Química do AP

Objetivo de Aprendizagem 1.1.A: Calcular quantidades de uma substância ou seu número relativo de partículas usando análise dimensional e o conceito de mol.

• 1.1.A.1 Não se pode contar partículas diretamente durante o trabalho de laboratório. Portanto, deve haver uma conexão entre as massas das substâncias que reagem e o número real de partículas que sofrem alterações químicas.
• 1.1.A.2 O número de Avogadro ($N_{\mathrm{A}} = 6.022 \times 10^{23}\ \mathrm{mol}^{-1}$) estabelece a conexão entre o número de mols em uma amostra pura de uma substância e o número de partículas constituintes (ou unidades de fórmula) dessa substância.
• 1.1.A.3 Expressar a massa de um átomo ou molécula individual em unidades de massa atômica (uma) é útil porque a massa média em uma de uma partícula (átomo ou molécula) ou unidade de fórmula de uma substância será numericamente igual à massa molar dessa substância em gramas. Assim, existe uma conexão quantitativa entre a massa de uma substância e o número de partículas que ela contém.
  • Equação: $n = m/M$

Objetivo de Aprendizagem 1.2.A: Explicar a relação quantitativa entre o espectro de massas de um elemento e as massas dos isótopos desse elemento.

• 1.2.A.1 O espectro de massas de uma amostra contendo um único elemento pode ser usado para determinar a identidade dos isótopos desse elemento e a abundância relativa de cada isótopo na natureza.
• 1.2.A.2 A massa atômica média de um elemento pode ser estimada a partir da média ponderada das massas isotópicas, usando a massa de cada isótopo e sua abundância relativa.
  • Declaração de Exclusão: A interpretação de espectros de massas de amostras contendo múltiplos elementos ou picos decorrentes de espécies diferentes de íons monatômicos com carga simples não será avaliada no Exame AP.

Objetivo de Aprendizagem 1.3.A: Explicar a relação quantitativa entre a composição elemental por massa e a fórmula empírica de uma substância pura.

• 1.3.A.1 Algumas substâncias puras são compostas por moléculas individuais, enquanto outras consistem em átomos ou íons mantidos juntos em proporções fixas conforme descrito por uma unidade de fórmula.
• 1.3.A.2 De acordo com a lei das proporções definidas, a razão entre as massas dos elementos constituintes em qualquer amostra pura desse composto é sempre a mesma.
• 1.3.A.3 A fórmula química que lista a menor razão de números inteiros de átomos dos elementos em um composto é a fórmula empírica.

Objetivo de Aprendizagem 1.4.A: Explicar a relação quantitativa entre a composição elemental por massa e a composição de substâncias em uma mistura.

• 1.4.A.1 Substâncias puras contêm átomos, moléculas ou unidades de fórmula de um único tipo. Misturas contêm átomos, moléculas ou unidades de fórmula de dois ou mais tipos, cujas proporções relativas podem variar.
• 1.4.A.2 A análise elementar pode ser usada para determinar os números relativos de átomos em uma substância e para determinar sua pureza.

Objetivo de Aprendizagem 1.5.A: Representar a configuração eletrônica do estado fundamental de um átomo de um elemento ou seus íons usando o princípio de Aufbau.

• 1.5.A.1 O átomo é composto por elétrons carregados negativamente e um núcleo carregado positivamente que é formado por prótons e nêutrons.
• 1.5.A.2 A lei de Coulomb é usada para calcular a força entre duas partículas carregadas.
  • Equação: $F_{coulombic} \propto \dfrac{q_1 q_2}{r^2}$
• 1.5.A.3 Em átomos e íons, os elétrons podem ser considerados como estando em "camadas (níveis de energia)" e "subcamadas (subníveis)", conforme descrito pela configuração eletrônica do estado fundamental. Elétrons internos são chamados de elétrons do núcleo (core electrons), e elétrons externos são chamados de elétrons de valência. A configuração eletrônica é explicada pela mecânica quântica, conforme delimitado pelo princípio de Aufbau e exemplificado na tabela periódica dos elementos.
  • Declaração de Exclusão: A atribuição de números quânticos a elétrons em subcamadas de um átomo não será avaliada no Exame AP.
• 1.5.A.4 A energia relativa necessária para remover um elétron de diferentes subcamadas de um átomo ou íon ou da mesma subcamada em diferentes átomos ou íons (energia de ionização) pode ser estimada através de uma aplicação qualitativa da lei de Coulomb. Essa energia está relacionada à distância do núcleo e à carga efetiva (de blindagem) do núcleo.

Objetivo de Aprendizagem 1.6.A: Explicar a relação entre o espectro fotoeletrônico de um átomo ou íon e: i. A configuração eletrônica do estado fundamental da espécie. ii. As interações entre os elétrons e o núcleo.

• 1.6.A.1 As energias dos elétrons em uma camada dada podem ser medidas experimentalmente com espectroscopia fotoeletrônica (PES). A posição de cada pico no espectro PES está relacionada à energia necessária para remover um elétron da subcamada correspondente, e a altura relativa de cada pico é (idealmente) proporcional ao número de elétrons naquela subcamada.

Objetivo de Aprendizagem 1.7.A: Explicar a relação entre as tendências nas propriedades atômicas dos elementos e a estrutura eletrônica e periodicidade.

• 1.7.A.1 A organização da tabela periódica baseia-se em padrões de propriedades recorrentes dos elementos, que são explicados por padrões de configurações eletrônicas do estado fundamental e pela presença de camadas (e subcamadas) de elétrons completamente ou parcialmente preenchidas nos átomos.
  • Declaração de Exclusão: Escrever a configuração eletrônica de elementos que são exceções ao princípio de Aufbau não será avaliado no Exame AP.
• 1.7.A.2 As tendências nas propriedades atômicas dentro da tabela periódica (periodicidade) podem ser previstas pela posição do elemento na tabela periódica e compreendidas qualitativamente usando a lei de Coulomb, o modelo de camadas e os conceitos de blindagem e carga nuclear efetiva. Essas propriedades incluem:
  • i. Energia de ionização
  • ii. Raios atômicos e iônicos
  • iii. Afinidade eletrônica
  • iv. Eletronegatividade.
• 1.7.A.3 A periodicidade (em 1.7.A.2) é útil para prever/estimar valores de propriedades na ausência de dados.

Objetivo de Aprendizagem 1.8.A: Explicar a relação entre as tendências na reatividade dos elementos e a periodicidade.

• 1.8.A.1 A probabilidade de dois elementos formarem uma ligação química é determinada pelas interações entre os elétrons de valência e os núcleos dos elementos.
• 1.8.A.2 Elementos na mesma coluna da tabela periódica tendem a formar compostos análogos.
• 1.8.A.3 Cargas típicas de átomos em compostos iônicos são regidas pelo número de elétrons de valência e preditas por sua localização na tabela periódica.

Objetivo de Aprendizagem 2.1.A: Explicar a relação entre o tipo de ligação e as propriedades dos elementos participantes da ligação.

• 2.1.A.1 Os valores de eletronegatividade para os elementos representativos aumentam da esquerda para a direita ao longo de um período e diminuem ao descer um grupo. Essas tendências podem ser compreendidas qualitativamente através da estrutura eletrônica dos átomos, do modelo de camadas e da lei de Coulomb.
• 2.1.A.2 Elétrons de valência compartilhados entre átomos de eletronegatividade semelhante constituem uma ligação covalente apolar. Por exemplo, ligações entre carbono e hidrogênio são efetivamente apolares, embora o carbono seja ligeiramente mais eletronegativo que o hidrogênio.
• 2.1.A.3 Elétrons de valência compartilhados entre átomos de eletronegatividade desigual constituem uma ligação covalente polar.
  • i. O átomo com maior eletronegatividade desenvolverá uma carga parcial negativa em relação ao outro átomo na ligação.
  • ii. Em ligações simples, maiores diferenças de eletronegatividade levam a maiores momentos dipolares de ligação.
  • iii. Todas as ligações polares possuem algum caráter iônico, e a diferença entre ligação iônica e covalente não é distinta, mas sim um continuum.
• 2.1.A.4 A diferença de eletronegatividade não é o único fator para determinar se uma ligação deve ser designada como iônica ou covalente. Geralmente, ligações entre um metal e um ametal são iônicas, e ligações entre dois ametais são covalentes. A examination das propriedades de um composto é a melhor maneira de caracterizar o tipo de ligação.
• 2.1.A.5 Em um sólido metálico, os elétrons de valência dos átomos metálicos são considerados deslocalizados e não associados a nenhum átomo individual.

Objetivo de Aprendizagem 2.2.A: Representar a relação entre energia potencial e distância entre átomos, baseada em fatores que influenciam a intensidade da interação.

• 2.2.A.1 Um gráfico de energia potencial versus a distância entre átomos (distância internuclear) é uma representação útil para descrever as interações entre átomos. Tais gráficos ilustram tanto o comprimento de equilíbrio da ligação (a separação entre átomos na qual a energia potencial é mais baixa) quanto a energia de ligação (a energia necessária para separar os átomos).
• 2.2.A.2 Em uma ligação covalente, o comprimento da ligação é influenciado tanto pelo tamanho do núcleo do átomo quanto pela ordem da ligação (isto é, simples, dupla, tripla). Ligações com ordem maior são mais curtas e possuem maiores energias de ligação.
• 2.2.A.3 A lei de Coulomb pode ser usada para compreender a intensidade das interações entre cátions e ânions.
  • i. Como a intensidade da interação é proporcional à carga de cada íon, cargas maiores levam a interações mais fortes.
  • ii. Como a intensidade da interação aumenta à medida que a distância entre os centros dos íons (núcleos) diminui, íons menores levam a interações mais fortes.

Objetivo de Aprendizagem 2.3.A: Representar um sólido iônico com um modelo particulado que esteja consistente com a lei de Coulomb e as propriedades dos íons constituintes.

• 2.3.A.1 Os cátions e ânions em um cristal iônico estão dispostos em uma matriz sistemática e periódica 3-D que maximiza as forças atrativas entre cátions e ânions enquanto minimiza as forças repulsivas.
  • Declaração de Exclusão: O conhecimento de estruturas cristalinhas específicas não é essencial para a compreensão do objetivo de aprendizagem e não será avaliado no Exame AP.

Objetivo de Aprendizagem 2.4.A: Representar um sólido metálico e/ou liga usando um modelo para mostrar características essenciais da estrutura e das interações presentes na substância.

• 2.4.A.1 A ligação metálica pode ser representada como uma matriz de íons metálicos positivos circundados por elétrons de valência deslocalizados (ou seja, um "mar de elétrons").
• 2.4.A.2 Ligas intersticiais formam-se entre átomos com raios significativamente diferentes, onde os átomos menores preenchem os espaços intersticiais entre os átomos maiores (ex.: no aço, em que o carbono ocupa os interstícios do ferro).
• 2.4.A.3 Ligas substitucionais formam-se entre átomos de raio comparável, onde um átomo substitui o outro na rede cristalina. (ex.: em certas ligas de latão, outros elementos, geralmente zinco, substituem o cobre.)

Objetivo de Aprendizagem 2.5.A: Representar uma molécula com um diagrama de Lewis.

• 2.5.A.1 Os diagramas de Lewis podem ser construídos de acordo com um conjunto estabelecido de princípios.

Objetivo de Aprendizagem 2.6.A: Representar uma molécula com um diagrama de Lewis que leve em conta a ressonância entre estruturas equivalentes ou que utilize carga formal para selecionar entre estruturas não equivalentes.

