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

Openstax: Chemistry Chapter Notes

by: Joy Furigay

Openstax: Chemistry Chapter Notes CHEM 102

Joy Furigay
GPA 5.16

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

These are the notes for the sections that Dr. Krumper talked about during lecture. Enjoy :)
General Descriptive Chemistry II
Dr. Jennifer Krumper
General Chemistry Chemistry Krumper Jennifer Krumper General Descriptive Chemistry II
75 ?




Popular in General Descriptive Chemistry II

Popular in Chemistry

This 34 page Bundle was uploaded by Joy Furigay on Thursday January 28, 2016. The Bundle belongs to CHEM 102 at University of North Carolina - Chapel Hill taught by Dr. Jennifer Krumper in Spring 2016. Since its upload, it has received 103 views. For similar materials see General Descriptive Chemistry II in Chemistry at University of North Carolina - Chapel Hill.


Reviews for Openstax: Chemistry Chapter Notes


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: 01/28/16
9.5 The Kinetic­Molecular Theory Sunday, January 3, 2016 10:10 PM  The kinetic molecular theory (KMT) is a simple microscopic model that effectively explains the  gas laws.   Based on the five postulates: o Gases are composed of molecules that are in continuous motion, travelling in straight  lines and changing direction only when they collide with other molecules or with the walls of  a container o The molecules composing the gas are negligibly small compared to the distances between them. o The pressure exerted by a gas in a container results from collisions between the gas  molecules and the container walls. o Gas molecules exert no attractive or repulsive forces on each other or the container walls; therefore, their collisions are elastic (do not involve a loss of energy) o The average kinetic energy of the gas molecules is proportional to the kelvin temperature  of the gas.    The Kinetic­Molecular Theory Explains the Behavior of Gases, Part 1    Amonton's Law  ­ If the temperature is increased, the average speed and kinetic energy of the gas  molecules increase.  o If the volume is held constant, the increased speed of the gas molecules results in more  frequent and more forceful collisions with the walls of the container, therefore increasing the  pressure.  Charles' Law ­ If the temperature of a gas is increased, a constant pressure may be maintained  only if the volume occupied by the gas increases.  o This will result in greater average distances traveled by the molecules to reach the  container walls, as well as increased wall surface area. o These conditions will decrease both the frequency of molecule­wall collisions and the  number of collisions per unit area, the combined effects of which outweigh those of increased collision forces due to the greater kinetic energy at the higher temperature. o The net result is a decrease in gas pressure.  Boyle's Law ­ If the gas volume is decreased, the container wall area decreases and the molecule­ wall collision frequency increases, both of which increase the pressure exerted by the gas.  Avogadro's Law ­ At constant pressure and temperature, the frequency and force of molecule­wall collisions are constant. o Under such conditions, increasing the number of gaseous molecules will require a  proportional increase in the container volume in order to yield a decrease in the number of  collisions per unit area to compensate for the increased frequency of collisions.  Dalton's Law  ­ Because of the large distances between them, the molecules of one gas in a  mixture bombard the container walls with the same frequency whether other gases are present or  not, and the total pressure of a gas mixture equals the sum of the partial pressures of the individual  gases.    Molecular Velocities and Kinetic Energy    In a gas sample, the molecular speed distribution and average speed are constant. o This molecular speed distribution is known as a Maxwell­Boltzmann distribution 2  KE = .5mu  In the KMT, the root mean square velocity of a particle, u ,rms defined as the square root of the  average of the squares of the velocities with n = the number of particles.  2 o Therefore, KE  avg5mu rms  Ke avg3/2 R ( Gas Constant) T (Kelvin)  Gas Constant = 8.314 J/K 2  .5mu rms = 3/2 RT o U rms (√RT / m)  If the temperature of a gas increases, its average KE increases, more molecules have higher  speeds and fewer molecules have lower speeds, and the distribution shifts toward higher speeds  overall to the right.   At a given temperature, all gases have the same average KE for their molecules.   