AP Química

Objetivo de Aprendizaje 1.1.A: Calcular cantidades de una sustancia o su número relativo de partículas utilizando el análisis dimensional y el concepto de mol.

• 1.1.A.1 No es posible contar las partículas directamente durante los trabajos de laboratorio. Por lo tanto, debe existir una conexión entre las masas de las sustancias que reaccionan y el número real de partículas que experimentan cambios químicos.
• 1.1.A.2 El número de Avogadro ($N_{\mathrm{A}} = 6.022 \times 10^{23}\ \mathrm{mol}^{-1}$) establece la conexión entre el número de moles en una muestra pura de una sustancia y el número de partículas constituyentes (o unidades de fórmula) de dicha sustancia.
• 1.1.A.3 Expresar la masa de un átomo o molécula individual en unidades de masa atómica (uma) es útil porque la masa promedio en uma de una partícula (átomo o molécula) o unidad de fórmula de una sustancia será siempre numéricamente igual a la masa molar de esa sustancia en gramos. Así, existe una conexión cuantitativa entre la masa de una sustancia y el número de partículas que esta contiene.
  • Ecuación: $n = m/M$

Objetivo de Aprendizaje 1.2.A: Explicar la relación cuantitativa entre el espectro de masa de un elemento y las masas de los isótopos de dicho elemento.

• 1.2.A.1 El espectro de masa de una muestra que contiene un solo elemento puede utilizarse para determinar la identidad de los isótopos de ese elemento y la abundancia relativa de cada isótopo en la naturaleza.
• 1.2.A.2 La masa atómica promedio de un elemento puede estimarse a partir del promedio ponderado de las masas isotópicas, utilizando la masa de cada isótopo y su abundancia relativa.
  • Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP la interpretación de espectros de masa de muestras que contienen múltiples elementos o de picos que provienen de especies distintas a iones monatómicos con carga unitaria.

Objetivo de aprendizaje 1.3.A: Explicar la relación cuantitativa entre la composición elemental por masa y la fórmula empírica de una sustancia pura.

• 1.3.A.1 Algunas sustancias puras están compuestas por moléculas individuales, mientras que otras consisten en átomos o iones unidos en proporciones fijas según se describe mediante una unidad de fórmula.
• 1.3.A.2 Según la ley de las proporciones definidas, la relación de las masas de los elementos constituyentes en cualquier muestra pura de ese compuesto es siempre la misma.
• 1.3.A.3 La fórmula química que enumera la razón más baja de números enteros de átomos de los elementos en un compuesto es la fórmula empírica.

Objetivo de Aprendizaje 1.4.A: Explicar la relación cuantitativa entre la composición elemental en masa y la composición de las sustancias en una mezcla.

• 1.4.A.1 Las sustancias puras contienen átomos, moléculas o unidades de fórmula de un solo tipo. Las mezclas contienen átomos, moléculas o unidades de fórmula de dos o más tipos, cuyas proporciones relativas pueden variar.
• 1.4.A.2 El análisis elemental puede utilizarse para determinar los números relativos de átomos en una sustancia y para determinar su pureza.

Objetivo de aprendizaje 1.5.A: Representar la configuración electrónica del estado fundamental de un átomo de un elemento o de sus iones utilizando el principio de Aufbau.

• 1.5.A.1 El átomo está compuesto por electrones con carga negativa y un núcleo con carga positiva, formado por protones y neutrones.
• 1.5.A.2 La ley de Coulomb se utiliza para calcular la fuerza entre dos partículas cargadas.
  • Ecuación: $F_{coulombic} \propto \dfrac{q_1 q_2}{r^2}$
• 1.5.A.3 En átomos e iones, los electrones pueden considerarse ubicados en "capas (niveles de energía)" y "subcapas (subniveles)", tal como lo describe la configuración electrónica del estado fundamental. Los electrones internos se denominan electrones nucleares, y los electrones externos se denominan electrones de valencia. La configuración electrónica se explica mediante la mecánica cuántica, según lo establecido en el principio de Aufbau y ejemplificado en la tabla periódica de los elementos.
  • Afirmación de exclusión: No se evaluará en el Examen AP la asignación de números cuánticos a los electrones en las subcapas de un átomo.
• 1.5.A.4 La energía relativa requerida para eliminar un electrón de diferentes subcapas de un átomo o ion, o de la misma subcapa en diferentes átomos o iones (energía de ionización), puede estimarse mediante una aplicación cualitativa de la ley de Coulomb. Esta energía está relacionada con la distancia al núcleo y la carga efectiva (de apantallamiento) del mismo.

Objetivo de Aprendizaje 1.6.A: Explicar la relación entre el espectro fotoelectrónico de un átomo o ion y: i. La configuración electrónica del estado fundamental de la especie. ii. Las interacciones entre los electrones y el núcleo.

• 1.6.A.1 Las energías de los electrones en una capa dada pueden medirse experimentalmente mediante espectroscopía fotoelectrónica (PES, por sus siglas en inglés). La posición de cada pico en el espectro PES está relacionada con la energía necesaria para eliminar un electrón del subnivel correspondiente, y la altura relativa de cada pico es (idealmente) proporcional al número de electrones en ese subnivel.

Objetivo de Aprendizaje 1.7.A: Explicar la relación entre las tendencias en las propiedades atómicas de los elementos y su estructura electrónica y periodicidad.

• 1.7.A.1 La organización de la tabla periódica se basa en patrones de propiedades recurrentes de los elementos, los cuales se explican mediante patrones de configuraciones electrónicas del estado fundamental y la presencia de capas (y subcapas) de electrones completamente o parcialmente llenas en los átomos.
  • Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP la escritura de la configuración electrónica de elementos que son excepciones al principio de Aufbau.
• 1.7.A.2 Las tendencias en las propiedades atómicas dentro de la tabla periódica (periodicidad) pueden predecirse según la posición del elemento en la tabla periódica y entenderse cualitativamente utilizando la ley de Coulomb, el modelo de capas y los conceptos de apantallamiento y carga nuclear efectiva. Estas propiedades incluyen:
  • i. Energía de ionización
  • ii. Radios atómicos e iónicos
  • iii. Afinidad electrónica
  • iv. Electronegatividad.
• 1.7.A.3 La periodicidad (en 1.7.A.2) es útil para predecir/estimar valores de propiedades en ausencia de datos experimentales.

Objetivo de aprendizaje 1.8.A: Explicar la relación entre las tendencias en la reactividad de los elementos y la periodicidad.

• 1.8.A.1 La probabilidad de que dos elementos formen un enlace químico está determinada por las interacciones entre los electrones de valencia y los núcleos de los elementos.
• 1.8.A.2 Los elementos situados en la misma columna de la tabla periódica tienden a formar compuestos análogos.
• 1.8.A.3 Las cargas típicas de los átomos en los compuestos iónicos están regidas por el número de electrones de valencia y se predicen según su ubicación en la tabla periódica.

Objetivo de Aprendizaje 2.1.A: Explicar la relación entre el tipo de enlace y las propiedades de los elementos que participan en el mismo.

• 2.1.A.1 Los valores de electronegatividad de los elementos representativos aumentan al moverse de izquierda a derecha a través de un período y disminuyen al descender por un grupo. Estas tendencias pueden comprenderse cualitativamente a través de la estructura electrónica de los átomos, el modelo de capas y la ley de Coulomb.
• 2.1.A.2 Los electrones de valencia compartidos entre átomos con electronegatividades similares constituyen un enlace covalente no polar. Por ejemplo, los enlaces entre carbono e hidrógeno son efectivamente no polares, aunque el carbono sea ligeramente más electronegativo que el hidrógeno.
• 2.1.A.3 Los electrones de valencia compartidos entre átomos con desigual electronegatividad constituyen un enlace covalente polar.
  • i. El átomo con mayor electronegatividad desarrollará una carga parcial negativa en relación con el otro átomo del enlace.
  • ii. En los enlaces simples, mayores diferencias en electronegatividad conducen a mayores dipolos de enlace.
  • iii. Todos los enlaces polares tienen algo de carácter iónico, y la distinción entre enlace iónico y covalente no es nítida, sino más bien un continuo.
• 2.1.A.4 La diferencia en electronegatividad no es el único factor para determinar si un enlace debe designarse como iónico o covalente. Generalmente, los enlaces entre un metal y un no metal son iónicos, y los enlaces entre dos no metales son covalentes. El examen de las propiedades de un compuesto es la mejor manera de caracterizar el tipo de enlace.
• 2.1.A.5 En un sólido metálico, los electrones de valencia de los átomos metálicos se consideran deslocalizados y no asociados a ningún átomo individual.

