let p be a prime natural number. show that
let p be a prime natural number. show that | studysoup
 week 4:    day 10:    vsepr (valence shell electron pair repulsion).    electronic shape:  ● linear (2 sites).  ● trigonal planar (3 sites).  ● tetrahedral (4 sites).    molecular shape:  ● linear (2 sites).  ● trigonal planar (3 sites).  ● tetrahedral (4 sites).  ● bent.        linear​:  ● 2 atom y­x­y  ● 1 atom x­y    e shape and molecular shape are the same most of the time.    e shape of trigonal planar:      
   ● three atoms bonded to the central atom.  ● molecular shape is also trigonal planar.    two atoms bonded w/ trigonal planar shape:        e shape tetrahedral:        ● four atoms bonded to the central atom.  ● molecular shape is also tetrahedral.    3 atoms bonded + 1 lone pair:      
     bent molecule:      2 atoms bonded to a central atom with a tetrahedral e shape gives you a bent molecule.    example 1:  co ​        c = 4 valence electrons.  o​2= 12 valence electrons.    4 + 12 = 16 ­ 4 ​because each line is worth 2 valence electrons) ​ = 12 remaining valence  electrons.    
     the lewis structure that is labeled the “best lewis structure” is the best because each element  contains 8 valence electrons each (an octet). it is satisfied.    know:    h needs 2 valence electrons to be satisfied.  be needs 4 valence electrons to be satisfied.  b needs 6 valence electrons to be satisfied.  all 3 need less than 8 valence electrons to be satisfied.    e shape: linear.  molecular shape: linear.  polarity: non­polar.    example 2:    so       s = 6 valence electrons.  o​2= 12 valence electrons.    6 + 12 = 18 ­ 4 ​ecause each line is worth 2 valence electrons) ​ = 14 remaining valence  electrons.  
     e shape: trigonal planar.  molecular shape: bent.  polarity: polar.    example 3:    nh3      n = 5 valence electrons.  h​3​= 3 valence electrons.    5 + 3 = 8 ­ 6 (​because each line is worth 2 valence electrons​ ) = 2 remaining valence  electrons.    e shape: tetrahedral.  molecular shape: trigonal.  polarity: polar.            
 example 4:    nh​4​1+      n = 5 valence electrons.  h​​= 4 valence electrons.    5 + 4 = 9 ­ 1ake one out because it has a positive one charge)​ = 8 ­ 8because each line  is worth 2 valence electrons) = 0  e shape: tetrahedral.  molecular shape: tetrahedral.  polarity: polar (charged species are polar).    example 5:    so 3​^2­      s = 6 valence electrons.  o​​= 18 valence electrons.    
 6 + 18 = 24 + ​ dd two on because it has a negative two char = 26 ­ 6because each  line is worth 2 valence electr​ = 20 remaining valence electrons.      e shape: tetrahedral.  molecular shape: trigonal.  polarity: polar (charged species are polar).    day 11:    * ionic = no tri’s or di’s.    strong acids (put into h2o → 100% dissociate ((1 proton and 1 ion)) = h+):  h2so​4  hcl  hbr  hi  hclo​4  hno ​    general rules for naming:  1. hx  hydro\_\_\_\_\_ic acid.    2. “ate” forms “ic” acids.  → so ​ sulfate.  → h ​so​​sulfuric acid.    3. “ite” forms “ous” acids.  → h ​so​ sulfurous acid.    
 ex:  h3​o​4 ^3­ = phosphoric acid (phosphate).  hno​2 ^1­ = nitrous acid (nitrous acid).    1 carbon = meth  2 carbon = eth  3 carbon = prop  4 carbon = but  5 carbon = pent  6 carbon = hex  7 carbon = hept  8 carbon = oct  9 carbon = non  10 carbon = dex    functional groups determine ending:    1­ethanol:      1­butanol:      
 * know acetic acid structure, name, etc.    c2h​3​​^1­ = acetate ion * ions are always polar *  (ch​co 2 ^1­)        test example 1​:   draw lewis structure for the nitrate ion.  no​3 ^1­ :   how many valence electrons do you have?  n = 5 valence electrons.  o3 = 18 valence electrons.  5 + 18 = 23 + 1 (because it has a negative 1 charge) = 24 ­ 6 (because each line is worth 2  valence electrons) = 18 remaining valence electrons.      put in all 18 remaining valence electrons. each element must be satisfied with 8 valence  electrons each! before turning the 2 valence electrons into a shared electron, o is satisfied (8),  but n is not (6)...in order to satisfy n, you turn the 2 valence electrons into a shared electron,  which then satisfies both n and o.    
 test example 2​ :  boron trichloride lewis structure has \_\_\_ sites of e­ density, e­ shape, molecular shape,  polar/nonpolar?      24 valence electrons!    day 12:    sodium phosphate → will 100% dissociate in water which means it’ll break apart into ions.     1+              3­  na 3p o4 → 3na(aq) + 1po ​(aq)  whatever you start with (na​ 3) you will bring the 3 to the other side always!!    * 1 mole = 6.022x10^23 *    g = gas l = liquids aq = aqueous s = solids    limiting reagents:    a + 2b → c + d                
 example 1:    18 na+ + 8 cl­ → how many nacl?  1 na+ + 1 cl­ → 1 nacl.    18 na+ x1 nacl = 18 nacl.      1 na+    8 cl­ 1 nacl =8 nacl.   1 cl­    the answer is always the smallest one.    example 2:    36 na ^1+ + 24 p4 ^3­ → how many na​po4​  3 na + 1 p​^3­ → 1 na3po​.    36 na ^1+ 1 na​po  = 12 napo​4.           3 na ^1+    24 po​ ^3­ 1 na​po4 = 24 n3po .            ​^3­    the answer is always the smallest one.    how to make 45 iron(ii) phosphorus:  how many iron(ii)?  how many phosphates?    45 fe(po ​​ → \_\_ fe ^2+ + \_\_ 4​3­  fe​(po​​2→ 3 fe ^2+ + 2 p ^3­  3 fe ^2+ + 2 p4^3­ → 1 f(po ​2    iro: 45 f3(po4​ x3 fe ^2+= 135 fe ^2+.        13(po4​    phos​: 45 3​po4) x​ po  ^3​= 90 po ^3­           3(pof)​    135 ­ 90 = 45 (po​)2. 