Gases composed of lighter molecules have more high­speed particles and a higher u , withrms speed distribution that peaks at relatively higher velocities.     Example 9.23 ­ Calculation of u rms   Calculate the root­mean­square velocity for a nitrogen molecule at 30 degrees C.   Convert the temperature into Kelvin   30 + 273 = 303 K   Determine the mass of a nitrogen molecule in kilograms:   28 g / 1 mol x 1 kg / 1000g = .028 kg/mol   Replace the variables and constants into the root­mean­square velocity equation   U rms√( 3RT / m) = 519 m/s     Check Your Learning   Calculate the root­mean­square velocity for an oxygen molecule at ­23 degrees C.   Answer = 441 m/s     The Kinetic­Molecular Theory Explains the Behavior of Gases, Part II    According to Graham/s law, the molecules of a gas are in rapid motion and the molecules  themselves are small.   The average distance between the molecules of a gas is large compared to the size of the  molecules. o As a consequence, gas molecules can move past each other easily and diffuse at relatively fast rates.   The rate of effusion of a gas depends directly on the average speed of its  molecules.  Effusion A / Effusion B =√ (m  / m ) B A 10.1 Intermolecular Forces Tuesday, January 12, 2016 6:34 PM  Particles in a solid are tightly packed together and often arranged in a regular pattern; in a liquid,  they are close together with no regular arrangement; in a gas, they are far apart with no regular  arrangement.   Particles in a solid vibrate about fixed positions and do not generally move in relation to one  another; in a liquid, they move past each other, but remain in essentially constant contact; in a gas,  they move independently of one another except when they collide.   The phase in which a substance exists depends on the relative extents of it intermolecular forces  and the kinetic energies of its molecules.  o IMFs are the various forces of attraction that may exist between the atoms and molecules  of a substance due to electrostatic phenomena.   They hold particles together, while KE provides the energy required to overcome the attractive forces and this increase the distance between particles.   The increased pressure will bring the molecules of gas closer together, such that the attractions  between the molecules become strong relative to their KE.  o Consequently, they form liquids.   If the temperature of a liquid becomes sufficiently low, or the pressure on the liquid becomes  sufficiently high, the molecules of the liquid no longer have enough KE to overcome the IMF  between them, and a solid forms.    Forces Between Molecules    Intramolecular forces are those within the molecule that keep the molecule together.   Intermolecular forces are the attractions between molecules, which determine many of the  physical properties of a substance.  o They are weak compared to intramolecular forces.   All of the attractive forces between neutral atoms and molecules are known as van der Waals  forces.    Dispersion Forces    Because the electrons of an atom or molecule are in constant motion, at any moment in time, an  atom or molecule can develop a temporary, instantaneous dipole if its electrons are distributed  asymmetrically.  o The presence of this dipole can distort the electrons of a neighboring atom or molecule,  producing an induced dipole.  o These two rapidly fluctuating, temporary dipoles result in a relatively weak electrostatic  attraction between the species, called a dispersion force.   Larger and heavier atoms and molecules exhibit stronger dispersion forces than so smaller and  lighter atoms and molecules.   In a larger atom, the valence electrons are farther from the nuclei than in a smaller atom. o Therefore, they are less tightly held and can more easily form the temporary dipoles that  produce the attraction   The measure of how easy or difficult it is for another electrostatic charge to distort a molecule's  charge distribution is known as polarizability.  o A molecule that has a charge cloud that is easily distorted is said to be very polarizable  and will have large dispersion forces o One with a charge cloud that is difficult to distort is not very polarizable and will have  small dispersion forces.   The shapes of molecules also affect the magnitudes of the dispersion forces between them.  o The larger the surface area, the stronger the force.    Example 10.1 ­ London Forces and Their Effects   Order the following compounds of a group 14 element and hydrogen from lowest to highest boiling point: CH4, SiH4, GeH4, and SnH4.    