Objetivo de Aprendizaje 2.2.A: Representar la relación entre la energía potencial y la distancia entre átomos, basándose en los factores que influyen en la fuerza de interacción.

• 2.2.A.1 Una gráfica de energía potencial frente a la distancia entre átomos (distancia internuclear) es una representación útil para describir las interacciones entre átomos. Estas gráficas ilustran tanto la longitud de enlace de equilibrio (la separación entre átomos a la cual la energía potencial es mínima) como la energía de enlace (la energía necesaria para separar los átomos).
• 2.2.A.2 En un enlace covalente, la longitud del enlace está influenciada tanto por el tamaño del núcleo atómico como por el orden de enlace (es decir, simple, doble o triple). Los enlaces con mayor orden son más cortos y tienen mayores energías de enlace.
• 2.2.A.3 La ley de Coulomb puede utilizarse para comprender la fuerza de las interacciones entre cationes y aniones.
  • i. Dado que la fuerza de interacción es proporcional a la carga de cada ion, cargas más grandes conducen a interacciones más fuertes.
  • ii. Dado que la fuerza de interacción aumenta a medida que disminuye la distancia entre los centros de los iones (núcleos), iones más pequeños dan lugar a interacciones más fuertes.

Objetivo de aprendizaje 2.3.A: Representar un sólido iónico mediante un modelo particulado que sea consistente con la ley de Coulomb y las propiedades de los iones constituyentes.

• 2.3.A.1 Los cationes y aniones en un cristal iónico están dispuestos en una matriz tridimensional sistemática y periódica que maximiza las fuerzas de atracción entre cationes y aniones, al tiempo que minimiza las fuerzas de repulsión.
  • Afirmación de exclusión: El conocimiento de estructuras cristalinas específicas no es esencial para comprender el objetivo de aprendizaje y no será evaluado en el Examen AP.

Objetivo de Aprendizaje 2.4.A: Representar un sólido metálico y/o una aleación mediante un modelo para mostrar las características esenciales de la estructura y las interacciones presentes en la sustancia.

• 2.4.A.1 El enlace metálico puede representarse como una disposición de iones metálicos positivos rodeados por electrones de valencia deslocalizados (es decir, un "mar de electrones").
• 2.4.A.2 Las aleaciones intersticiales se forman entre átomos de radios significativamente diferentes, donde los átomos más pequeños ocupan los espacios intersticiales entre los átomos más grandes (p. ej., en el acero, donde el carbono ocupa los intersticios del hierro).
• 2.4.A.3 Las aleaciones sustitucionales se forman entre átomos de radios comparables, donde un átomo sustituye a otro en la red cristalina (p. ej., en ciertas aleaciones de latón, otros elementos, generalmente zinc, sustituyen al cobre).

Objetivo de aprendizaje 2.5.A: Representar una molécula mediante un diagrama de Lewis.

• 2.5.A.1 Los diagramas de Lewis pueden construirse siguiendo un conjunto establecido de principios.

Objetivo de Aprendizaje 2.6.A: Representar una molécula mediante un diagrama de Lewis que tenga en cuenta la resonancia entre estructuras equivalentes o que utilice la carga formal para seleccionar entre estructuras no equivalentes.

• 2.6.A.1 En los casos en los que se puede construir más de una estructura de Lewis equivalente, la resonancia debe incluirse como un refinamiento de la estructura de Lewis. En muchos de estos casos, este refinamiento es necesario para proporcionar predicciones cualitativamente precisas de la estructura molecular y las propiedades.
• 2.6.A.2 La regla del octeto y la carga formal pueden utilizarse como criterios para determinar cuál de varios diagramas de Lewis válidos posibles proporciona el mejor modelo para predecir la estructura molecular y las propiedades.
• 2.6.A.3 Al igual que con cualquier modelo, existen limitaciones en el uso del modelo de la estructura de Lewis, especialmente en casos con un número impar de electrones de valencia.

Objetivo de Aprendizaje 2.7.A: Basándose en la relación entre diagramas de Lewis, teoría VSEPR, órdenes de enlace y polaridades de enlace:

• i. Explicar las propiedades estructurales de las moléculas.

• ii. Explicar las propiedades electrónicas de las moléculas.

• 2.7.A.1 La teoría VSEPR utiliza la repulsión coulombiana entre electrones como base para predecir la disposición de los pares de electrones alrededor de un átomo central.

• 2.7.A.2 Tanto los diagramas de Lewis como la teoría VSEPR deben utilizarse para predecir las propiedades electrónicas y estructurales de muchas moléculas con enlaces covalentes e iones poliatómicos, incluyendo lo siguiente:

  • i. Geometría molecular (lineal, trigonal plana, tetraédrica, piramidal trigonal, angular, bipyramidal trigonal, forma de balanza, T-shaped, octaédrica, piramidal cuadrada, plano cuadrado)
  • ii. Ángulos de enlace
  • iii. Energías relativas de enlace basadas en el orden de enlace
  • iv. Longitudes relativas de enlace (enlaces múltiples, efectos del radio atómico)
  • v. Presencia de un momento dipolar
  • vi. Hibridación de orbitales de valencia para átomos dentro de una molécula o ion poliatómico

• 2.7.A.3 Los términos "hibridación" y "orbital atómico hibrido" se utilizan para describir la disposición de electrones alrededor de un átomo central. Cuando el átomo central está hibridado $sp$, sus ángulos de enlace ideales son $180°$; para átomos hibridados $sp^2$ los ángulos de enlace son $120°$; y para átomos hibridados $sp^3$ los ángulos de enlace son $109.5°$.

  • Afirmación de exclusión: No se evaluará en el Examen AP el entendimiento de la derivación y representación de orbitales hibridados. El curso incluye la distinción entre enlace sigma y pi, el uso de VSEPR para explicar las formas de las moléculas y la nomenclatura $sp$, $sp^2$ y $sp^3$.
  • Afirmación de exclusión: No se evaluará en el Examen AP la hibridación que involucra orbitales d. Cuando un átomo tiene más de cuatro pares de electrones rodeando al átomo central, los estudiantes solo son responsables de la forma resultante de la molécula.

• 2.7.A.4 La formación de enlaces está asociada con la superposición entre orbitales atómicos. En enlaces múltiples, dicha superposición conduce a la formación de enlaces sigma y pi. La superposición es más fuerte en los enlaces sigma que en los enlaces pi, lo cual se refleja en que los enlaces sigma tienen mayor energía de enlace que los enlaces pi. La presencia de un enlace pi también impide la rotación del enlace y conduce a isómeros geométricos.

  • Afirmación de exclusión: Se recomienda la teoría de orbitales moleculares como una forma de proporcionar una visión más profunda sobre el enlace. Sin embargo, el Examen AP ni evaluará explícitamente diagramas de orbitales moleculares, el llenado de orbitales moleculares ni la distinción entre orbitales de enlace, no enlace y antienlace.

Objetivo de aprendizaje 3.1.A: Explicar la relación entre las estructuras químicas de las moléculas y la fuerza relativa de sus fuerzas intermoleculares cuando: i. Las moléculas pertenecen a la misma especie química. ii. Las moléculas pertenecen a dos especies químicas diferentes.