• 2.6.A.1 Em casos em que mais de uma estrutura equivalente de Lewis pode ser construída, a ressonância deve ser incluída como um refinamento da estrutura de Lewis. Em muitos desses casos, esse refinamento é necessário para fornecer previsões qualitativamente precisas da estrutura e das propriedades moleculares.
• 2.6.A.2 A regra do octeto e a carga formal podem ser usadas como critérios para determinar qual dos vários diagramas de Lewis válidos possíveis fornece o melhor modelo para prever a estrutura e as propriedades moleculares.
• 2.6.A.3 Assim como qualquer modelo, existem limitações ao uso do modelo da estrutura de Lewis, especialmente em casos com número ímpar de elétrons de valência.

Objetivo de Aprendizagem 2.7.A: Com base na relação entre diagramas de Lewis, teoria VSEPR, ordens de ligação e polaridades de ligação:

• i. Explicar as propriedades estruturais das moléculas.

• ii. Explicar as propriedades eletrônicas das moléculas.

• 2.7.A.1 A teoria VSEPR usa a repulsão coulombiana entre elétrons como base para prever o arranjo dos pares de elétrons ao redor de um átomo central.

• 2.7.A.2 Tanto diagramas de Lewis quanto a teoria VSEPR devem ser usados para prever as propriedades eletrônicas e estruturais de muitas moléculas covalentemente ligadas e íons poliatômicos, incluindo os seguintes:

  • i. Geometria molecular (linear, trigonal plana, tetraédrica, piramidal trigonal, angular, bipiramidal trigonal, forma de balança, T-shaped, octaédrica, piramidal quadrada, planar quadrada)
  • ii. Ângulos de ligação
  • iii. Energias de ligação relativas baseadas na ordem de ligação
  • iv. Comprimentos de ligação relativos (ligações múltiplas, efeitos do raio atômico)
  • v. Presença de momento dipolar
  • vi. Híbridização dos orbitais de valência para átomos dentro de uma molécula ou íon poliatômico

• 2.7.A.3 Os termos "hibridização" e "orbital atômico híbrido" são usados para descrever o arranjo de elétrons ao redor de um átomo central. Quando o átomo central está $sp$ hibridizado, seus ângulos de ligação ideais são $180°$; para átomos $sp^2$ hibridizados, os ângulos de ligação são $120°$; e para átomos $sp^3$ hibridizados, os ângulos de ligação são $109.5°$.

  • Declaração de exclusão: Uma compreensão da derivação e da representação de orbitais híbridos não será avaliada no Exame AP. O curso inclui a distinção entre ligação sigma e pi, o uso da VSEPR para explicar as formas das moléculas e a nomenclatura $sp$, $sp^2$ e $sp^3$.
  • Declaração de exclusão: A hibridização envolvendo orbitais d não será avaliada no Exame AP. Quando um átomo tem mais de quatro pares de elétrons ao redor do átomo central, os alunos são responsáveis apenas pela forma da molécula resultante.

• 2.7.A.4 A formação de ligações está associada à sobreposição entre orbitais atômicos. Em ligações múltiplas, essa sobreposição leva à formação de ligações sigma e pi. A sobreposição é mais forte em ligações sigma do que em pi, o que se reflete no fato de que as ligações sigma possuem maior energia de ligação do que as ligações pi. A presença de uma ligação pi também impede a rotação da ligação e leva a isômeros geométricos.

  • Declaração de exclusão: A teoria dos orbitais moleculares é recomendada como uma maneira de proporcionar uma visão mais profunda da ligação. No entanto, o Exame AP não avaliará explicitamente diagramas de orbitais moleculares, preenchimento de orbitais moleculares nem a distinção entre orbitais ligantes, não ligantes e antiligantes.

Objetivo de Aprendizagem 3.1.A: Explicar a relação entre as estruturas químicas das moléculas e a força relativa de suas forças intermoleculares quando: i. As moléculas pertencem à mesma espécie química. ii. As moléculas pertencem a duas espécies químicas diferentes.

• 3.1.A.1 As forças de dispersão de London são resultado das interações coulombianas entre dipolos temporários e flutuantes. As forças de dispersão de London são frequentemente a força intermolecular líquida mais forte entre grandes moléculas.
  • i. As forças de dispersão aumentam com o aumento da área de contato entre as moléculas e com o aumento da polarizabilidade das moléculas.
  • ii. A polarizabilidade de uma molécula aumenta com o aumento do número de elétrons na molécula e do tamanho da nuvem de elétrons. É aprimorada pela presença de ligação pi.
  • iii. O termo "forças de dispersão de London" não deve ser usado como sinônimo do termo "forças de van der Waals".
• 3.1.A.2 O momento dipolar de uma molécula polar leva a interações adicionais com outras espécies químicas.
  • i. Interações dipolo-induzido-dipolo estão presentes entre uma molécula polar e uma não polar. Essas forças são sempre atrativas. A intensidade dessas forças aumenta com a magnitude do dipolo da molécula polar e com a polarizabilidade da molécula não polar.
  • ii. Interações dipolo-dipolo estão presentes entre moléculas polares. A intensidade da interação depende das magnitudes dos dipolos e de sua orientação relativa. As interações entre moléculas polares são tipicamente maiores do que as entre moléculas não polares de tamanho comparável porque essas interações atuam além das forças de dispersão de London.
  • iii. Forças de atração íon-dipolo estão presentes entre íons e moléculas polares. Estas tendem a ser mais fortes do que as forças dipolo-dipolo.
• 3.1.A.3 A força relativa e a dependência da orientação das forças dipolo-dipolo e íon-dipolo podem ser compreendidas qualitativamente considerando o sinal das cargas parciais responsáveis pelo momento dipolar molecular e como essas cargas parciais interagem com um íon ou com um dipolo adjacente.
• 3.1.A.4 A ligação de hidrogênio é um tipo forte de interação intermolecular que existe quando átomos de hidrogênio covalentemente ligados aos átomos altamente eletronegativos (N, O e F) são atraídos pela extremidade negativa de um dipolo formado pelo átomo eletronegativo (N, O e F) em uma molécula diferente ou em uma parte diferente da mesma molécula.
• 3.1.A.5 Em grandes biomoléculas, interações não covalentes podem ocorrer entre moléculas diferentes ou entre diferentes regiões da mesma grande biomolécula.

Objetivo de Aprendizagem 3.2.A: Explicar a relação entre as propriedades macroscópicas de uma substância, a estrutura em nível particulado da substância e as interações entre essas partículas.

• 3.2.A.1 Muitas propriedades de líquidos e sólidos são determinadas pela intensidade e pelo tipo das forças intermoleculares presentes. Como as interações intermoleculares são superadas completamente quando uma substância vaporiza, a pressão de vapor e o ponto de ebulição estão diretamente relacionados à força dessas interações. Os pontos de fusão também tendem a correlacionar-se com a força da interação, mas como as interações apenas se reorganizam na fusão, essas relações podem ser mais sutis.
• 3.2.A.2 Representações em nível particulado, mostrando múltiplas espécies químicas interagindo, são um meio útil para comunicar ou compreender como as interações intermoleculares ajudam a estabelecer propriedades macroscópicas.
• 3.2.A.3 Devido às fortes interações entre íons, os sólidos iônicos tendem a ter baixas pressões de vapor, altos pontos de fusão e altos pontos de ebulição. Eles tendem a ser quebradiços devido à repulsão de cargas iguais causada quando uma camada desliza sobre outra. Eles conduzem eletricidade apenas quando os íons são móveis, como quando o sólido iônico é fundido (ou seja, no estado fundido) ou dissolvido em água ou outro solvente.
• 3.2.A.4 Em sólidos covalentes de rede, os átomos estão ligados covalentemente formando uma rede tridimensional (ex: diamante) ou camadas de redes bidimensionais (ex: grafite). Estes são formados apenas por ametais e metaloides: elementos (ex: diamante, grafite) ou compostos binários (ex: dióxido de silício e carbeto de silício). Devido às fortes interações covalentes, os sólidos covalentes têm altos pontos de fusão. Sólidos de rede tridimensional também são rígidos e duros, porque os ângulos de ligação covalente são fixos. No entanto, a grafite é mole porque as camadas adjacentes podem deslizar umas sobre as outras relativamente facilmente.
• 3.2.A.5 Sólidos moleculares são compostos por unidades distintas e individuais de moléculas ligadas covalentemente, atraídas entre si por forças intermoleculares relativamente fracas. Sólidos moleculares geralmente têm baixo ponto de fusão devido às forças intermoleculares relativamente fracas presentes entre as moléculas. Eles não conduzem eletricidade porque seus elétrons de valência estão firmemente presos nas ligações covalentes e nos pares de elétrons livres de cada molécula constituinte. Sólidos moleculares às vezes são compostos por moléculas muito grandes ou polímeros.
• 3.2.A.6 Sólidos metálicos são bons condutores de eletricidade e calor, devido à presença de elétrons de valência livres. Eles também tendem a ser maleáveis e dúcteis, devido à facilidade com que os núcleos metálicos podem reorganizar sua estrutura. Em uma liga intersticial, os átomos intersticiais tendem a tornar a rede mais rígida, diminuindo a maleabilidade e a ductilidade. Ligas tipicamente retêm um mar de elétrons móveis e, portanto, permanecem condutoras.
• 3.2.A.7 Em grandes biomoléculas ou polímeros, interações não covalentes podem ocorrer entre diferentes moléculas ou entre diferentes regiões da mesma grande biomolécula. A funcionalidade e as propriedades dessas moléculas dependem fortemente da forma da molécula, que é amplamente ditada por interações não covalentes.

Objetivo de Aprendizagem 3.3.A: Representar as diferenças entre as fases sólida, líquida e gasosa usando um modelo em nível particulado.

• 3.3.A.1 Sólidos podem ser cristalinos, onde as partículas estão dispostas em uma estrutura regular tridimensional, ou podem ser amorfos, onde as partículas não possuem uma disposição regular e ordenada. Em ambos os casos, o movimento das partículas individuais é limitado, e as partículas não sofrem translação geral em relação umas às outras. A estrutura do sólido é influenciada pelas interações interparticulares e pela capacidade das partículas de empacotarem juntas.
• 3.3.A.2 As partículas constituintes em líquidos estão em contato próximo umas com as outras, e estão continuamente em movimento e colidindo. A disposição e o movimento das partículas são influenciados pela natureza e força das forças (ex: polaridade, ligação de hidrogênio e temperatura) entre as partículas.
• 3.3.A.3 As fases sólida e líquida para uma substância particular tipicamente têm volumes molares semelhantes porque, em ambas as fases, as partículas constituintes estão em contato próximo o tempo todo.
• 3.3.A.4 Na fase gasosa, as partículas estão em movimento constante. Suas frequências de colisão e o espaçamento médio entre elas dependem da temperatura, pressão e volume. Devido a esse movimento constante e aos efeitos mínimos das forças entre partículas, um gás não possui nem volume definido nem forma definida.
  • Declaração de Exclusão: Entender/interpretar diagramas de fase não será avaliado no Exame AP.

Objetivo de Aprendizagem 3.4.A: Explicar a relação entre as propriedades macroscópicas de uma amostra de gás ou mistura de gases usando a lei dos gases ideais.