Ch4 ­ SiH4 ­ GeH4 ­ SnH4 (Look at the molar masses)   Check Your Learning   Order the following hydrocarbons from lowest to highest boiling point: C2H6, C3H8, and C4H10   Answer = C2H6 ­ C3H8 ­ C4H10   Dipole ­ Dipole Attractions    Polar molecules have a partial positive charge on one side and a partial negative charge on the  other side of the molecule ­ a separation of charge called a dipole.   A dipole ­ dipole attraction is the electrostatic force between the partially positive end of one  polar molecule and the partially negative end of another.   The higher the boiling point, the stronger the dipole­ dipole attraction.    Example 10.2   Predict which will have the higher boiling point: N2 or CO. Explain your reasoning.    CO because it is polar and can experience dipole­dipole attraction, while N2 is nonpolar so it cannot  exhibit dipole­dipole attractions.    Check Your Learning   Predict which will have the high boiling point: ICl or Br2. Explain your reasoning.    Answer = ICl because it is a polar molecule, while Br2 is not.    Hydrogen Bonding    Hydrogen atoms bonded with F, O, or N atoms lead to highly concentrated partial charges with  these atoms.  o Molecules with F­H, O­H, or N­H moieties are strongly attracted to similar moieties in  nearby molecules, a particularly strong type of dipole­dipole attraction called hydrogen  bonding.   Hydrogen bonds are intermolecular attractive forces and are much weaker than covalent bonds,  but are much stronger than other dipole­dipole attractions and dispersion forces.    Example 10.3 ­ Effect of Hydrogen Bonding on Boiling Points   Consider the compounds CH3OCH3, CH3CH2OH, and CH3CH2CH3. Their boiling points are ­42.1  degrees C, ­24.8 degrees C, and 78.4 degrees C. Match each compound with its boiling point. Explain  your reasoning.    The VSEPR predicted shapes and molar masses of all three are similar so they will exhibit similar  dispersion forces. CH3CH2CH3 is nonpolar so it may exhibit only dispersion forces. CH3OCH3 is polar  so it will experience dipole­dipole attractions. CH3CH2OH has an ­OH groups so it will experience  hydrogen bonding. Therefore CH3CH2CH3 has the lowest boiling point while CH3CH2OH has the  highest boiling point.    Check Your Learning   CH3CH3 has a melting point of ­183 degrees C and a boiling point of ­89 degrees C. Predict the melting  and boiling points of CH3NH2. Explain your reasoning.    CH3NH2 will have a higher melting and boiling point due to its ­NH group.  12.1 Chemical Reaction Rates Thursday, January 14, 2016 11:52 PM  The rate of reaction is the change in the amount of a reactant or product per unit time.  o Determined by measuring the time dependence of some property that can be related to  reactant or product amounts.   The mathematical representation of the change in species concentration over time is the rate  expression for the reaction.   Relative Rates of Reaction    The rate of reaction may be expressed in terms of the change in the amount of any reactant or  product, and may be simply derived from the stoichiometry of the reaction.    Example 12.2 ­ Expressions for Relative Reaction Rates   4NH3(g) + 5O2(g) ­> 4NO(g) + 6H2O(g)   Write the equations that relate the rates of consumption of the reactants and the rates of formation of the  products.    ­.25(Δ[NH3] / Δ t) = ­.2(Δ[O2] /  Δt) = .25(Δ[NO] /  Δ t} = 1/6(Δ[H2O] / Δt)   Check Your Learning   The rate of formation of Br2 is 6 x 10^­6 mol/L/s in a reaction described by the following net  ionic equation:   5Br­ + BrO3 ­ + 6H+ ­> 3Br2 + 3H2O   Write out the equations that relate the rates of consumption of the reactants and the rates of  formation of the products.    Answer: − 1/5(Δ[Br−]/Δt) = − (Δ[BrO3−] /Δt) = − 1/6(Δ[H+]/Δt) = 1/3(Δ[Br2]/ Δt )= 1/3(Δ[H2O]/Δt)   Example 12.2 ­ Reaction Rate Expressions for Decomposition of H2O2   2H2O2 ­> 2H2O + O2   Based on this data, the instantaneous rate of decomposition of H2O3 at t=11.1 is determined to  be 3.2 x 10^­2 mol/L/h.   What is the instantaneous rate of production of H2O and O2?   ­.5(Δ[H2O2] / Δt) = .5 (Δ[H2O] / Δt) = ΔO2 / Δt   .5(3.2 x 10^­2) = ΔO2 / Δt   ΔO2 / Δt = 1.6 x 10^­2 mol L^­1 h^­1   Check Your Learning   If the rate of decomposition of ammonia, NH3, at 1150 K is 2.1 x 10^­6 mol/L/s, what is the rate  of production of nitrogen and hydrogen?   Answer = 1.05 x 10^­6 for N2 and 3.15 x 10^­6 for H2   12.2 Factors Affecting Reaction Rates Friday, January 15, 2016 8:13 PM   The Chemical Nature of the Reacting Substances    Reactions that appear similar may have different rates under the same conditions, depending on  the identity of the reactants.    The State of Subdivision of the Reactants    Except for substances in the gaseous state or in solution, reactions occur at the boundary, or  interface, between two phases.  