• 3.1.A.1 Las fuerzas de dispersión de London son el resultado de las interacciones coulombianas entre dipolos temporales y fluctuantes. Las fuerzas de dispersión de London suelen ser la fuerza neta intermolecular más fuerte entre moléculas grandes.
  • i. Las fuerzas de dispersión aumentan con el aumento del área de contacto entre las moléculas y con el aumento de la polarizabilidad de las moléculas.
  • ii. La polarizabilidad de una molécula aumenta con un mayor número de electrones en la molécula y con el tamaño de la nube electrónica. Se ve reforzada por la presencia de enlaces pi.
  • iii. El término "fuerzas de dispersión de London" no debe usarse como sinónimo del término "fuerzas de van der Waals".
• 3.1.A.2 El momento dipolar de una molécula polar conduce a interacciones adicionales con otras especies químicas.
  • i. Las interacciones dipolo-inducido-dipolo están presentes entre una molécula polar y una no polar. Estas fuerzas siempre son atractivas. La intensidad de estas fuerzas aumenta con la magnitud del dipolo de la molécula polar y con la polarizabilidad de la molécula no polar.
  • ii. Las interacciones dipolo-dipolo están presentes entre moléculas polares. La intensidad de la interacción depende de las magnitudes de los dipolos y su orientación relativa. Las interacciones entre moléculas polares suelen ser mayores que las entre moléculas no polares de tamaño comparable, ya que estas interacciones actúan además de las fuerzas de dispersión de London.
  • iii. Las fuerzas de atracción ion-dipolo están presentes entre iones y moléculas polares. Estas tienden a ser más fuertes que las fuerzas dipolo-dipolo.
• 3.1.A.3 La fuerza relativa y la dependencia de la orientación de las fuerzas dipolo-dipolo e ion-dipolo se pueden comprender cualitativamente considerando el signo de las cargas parciales responsables del momento dipolar molecular, y cómo estas cargas parciales interactúan con un ion o con un dipolo adyacente.
• 3.1.A.4 El enlace de hidrógeno es un tipo fuerte de interacción intermolecular que existe cuando los átomos de hidrógeno unidos covalentemente a átomos altamente electronegativos (N, O y F) son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo formado por el átomo electronegativo (N, O y F) en otra molécula, o en una parte diferente de la misma molécula.
• 3.1.A.5 En biomoléculas grandes, pueden ocurrir interacciones no covalentes entre diferentes moléculas o entre diferentes regiones de la misma biomolécula grande.

Objetivo de aprendizaje 3.2.A: Explicar la relación entre las propiedades macroscópicas de una sustancia, la estructura a nivel particulado de la sustancia y las interacciones entre estas partículas.

• 3.2.A.1 Muchas propiedades de los líquidos y sólidos están determinadas por la intensidad y el tipo de fuerzas intermoleculares presentes. Dado que las interacciones intermoleculares se superan completamente cuando una sustancia se vaporiza, la presión de vapor y el punto de ebullición están directamente relacionados con la intensidad de esas interacciones. Los puntos de fusión también tienden a correlacionarse con la fuerza de las interacciones, pero como en la fusión las interacciones solo se reordenan, las relaciones pueden ser más sutiles.
• 3.2.A.2 Las representaciones a nivel particulado que muestran múltiples especies químicas interactuantes son un medio útil para comunicar o comprender cómo las interacciones intermoleculares ayudan a establecer las propiedades macroscópicas.
• 3.2.A.3 Debido a las fuertes interacciones entre iones, los sólidos iónicos tienden a tener bajas presiones de vapor, altos puntos de fusión y altos puntos de ebullición. Tienden a ser quebradizos debido a la repulsión de cargas iguales causada cuando una capa se desliza sobre otra capa. Conducen la electricidad solo cuando los iones son móviles, como cuando el sólido iónico se funde (es decir, en estado fundido) o se disuelve en agua u otro solvente.
• 3.2.A.4 En los sólidos covalentes de red, los átomos están unidos covalentemente formando una red tridimensional (p. ej., diamante) o capas de redes bidimensionales (p. ej., grafito). Estos solo se forman a partir de no metales y metaloides: elementos (p. ej., diamante, grafito) o compuestos binarios (p. ej., dióxido de silicio y carburo de silicio). Debido a las fuertes interacciones covalentes, los sólidos covalentes tienen altos puntos de fusión. Los sólidos de red tridimensional también son rígidos y duros, porque los ángulos de enlace covalente son fijos. Sin embargo, el grafito es blando porque las capas adyacentes pueden deslizarse unas sobre otras relativamente fácilmente.
• 3.2.A.5 Los sólidos moleculares están compuestos por unidades distintas e individuales de moléculas unidas covalentemente que se atraen entre sí mediante fuerzas intermoleculares relativamente débiles. Los sólidos moleculares generalmente tienen un bajo punto de fusión debido a las fuerzas intermoleculares relativamente débiles presentes entre las moléculas. No conducen la electricidad porque sus electrones de valencia están fuertemente retenidos dentro de los enlaces covalentes y los pares libres de cada molécula constituyente. Los sólidos moleculares a veces están compuestos por moléculas muy grandes o polímeros.
• 3.2.A.6 Los sólidos metálicos son buenos conductores de electricidad y calor, debido a la presencia de electrones de valencia libres. También tienden a ser maleables y dúctiles, debido a la facilidad con la que los núcleos metálicos pueden reorganizar su estructura. En una aleación intersticial, los átomos intersticiales tienden a hacer que la red sea más rígida, disminuyendo la maleabilidad y la ductilidad. Las aleaciones típicamente retienen un mar de electrones móviles y, por lo tanto, permanecen conductoras.
• 3.2.A.7 En biomoléculas grandes o polímeros, pueden ocurrir interacciones no covalentes entre diferentes moléculas o entre diferentes regiones de la misma biomolécula grande. La funcionalidad y las propiedades de tales moléculas dependen fuertemente de la forma de la molécula, la cual está dictada en gran medida por las interacciones no covalentes.

Objetivo de Aprendizaje 3.3.A: Representar las diferencias entre las fases sólida, líquida y gaseosa mediante un modelo a nivel particulado.

• 3.3.A.1 Los sólidos pueden ser cristalinos, donde las partículas están dispuestas en una estructura tridimensional regular, o pueden ser amorfos, donde las partículas no tienen una disposición regular ni ordenada. En ambos casos, el movimiento de las partículas individuales está limitado y las partículas no experimentan traslación global con respecto a otras. La estructura del sólido se ve influenciada por las interacciones interparticulares y la capacidad de las partículas para empaquetarse juntas.
• 3.3.A.2 Las partículas constituyentes en los líquidos están en contacto cercano entre sí y se mueven y colisionan continuamente. La disposición y el movimiento de las partículas están influenciados por la naturaleza y la intensidad de las fuerzas (p. ej., polaridad, enlaces de hidrógeno y temperatura) entre las partículas.
• 3.3.A.3 Las fases sólida y líquida de una sustancia particular suelen tener volúmenes molares similares porque, en ambas fases, las partículas constituyentes están en contacto cercano en todo momento.
• 3.3.A.4 En la fase gaseosa, las partículas están en movimiento constante. Sus frecuencias de colisión y la separación promedio entre ellas dependen de la temperatura, la presión y el volumen. Debido a este movimiento constante y a los efectos mínimos de las fuerzas entre partículas, un gas no tiene ni un volumen definido ni una forma definida.
  • Afirmación de exclusión: No se evaluará en el Examen AP la comprensión e interpretación de diagramas de fases.

Objetivo de Aprendizaje 3.4.A: Explicar la relación entre las propiedades macroscópicas de una muestra de gas o mezcla de gases utilizando la ley de los gases ideales.

• 3.4.A.1 Las propiedades macroscópicas de los gases ideales están relacionadas a través de la ley de los gases ideales:
  • ECUACIÓN: $PV = nRT$.
• 3.4.A.2 En una muestra que contiene una mezcla de gases ideales, la presión ejercida por cada componente (la presión parcial) es independiente de los otros componentes. Por lo tanto, la presión parcial de un gas dentro de la mezcla es proporcional a su fracción molar ($X$), y la presión total de la muestra es la suma de las presiones parciales.
  • ECUACIÓN: $P_{A} = P_{total} \times X_{A}$, donde $X_{A} =$ moles A/moles totales;
  • ECUACIÓN: $P_{total} = P_{A} + P_{B} + P_{C} + \ldots$
• 3.4.A.3 Las representaciones gráficas de las relaciones entre $P$, $V$, $T$ y $n$ son útiles para describir el comportamiento del gas.

Objetivo de Aprendizaje 3.5.A: Explicar la relación entre el movimiento de las partículas y las propiedades macroscópicas de los gases con: i. La teoría cinético-molecular (KMT, por sus siglas en inglés). ii. Un modelo particulado. iii. Una representación gráfica.