• 3.4.A.1 As propriedades macroscópicas de gases ideais estão relacionadas através da lei dos gases ideais:
  • EQN: $PV = nRT$.
• 3.4.A.2 Em uma amostra contendo uma mistura de gases ideais, a pressão exercida por cada componente (a pressão parcial) é independente dos outros componentes. Portanto, a pressão parcial de um gás dentro da mistura é proporcional à sua fração molar ($X$), e a pressão total da amostra é a soma das pressões parciais.
  • EQN: $P_{A} = P_{total} \times X_{A}$, onde $X_{A} =$ moles A/moles totais;
  • EQN: $P_{total} = P_{A} + P_{B} + P_{C} + \ldots$
• 3.4.A.3 Representações gráficas das relações entre $P$, $V$, $T$ e $n$ são úteis para descrever o comportamento dos gases.

Objetivo de Aprendizagem 3.5.A: Explicar a relação entre o movimento das partículas e as propriedades macroscópicas dos gases com: i. A teoria cinética molecular (KMT). ii. Um modelo particulado. iii. Uma representação gráfica.

• 3.5.A.1 A teoria cinética molecular (KMT) relaciona as propriedades macroscópicas dos gases aos movimentos das partículas no gás. A distribuição de Maxwell-Boltzmann descreve a distribuição das energias cinéticas das partículas a uma dada temperatura.
• 3.5.A.2 Todas as partículas em uma amostra de matéria estão em movimento contínuo e aleatório. A energia cinética média de uma partícula está relacionada à sua velocidade média pela equação:
  • EQN: $KE = \frac{1}{2}\,mv^{2}$.
• 3.5.A.3 A temperatura em Kelvin de uma amostra de matéria é proporcional à energia cinética média das partículas na amostra.
• 3.5.A.4 A distribuição de Maxwell-Boltzmann fornece uma representação gráfica das energias/velocidades das partículas a uma dada temperatura.

Objetivo de Aprendizagem 3.6.A: Explicar a relação entre comportamentos não ideais de gases, forças interparticulares e/ou volumes.

• 3.6.A.1 A lei dos gases ideais não explica o comportamento real dos gases reais. Desvios da lei dos gases ideais podem resultar de atrações interparticulares entre moléculas de gás, especialmente em condições próximas àquelas resultantes em condensação. Desvios também podem surgir de volumes de partículas, especialmente em pressões extremamente altas.

Objetivo de Aprendizagem 3.7.A: Calcular o número de partículas de soluto, volume ou molaridade de soluções.

• 3.7.A.1 Soluções, às vezes chamadas misturas homogêneas, podem ser sólidos, líquidos ou gases. Em uma solução, as propriedades macroscópicas não variam ao longo da amostra. Em uma mistura heterogênea, as propriedades macroscópicas dependem da localização na mistura.
• 3.7.A.2 A composição da solução pode ser expressa de várias maneiras; a molaridade é o método mais comum usado em laboratório.
  • EQN: $M = n_{solute}/L_{solution}$

Objetivo de Aprendizagem 3.8.A: Usando modelos particulados para misturas: i. Representar interações entre componentes. ii. Representar concentrações de componentes.

• 3.8.A.1 Representações particuladas de soluções comunicam a estrutura e as propriedades das soluções, por meio da ilustração das concentrações relativas dos componentes na solução e/ou desenhos que mostram interações entre os componentes.
  • Declaração de Exclusão: Propriedades coligativas não serão avaliadas no Exame AP.
  • Declaração de Exclusão: Cálculos de molalidade, percentual em massa e percentual em volume para soluções não serão avaliados no Exame AP.

Objetivo de Aprendizagem 3.9.A: Explicar os resultados de um experimento de separação baseado em interações intermoleculares.

• 3.9.A.1 Os componentes de uma solução líquida não podem ser separados por filtração. Eles podem, no entanto, ser separados usando processos que aproveitam as diferenças nas interações intermoleculares dos componentes.
  • i. Cromatografia (papel, camada fina e coluna) separa espécies químicas aproveitando a força diferencial das interações intermoleculares entre e entre os componentes da solução (a fase móvel) e com os componentes superficiais da fase estacionária. O cromatograma resultante pode ser usado para inferir as polaridades relativas dos componentes em uma mistura.
  • ii. Destilação separa espécies químicas aproveitando a força diferencial das interações intermoleculares entre e entre os componentes e os efeitos dessas interações sobre as pressões de vapor dos componentes na mistura.

Objetivo de Aprendizagem 3.10.A: Explicar a relação entre a solubilidade de compostos iônicos e moleculares em solventes aquosos e não aquosos, e as interações intermoleculares entre partículas.

• 3.10.A.1 Substâncias com interações intermoleculares semelhantes tendem a ser miscíveis ou solúveis umas nas outras.

Objetivo de Aprendizagem 3.11.A: Explicar a relação entre uma região do espectro eletromagnético e os tipos de transições moleculares ou eletrônicas associadas a essa região.

• 3.11.A.1 Diferenças na absorção ou emissão de fótons em diferentes regiões espectrais estão relacionadas aos diferentes tipos de movimento molecular ou transição eletrônica:
  • i. Radiação microonda está associada a transições nos níveis rotacionais moleculares.
  • ii. Radiação infravermelha está associada a transições nos níveis vibracionais moleculares.
  • iii. Radiação ultravioleta/visível está associada a transições nos níveis de energia eletrônica.

Objetivo de Aprendizagem 3.12.A: Explicar as propriedades de um fóton absorvido ou emitido em relação a uma transição eletrônica em um átomo ou molécula.

• 3.12.A.1 Quando um fóton é absorvido (ou emitido) por um átomo ou molécula, a energia da espécie aumenta (ou diminui) em uma quantidade igual à energia do fóton.
• 3.12.A.2 O comprimento de onda da onda eletromagnética está relacionado à sua frequência e à velocidade da luz pela equação:
  • EQN: $c = \lambda\nu$.

A energia de um fóton está relacionada à frequência da onda eletromagnética através da equação de Planck:

• EQN: $E = h\nu$.

Objetivo de Aprendizagem 3.13.A: Explicar a quantidade de luz absorvida por uma solução de moléculas ou íons em relação à concentração, ao comprimento do caminho óptico e à absorptividade molar.

• 3.13.A.1 A lei de Beer-Lambert relaciona a absorção de luz por uma solução a três variáveis de acordo com a equação:
  • EQN: $A = \varepsilon bc$.

A absorptividade molar, $\varepsilon$, descreve quão intensamente uma espécie química absorve luz de um comprimento de onda específico. O comprimento do caminho óptico, $b$, e a concentração, $c$, são proporcionais ao número de partículas absorvedoras de luz no caminho óptico.

• 3.13.A.2 Na maioria dos experimentos, o comprimento do caminho óptico e o comprimento de onda da luz são mantidos constantes. Nesses casos, a absorbância é proporcional apenas à concentração de moléculas ou íons absorvedores. O espectrofotômetro é geralmente ajustado para o comprimento de onda de máxima absorbância (comprimento de onda ótimo) da espécie a ser analisada para garantir a máxima sensibilidade da medição.

Objetivo de Aprendizagem 4.1.A: Identificar evidências de mudanças químicas e físicas na matéria.

• 4.1.A.1 Uma mudança física ocorre quando uma substância sofre uma mudança em propriedades, mas não em composição. Mudanças na fase de uma substância (sólido, líquido, gás) ou formação/separação de misturas de substâncias são mudanças físicas comuns.
• 4.1.A.2 Uma mudança química ocorre quando substâncias são transformadas em novas substâncias, tipicamente com composições diferentes. Produção de calor ou luz, formação de um gás, formação de um precipitado e/ou mudança de cor fornecem possíveis evidências de que uma mudança química ocorreu.

Objetivo de Aprendizagem 4.2.A: Representar mudanças na matéria com uma equação química balanceada ou equação iônica líquida: i. Para mudanças físicas. ii. Para informações dadas sobre a identidade dos reagentes e/ou produtos. iii. Para íons em uma reação química dada.

• 4.2.A.1 Todos os processos físicos e químicos podem ser representados simbolicamente por equações balanceadas.
• 4.2.A.2 Equações químicas representam alterações químicas. Essas alterações são o resultado de uma rearranjo de átomos em novas combinações; portanto, qualquer representação de uma alteração química deve conter números iguais de átomos de cada elemento antes e depois da ocorrência da mudança. As equações demonstram assim que a massa e a carga são conservadas nas reações químicas.
• 4.2.A.3 Equações moleculares balanceadas, iônicas completas e iônicas líquidas são formas simbólicas diferentes usadas para representar uma reação química. A forma utilizada para representar a reação depende do contexto em que será aplicada.

Objetivo de Aprendizagem 4.3.A: Representar uma reação química ou processo físico dado com um modelo particulado consistente.

• 4.3.A.1 Equações químicas balanceadas em suas várias formas podem ser traduzidas em representações particuladas simbólicas.

Objetivo de Aprendizagem 4.4.A: Explicar a relação entre características macroscópicas e interações de ligações para: i. Processos químicos. ii. Processos físicos.

• 4.4.A.1 Processos que envolvem a ruptura e/ou formação de ligações químicas são tipicamente classificados como processos químicos. Processos que envolvem apenas mudanças em interações intermoleculares, como mudanças de fase, são tipicamente classificados como processos físicos.
• 4.4.A.2 Às vezes, processos físicos envolvem a ruptura de ligações químicas. Por exemplo, argumentos plausíveis podem ser feitos para a dissolução de um sal em água, seja considerada um processo físico ou químico, pois envolve a ruptura de ligações iônicas e a formação de interações íon-dipolo entre íons e solvente.

Objetivo de Aprendizagem 4.5.A: Explicar as mudanças nas quantidades de reagentes e produtos com base na equação de reação balanceada para um processo químico.

• 4.5.A.1 Como os átomos devem ser conservados durante um processo químico, é possível calcular as quantidades de produto usando as quantidades conhecidas de reagentes, ou calcular as quantidades de reagentes dadas as quantidades conhecidas de produtos.
• 4.5.A.2 Os coeficientes das equações químicas balanceadas contêm informações sobre a proporcionalidade das quantidades de substâncias envolvidas na reação. Esses valores podem ser usados em cálculos químicos envolvendo o conceito de mol.
• 4.5.A.3 Cálculos estequiométricos podem ser combinados com a lei dos gases ideais e cálculos envolvendo molaridade para estudar quantitativamente gases e soluções.

Objetivo de Aprendizagem 4.6.A: Identificar o ponto de equivalência em uma titulação com base nas quantidades do titulante e do analito, assumindo que a reação de titulação ocorre até a conclusão.

• 4.6.A.1 Titrations podem ser usadas para determinar a quantidade de um analito em solução. O titulante tem uma concentração conhecida de uma espécie que reage especifica e quantitativamente com o analito. O ponto de equivalência da titração ocorre quando o analito é totalmente consumido pela espécie reagente no titulante. O ponto de equivalência é frequentemente indicado por uma mudança em uma propriedade (como cor) que ocorre quando o ponto de equivalência é atingido. Esse evento observável é chamado de ponto final da titração.

Objetivo de Aprendizagem 4.7.A: Identificar uma reação como ácido-base, oxirredução ou precipitação.

