Estrutura e Propriedades de Compostos

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.