• 3.5.A.1 La teoría cinético-molecular (KMT) relaciona las propiedades macroscópicas de los gases con el movimiento de las partículas que los componen. La distribución de Maxwell-Boltzmann describe la distribución de las energías cinéticas de las partículas a una temperatura dada.
• 3.5.A.2 Todas las partículas de una muestra de materia están en movimiento continuo y aleatorio. La energía cinética promedio de una partícula se relaciona con su velocidad promedio mediante la ecuación:
  • ECUACIÓN: $KE = \frac{1}{2}\,mv^{2}$.
• 3.5.A.3 La temperatura en escala Kelvin de una muestra de materia es proporcional a la energía cinética promedio de las partículas de dicha muestra.
• 3.5.A.4 La distribución de Maxwell-Boltzmann proporciona una representación gráfica de las energías/velocidades de las partículas a una temperatura determinada.

Objetivo de Aprendizaje 3.6.A: Explicar la relación entre el comportamiento no ideal de los gases, las fuerzas interpartículas y/o los volúmenes.

• 3.6.A.1 La ley de los gases ideales no explica el comportamiento real de los gases reales. Las desviaciones respecto a la ley de los gases ideales pueden deberse a las atracciones interpartículas entre las moléculas de gas, especialmente en condiciones cercanas a aquellas que provocan la condensación. Las desviaciones también pueden surgir debido a los volúmenes de las partículas, especialmente a presiones extremadamente altas.

Objetivo de Aprendizaje 3.7.A: Calcular el número de partículas de soluto, el volumen o la molaridad de las soluciones.

• 3.7.A.1 Las soluciones, también llamadas a veces mezclas homogéneas, pueden ser sólidos, líquidos o gases. En una solución, las propiedades macroscópicas no varían a lo largo de la muestra. En una mezcla heterogénea, las propiedades macroscópicas dependen de la ubicación en la mezcla.
• 3.7.A.2 La composición de una solución puede expresarse de diversas formas; la molaridad es el método más común utilizado en el laboratorio.
  • ECU: $M = n_{solute}/L_{solution}$

Objetivo de Aprendizaje 3.8.A: Uso de modelos particulados para mezclas: i. Representar interacciones entre componentes. ii. Representar concentraciones de componentes.

• 3.8.A.1 Las representaciones particuladas de soluciones comunican la estructura y las propiedades de las mismas, mediante la ilustración de las concentraciones relativas de los componentes en la solución y/o dibujos que muestren las interacciones entre los componentes.
  • Declaración de exclusión: Las propiedades coligativas no serán evaluadas en el Examen AP.
  • Declaración de exclusión: Los cálculos de molalidad, porcentaje en masa y porcentaje en volumen para soluciones no serán evaluados en el Examen AP.

Objetivo de Aprendizaje 3.9.A: Explicar los resultados de un experimento de separación basándose en las interacciones intermoleculares.

• 3.9.A.1 Los componentes de una solución líquida no pueden separarse mediante filtración. Sin embargo, pueden separarse utilizando procesos que aprovechan las diferencias en las interacciones intermoleculares de los componentes.
  • i. La cromatografía (en papel, en capa delgada y en columna) separa especies químicas aprovechando la diferencia en la intensidad de las interacciones intermoleculares entre y dentro de los componentes de la solución (la fase móvil) y con los componentes superficiales de la fase estacionaria. El cromatograma resultante puede utilizarse para inferir las polaridades relativas de los componentes en una mezcla.
  • ii. La destilación separa especies químicas aprovechando la diferencia en la intensidad de las interacciones intermoleculares entre y dentro de los componentes y los efectos que estas interacciones tienen sobre las presiones de vapor de los componentes en la mezcla.

Objetivo de aprendizaje 3.10.A: Explicar la relación entre la solubilidad de compuestos iónicos y moleculares en disolventes acuosos y no acuosos, y las interacciones intermoleculares entre partículas.

• 3.10.A.1 Las sustancias con interacciones intermoleculares similares tienden a ser miscibles o solubles entre sí.

Objetivo de aprendizaje 3.11.A: Explicar la relación entre una región del espectro electromagnético y los tipos de transiciones moleculares o electrónicas asociadas con dicha región.

• 3.11.A.1 Las diferencias en la absorción o emisión de fotones en distintas regiones espectrales se relacionan con los diferentes tipos de movimiento molecular o transición electrónica:
  • i. La radiación microondas está asociada a transiciones en niveles rotacionales moleculares.
  • ii. La radiación infrarroja está asociada a transiciones en niveles vibracionales moleculares.
  • iii. La radiación ultravioleta/visible está asociada a transiciones en niveles de energía electrónicos.

Objetivo de aprendizaje 3.12.A: Explicar las propiedades de un fotón absorbido o emitido en relación con una transición electrónica en un átomo o molécula.

• 3.12.A.1 Cuando un átomo o molécula absorbe (o emite) un fotón, la energía de la especie aumenta (o disminuye) en una cantidad igual a la energía del fotón.

• 3.12.A.2 La longitud de onda de la onda electromagnética está relacionada con su frecuencia y la velocidad de la luz mediante la ecuación:

  • ECUACIÓN: $c = \lambda\nu$.

  La energía de un fotón está relacionada con la frecuencia de la onda electromagnética a través de la ecuación de Planck:

  • ECUACIÓN: $E = h\nu$.

Objetivo de aprendizaje 3.13.A: Explicar la cantidad de luz absorbida por una solución de moléculas o iones en relación con la concentración, la longitud del camino óptico y la absorptividad molar.

• 3.13.A.1 La ley de Beer-Lambert relaciona la absorción de luz por una solución con tres variables según la ecuación:

  • ECU: $A = \varepsilon bc$.

  La absorptividad molar, $\varepsilon$, describe qué tan intensamente una especie química absorbe luz de una longitud de onda específica. La longitud del camino óptico, $b$, y la concentración, $c$, son proporcionales al número de partículas que absorben luz en el trayecto de la luz.

• 3.13.A.2 En la mayoría de los experimentos, la longitud del camino óptico y la longitud de onda de la luz se mantienen constantes. En tales casos, la absorbancia es proporcional únicamente a la concentración de moléculas o iones absorbentes. El espectrofotómetro generalmente se ajusta a la longitud de onda de máxima absorbancia (longitud de onda óptima) para la especie que se está analizando, con el fin de garantizar la máxima sensibilidad de la medición.

Objetivo de Aprendizaje 4.1.A: Identificar evidencia de cambios químicos y físicos en la materia.

• 4.1.A.1 Un cambio físico ocurre cuando una sustancia experimenta un cambio en sus propiedades, pero no en su composición. Los cambios de fase de una sustancia (sólido, líquido, gas) o la formación/separación de mezclas de sustancias son cambios físicos comunes.
• 4.1.A.2 Un cambio químico ocurre cuando las sustancias se transforman en nuevas sustancias, generalmente con composiciones diferentes. La producción de calor o luz, la formación de un gas, la formación de un precipitado y/o el cambio de color proporcionan posibles evidencias de que ha ocurrido un cambio químico.

Objetivo de aprendizaje 4.2.A: Representar cambios en la materia mediante una ecuación química balanceada o una ecuación iónica neta: i. Para cambios físicos. ii. Para información dada sobre la identidad de los reactivos y/o productos. iii. Para iones en una reacción química dada.

• 4.2.A.1 Todos los procesos físicos y químicos pueden representarse simbólicamente mediante ecuaciones balanceadas.
• 4.2.A.2 Las ecuaciones químicas representan cambios químicos. Estos cambios son el resultado de un reordenamiento de átomos en nuevas combinaciones; por lo tanto, cualquier representación de un cambio químico debe contener igual número de átomos de cada elemento antes y después de que ocurrió el cambio. Así, las ecuaciones demuestran que la masa y la carga se conservan en las reacciones químicas.
• 4.2.A.3 Las ecuaciones moleculares balanceadas, las ecuaciones iónicas completas y las ecuaciones iónicas netas son formas simbólicas diferentes utilizadas para representar una reacción química. La forma utilizada para representar la reacción depende del contexto en el que se vaya a usar.

Objetivo de Aprendizaje 4.3.A: Representar una reacción química o proceso físico dado mediante un modelo particular coherente.

• 4.3.A.1 Las ecuaciones químicas balanceadas en sus diversas formas pueden traducirse en representaciones simbólicas a nivel particular.

Objetivo de Aprendizaje 4.4.A: Explicar la relación entre las características macroscópicas y las interacciones de enlaces para: i. Procesos químicos. ii. Procesos físicos.