• 4.7.A.1 Reações ácido-base envolvem a transferência de um ou mais prótons ($\text{H}^+$ íons) entre espécies químicas.
• 4.7.A.2 Reações de oxirredução (redox) envolvem a transferência de um ou mais elétrons entre espécies químicas, conforme indicado por mudanças nos números de oxidação das espécies envolvidas. A combustão é uma subclasse importante de reações de oxirredução, em que uma espécie reage com gás oxigênio. No caso de hidrocarbonetos, dióxido de carbono e água são produtos da combustão completa.
• 4.7.A.3 Em uma reação redox, os elétrons são transferidos da espécie que é oxidada para a espécie que é reduzida.
  • Declaração de exclusão: O significado dos termos "agente redutor" e "agente oxidante" não será avaliado no Exame AP.
• 4.7.A.4 Números de oxidação podem ser atribuídos a cada um dos átomos nos reagentes e produtos; esta é frequentemente uma maneira eficaz de identificar as espécies oxidadas e reduzidas em uma reação redox.
• 4.7.A.5 Reações de precipitação frequentemente envolvem a mistura de íons em solução aquosa para produzir um composto iônico insolúvel ou pouco solúvel. Todos os sais de sódio, potássio, amônio e nitrato são solúveis em água.
  • Declaração de exclusão: A memorização decorativa de "regras de solubilidade" além daquelas implícitas em 4.7.A.5 não será avaliada no Exame AP.

Objetivo de Aprendizagem 4.8.A: Identificar espécies como ácidos de Brønsted-Lowry, bases e/ou pares conjugados ácido-base, com base na transferência de prótons envolvendo essas espécies.

• 4.8.A.1 Por definição, um ácido de Brønsted-Lowry é um doador de prótons e uma base de Brønsted-Lowry é um aceitador de prótons.
• 4.8.A.2 Apenas em soluções aquosas, a água desempenha um papel importante em muitas reações ácido-base, pois sua estrutura molecular permite que ela aceite prótons de e doa prótons a espécies dissolvidas.
• 4.8.A.3 Quando um ácido ou base se ioniza na água, os pares conjugados ácido-base podem ser identificados e suas forças relativas comparadas.
  • Declaração de exclusão: Conceitos de ácido-base de Lewis não serão avaliados no Exame AP. O enfoque na Química AP é em reações em solução aquosa.

Objetivo de Aprendizagem 4.9.A: Representar uma equação de reação redox balanceada usando semi-reações.

• 4.9.A.1 Equações químicas balanceadas para reações redox podem ser construídas a partir de semi-reações.

Objetivo de Aprendizagem 5.1.A: Explicar a relação entre a velocidade de uma reação química e parâmetros experimentais.

• 5.1.A.1 A cinética de uma reação química é definida como a taxa na qual uma quantidade de reagentes é convertida em produtos por unidade de tempo.
• 5.1.A.2 As taxas de variação das concentrações de reagentes e produtos são determinadas pela estequiometria na equação química balanceada.
• 5.1.A.3 A velocidade de uma reação é influenciada pelas concentrações de reagentes, temperatura, área de superfície, catalisadores e outros fatores ambientais.

Objetivo de Aprendizagem 5.2.A: Representar dados experimentais com uma expressão de lei de velocidade consistente.

• 5.2.A.1 Métodos experimentais podem ser usados para monitorar as quantidades de reagentes e/ou produtos de uma reação ao longo do tempo e para determinar a velocidade da reação.
• 5.2.A.2 A lei de velocidade expressa a velocidade de uma reação como proporcional à concentração de cada reagente elevado a uma potência.
• 5.2.A.3 A potência de cada reagente na lei de velocidade é a ordem da reação em relação a esse reagente. A soma das potências das concentrações dos reagentes na lei de velocidade é a ordem geral da reação.
• 5.2.A.4 A constante de proporcionalidade na lei de velocidade é chamada de constante de velocidade. O valor desta constante depende da temperatura e as unidades refletem a ordem geral da reação.
• 5.2.A.5 Comparar as velocidades iniciais de uma reação é um método para determinar a ordem em relação a cada reagente.

Objetivo de Aprendizagem 5.3.A: Identificar a expressão da lei de velocidade de uma reação química usando dados que mostram como as concentrações das espécies da reação mudam ao longo do tempo.

• 5.3.A.1 A ordem de uma reação pode ser inferida a partir de um gráfico de concentração de reagente versus tempo.
• 5.3.A.2 Se uma reação for de primeira ordem em relação a um reagente sendo monitorado, um gráfico do logaritmo natural (ln) da concentração do reagente em função do tempo será linear.
• 5.3.A.3 Se uma reação for de segunda ordem em relação a um reagente sendo monitorado, um gráfico do inverso da concentração desse reagente versus tempo será linear.
• 5.3.A.4 As inclinações dos dados de concentração versus tempo para reações de ordem zero, primeira e segunda ordem podem ser usadas para determinar a constante de velocidade da reação.
  • Ordem zero:
  • Equação: $[\mathrm{A}]_t - [\mathrm{A}]_0 = -kt$
  • Primeira ordem:
  • Equação: $\ln[\mathrm{A}]_t - \ln[\mathrm{A}]_0 = -kt$
  • Segunda ordem:
  • Equação: $1/[\mathrm{A}]_t - 1/[\mathrm{A}]_0 = kt$
• 5.3.A.5 A vida média é um parâmetro crítico para reações de primeira ordem porque a vida média é constante e relacionada à constante de velocidade da reação pela equação:
  • Equação: $t_{1/2} = 0.693/k.$
• 5.3.A.6 Processos de decaimento radioativo fornecem uma importante ilustração da cinética de primeira ordem.

Objetivo de Aprendizagem 5.4.A: Representar uma reação elementar como uma expressão de lei de velocidade usando estequiometria.

• 5.4.A.1 A lei de velocidade de uma reação elementar pode ser inferida a partir da estequiometria das partículas que participam de uma colisão.
• 5.4.A.2 Reações elementares envolvendo a colisão simultânea de três ou mais partículas são raras.

Objetivo de Aprendizagem 5.5.A: Explicar a relação entre a velocidade de uma reação elementar e a frequência, energia e orientação das colisões de partículas.

• 5.5.A.1 Para que uma reação elementar produza produtos com sucesso, os reagentes devem colidir com sucesso para iniciar eventos de ruptura e formação de ligações.
• 5.5.A.2 Na maioria das reações, apenas uma pequena fração das colisões leva a uma reação. Colisões bem-sucedidas possuem tanto energia suficiente para superar os requisitos de energia de ativação quanto orientações que permitem que as ligações se rearranjem da maneira necessária.
• 5.5.A.3 A curva de distribuição de Maxwell-Boltzmann descreve a distribuição de energias das partículas; essa distribuição pode ser usada para obter uma estimativa qualitativa da fração de colisões com energia suficiente para levar a uma reação, e também como essa fração depende da temperatura.

Objetivo de Aprendizagem 5.6.A: Representar a energia de ativação e a variação de energia total em uma reação elementar usando um perfil energético da reação.

• 5.6.A.1 Reações elementares tipicamente envolvem a ruptura de algumas ligações e a formação de novas.
• 5.6.A.2 A coordenada de reação é o eixo ao longo do qual o conjunto complexo de movimentos envolvidos no rearranjo de reagentes para formar produtos pode ser plotado.
• 5.6.A.3 O perfil energético fornece a energia ao longo da coordenada de reação, que tipicamente proceede dos reagentes, através de um estado de transição, até os produtos. A diferença de energia entre os reagentes e o estado de transição é a energia de ativação para a reação direta.
• 5.6.A.4 A velocidade de uma reação elementar depende da temperatura porque a proporção de colisões de partículas que são energéticas o suficiente para atingir o estado de transição varia com a temperatura. A equação de Arrhenius relaciona a dependência da temperatura da velocidade de uma reação elementar à energia de ativação necessária pelas colisões moleculares para atingir o estado de transição.
  • Declaração de exclusão: Cálculos envolvendo a equação de Arrhenius não serão avaliados no AP Exam.

Objetivo de Aprendizagem 5.7.A: Identificar os componentes de um mecanismo de reação.

• 5.7.A.1 Um mecanismo de reação consiste em uma série de reações elementares, ou etapas, que ocorrem em sequência. Os componentes podem incluir reagentes, intermediários, produtos e catalisadores.
• 5.7.A.2 As etapas elementares, quando combinadas, devem alinhar-se com a equação global balanceada de uma reação química.
• 5.7.A.3 Um intermediário de reação é produzido por algumas etapas elementares e consumido por outras, de modo que está presente apenas enquanto uma reação ocorre.
• 5.7.A.4 A detecção experimental de um intermediário de reação é uma forma comum de construir evidências em favor de um mecanismo de reação sobre um mecanismo alternativo.
  • Declaração de exclusão: A coleta de dados referentes à detecção de um intermediário de reação não será avaliada no AP Exam.

Objetivo de Aprendizagem 5.8.A: Identificar a lei de velocidade para uma reação a partir de um mecanismo em que a primeira etapa é limitante da velocidade.

• 5.8.A.1 Para mecanismos de reação em que cada etapa elementar é irreversível, ou em que a primeira etapa é limitante da velocidade, a lei de velocidade da reação é definida pela molecularidade da etapa elementar mais lenta (ou seja, a etapa limitante da velocidade).
  • Declaração de exclusão: A coleta de dados referentes à detecção de um intermediário de reação não será avaliada no AP Exam.

Objetivo de Aprendizagem 5.9.A: Identificar a lei de velocidade para uma reação a partir de um mecanismo em que a primeira etapa não é limitante da velocidade.

• 5.9.A.1 Se a primeira reação elementar não é limitante da velocidade, aproximações (como pré-equilíbrio) devem ser feitas para determinar uma expressão de lei de velocidade.

Objetivo de Aprendizagem 5.10.A: Representar a energia de ativação e a mudança de energia total em uma reação multietapa com um perfil energético da reação.

• 5.10.A.1 O conhecimento da termodinâmica de cada reação elementar em um mecanismo permite a construção de um perfil energético para uma reação multietapa.

Objetivo de Aprendizagem 5.11.A: Explicar a relação entre o efeito de um catalisador em uma reação e as mudanças no mecanismo da reação.

• 5.11.A.1 Para que um catalisador aumente a velocidade de uma reação, a adição do catalisador deve aumentar o número de colisões efetivas e/ou fornecer um caminho de reação com menor energia de ativação em relação à coordenada de reação original.
• 5.11.A.2 Em um mecanismo de reação que contém um catalisador, a concentração líquida do catalisador é constante. No entanto, o catalisador será frequentemente consumido na etapa determinante da velocidade da reação, apenas para ser regenerado em uma etapa subsequente no mecanismo.
• 5.11.A.3 Alguns catalisadores aceleram uma reação ao se ligarem aos reagente(s). Os reagentes são orientados de forma mais favorável ou reagem com menor energia de ativação. Há frequentemente um novo intermediário de reação no qual o catalisador está ligado aos reagente(s). Muitas enzimas funcionam dessa maneira.
• 5.11.A.4 Alguns catalisadores envolvem ligação covalente entre o catalisador e os reagente(s). Um exemplo é a catálise ácido-base, em que um reagente ou intermediário ganha ou perde um próton. Isso introduz um novo intermediário de reação e novas reações elementares envolvendo esse intermediário.
• 5.11.A.5 Na catálise superficial, um reagente ou intermediário se liga a ou forma uma ligação covalente com a superfície. Isso introduz reações elementares envolvendo esses novos intermediários de reação ligados.

Objetivo de Aprendizagem 6.1.A: Explicar a relação entre observações experimentais e mudanças de energia associadas a uma transformação química ou física.