o The rate of reaction between two phases depends to a great extent on the surface contact  between them.    Temperature of the Reactants    Chemical reactions typically occur faster at higher temperatures.   An increase in temperature of only 10 degrees C will approximately double the rate of a reaction  in a homogenous system.    Concentration of the Reactants    Rates usually increase when the concentration of one or more of the reactants increases.    The Presence of a Catalyst    A catalyst is a substance that increases the rate of a chemical reaction by lowering the activation  energy without itself being consumed by the reaction.  o Activation energy is the minimum amount of energy required for a chemical reaction to  proceed in the forward direction.  o It increases the reaction rate by providing an alternative pathway or mechanism for the  reaction to follow.  12.3 Rate Laws Sunday, January 17, 2016 9:56 PM  Rate laws or rate equations are mathematical expressions that describe the relationship between  the rate of a chemical reaction and the concentration of its reactions. o Rate = k [A]^m [B]^n [C]^p  [] represents the molar concentrations of reactants and k is the rate constant  The exponents m, n, and p are usually positive integers  The rate constant k is independent of the concentration of A, B, or C, but it does  vary with temperature and surface area.   The exponents in a rate law describe the effects of the reactant concentrations on the reaction rate  and define the reaction order.  o The overall reaction order is the sum of the orders with respect to each reactant.   The method of initial rates helps determine the orders in rate laws. o To use this method, we select two sets of rate data that differ in the concentration of only  one reactant and set up a ratio of the two rates and the two rate laws.  o After canceling terms that are equal, we are left with an equation that contains only one  unknown, the coefficient of the concentration that varies.    Example 12.3 ­ Writing Rate Laws from Reaction Orders   NO2 (g) + CO (g) ­> NO (g) + CO2 (g)   NO2 is second order and CO is zero order at 100 degrees C. What is the rate law for the reaction?   Rate = k [NO2]^2 [CO]^0 = k [NO2]^2   Check Your Learning   H2 (g) + 2NO (g) ­> N2O (g) + H2O (g)   Rate = k [NO]^2[H2]. What are the orders with respect to each reactant, and what is the overall order of the reaction?   Answer: Order in NO = 2; order in H2 = 1; overall order = 3   Check Your Learning   CH3OH + CH3OCOCH3 ­> CH3OCOCH3 + CH3CH2OH   Rate = k [CH3OH]. What is the order of reaction with respect to methanol and ethyl acetate, and what is the overall order of the reaction?   Answer: Order in CH3OH = 1; order in CH3CH2OCOCH3 = 0; overall order = 1   Example 12.4 ­ Determining a Rate Law from Initial Rates   NO (g) + O3 (g) ­> NO2 (g) + O2 (g)       Determine the rate law and the rate constant for the reaction.   Step 1. Determine the value of m from the data in which NO varies and O3 is constant.    Step 2. Determine the value of n from data in which O3 varies and NO is constant.    Rate = k[NO]^1[O3]^1 = k[NO][O3]   Step 3. Determine the value of k from one set of concentrations and the corresponding rate.    K = rate / ( [NO][O3])     = .66 x 10^­4 / [( 1 x 10^­6) (3 x 10^­6)]     = 2.2 x 10^­7 mol L^­1 s^­1   Check Your Learning   CH3CHO (g) ­> CH4 (g) + CO (g)           Reaction Order and Rate Constant Units    Rate laws are determined by experiment only and are not reliably predicted by reaction  stoichiometry.        12.4 Integrated Rate Laws Wednesday, January 20, 2016 10:06 PM    Integrated Rate Laws related the concentration of the reactants and time. o Helps determine the amount of reactant or product present after a period of time or to  estimate the time required for a reaction to proceed to a certain extent.   First Order Reactions    Ln([A] t [A] )0= ­kt Ln([A]  / [A]) = kt o 0 t  Ln[A] = ­kt + ln[A] 0  The ln[A] plot is a straight line with a slope of ­k and an intercept of ln[A] .0   Example 12.6 ­ The Integrated Rate Law for a First­Order Reaction       Example 12.7 ­ Determination of Reaction Order by Graphing       Second­Order Reactions    Rate = k[A] 2  1/[A] = kt + 1/[A] 0  This 1/[A] plot is a straight line with a slope of k and an intercept of 1/[A] 0   Example 12.8 ­ The Integrated Rate Law for a Second­Order Reaction     Example 12.9 ­ Determination of Reaction Order by Graphing       Zero­Order Reactions    Rate = k[A]  = k  [A] = ­kt +[A] 0   The Half­Life of a Reaction   The half­life of a reaction (t ) is the time required for one­half of a given amount of reactant to   1/2 be consumed.  