• 4.4.A.1 Los procesos que implican la ruptura y/o formación de enlaces químicos se clasifican típicamente como procesos químicos. Los procesos que involucran únicamente cambios en las interacciones intermoleculares, tales como los cambios de fase, se clasifican típicamente como procesos físicos.
• 4.4.A.2 A veces, los procesos físicos implican la ruptura de enlaces químicos. Por ejemplo, pueden presentarse argumentos plausibles para considerar la disolución de una sal en agua como un proceso físico o químico, ya que implica la ruptura de enlaces iónicos y la formación de interacciones ion-dipolo entre los iones y el solvente.

Objetivo de aprendizaje 4.5.A: Explicar los cambios en las cantidades de reactivos y productos basándose en la ecuación de reacción balanceada para un proceso químico.

• 4.5.A.1 Dado que los átomos deben conservarse durante un proceso químico, es posible calcular las cantidades de producto utilizando las cantidades conocidas de reactivos, o calcular las cantidades de reactivos dadas las cantidades conocidas de producto.
• 4.5.A.2 Los coeficientes de las ecuaciones químicas balanceadas contienen información sobre la proporcionalidad de las cantidades de sustancias involucradas en la reacción. Estos valores pueden utilizarse en cálculos químicos que involucran el concepto de mol.
• 4.5.A.3 Los cálculos estequiométricos pueden combinarse con la ley de los gases ideales y cálculos que involucran molaridad para estudiar cuantitativamente gases y soluciones.

Objetivo de Aprendizaje 4.6.A: Identificar el punto de equivalencia en una titulación basándose en las cantidades del titulante y el analito, asumiendo que la reacción de titulación se completa por completo.

• 4.6.A.1 Las titulaciones pueden utilizarse para determinar la cantidad de un analito en solución. El titulante tiene una concentración conocida de una especie que reacciona específica y cuantitativamente con el analito. El punto de equivalencia de la titración ocurre cuando el analito se consume completamente por la especie reactiva presente en el titulante. El punto de equivalencia a menudo se indica mediante un cambio en una propiedad (como el color) que ocurre al alcanzar dicho punto. Este evento observable se denomina punto final de la titulación.

Objetivo de aprendizaje 4.7.A: Identificar una reacción como ácido-base, oxidación-reducción o precipitación.

• 4.7.A.1 Las reacciones ácido-base implican la transferencia de uno o más protones (iones $\text{H}^+$) entre especies químicas.
• 4.7.A.2 Las reacciones de oxidación-reducción (redox) implican la transferencia de uno o más electrones entre especies químicas, lo cual se indica mediante cambios en los números de oxidación de las especies involucradas. La combustión es una subclase importante de las reacciones de oxidación-reducción, en la que una especie reacciona con oxígeno gaseoso. En el caso de los hidrocarburos, el dióxido de carbono y el agua son productos de la combustión completa.
• 4.7.A.3 En una reacción redox, los electrones se transfieren desde la especie que se oxida hacia la especie que se reduce.
  • Enunciado de exclusión: El significado de los términos "agente reductor" y "agente oxidante" no será evaluado en el Examen AP.
• 4.7.A.4 Los números de oxidación pueden asignarse a cada átomo en los reactivos y productos; esta es a menudo una forma efectiva de identificar las especies que se oxidan y las que se reducen en una reacción redox.
• 4.7.A.5 Las reacciones de precipitación frecuentemente implican la mezcla de iones en solución acuosa para producir un compuesto iónico insoluble o poco soluble. Todas las sales de sodio, potasio, amonio y nitrato son solubles en agua.
  • Enunciado de exclusión: La memorización mecánica de las "reglas de solubilidad" distintas a las implícitas en 4.7.A.5 no será evaluada en el Examen AP.

Objetivo de Aprendizaje 4.8.A: Identificar especies como ácidos y bases de Brønsted-Lowry, y/o pares ácido-base conjugados, basándose en la transferencia de protones que involucra a dichas especies.

• 4.8.A.1 Por definición, un ácido de Brønsted-Lowry es un donante de protones y una base de Brønsted-Lowry es un aceptor de protones.
• 4.8.A.2 Solo en soluciones acuosas, el agua desempeña un papel importante en muchas reacciones ácido-base, ya que su estructura molecular le permite aceptar protones de y donar protones a especies disueltas.
• 4.8.A.3 Cuando un ácido o una base se ioniza en agua, se pueden identificar los pares ácido-base conjugados y comparar sus fuerzas relativas.
  • Afirmación de exclusión: Los conceptos de ácido-base de Lewis no serán evaluados en el Examen AP. El enfoque en la Química AP está en las reacciones en solución acuosa.

Objetivo de Aprendizaje 4.9.A: Representar una ecuación balanceada de una reacción redox mediante semirreacciones.

• 4.9.A.1 Las ecuaciones químicas balanceadas para reacciones redox pueden construirse a partir de semirreacciones.

Objetivo de Aprendizaje 5.1.A: Explicar la relación entre la velocidad de una reacción química y los parámetros experimentales.

• 5.1.A.1 La cinética de una reacción química se define como la tasa a la que una cantidad de reactivos se convierte en productos por unidad de tiempo.
• 5.1.A.2 Las tasas de cambio de las concentraciones de reactivos y productos están determinadas por la estequiometría en la ecuación química balanceada.
• 5.1.A.3 La velocidad de una reacción se ve influenciada por las concentraciones de los reactivos, la temperatura, el área superficial, los catalizadores y otros factores ambientales.

Objetivo de Aprendizaje 5.2.A: Representar datos experimentales mediante una expresión de ley de velocidad consistente.

• 5.2.A.1 Los métodos experimentales pueden utilizarse para monitorear las cantidades de reactivos y/o productos de una reacción a lo largo del tiempo y para determinar la velocidad de la reacción.
• 5.2.A.2 La ley de velocidad expresa la velocidad de una reacción como proporcional a la concentración de cada reactivo elevado a una potencia.
• 5.2.A.3 La potencia de cada reactivo en la ley de velocidad es el orden de la reacción con respecto a ese reactivo. La suma de las potencias de las concentraciones de los reactivos en la ley de velocidad es el orden total de la reacción.
• 5.2.A.4 La constante de proporcionalidad en la ley de velocidad se llama constante de velocidad. El valor de esta constante depende de la temperatura y sus unidades reflejan el orden total de la reacción.
• 5.2.A.5 Comparar las velocidades iniciales de una reacción es un método para determinar el orden con respecto a cada reactivo.

Objetivo de Aprendizaje 5.3.A: Identificar la expresión de la ley de velocidad de una reacción química utilizando datos que muestran cómo cambian las concentraciones de las especies reactivas a lo largo del tiempo.

• 5.3.A.1 El orden de una reacción puede inferirse a partir de un gráfico de concentración del reactivo frente al tiempo.
• 5.3.A.2 Si una reacción es de primer orden con respecto a un reactivo que se está monitoreando, un gráfico del logaritmo natural (ln) de la concentración del reactivo en función del tiempo será lineal.
• 5.3.A.3 Si una reacción es de segundo orden con respecto a un reactivo que se está monitoreando, un gráfico del recíproco de la concentración de ese reactivo frente al tiempo será lineal.
• 5.3.A.4 Las pendientes de los datos de concentración frente al tiempo para reacciones de orden cero, primero y segundo pueden utilizarse para determinar la constante de velocidad de la reacción.
  • Orden cero:
  • Ecuación: $[\mathrm{A}]_t - [\mathrm{A}]_0 = -kt$
  • Primer orden:
  • Ecuación: $\ln[\mathrm{A}]_t - \ln[\mathrm{A}]_0 = -kt$
  • Segundo orden:
  • Ecuación: $1/[\mathrm{A}]_t - 1/[\mathrm{A}]_0 = kt$
• 5.3.A.5 La semivida es un parámetro crítico para las reacciones de primer orden porque la semivida es constante y está relacionada con la constante de velocidad de la reacción mediante la ecuación:
  • Ecuación: $t_{1/2} = 0.693/k.$
• 5.3.A.6 Los procesos de desintegración radiactiva proporcionan una ilustración importante de la cinética de primer orden.

Objetivo de Aprendizaje 5.4.A: Representar una reacción elemental como una expresión de ley de velocidad utilizando la estequiometría.