• 6.1.A.1 Mudanças de temperatura em um sistema indicam mudanças de energia.
• 6.1.A.2 Mudanças de energia em um sistema podem ser descritas como processos endotérmicos e exotérmicos, como aquecimento ou resfriamento de uma substância, mudanças de fase ou transformações químicas.
• 6.1.A.3 Quando uma reação química ocorre, a energia do sistema diminui (reação exotérmica), aumenta (reação endotérmica) ou permanece a mesma. Para reações exotérmicas, a energia perdida pelas espécies reagindo (sistema) é ganha pelo ambiente, como transferência de calor ou trabalho realizado pelo sistema. Da mesma forma, para reações endotérmicas, o sistema ganha energia do ambiente por transferência de calor ou trabalho realizado sobre o sistema.
• 6.1.A.4 A formação de uma solução pode ser um processo exotérmico ou endotérmico, dependendo das forças relativas das interações intermoleculares/interpartículas antes e depois do processo de dissolução.

Objetivo de Aprendizagem 6.2.A: Representar uma transformação química ou física com um diagrama de energia.

• 6.2.A.1 Um processo físico ou químico pode ser descrito com um diagrama de energia que mostra a natureza endotérmica ou exotérmica desse processo.

Objetivo de Aprendizagem 6.3.A: Explicar a relação entre a transferência de energia térmica e colisões moleculares.

• 6.3.A.1 As partículas em um corpo mais quente têm maior energia cinética média do que as de um corpo mais frio.
• 6.3.A.2 Colisões entre partículas em contato térmico podem resultar na transferência de energia. Esse processo é chamado de "transferência de calor", "troca de calor" ou "transferência de energia como calor".
• 6.3.A.3 Eventualmente, o equilíbrio térmico é atingido conforme as partículas continuam a colidir. No equilíbrio térmico, a energia cinética média de ambos os corpos é a mesma e, portanto, suas temperaturas são iguais.

Objetivo de Aprendizagem 6.4.A: Calcular o calor $q$ absorvido ou liberado por um sistema submetido a aquecimento/resfriamento com base na quantidade de substância, na capacidade calórica e na mudança de temperatura.

• 6.4.A.1 O aquecimento de um corpo frio por um corpo mais quente é uma forma importante de transferência de energia entre dois sistemas. A quantidade de calor transferida entre dois corpos pode ser quantificada pela equação de transferência de calor:

  • Equação: $q = mc\Delta T$.

  Experimentos de calorimetria são usados para medir a transferência de calor.

• 6.4.A.2 A primeira lei da termodinâmica afirma que a energia é conservada em processos químicos e físicos.

• 6.4.A.3 A transferência de uma dada quantidade de energia térmica não produzirá a mesma mudança de temperatura em massas iguais de matéria com capacidades calóricas específicas diferentes.

• 6.4.A.4 Aquecer um sistema aumenta a energia do sistema, enquanto resfriar um sistema diminui a energia do sistema.

• 6.4.A.5 A capacidade calórica específica de uma substância e a capacidade calorífica molar são ambas usadas em cálculos de energia.

• 6.4.A.6 Sistemas químicos mudam sua energia através de três processos principais: aquecimento/resfriamento, transições de fase e reações químicas.

• 6.4.A.7 Em experimentos de calorimetria envolvendo dissolução, mudanças de temperatura da mistura dentro do calorímetro podem ser usadas para determinar a direção do fluxo de energia. Se a temperatura da mistura aumentar, energia térmica é liberada pelo processo de dissolução (exotérmico). Se a temperatura da mistura diminuir, energia térmica é absorvida pelo processo de dissolução (endotérmico).

Objetivo de Aprendizagem 6.5.A: Explicar mudanças no calor $q$ absorvido ou liberado por um sistema submetido a uma transição de fase com base na quantidade de substância em mols e na entalpia molar da transição de fase.

• 6.5.A.1 Energia deve ser transferida para um sistema para causar a fusão (ou ebulição) de uma substância. A energia do sistema, portanto, aumenta à medida que o sistema passa por uma transição de fase de sólido para líquido (ou líquido para gás). Da mesma forma, um sistema libera energia quando congela (ou condensa). A energia do sistema diminui à medida que o sistema passa por uma transição de fase de líquido para sólido (ou gás para líquido). A temperatura de uma substância pura permanece constante durante uma mudança de fase.
• 6.5.A.2 A energia absorvida durante uma transição de fase é igual à energia liberada durante uma transição de fase complementar na direção oposta. Por exemplo, a entalpia molar de condensação de uma substância é igual ao negativo de sua entalpia molar de vaporização. Da mesma forma, a entalpia molar de fusão pode ser usada para calcular a energia absorvida ao fundir uma substância e a energia liberada ao congelá-la.

Objetivo de Aprendizagem 6.6.A: Calcular o calor $q$ absorvido ou liberado por um sistema submetido a uma reação química em relação à quantidade de substância reagente em mols e à entalpia molar de reação.

• 6.6.A.1 A variação de entalpia de uma reação fornece a quantidade de energia térmica liberada (para valores negativos) ou absorvida (para valores positivos) por uma reação química à pressão constante.
• 6.6.A.2 Quando os produtos de uma reação estão a uma temperatura diferente de seu entorno, eles trocam energia com o entorno para alcançar o equilíbrio térmico. A energia térmica é transferida para o entorno à medida que os reagentes se convertem em produtos em uma reação exotérmica. A energia térmica é transferida do entorno à medida que os reagentes se convertem em produtos em uma reação endotérmica.
• 6.6.A.3 A energia potencial química dos produtos de uma reação é diferente da dos reagentes devido à ruptura e formação de ligações. A diferença de energia resulta em uma mudança na energia cinética das partículas, o que se manifesta como uma mudança de temperatura.
  • Declaração de Exclusão: As distinções técnicas entre entalpia e energia interna não serão cobradas no Exame AP. A maioria das reações estudadas no nível AP ocorre a pressão constante, onde a variação de entalpia do processo é igual ao calor (e, por extensão, à energia) de reação.

Objetivo de Aprendizagem 6.7.A: Calcular a variação de entalpia de uma reação com base nas energias médias de ligação das ligações quebradas e formadas na reação.

• 6.7.A.1 Durante uma reação química, ligações são quebradas e/ou formadas, e esses eventos alteram a energia potencial do sistema.
• 6.7.A.2 A energia média necessária para quebrar todas as ligações nas moléculas de reagente pode ser estimada somando-se as energias médias de ligação de todas as ligações nas moléculas de reagente. Da mesma forma, a energia média liberada na formação das ligações nas moléculas de produto pode ser estimada. Se a energia liberada for maior que a energia necessária, a reação é exotérmica. Se a energia necessária for maior que a energia liberada, a reação é endotérmica.

Objetivo de Aprendizagem 6.8.A: Calcular a variação de entalpia para um processo químico ou físico com base nas entalpias padrão de formação.

• 6.8.A.1 Tabelas de entalpias padrão de formação podem ser usadas para calcular as entalpias padrão de reação.
  • Equação: $\Delta H^{\circ}_{reaction} = \Sigma \Delta H^{\circ}_{f\ products} - \Sigma \Delta H^{\circ}_{f\ reactants}$

Objetivo de Aprendizagem 6.9.A: Representar um processo químico ou físico como uma sequência de etapas.

• 6.9.A.1 Muitos processos podem ser decompostos em uma série de etapas. Cada etapa na série tem sua própria variação de energia.

Objetivo de Aprendizagem 6.9.B: Explicar a relação entre a entalpia de um processo químico ou físico e a soma das entalpias das etapas individuais.

• 6.9.B.1 Como a energia total é conservada (primeira lei da termodinâmica) e cada reação individual em uma sequência transfere energia térmica para ou dos arredores, a energia térmica líquida transferida na sequência será igual à soma das transferências de energia térmica em cada uma das etapas. Essas transferências de energia térmica são resultado de mudanças de energia potencial entre as espécies na sequência de reação; portanto, a pressão constante, a variação de entalpia do processo geral é igual à soma das variações de entalpia das etapas individuais.
• 6.9.B.2 Os seguintes são princípios essenciais da Lei de Hess:
  • i. Quando uma reação é invertida, a variação de entalpia permanece constante em magnitude, mas inverte o sinal matemático.
  • ii. Quando uma reação é multiplicada por um fator $c$, a variação de entalpia é multiplicada pelo mesmo fator $c$.
  • iii. Quando duas (ou mais) reações são somadas para obter uma reação global, as variações de entalpia individuais de cada reação são somadas para obter a variação de entalpia líquida da reação global.
  • Declaração de Exclusão: O conceito de funções de estado não será avaliado no Exame AP.

Objetivo de Aprendizagem 7.1.A: Explicar a relação entre a ocorrência de um processo químico ou físico reversível e o estabelecimento do equilíbrio, às observações experimentais.

• 7.1.A.1 Muitos processos observáveis são reversíveis. Exemplos incluem evaporação e condensação da água, absorção e dessorção de um gás, ou dissolução e precipitação de um sal. Alguns processos químicos reversíveis importantes incluem a transferência de prótons em reações ácido-base e a transferência de elétrons em reações redox.
• 7.1.A.2 Quando o equilíbrio é atingido, nenhuma mudança observável ocorre no sistema. Reagentes e produtos estão simultaneamente presentes, e as concentrações ou pressões parciais de todas as espécies permanecem constantes.
• 7.1.A.3 O estado de equilíbrio é dinâmico. Os processos direto e inverso continuam ocorrendo em taxas iguais, resultando em nenhuma mudança observável líquida.
• 7.1.A.4 Gráficos de concentração, pressão parcial ou taxa de reação versus tempo para reações químicas simples podem ser usados para entender o estabelecimento do equilíbrio químico.

Objetivo de Aprendizagem 7.2.A: Explicar a relação entre a direção em que uma reação reversível prossegue e as taxas relativas das reações direta e inversa.

• 7.2.A.1 Se a taxa da reação direta for maior que a da reação inversa, haverá uma conversão líquida de reagentes em produtos. Se a taxa da reação inversa for maior que a da reação direta, haverá uma conversão líquida de produtos em reagentes. Um estado de equilíbrio é atingido quando essas taxas são iguais.

Objetivo de Aprendizagem 7.3.A: Representar o quociente de reação $Q_c$ ou $Q_p$, para uma reação reversível, e as expressões de equilíbrio correspondentes $K_c = Q_c$ ou $K_p = Q_p$.

• 7.3.A.1 O quociente de reação $Q_c$ descreve as concentrações relativas das espécies da reação em qualquer momento. Para reações em fase gasosa, o quociente de reação pode ser escrito em termos de pressões parciais como $Q_p$. O quociente de reação tende à constante de equilíbrio de modo que, no equilíbrio $K_c = Q_c$ e $K_p = Q_p$. Como exemplos, para a reação

  $$a\,\mathrm{A} + b\,\mathrm{B} \rightleftarrows c\,\mathrm{C} + d\,\mathrm{D}$$
  a lei das massas indica que a expressão de equilíbrio para $(K_c, Q_c)$ é
  • Equação: $K_c = \dfrac{[\mathrm{C}]^c [\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a [\mathrm{B}]^b}$

  e que para $(K_p, Q_p)$ é

  • Equação: $K_p = \dfrac{(P_\mathrm{C})^c (P_\mathrm{D})^d}{(P_\mathrm{A})^a (P_\mathrm{B})^b}$
  • Declaração de exclusão: A conversão entre $K_c$ e $K_p$ não será avaliada no Exame AP. Os alunos devem estar cientes das diferenças conceituais e prestar atenção a se $K_c$ ou $K_p$ é usado em uma questão de exame.
  • Declaração de Exclusão: Cálculos de equilíbrio em sistemas onde uma espécie dissolvida está em equilíbrio com aquela espécie na fase gasosa não serão avaliados no Exame AP.