o The half­life of a first order reaction is independent of the concentration of the reactant. o Half­lives of reactions with other orders depend on the concentrations of the reactants.    First­Order Reactions    T 1/2.693 / k   Exampled 12.10 ­ Calculation of a First­Order Rate Constant Using Half­Life   Calculate the rate constant for the first­order decomposition of hydrogen peroxide in water at 40 degrees C, using the data given in Figure 12.13.     Second­Order Reactions    T1/2 1/ k[A] 0  For a second order reaction, t  is1/2versely proportional to the concentration of the reactant, and  the half­life increases as the reaction because the concentration of reactant decreases.   Unlike with the first­order reactions, the rate constant of a second­order reaction cannot be  calculated directly from the half­life unless the initial concentration is known.    Zero­Order Reactions    T1/2 [A]  /02k  The half­life of a zero order reaction increases as the initial concentration increases.        12.5 Collision Theory Tuesday, January 26, 2016 6:20 PM    Collision Theory is based on the following postulates o The rate of a reaction is proportional to the rate of reactant collisions o The reacting species must collide in an orientation that allows contact between the atoms  that will become bonded together in the product.  o The collision must occur with adequate energy to permit mutual penetration of the  reacting species' valence shells so that the electrons can rearrange and form new bonds (and  new chemical species).  Every reaction requires a certain amount of activation energy for it to proceed in the forward  direction, yielding an appropriate activated complex along the way.   The arrangements of the atoms is called a proposed activated complex or transition state.  o In most cases, it is impossible to isolate or identify a transition state or activated complex.  With an increase in concentration of any reacting substance, the chances for collisions between  molecules are increased because there are more molecules per unit of volume.  o More collision mean a faster reaction rate, assuming the energy of the collisions is  adequate.    Activation Energy and the Arrhenius Equation    The minimum energy necessary to form a product during a collision between reactants is called  the activation energy (Ea). o In a single reactant reaction, activation energy may be provided by a collision of the  reactant molecule with the wall of the reaction vessel or with molecules of an inert  contaminant.  o If the activation energy is much large then the average kinetic energy of the molecules,  the reaction will occur slowly.  Only a few fast­moving molecules will have enough energy to react  o If the activation energy is much smaller than the average kinetic energy of the molecules,  the fraction of molecules possessing the necessary kinetic energy will be large  Most collisions between molecules will result in reaction, and the reaction will  occur rapidly.   Arrhenius Equation is k = Ae^(­Ea / RT) o R = 8.314 J/mol/K o T is in the Kelvin scale o Ea is the activation energy in joules per mole o E is the constant 2.71183 o A is a constant called the frequency factor, which is related to the frequency of collisions  and the orientation of the reacting molecules.   Related to the rate at which collisions having the correct orientation occur o Exponential term, e^(­Ea/RT), is related to the fraction of collisions providing adequate  energy to overcome the activation barrier of the reaction.   For two reactions at the same temperature, the reaction with the higher activation energy has the  lower rate constant and the slower rate.   The larger value of Ea results in a smaller value for the exponential term, reflecting the smaller  fraction of molecules with enough energy to react. o The reaction with the smaller Ea, has a larger fraction of molecules with enough energy  to react  An increase in temperature has the same effect as a decrease in activation energy.   The rate constant is directly proportional to the frequency factor, A.   Ln k = (­Ea/R)(1/T) + ln A          


Buy Material

Are you sure you want to buy this material for

75 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

Bentley McCaw University of Florida

"I was shooting for a perfect 4.0 GPA this semester. Having StudySoup as a study aid was critical to helping me achieve my goal...and I nailed it!"

Janice Dongeun University of Washington

"I used the money I made selling my notes & study guides to pay for spring break in Olympia, Washington...which was Sweet!"

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.