• 5.4.A.1 La ley de velocidad de una reacción elemental puede deducirse a partir de la estequiometría de las partículas que participan en una colisión.
• 5.4.A.2 Las reacciones elementales que implican la colisión simultánea de tres o más partículas son raras.

Objetivo de Aprendizaje 5.5.A: Explicar la relación entre la velocidad de una reacción elemental y la frecuencia, energía y orientación de las colisiones de partículas.

• 5.5.A.1 Para que una reacción elemental produzca productos con éxito, los reactivos deben chocar exitosamente para iniciar eventos de ruptura y formación de enlaces.
• 5.5.A.2 En la mayoría de las reacciones, solo una pequeña fracción de las colisiones conduce a una reacción. Las colisiones exitosas tienen tanto la energía suficiente para superar los requisitos de energía de activación como orientaciones que permiten que los enlaces se reorganicen de la manera requerida.
• 5.5.A.3 La curva de distribución de Maxwell-Boltzmann describe la distribución de las energías de las partículas; esta distribución puede utilizarse para obtener una estimación cualitativa de la fracción de colisiones con energía suficiente para dar lugar a una reacción, así como cómo depende esa fracción de la temperatura.

Objetivo de Aprendizaje 5.6.A: Representar la energía de activación y el cambio total de energía en una reacción elemental utilizando un perfil de energía de la reacción.

• 5.6.A.1 Las reacciones elementales típicamente implican la ruptura de algunos enlaces y la formación de nuevos.
• 5.6.A.2 La coordenada de reacción es el eje a lo largo del cual se puede trazar el conjunto complejo de movimientos involucrados en la rearrangulación de los reactivos para formar productos.
• 5.6.A.3 El perfil de energía proporciona la energía a lo largo de la coordenada de reacción, que típicamente avanza desde los reactivos, pasando por un estado de transición, hasta los productos. La diferencia de energía entre los reactivos y el estado de transición es la energía de activación para la reacción directa.
• 5.6.A.4 La velocidad de una reacción elemental depende de la temperatura porque la proporción de colisiones de partículas que tienen suficiente energía para alcanzar el estado de transición varía con la temperatura. La ecuación de Arrhenius relaciona la dependencia de la temperatura de la velocidad de una reacción elemental con la energía de activación necesaria para que las colisiones moleculares alcancen el estado de transición.
  • Declaración de exclusión: No se evaluarán cálculos que involucren la ecuación de Arrhenius en el Examen AP.

Objetivo de Aprendizaje 5.7.A: Identificar los componentes de un mecanismo de reacción.

• 5.7.A.1 Un mecanismo de reacción consiste en una serie de reacciones elementales, o pasos, que ocurren en secuencia. Los componentes pueden incluir reactivos, intermediarios, productos y catalizadores.
• 5.7.A.2 Al combinar los pasos elementales, estos deben coincidir con la ecuación global balanceada de una reacción química.
• 5.7.A.3 Un intermediario de reacción es producido por algunos pasos elementales y consumido por otros, de modo que solo está presente mientras ocurre la reacción.
• 5.7.A.4 La detección experimental de un intermediario de reacción es una forma común de recopilar evidencia para apoyar un mecanismo de reacción sobre otro alternativo.
  • Afirmación de exclusión: La recopilación de datos relacionados con la detección de un intermediario de reacción no será evaluada en el Examen AP.

Objetivo de Aprendizaje 5.8.A: Identificar la ley de velocidad para una reacción a partir de un mecanismo en el cual el primer paso es limitante de la velocidad.

• 5.8.A.1 Para mecanismos de reacción en los que cada paso elemental es irreversible, o en los cuales el primer paso es limitante de la velocidad, la ley de velocidad de la reacción está determinada por la molecularidad del paso elemental más lento (es decir, el paso limitante de la velocidad).
  • Afirmación de exclusión: La recolección de datos relacionada con la detección de un intermediario de reacción no será evaluada en el Examen AP.

Objetivo de Aprendizaje 5.9.A: Identificar la ley de velocidad de una reacción a partir de un mecanismo en el cual el primer paso no es limitante.

• 5.9.A.1 Si la primera reacción elemental no es limitante, deben realizarse aproximaciones (como la de pre-equilibrio) para determinar una expresión de la ley de velocidad.

Objetivo de Aprendizaje 5.10.A: Representar la energía de activación y el cambio de energía total en una reacción multietapa mediante un perfil de energía de reacción.

• 5.10.A.1 El conocimiento de la termodinámica de cada reacción elemental en un mecanismo permite construir un perfil de energía para una reacción multietapa.

Objetivo de aprendizaje 5.11.A: Explicar la relación entre el efecto de un catalizador en una reacción y los cambios en el mecanismo de reacción.

• 5.11.A.1 Para que un catalizador aumente la velocidad de una reacción, la adición del catalizador debe aumentar el número de colisiones efectivas y/o proporcionar una trayectoria de reacción con una energía de activación más baja en relación con la coordenada de reacción original.
• 5.11.A.2 En un mecanismo de reacción que contiene un catalizador, la concentración neta del catalizador es constante. Sin embargo, el catalizador frecuentemente se consume en el paso determinante de la velocidad de la reacción, solo para ser regenerado en un paso posterior del mecanismo.
• 5.11.A.3 Algunos catalizadores aceleran una reacción al unirse a los reactivo(s). Los reactivos se orientan de manera más favorable o reaccionan con menor energía de activación. A menudo existe un nuevo intermediario de reacción en el cual el catalizador está unido a los reactivo(s). Muchas enzimas funcionan de esta manera.
• 5.11.A.4 Algunos catalizadores implican enlace covalente entre el catalizador y los reactivo(s). Un ejemplo es la catálisis ácido-base, en la cual un reactivo o intermediario gana o pierde un protón. Esto introduce un nuevo intermediario de reacción y nuevas reacciones elementales que involucran a dicho intermediario.
• 5.11.A.5 En la catálisis superficial, un reactivo o intermediario se une a la superficie o forma un enlace covalente con ella. Esto introduce reacciones elementales que involucran a estos nuevos intermediarios de reacción unidos.

Objetivo de aprendizaje 6.1.A: Explicar la relación entre las observaciones experimentales y los cambios de energía asociados a una transformación química o física.

• 6.1.A.1 Los cambios de temperatura en un sistema indican cambios de energía.
• 6.1.A.2 Los cambios de energía en un sistema pueden describirse como procesos endotérmicos y exotérmicos, tales como el calentamiento o enfriamiento de una sustancia, cambios de fase o transformaciones químicas.
• 6.1.A.3 Cuando ocurre una reacción química, la energía del sistema ya sea disminuye (reacción exotérmica), aumenta (reacción endotérmica) o permanece igual. Para las reacciones exotérmicas, la energía perdida por las especies que reaccionan (sistema) es ganada por los alrededores, mediante transferencia de calor o trabajo realizado por el sistema. De manera similar, para las reacciones endotérmicas, el sistema gana energía de los alrededores mediante transferencia de calor hacia él o trabajo realizado sobre el sistema.
• 6.1.A.4 La formación de una solución puede ser un proceso exotérmico o endotérmico, dependiendo de las fuerzas relativas de las interacciones intermoleculares/interparticulares antes y después del proceso de disolución.

Objetivo de Aprendizaje 6.2.A: Representar una transformación química o física mediante un diagrama de energía.

• 6.2.A.1 Un proceso físico o químico puede describirse mediante un diagrama de energía que muestra la naturaleza endotérmica o exotérmica de dicho proceso.

Objetivo de aprendizaje 6.3.A: Explicar la relación entre la transferencia de energía térmica y las colisiones moleculares.

• 6.3.A.1 Las partículas de un cuerpo más caliente tienen una mayor energía cinética promedio que las de un cuerpo más frío.
• 6.3.A.2 Las colisiones entre partículas en contacto térmico pueden resultar en la transferencia de energía. Este proceso se denomina "transferencia de calor", "intercambio de calor" o "transferencia de energía como calor".
• 6.3.A.3 Eventualmente, se alcanza el equilibrio térmico a medida que continúan las colisiones entre las partículas. En el equilibrio térmico, la energía cinética promedio de ambos cuerpos es la misma, y por lo tanto, sus temperaturas son iguales.

Objetivo de Aprendizaje 6.4.A: Calcular el calor $q$ absorbido o liberado por un sistema que experimenta calentamiento/enfriamiento, basado en la cantidad de sustancia, la capacidad calórica y el cambio de temperatura.