• 7.3.A.2 O quociente de reação não inclui substâncias cujas concentrações (ou pressões parciais) são independentes da quantidade, como sólidos e líquidos puros.

Objetivo de Aprendizagem 7.4.A: Calcular $K_c$ ou $K_p$ com base em observações experimentais de concentrações ou pressões no equilíbrio.

• 7.4.A.1 As constantes de equilíbrio podem ser determinadas a partir de medições experimentais das concentrações ou pressões parciais dos reagentes e produtos no equilíbrio.

Objetivo de Aprendizagem 7.5.A: Explicar a relação entre valores muito grandes ou muito pequenos de $K$ e as concentrações relativas das espécies químicas no equilíbrio.

• 7.5.A.1 Algumas reações de equilíbrio têm valores muito grandes de $K$ e prosseguem essencialmente até a conclusão. Outras têm valores muito pequenos de $K$ e mal prosseguem de tudo.

Objetivo de Aprendizagem 7.6.A: Representar um processo multietapas com uma expressão de equilíbrio geral, usando as expressões constituintes $K$ para cada reação individual.

• 7.6.A.1 Quando uma reação é invertida, $K$ é invertido.
• 7.6.A.2 Quando os coeficientes estequiométricos de uma reação são multiplicados por um fator $c$, $K$ é elevado à potência $c$.
• 7.6.A.3 Quando reações são somadas, a $K$ da reação geral resultante é o produto das $K$'s das reações que foram somadas.
• 7.6.A.4 Como as expressões para $K$ e $Q$ possuem formas matemáticas idênticas, todas as manipulações algébricas válidas de $K$ também se aplicam a $Q$.

Objetivo de Aprendizagem 7.7.A: Identificar as concentrações ou pressões parciais de espécies químicas no equilíbrio com base nas condições iniciais e na constante de equilíbrio.

• 7.7.A.1 As concentrações ou pressões parciais das espécies no equilíbrio podem ser previstas dada a reação balanceada, as concentrações iniciais e a $K$ apropriada.
• 7.7.A.2 Quando $Q < K$, a reação ocorrerá com consumo líquido de reagentes e geração de produtos. Quando $Q > K$, a reação ocorrerá com consumo líquido de produtos e geração de reagentes. Quando $Q = K$, o sistema está em equilíbrio dinâmico; tanto as reações direta quanto reversa ocorrem à mesma velocidade, e a proporção de reagentes e produtos permanece constante.

Objetivo de Aprendizagem 7.8.A: Representar um sistema que sofre uma reação reversível usando um modelo particulado.

• 7.8.A.1 Representações particuladas podem ser usadas para descrever os números relativos de partículas de reagentes e produtos presentes antes e no equilíbrio, bem como o valor da constante de equilíbrio.

Objetivo de Aprendizagem 7.9.A: Identificar a resposta de um sistema em equilíbrio a uma perturbação externa, usando o princípio de Le Châtelier.

• 7.9.A.1 O princípio de Le Châtelier pode ser usado para prever a resposta de um sistema a perturbações, como adição ou remoção de uma espécie química, mudança na temperatura, mudança no volume/pressão de um sistema gasoso ou diluição de um sistema reacional.
• 7.9.A.2 O princípio de Le Châtelier pode ser usado para prever o efeito que uma perturbação terá sobre propriedades mensuráveis experimentalmente, como pH, temperatura e cor de uma solução.

Objetivo de Aprendizagem 7.10.A: Explicar as relações entre $Q$, $K$ e a direção em que uma reação reversível prosseguirá para atingir o equilíbrio.

• 7.10.A.1 Uma perturbação em um sistema em equilíbrio causa $Q$ diferir de $K$, tirando assim o sistema do equilíbrio. O sistema responde trazendo $Q$ de volta ao acordo com $K$, estabelecendo assim um novo estado de equilíbrio.
• 7.10.A.2 Algumas tensões, como mudanças na concentração, causam apenas uma mudança em $Q$. Uma mudança na temperatura causa uma mudança em $K$. Em qualquer caso, as concentrações ou pressões parciais das espécies se redistribuem para trazer $Q$ e $K$ de volta à igualdade.

Objetivo de Aprendizagem 7.11.A: Calcular a solubilidade de um sal com base no valor de $K_{sp}$ para o sal.

• 7.11.A.1 A dissolução de um sal é um processo reversível cuja extensão pode ser descrita por $K_{sp}$, a constante do produto de solubilidade.
• 7.11.A.2 A solubilidade de uma substância pode ser calculada a partir de $K_{sp}$ para o processo de dissolução. Essa relação também pode ser usada para prever a solubilidade relativa de diferentes substâncias.
• 7.11.A.3 As regras de solubilidade (veja 4.7.A.5) podem ser relacionadas quantitativamente a $K_{sp}$, em que valores de $K_{sp}$ $>1$ correspondem a sais solúveis.
• 7.11.A.4 A solubilidade molar de uma ou mais espécies em uma solução saturada pode ser usada para calcular o $K_{sp}$ de uma substância.

Objetivo de Aprendizagem 7.12.A: Identificar a solubilidade de um sal, e/ou o valor de $K_{sp}$ para o sal, com base na concentração de um íon comum já presente na solução.

• 7.12.A.1 A solubilidade de um sal é reduzida quando ele é dissolvido em uma solução que já contém um dos íons presentes no sal. O impacto desse "efeito do íon comum" na solubilidade pode ser compreendido qualitativamente usando o princípio de Le Châtelier ou calculado a partir da $K_{sp}$ para o processo de dissolução.

Objetivo de Aprendizagem 8.1.A: Calcular os valores de $\mathrm{pH}$ e $\mathrm{pOH}$, com base em $K_w$ e na concentração de todas as espécies presentes em uma solução neutra de água.

• 8.1.A.1 As concentrações dos íons hidrônio e hidroxila são frequentemente reportadas como $\mathrm{pH}$ e $\mathrm{pOH}$, respectivamente.
  • Equação: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Equação: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Os termos "íon hidrogênio" e "ímion hidrônio" e os símbolos $\mathrm{H^+}(aq)$ e $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ são frequentemente usados de forma intercambiável para se referir ao íon aquoso de hidrogênio. Ímion hidrônio e $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ são preferidos, mas $\mathrm{H^+}(aq)$ também é aceito no AP Exam.
• 8.1.A.2 A água autoioniza-se com uma constante de equilíbrio $K_w$.
  • Equação: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25°C
• 8.1.A.3 Em água pura, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ é chamada de solução neutra. A 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ e, portanto, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Equação: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ a 25°C
• 8.1.A.4 O valor de $K_w$ depende da temperatura, portanto o pH da água pura e neutra desviará de 7.0 em temperaturas diferentes de 25°C.

Objetivo de Aprendizagem 8.1.A: Calcular os valores de $\mathrm{pH}$ e $\mathrm{pOH}$, com base em $K_w$ e na concentração de todas as espécies presentes em uma solução neutra de água.

• 8.1.A.1 As concentrações dos íons hidrônio e hidroxila são frequentemente reportadas como $\mathrm{pH}$ e $\mathrm{pOH}$, respectivamente.
  • Equação: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Equação: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Os termos "íon hidrogênio" e "ímion hidrônio" e os símbolos $\mathrm{H^+}(aq)$ e $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ são frequentemente usados de forma intercambiável para se referir ao íon aquoso de hidrogênio. Ímion hidrônio e $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ são preferidos, mas $\mathrm{H^+}(aq)$ também é aceito no AP Exam.
• 8.1.A.2 A água autoioniza-se com uma constante de equilíbrio $K_w$.
  • Equação: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25°C
• 8.1.A.3 Em água pura, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ é chamada de solução neutra. A 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ e, portanto, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Equação: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ a 25°C
• 8.1.A.4 O valor de $K_w$ depende da temperatura, portanto o pH da água pura e neutra desviará de 7.0 em temperaturas diferentes de 25°C.

Objetivo de Aprendizagem 8.2.A: Calcular $\mathrm{pH}$ e $\mathrm{pOH}$ com base nas concentrações de todas as espécies em uma solução de um ácido forte ou uma base forte.

• 8.2.A.1 Moléculas de um ácido forte (ex: $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ e $\mathrm{HNO_3}$) ionizam completamente em solução aquosa para produzir íons hidrônio e a base conjugada do ácido. Assim, a concentração de $\mathrm{H_3O^+}$ em uma solução de ácido forte é igual à concentração inicial do ácido forte, e, portanto, o $\mathrm{pH}$ da solução de ácido forte é facilmente calculado.
• 8.2.A.2 Ao serem dissolvidos em solução, bases fortes (ex: hidretos de grupo I e II) dissociam-se completamente para produzir íons hidróxido. Assim, a concentração de $\mathrm{OH^-}$ em uma solução de base forte é igual à concentração inicial de um hidreto de grupo I e ao dobro da concentração inicial de um hidreto de grupo II, e, portanto, o $\mathrm{pOH}$ (e $\mathrm{pH}$) da solução de base forte é facilmente calculado.

Objetivo de Aprendizagem 8.3.A: Explicar a relação entre $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$ e as concentrações de todas as espécies em uma solução de um ácido fraco monoprotônico ou uma base fraca.

• 8.3.A.1 Ácidos fracos reagem com a água para produzir íons hidrônio. No entanto, apenas uma pequena porcentagem de moléculas de um ácido fraco irá ionizar dessa maneira. Assim, a concentração de $\mathrm{H_3O^+}$ é muito menor que a concentração inicial do ácido molecular, e a vasta maioria das moléculas de ácido permanece não ionizada.
• 8.3.A.2 Uma solução de ácido fraco envolve equilíbrio entre um ácido não ionizado e sua base conjugada. A constante de equilíbrio para essa reação é $K_a$, frequentemente reportada como $\mathrm{p}K_a$. O pH de uma solução de ácido fraco pode ser determinado pela concentração inicial do ácido e pelo $\mathrm{p}K_a$.
  • Equação: $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Equação: $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
• 8.3.A.3 Bases fracas reagem com a água para produzir íons hidróxido em solução. No entanto, normalmente apenas uma pequena porcentagem das moléculas de uma base fraca em solução irá ionizar dessa maneira. Assim, a concentração de $\mathrm{OH^-}$ na solução não é igual à concentração inicial da base, e a vasta maioria das moléculas de base permanece não ionizada.
• 8.3.A.4 Uma solução de base fraca envolve equilíbrio entre uma base não ionizada e seu ácido conjugado. A constante de equilíbrio para essa reação é $K_b$, frequentemente reportada como $\mathrm{p}K_b$. O $\mathrm{pH}$ de uma solução de base fraca pode ser determinado pela concentração inicial da base e pelo $\mathrm{p}K_b$.
  • Equação: $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
  • Equação: $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
• 8.3.A.5 A percentual de ionização de um ácido (ou base) fraco pode ser calculada a partir de sua $\mathrm{p}K_a$ ($\mathrm{p}K_b$) e da concentração inicial do ácido (base). A percentual de ionização também pode ser calculada a partir da concentração inicial do ácido (base) e da concentração de equilíbrio de qualquer uma das espécies na expressão de equilíbrio.
• 8.3.A.6 Para qualquer par ácido-base conjugado, a constante de ionização ácida e a constante de ionização básica estão relacionadas por $K_w$:
  • Equação: $K_w = K_a \times K_b$
  • Equação: $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

Objetivo de Aprendizagem 8.4.A: Explicar a relação entre as concentrações de espécies principais em uma mistura de ácidos e bases fracas e fortes.

