge   by   adding   e−  In   basic   medium  Repeat   steps   1­5   as   in   acidic   medium..                    6.      Neutralise    ions   by   adding   required    ions   to   both   sidesH+ OH−                     7.      Combine    ions   and    ions   to   form   H+ OH− OH2     Precipitation   rxn:   2   soln   rxt   to   form   a   ppt   of   an   insoluble   salt.      3

II. Atomic   Structure  of   deflection   θ ~ | | mass charge | |   Orbital   →   can   accommodate   2   e−  →   has   a   distinctive   geometrical   shape   →   energy   of   orbital   =   energy   of   e−  Geometry:     s   orbital:  spherical,  non­directional   p   orbital:  dumbbell,  directional   (along  x,   y,   or   z   axis)  d   orbital:   4­   lobed   shape    , ,px py pz        ,    ,                                                                                   dxz dxy dyz dx −y2 2 dz 2    Note:   In   the    shell,nth    →    =   Nsubshells n   →    =   Norbitals n2  Aufbau   principle:     fill   atomic   orbitals   of   the   lowest   available   energy   levels   before   occupyinge−   higher   levels    Pauli   exclusion   principle:   each   orbital   can   hold   maximum   of   2 ,   with   opposite   spinse−   E.g      Hund’s   rule:   orbitals   of   a   subshell   must   be   occupied   singly   by    of   parallel   spins   beforee−   pairing   to   minimise   inter   electronic   repulsion  (except   Cr   and   Cu,   see   chapter   XXII.   Transition   Metals)   Ground   state:   when   orbitals   of   lowest   available   energy   levels   are   occupied  4

Excited   state:    absorbs   energy,   promoted   to   higher   energy   level.   Such   atoms   are   unstable,e−   can   emit   energy   to   return   to   the   ground   state.   ● Formation   of   anions:    added   to   the   next   lowest   available   orbital.   (    occupy   4se− e−   orbital   first   because       energy   level   [   when   both   are   still   vacant   ])s d4 <3   ● Formation   of   cations:    removed   from   orbital   with   highest   energy.   (occupied   3de−   orbital   repels   4s   orbital   to   higher   energy   level,    taken   from   4s   first   before   3d)   (e−    energy   level)d s3 <4   Isoelectronic   species   =   same   Ne−  Strength   of   electrostatic   attraction:   ● ( →   greater   distance   btwn   valence    and   nucleus   →   forces   ofNelectronic shells  ↑Nshells e−  ↓   attraction)   ● Size   of   nuclear   charge   ( →   nuclear   charge   →   forces   of   attraction) ↑Nprotons  ↑  ↑   ● Shielding   effect   ( →   shielding   effect   →   forces   of   attraction) ↑Nshells  ↑  ↓   Atomic   radius:    of   shortest   inter   nuclear   distance2 1    ● Atomic   radius   across   period   ( nuclear   charge→   attraction   →    ) ↓  ↑  ↑  ↓ize of e cloud s −   ● Atomic   radius   down   group   (    →   attraction   →    ) ↑  ↑N shells  ↓  ↑ize of e cloud s −   Ionisation   energy:   energy   req   to   remove    from   atom   [for   more   accurate   definition   seee−   chapter   V.   Energetics]  ● Endothermic  ● I.E   across   period   (   nuclear   charge→   attraction→   I.E   ) ↑  ↑  ↑  ↑  ● I.E   down   group   (    →   attraction   →   I.E   ) ↓  ↑Nshells  ↓  ↓    Irregularity   ­   Grp   2   &13  Irregularity   ­   Grp   15   &   16  1st   I.E   of    ,    (3p highereB<B l g A<M e−   energy   than   3s )e−   1st   I.E   of    ,    (3p are   paired,O<N S<P e−   thus   interelectronic   repulsion   →   higher  energy   level   →   I.E    ↓    ● Successive   I.E      (   removal   of    from   an   increasingly   positively