• 6.4.A.1 El calentamiento de un cuerpo frío por un cuerpo más caliente es una forma importante de transferencia de energía entre dos sistemas. La cantidad de calor transferida entre dos cuerpos puede cuantificarse mediante la ecuación de transferencia de calor:

  • Ecuación: $q = mc\Delta T$.

  Los experimentos de calorimetría se utilizan para medir la transferencia de calor.

• 6.4.A.2 La primera ley de la termodinámica establece que la energía se conserva en los procesos químicos y físicos.

• 6.4.A.3 La transferencia de una cantidad dada de energía térmica no producirá el mismo cambio de temperatura en masas iguales de materia con diferentes capacidades calóricas específicas.

• 6.4.A.4 Calentar un sistema aumenta la energía del sistema, mientras que enfriar un sistema disminuye la energía del sistema.

• 6.4.A.5 La capacidad calórica específica de una sustancia y la capacidad calórica molar se utilizan en los cálculos de energía.

• 6.4.A.6 Los sistemas químicos cambian su energía a través de tres procesos principales: calentamiento/enfriamiento, transiciones de fase y reacciones químicas.

• 6.4.A.7 En experimentos de calorimetría que involucran disolución, los cambios de temperatura de la mezcla dentro del calorímetro pueden utilizarse para determinar la dirección del flujo de energía. Si la temperatura de la mezcla aumenta, se libera energía térmica por el proceso de disolución (exotérmico). Si la temperatura de la mezcla disminuye, se absorbe energía térmica por el proceso de disolución (endotérmico).

Objetivo de aprendizaje 6.5.A: Explicar los cambios en el calor $q$ absorbido o liberado por un sistema que experimenta una transición de fase, basándose en la cantidad de sustancia en moles y la entalpía molar de la transición de fase.

• 6.5.A.1 Debe transferirse energía a un sistema para que una sustancia se derrita (o hierva). Por lo tanto, la energía del sistema aumenta cuando este experimenta una transición de fase de sólido a líquido (o de líquido a gas). Del mismo modo, un sistema libera energía cuando se congela (o se condensa). La energía del sistema disminuye cuando este experimenta una transición de fase de líquido a sólido (o de gas a líquido). La temperatura de una sustancia pura permanece constante durante un cambio de fase.
• 6.5.A.2 La energía absorbida durante un cambio de fase es igual a la energía liberada durante un cambio de fase complementario en dirección opuesta. Por ejemplo, la entalpía molar de condensación de una sustancia es igual al negativo de su entalpía molar de vaporización. De manera similar, la entalpía molar de fusión puede utilizarse para calcular la energía absorbida al derretir una sustancia y la energía liberada al congelarla.

Objetivo de aprendizaje 6.6.A: Calcular el calor $q$ absorbido o liberado por un sistema que experimenta una reacción química en relación con la cantidad de sustancia reactiva en moles y la entalpía molar de reacción.

• 6.6.A.1 El cambio de entalpía de una reacción proporciona la cantidad de energía térmica liberada (para valores negativos) o absorbida (para valores positivos) por una reacción química a presión constante.
• 6.6.A.2 Cuando los productos de una reacción se encuentran a una temperatura diferente a la de sus alrededores, intercambian energía con estos para alcanzar el equilibrio térmico. La energía térmica se transfiere a los alrededores cuando los reactivos se convierten en productos en una reacción exotérmica. La energía térmica se transfiere desde los alrededores cuando los reactivos se convierten en productos en una reacción endotérmica.
• 6.6.A.3 La energía potencial química de los productos de una reacción es diferente de la de los reactivos debido al ruptura y formación de enlaces. La diferencia de energía resulta en un cambio en la energía cinética de las partículas, lo cual se manifiesta como un cambio de temperatura.
  • Afirmación de exclusión: Las distinciones técnicas entre entalpía y energía interna no serán evaluadas en el Examen AP. La mayoría de las reacciones estudiadas a nivel AP se llevan a cabo a presión constante, donde el cambio de entalpía del proceso es igual al calor (y por extensión, la energía) de reacción.

Objetivo de aprendizaje 6.7.A: Calcular el cambio de entalpía de una reacción en función de las energías promedio de enlace de los enlaces rotos y formados en la reacción.

• 6.7.A.1 Durante una reacción química, se rompen y/o forman enlaces, y estos eventos modifican la energía potencial del sistema.
• 6.7.A.2 La energía promedio requerida para romper todos los enlaces de las moléculas reactivas puede estimarse sumando las energías promedio de enlace de todos los enlaces presentes en dichas moléculas. De manera similar, puede estimarse la energía promedio liberada al formar los enlaces de las moléculas de producto. Si la energía liberada es mayor que la energía requerida, la reacción es exotérmica. Si la energía requerida es mayor que la energía liberada, la reacción es endotérmica.

Objetivo de aprendizaje 6.8.A: Calcular el cambio de entalpía para un proceso químico o físico basándose en las entalpías estándar de formación.

• 6.8.A.1 Las tablas de entalpías estándar de formación pueden utilizarse para calcular las entalpías estándar de reacción.
  • Ecuación: $\Delta H^{\circ}_{reaction} = \Sigma \Delta H^{\circ}_{f\ products} - \Sigma \Delta H^{\circ}_{f\ reactants}$

Objetivo de aprendizaje 6.9.A: Representar un proceso químico o físico como una secuencia de pasos.

• 6.9.A.1 Muchos procesos pueden descomponerse en una serie de pasos. Cada paso en la serie tiene su propio cambio de energía.

Objetivo de aprendizaje 6.9.B: Explicar la relación entre la entalpía de un proceso químico o físico y la suma de las entalpías de los pasos individuales.

• 6.9.B.1 Dado que la energía total se conserva (primera ley de la termodinámica) y cada reacción individual en una secuencia transfiere energía térmica hacia o desde el entorno, la energía térmica neta transferida en la secuencia será igual a la suma de las transferencias de energía térmica en cada uno de los pasos. Estas transferencias de energía térmica son el resultado de cambios en la energía potencial entre las especies en la secuencia de reacciones; por lo tanto, a presión constante, el cambio de entalpía del proceso global es igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos individuales.
• 6.9.B.2 Los siguientes son principios esenciales de la Ley de Hess:
  • i. Cuando se invierte una reacción, el cambio de entalpía permanece constante en magnitud pero cambia de signo matemático.
  • ii. Cuando se multiplica una reacción por un factor $c$, el cambio de entalpía también se multiplica por el mismo factor $c$.
  • iii. Cuando se suman dos (o más) reacciones para obtener una reacción global, los cambios de entalpía individuales de cada reacción se suman para obtener el cambio de entalpía neto de la reacción global.
  • Afirmación de exclusión: El concepto de funciones de estado no será evaluado en el Examen AP.

Objetivo de Aprendizaje 7.1.A: Explicar la relación entre la ocurrencia de un proceso químico o físico reversible y el establecimiento del equilibrio, a partir de las observaciones experimentales.

• 7.1.A.1 Muchos procesos observables son reversibles. Ejemplos incluyen la evaporación y condensación del agua, la absorción y desorción de un gas, o la disolución y precipitación de una sal. Algunos procesos químicos reversibles importantes incluyen la transferencia de protones en reacciones ácido-base y la transferencia de electrones en reacciones redox.
• 7.1.A.2 Cuando se alcanza el equilibrio, no ocurren cambios observables en el sistema. Los reactivos y los productos están presentes simultáneamente, y las concentraciones o presiones parciales de todas las especies permanecen constantes.
• 7.1.A.3 El estado de equilibrio es dinámico. Los procesos directo e inverso continúan ocurriendo a tasas iguales, lo que resulta en ningún cambio neto observable.
• 7.1.A.4 Las gráficas de concentración, presión parcial o velocidad de reacción frente al tiempo para reacciones químicas simples pueden utilizarse para comprender el establecimiento del equilibrio químico.

Objetivo de aprendizaje 7.2.A: Explicar la relación entre la dirección en que transcurre una reacción reversible y las velocidades relativas de las reacciones directa e inversa.