• 8.4.A.1 Quando um ácido forte e uma base forte são misturados, eles reagem quantitativamente em uma reação representada pela equação: $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. O pH da solução resultante pode ser determinado pela concentração do reagente em excesso.
• 8.4.A.2 Quando um ácido fraco e uma base forte são misturados, eles reagem quantitativamente em uma reação representada pela equação: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. Se o ácido fraco estiver em excesso, então uma solução tampão é formada, e o $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pela equação Henderson-Hasselbalch (H–H) (veja 8.9.A.1). Se a base forte estiver em excesso, então o $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pelos mols de íon hidróxido em excesso e pelo volume total da solução. Se forem equimolares, então o (levemente básico) $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pelo equilíbrio representado pela equação: $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
• 8.4.A.3 Quando uma base fraca e um ácido forte são misturados, eles reagirão quantitativamente em uma reação representada pela equação: $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. Se a base fraca estiver em excesso, então uma solução tampão é formada, e o $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pela equação H–H. Se o ácido forte estiver em excesso, então o $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pelos mols de íon hidrônio em excesso e pelo volume total da solução. Se forem equimolares, então o (levemente ácido) $\mathrm{pH}$ pode ser determinado pelo equilíbrio representado pela equação: $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
• 8.4.A.4 Quando um ácido fraco e uma base fraca são misturados, eles reagirão até um estado de equilíbrio cuja reação pode ser representada pela equação: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

Objetivo de Aprendizagem 8.5.A: Explicar resultados da titulação de uma solução de ácido ou base mono ou poliprotônica, em relação às propriedades da solução e seus componentes.

• 8.5.A.1 Uma reação ácido-base pode ser realizada sob condições controladas em uma titulação. Uma curva de titulação, plotando $\mathrm{pH}$ contra o volume de titulante adicionado, é útil para resumir resultados de uma titulação.
• 8.5.A.2 No ponto de equivalência para titulações de ácidos ou bases monoprotônicos, o número de mols de titulante adicionado é igual ao número de mols de analito originalmente presente. Essa relação pode ser usada para obter a concentração do analito. Este é o caso para titulações de ácidos/bases fortes e ácidos/bases fracas.
• 8.5.A.3 Para titulações de ácidos/bases fracas, é útil considerar o ponto intermediário ao ponto de equivalência, isto é, o ponto de semiequivalência. Neste ponto, há concentrações iguais de cada espécie no par ácido-base conjugado, por exemplo, para um ácido fraco $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$. Como $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ quando o ácido conjugado e a base têm concentrações iguais, o $\mathrm{p}K_a$ pode ser determinado a partir do $\mathrm{pH}$ no ponto de semiequivalência em uma titulação.
• 8.5.A.4 No ponto de equivalência, o pH é determinado pelas espécies principais em solução. Titulações de ácido forte e base forte resultam em pH neutro no ponto de equivalência. No entanto, em titulações de ácidos fracos (bases fracas), a base conjugada do ácido fraco (ácido conjugado da base fraca) está presente no ponto de equivalência e pode sofrer reações de transferência de prótons com a água circundante, produzindo soluções básicas (ácidas).
• 8.5.A.5 Para ácidos poliprotônicos, curvas de titulação podem ser usadas para determinar o número de prótons ácidos. Ao fazê-lo, as espécies principais presentes em qualquer ponto ao longo da curva podem ser identificadas, junto com a $\mathrm{p}K_a$ associada a cada próton em um ácido poliprotônico fraco.
  • Declaração de exclusão: O cálculo da concentração de cada espécie presente na curva de titulação para ácidos polipróticos não será avaliado no Exame AP. Tais cálculos para a titulação de ácidos monopróticos estão dentro do escopo do curso (ver 8.4.A.2 e 8.4.A.3), assim como o raciocínio qualitativo sobre quais espécies estão presentes em grandes versus pequenas concentrações em qualquer ponto de uma titulação de um ácido poliprótico.

Objetivo de Aprendizagem 8.6.A: Explicar a relação entre a força de um ácido ou base e a estrutura da molécula ou íon.

• 8.6.A.1 Os prótons em uma molécula que participarão de reações ácido-base, e a força relativa desses prótons, podem ser inferidos a partir da estrutura molecular.
  • i. Ácidos fortes (como $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ e $\mathrm{HNO_3}$) possuem bases conjugadas muito fracas que são estabilizadas por eletronegatividade, efeitos indutivos, ressonância ou alguma combinação desses fatores.
  • ii. Ácidos carboxílicos são uma classe comum de ácidos fracos.
  • iii. Bases fortes (como hidróxidos dos grupos I e II) possuem ácidos conjugados muito fracos.
  • iv. Bases fracas comuns incluem bases nitrogenadas como a amônia, bem como íons carboxilato.
  • v. Elementos eletronegativos tendem a estabilizar a base conjugada em relação ao ácido conjugado, aumentando assim a força do ácido.

Objetivo de Aprendizagem 8.7.A: Explicar a relação entre a forma predominante de um ácido ou base fraco em solução em um dado $\mathrm{pH}$ e o $\mathrm{p}K_a$ do ácido conjugado ou o $\mathrm{p}K_b$ da base conjugada.

• 8.7.A.1 O estado de protonação de um ácido ou base (ou seja, as concentrações relativas de $\mathrm{HA}$ e $\mathrm{A^-}$) pode ser previsto comparando-se o $\mathrm{pH}$ de uma solução com o $\mathrm{p}K_a$ do ácido nessa solução. Quando a solução tem $\mathrm{pH} < \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, a forma ácida tem concentração maior que a forma básica. Quando a solução tem $\mathrm{pH} > \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, a forma básica tem concentração maior que a forma ácida.
• 8.7.A.2 Indicadores ácido-base são substâncias que exibem propriedades diferentes (como cor) em seu estado protonado versus deprotonado, fazendo com que essa propriedade responda ao $\mathrm{pH}$ de uma solução.
• 8.7.A.3 Para garantir resultados precisos em um experimento de titulação, os indicadores ácido-base devem ser selecionados de modo que tenham um $\mathrm{p}K_a$ próximo ao $\mathrm{pH}$ no ponto de equivalência.

Objetivo de Aprendizagem 8.8.A: Explicar a relação entre a capacidade de uma solução tampão em estabilizar $\mathrm{pH}$ e as reações que ocorrem quando um ácido ou uma base é adicionado a uma solução tamponada.

• 8.8.A.1 Uma solução tampão contém uma grande concentração de ambos os membros de um par ácido-base conjugado. O ácido conjugado reage com a base adicionada e a base conjugada reage com o ácido adicionado. Essas reações são responsáveis pela capacidade de uma solução tampão em estabilizar $\mathrm{pH}$.

Objetivo de Aprendizagem 8.9.A: Identificar o $\mathrm{pH}$ de uma solução tampão com base na identidade e nas concentrações do par ácido-base conjugado usado para criar o tampão.

• 8.9.A.1 O $\mathrm{pH}$ do tampão está relacionado ao $\mathrm{p}K_a$ do ácido e à razão de concentração do par ácido-base conjugado. Essa relação é consequência da expressão de equilíbrio associada à dissociação de um ácido fraco e é descrita pela equação de Henderson-Hasselbalch. A adição de pequenas quantidades de ácido ou base a uma solução tamponada não altera significativamente a razão de $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ e, portanto, não altera significativamente o $\mathrm{pH}$ da solução. A mudança no $\mathrm{pH}$ na adição de ácido ou base a uma solução tamponada é, portanto, muito menor do que seria na ausência do tampão.
  • Equação: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Declaração de exclusão: O cálculo da mudança no pH resultante da adição de um ácido ou uma base a um tampão não será avaliado no AP Exam.
  • Declaração de exclusão: A derivação da equação de Henderson-Hasselbalch não será avaliada no AP Exam.

Objetivo de Aprendizagem 8.10.A: Explicar a relação entre a capacidade tamponante de uma solução e as concentrações relativas dos componentes ácido conjugado e base conjugada da solução.

• 8.10.A.1 Aumentar a concentração dos componentes do tampão (mantendo a razão dessas concentrações constante) mantém o $\mathrm{pH}$ do tampão o mesmo, mas aumenta a capacidade do tampão de neutralizar ácido ou base adicionados.
• 8.10.A.2 Quando um tampão tem mais ácido conjugado do que base, ele possui maior capacidade tamponante para a adição de base do que de ácido. Quando um tampão tem mais base conjugada do que ácido, ele possui maior capacidade tamponante para a adição de ácido do que de base.

Objetivo de Aprendizagem 8.11.A: Identificar o efeito qualitativo das mudanças de pH na solubilidade de um sal.

• 8.11.A.1 A solubilidade de um sal é sensível ao pH quando um dos íons constituintes é um ácido fraco, uma base fraca ou o íon hidróxido. Esses efeitos podem ser compreendidos qualitativamente usando o princípio de Le Châtelier.
  • Declaração de exclusão: Cálculos de solubilidade em função do pH não serão avaliados no Exame AP.

Objetivo de Aprendizagem 9.1.A: Identificar o sinal e a magnitude relativa da variação de entropia associada a processos químicos ou físicos.

• 9.1.A.1 A entropia aumenta quando a matéria se torna mais dispersa. Por exemplo, a mudança de fase de sólido para líquido ou de líquido para gás resulta em uma dispersão da matéria à medida que as partículas individuais ficam livres para se mover e geralmente ocupam um volume maior. Da mesma forma, para um gás, a entropia aumenta quando há um aumento no volume (a temperatura constante), e as moléculas de gás conseguem se mover dentro de um espaço maior. Para reações envolvendo reagentes ou produtos em fase gasosa, a entropia geralmente aumenta quando o número total de mols de produtos em fase gasosa é maior que o número total de mols de reagentes em fase gasosa.
• 9.1.A.2 A entropia aumenta quando a energia se dispersa. De acordo com a teoria cinética molecular (KMT), a distribuição da energia cinética entre as partículas de um gás se alarga à medida que a temperatura aumenta. Como resultado, a entropia do sistema aumenta com o aumento da temperatura.

Objetivo de Aprendizagem 9.2.A: Calcular a variação padrão de entropia para um processo químico ou físico com base nas entropias absolutas (entropias molares padrão) das espécies envolvidas no processo.

• 9.2.A.1 A variação de entropia de um processo pode ser calculada a partir das entropias absolutas das espécies envolvidas antes e depois do processo ocorrer.
  • Equação: $\Delta S^{\circ}_{reaction} = \Sigma S^{\circ}_{products} - \Sigma S^{\circ}_{reactants}$

Objetivo de Aprendizagem 9.3.A: Explicar se um processo físico ou químico é termodinamicamente favorável com base na avaliação de $\Delta G^{\circ}$.

• 9.3.A.1 A variação da energia livre de Gibbs para um processo químico no qual todos os reagentes e produtos estão presentes em estado padrão (como substâncias puras, como soluções de concentração 1.0 M ou como gases a uma pressão de 1.0 atm (ou 1.0 bar)) é representada pelo símbolo $\Delta G^{\circ}$.

• 9.3.A.2 A variação padrão de energia livre de Gibbs para um processo químico ou físico é uma medida de favorabilidade termodinâmica. Historicamente, o termo "espontâneo" foi usado para descrever processos nos quais $\Delta G^{\circ} < 0$. A frase "termodinamicamente favorável" é preferível para evitar mal-entendidos comuns (associar "espontâneo" com "subitamente" ou "sem causa"). Quando $\Delta G^{\circ} < 0$ para o processo, diz-se que ele é termodinamicamente favorável.

• 9.3.A.3 A variação padrão de energia livre de Gibbs para um processo físico ou químico também pode ser determinada a partir da energia livre de formação padrão dos reagentes e produtos.

  • Equação: $\Delta G^{\circ}_{reaction} = \Sigma \Delta G^{\circ}_{f\ products} - \Sigma \Delta G^{\circ}_{f\ reactants}$

• 9.3.A.4 Em alguns casos, é necessário considerar tanto a entalpia quanto a entropia para determinar se um processo será termodinamicamente favorável. O congelamento da água e a dissolução de nitrato de sódio são exemplos desse tipo de fenômeno.

• 9.3.A.5 Conhecendo os valores de $\Delta H^{\circ}$ e $\Delta S^{\circ}$ para um processo em uma dada temperatura, permite calcular diretamente $\Delta G^{\circ}$.

  • Equação: $\Delta G^{\circ} = \Delta H^{\circ} - T\,\Delta S^{\circ}$

• 9.3.A.6 Em geral, as condições de temperatura para um processo ser termodinamicamente favorável ($\Delta G^{\circ} < 0$) podem ser previstas a partir dos sinais de $\Delta H^{\circ}$ e $\Delta S^{\circ}$ conforme mostrado na tabela abaixo:

  $\Delta H^{\circ}$	$\Delta S^{\circ}$	Símbolos	$\Delta G^{\circ} < 0$, favorecido em:
  $< 0$	$> 0$	$<\ >$	todas $T$
  $> 0$	$< 0$	$>\ <$	nenhuma $T$
  $> 0$	$> 0$	$>\ >$	altas $T$
  $< 0$	$< 0$	$<\ <$	baixas $T$

  Nos casos em que $\Delta H^{\circ} < 0$ e $\Delta S^{\circ} > 0$, nenhum cálculo de $\Delta G^{\circ}$ é necessário para determinar que o processo é termodinamicamente favorecido ($\Delta G^{\circ} < 0$). Nos casos em que $\Delta H^{\circ} > 0$ e $\Delta S^{\circ} < 0$, nenhum cálculo de $\Delta G^{\circ}$ é necessário para determinar que o processo é termodinamicamente desfavorecido ($\Delta G^{\circ} > 0$).

Objetivo de Aprendizagem 9.4.A: Explicar, em termos de cinética, por que uma reação termodinamicamente favorável pode não ocorrer a uma taxa mensurável.

• 9.4.A.1 Muitos processos que são termodinamicamente favoráveis não ocorrem em qualquer extensão mensurável, ou ocorrem a taxas extremamente lentas.
• 9.4.A.2 Processos que são termodinamicamente favorecidos, mas não ocorrem a uma taxa mensurável, estão sob "controle cinético". Alta energia de ativação é uma causa comum para um processo estar sob controle cinético. O fato de um processo não ocorrer a uma taxa perceptível não significa que o sistema químico está em equilíbrio. Se sabe-se que um processo é termodinamicamente favorecido, e ainda assim não ocorre a uma taxa mensurável, é razoável concluir que o processo está sob controle cinético.

Objetivo de Aprendizagem 9.5.A: Explicar se um processo é termodinamicamente favorecido usando as relações entre $K$, $\Delta G^{\circ}$ e $T$.

• 9.5.A.1 A expressão "termodinamicamente favorecido" ($\Delta G^{\circ} < 0$) significa que os produtos são favorecidos no equilíbrio ($K > 1$) sob condições padrão.
• 9.5.A.2 A constante de equilíbrio está relacionada à energia livre pelas equações
  • Equação: $K = e^{-\Delta G^{\circ}/RT}$
  • Equação: $\Delta G^{\circ} = -RT \ln K$
• 9.5.A.3 Conexões entre $K$ e $\Delta G^{\circ}$ podem ser feitas qualitativamente por meio de estimativas. Quando $\Delta G^{\circ}$ está próximo de zero, a constante de equilíbrio estará próxima de 1. Quando $\Delta G^{\circ}$ é muito maior ou muito menor que $RT$, o valor de $K$ desvia fortemente de 1.
• 9.5.A.4 Processos com $\Delta G^{\circ} < 0$ favorecem produtos (ou seja, $K > 1$) e aqueles com $\Delta G^{\circ} > 0$ favorecem reagentes (ou seja, $K < 1$).

Objetivo de Aprendizagem 9.6.A: Explicar a relação entre a solubilidade de um sal e as alterações na entalpia e entropia que ocorrem no processo de dissolução.

• 9.6.A.1 A variação de energia livre ($\Delta G^{\circ}$) para a dissolução de uma substância reflete vários fatores: a ruptura das interações intermoleculares que mantêm o sólido unido, a reorganização do solvente ao redor das espécies dissolvidas e a interação das espécies dissolvidas com o solvente. É possível estimar o sinal e a magnitude relativa das contribuições entálpicas e entrópicas para cada um desses fatores. No entanto, fazer previsões para a variação total da energia livre de dissolução pode ser desafiador devido às cancelamentos entre as energias livres associadas aos três fatores citados.

Objetivo de Aprendizagem 9.7.A: Explicar a relação entre fontes externas de energia ou reações acopladas e sua capacidade de impulsionar processos termodinamicamente desfavoráveis.

• 9.7.A.1 Uma fonte externa de energia pode ser usada para tornar um processo termodinamicamente desfavorável possível. Exemplos incluem:
  • 9.7.A.1.i Energia elétrica para acionar uma célula eletrolítica ou carregar uma bateria.
  • 9.7.A.1.ii Luz para acionar a conversão geral de dióxido de carbono em glicose na fotossíntese.
• 9.7.A.2 Um produto desejado pode ser formado acoplando uma reação termodinamicamente desfavorável que produz esse produto a uma reação favorável (por exemplo, a conversão de $ATP$ para $ADP$ em sistemas biológicos). No sistema acoplado, as reações individuais compartilham um ou mais intermediários comuns. A soma das reações individuais produz uma reação global que alcança o resultado desejado e possui $\Delta G^{\circ} < 0$.

Objetivo de Aprendizagem 9.8.A: Explicar a relação entre os componentes físicos de uma célula eletroquímica e os princípios operacionais gerais da célula.

• 9.8.A.1 Cada componente de uma célula eletroquímica (eletrodos, soluções nas semicélulas, ponte salina, dispositivo de medição de tensão/corrente) desempenha um papel específico no funcionamento geral da célula. As características operacionais da célula (galvânica vs. eletrolítica, direção do fluxo de elétrons, reações que ocorrem em cada semicélula, mudança na massa do eletrodo, evolução de um gás em um eletrodo, fluxo de íons através da ponte salina) podem ser descritas nos níveis macroscópico e particulado.
• 9.8.A.2 Células galvânicas, às vezes chamadas voltaicas, envolvem uma reação termodinamicamente favorecida, enquanto células eletrolíticas envolvem uma reação termodinamicamente desfavorável. Representações visuais de células galvânicas e eletrolíticas são ferramentas de análise para identificar onde ocorrem as semirreações e em que direção a corrente flui.
• 9.8.A.3 Para todas as células eletroquímicas, a oxidação ocorre no ânodo e a redução ocorre no cátodo.
  • Declaração de exclusão: Rotular um eletrodo como positivo ou negativo não será avaliado no AP Exam.

Objetivo de Aprendizagem 9.9.A: Explicar se uma célula eletroquímica é termodinamicamente favorecida, com base em seu potencial de célula padrão e nas semirreações constituintes dentro da célula.

• 9.9.A.1 Eletroquímica abrange o estudo de reações redox que ocorrem dentro de células eletroquímicas. As reações são ou termodinamicamente favorecidas (resultando em uma tensão positiva) ou termodinamicamente desfavoráveis (resultando em uma tensão negativa e exigindo um potencial aplicado externamente para que a reação prossiga).
• 9.9.A.2 O potencial de célula padrão de células eletroquímicas pode ser calculado identificando as semirreações de oxidação e redução e seus respectivos potenciais de redução padrão.
• 9.9.A.3 $\Delta G^{\circ}$ (variação de energia livre de Gibbs padrão) é proporcional ao negativo do potencial de célula para a reação redox da qual é construído. Assim, uma célula com um $E^{\circ}$ positivo envolve uma reação termodinamicamente favorecida, e uma célula com um $E^{\circ}$ negativo envolve uma reação termodinamicamente desfavorável.
  • Equação: $\Delta G^{\circ} = -nFE^{\circ}$

Objetivo de Aprendizagem 9.10.A: Explicar a relação entre desvios das condições padrão de célula e mudanças no potencial da célula.

• 9.10.A.1 Em um sistema real sob condições não padrão, o potencial da célula variará dependendo das concentrações das espécies ativas. O potencial da célula é uma força motriz em direção ao equilíbrio; quanto mais longe a reação estiver do equilíbrio, maior será a magnitude do potencial da célula.
• 9.10.A.2 Argumentos de equilíbrio, como o princípio de Le Châtelier, não se aplicam a sistemas eletroquímicos, porque esses sistemas não estão em equilíbrio.
• 9.10.A.3 O potencial padrão da célula $E^{\circ}$ corresponde às condições padrão de $Q = 1$. À medida que o sistema se aproxima do equilíbrio, a magnitude (ou seja, valor absoluto) do potencial da célula diminui, atingindo zero no equilíbrio (quando $Q = K$). Desvios das condições padrão que afastam a célula mais do equilíbrio do que $Q = 1$ aumentarão a magnitude do potencial da célula em relação a $E^{\circ}$. Desvios das condições padrão que aproximam a célula mais do equilíbrio do que $Q = 1$ diminuirão a magnitude do potencial da célula em relação a $E^{\circ}$. Em células de concentração, a direção do fluxo espontâneo de elétrons pode ser determinada considerando a direção necessária para alcançar o equilíbrio.
• 9.10.A.4 Cálculos algorítmicos usando a equação de Nernst são insuficientes para demonstrar compreensão de células eletroquímicas sob condições não padrão. No entanto, os alunos devem compreender qualitativamente os efeitos da concentração no potencial da célula e usar raciocínio conceitual, incluindo o uso qualitativo da equação de Nernst:
  • Equação: $E = E^{\circ} - (RT/nF) \ln Q$

para resolver problemas.

Objetivo de Aprendizagem 9.11.A: Calcular a quantidade de fluxo de carga baseado em mudanças nas quantidades de reagentes e produtos em uma célula eletroquímica.

• 9.11.A.1 As leis de Faraday podem ser usadas para determinar a estequiometria da reação redox ocorrendo em uma célula eletroquímica com respeito aos seguintes:
  • 9.11.A.1.i Número de elétrons transferidos
  • 9.11.A.1.ii Massa de material depositada ou removida de um eletrodo (como em galvanoplastia)
  • 9.11.A.1.iii Corrente
  • 9.11.A.1.iv Tempo decorrido
  • 9.11.A.1.v Carga das espécies iônicas
  • Equação: $I = q/t$