• 7.2.A.1 Si la velocidad de la reacción directa es mayor que la de la reacción inversa, entonces hay una conversión neta de reactivos a productos. Si la velocidad de la reacción inversa es mayor que la de la reacción directa, entonces hay una conversión neta de productos a reactivos. Se alcanza un estado de equilibrio cuando estas velocidades son iguales.

Objetivo de aprendizaje 7.3.A: Representar el cociente de reacción $Q_c$ o $Q_p$, para una reacción reversible, y las expresiones de equilibrio correspondientes $K_c = Q_c$ o $K_p = Q_p$.

• 7.3.A.1 El cociente de reacción $Q_c$ describe las concentraciones relativas de las especies reaccionantes en cualquier momento. Para reacciones en fase gaseosa, el cociente de reacción también puede escribirse en términos de presiones parciales como $Q_p$. El cociente de reacción tiende hacia la constante de equilibrio de tal manera que, en el equilibrio, $K_c = Q_c$ y $K_p = Q_p$. Como ejemplo, para la reacción

  $$a\,\mathrm{A} + b\,\mathrm{B} \rightleftarrows c\,\mathrm{C} + d\,\mathrm{D}$$
  la ley de acción de masas indica que la expresión de equilibrio para $(K_c, Q_c)$ es
  • Ecuación: $K_c = \dfrac{[\mathrm{C}]^c [\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a [\mathrm{B}]^b}$

  y que para $(K_p, Q_p)$ es

  • Ecuación: $K_p = \dfrac{(P_\mathrm{C})^c (P_\mathrm{D})^d}{(P_\mathrm{A})^a (P_\mathrm{B})^b}$
  • Declaración de exclusión: No se evaluará en el examen AP la conversión entre $K_c$ y $K_p$. Los estudiantes deben conocer las diferencias conceptuales y prestar atención a si se utiliza $K_c$ o $K_p$ en una pregunta del examen.
  • Declaración de exclusión: No se evaluarán en el examen AP los cálculos de equilibrio en sistemas donde una especie disuelta está en equilibrio con esa misma especie en la fase gaseosa.

• 7.3.A.2 El cociente de reacción no incluye sustancias cuyas concentraciones (o presiones parciales) son independientes de la cantidad, como ocurre con los sólidos y los líquidos puros.

Objetivo de Aprendizaje 7.4.A: Calcular $K_c$ o $K_p$ a partir de observaciones experimentales de concentraciones o presiones en el equilibrio.

• 7.4.A.1 Las constantes de equilibrio pueden determinarse mediante mediciones experimentales de las concentraciones o presiones parciales de los reactivos y productos en el equilibrio.

Objetivo de aprendizaje 7.5.A: Explicar la relación entre valores muy grandes o muy pequeños de $K$ y las concentraciones relativas de las especies químicas en el equilibrio.

• 7.5.A.1 Algunas reacciones de equilibrio tienen valores muy grandes de $K$ y proceden esencialmente hasta su terminación. Otras tienen valores muy pequeños de $K$ y apenas proceden en absoluto.

Objetivo de Aprendizaje 7.6.A: Representar un proceso en múltiples etapas con una expresión de equilibrio global, utilizando las expresiones constitutivas $K$ para cada reacción individual.

• 7.6.A.1 Cuando se invierte una reacción, $K$ se invierte.
• 7.6.A.2 Cuando los coeficientes estequiométricos de una reacción se multiplican por un factor $c$, $K$ se eleva a la potencia $c$.
• 7.6.A.3 Cuando se suman reacciones, la $K$ de la reacción global resultante es el producto de las $K$ de las reacciones que se sumaron.
• 7.6.A.4 Dado que las expresiones para $K$ y $Q$ tienen formas matemáticas idénticas, todas las manipulaciones algebraicas válidas de $K$ también se aplican a $Q$.

Objetivo de aprendizaje 7.7.A: Identificar las concentraciones o presiones parciales de las especies químicas en el equilibrio a partir de las condiciones iniciales y la constante de equilibrio.

• 7.7.A.1 Las concentraciones o presiones parciales de las especies en el equilibrio pueden predecirse dados la reacción balanceada, las concentraciones iniciales y la correspondiente $K$.
• 7.7.A.2 Cuando $Q < K$, la reacción procederá con un consumo neto de reactivos y generación de productos. Cuando $Q > K$, la reacción procederá con un consumo neto de productos y generación de reactivos. Cuando $Q = K$, el sistema se encuentra en equilibrio dinámico; tanto la reacción directa como la inversa proceden a la misma velocidad, y la proporción de reactivos y productos permanece constante.

Objetivo de Aprendizaje 7.8.A: Representar un sistema que experimenta una reacción reversible mediante un modelo particulado.

• 7.8.A.1 Las representaciones particuladas pueden utilizarse para describir los números relativos de partículas de reactivo y producto presentes antes y en el equilibrio, así como el valor de la constante de equilibrio.

Objetivo de aprendizaje 7.9.A: Identificar la respuesta de un sistema en equilibrio ante una perturbación externa, utilizando el principio de Le Châtelier.

• 7.9.A.1 El principio de Le Châtelier puede utilizarse para predecir la respuesta de un sistema ante perturbaciones tales como la adición o extracción de una especie química, el cambio de temperatura, el cambio de volumen/pressione en un sistema en fase gaseosa, o la dilución del sistema de reacción.
• 7.9.A.2 El principio de Le Châtelier puede utilizarse para predecir el efecto que tendrá una perturbación sobre propiedades medibles experimentalmente, como el pH, la temperatura y el color de una solución.

Objetivo de Aprendizaje 7.10.A: Explicar las relaciones entre $Q$, $K$ y la dirección en que procederá una reacción reversible para alcanzar el equilibrio.

• 7.10.A.1 Una perturbación en un sistema en equilibrio provoca que $Q$ difiera de $K$, sacando así al sistema del equilibrio. El sistema responde llevando $Q$ nuevamente a la concordancia con $K$, estableciendo así un nuevo estado de equilibrio.
• 7.10.A.2 Algunas perturbaciones, como los cambios en la concentración, provocan únicamente un cambio en $Q$. Un cambio en la temperatura provoca un cambio en $K$. En ambos casos, las concentraciones o presiones parciales de las especies se redistribuyen para igualar nuevamente $Q$ y $K$.

Objetivo de aprendizaje 7.11.A: Calcular la solubilidad de una sal basándose en el valor de $K_{sp}$ para la sal.

• 7.11.A.1 La disolución de una sal es un proceso reversible cuya extensión puede describirse mediante $K_{sp}$, la constante del producto de solubilidad.
• 7.11.A.2 La solubilidad de una sustancia se puede calcular a partir del $K_{sp}$ para el proceso de disolución. Esta relación también se puede utilizar para predecir la solubilidad relativa de diferentes sustancias.
• 7.11.A.3 Las reglas de solubilidad (ver 4.7.A.5) se pueden relacionar cuantitativamente con $K_{sp}$, en las que los valores de $K_{sp}$ $>1$ corresponden a sales solubles.
• 7.11.A.4 La solubilidad molar de una o más especies en una solución saturada se puede utilizar para calcular el $K_{sp}$ de una sustancia.

Objetivo de aprendizaje 7.12.A: Identificar la solubilidad de una sal y/o el valor de $K_{sp}$ para la sal, en función de la concentración de un ion común ya presente en la solución.

• 7.12.A.1 La solubilidad de una sal se reduce cuando se disuelve en una solución que ya contiene uno de los iones presentes en la sal. El impacto de este "efecto del ion común" sobre la solubilidad puede entenderse cualitativamente mediante el principio de Le Châtelier o calcularse a partir del $K_{sp}$ para el proceso de disolución.

Objetivo de aprendizaje 8.1.A: Calcular los valores de $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, en función de $K_w$ y la concentración de todas las especies presentes en una solución neutra de agua.

• 8.1.A.1 Las concentraciones del ion hidronio y del ion hidróxido se informan a menudo como $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, respectivamente.
  • Ecuación: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Ecuación: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Los términos "ion hidrógeno" e "ion hidronio" y los símbolos $\mathrm{H^+}(aq)$ y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ se utilizan a menudo indistintamente para el ion acuoso del hidrógeno. Se prefieren el ion hidronio y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$, pero también se acepta $\mathrm{H^+}(aq)$ en el examen AP.
• 8.1.A.2 El agua se autoioniza con una constante de equilibrio $K_w$.
  • Ecuación: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25°C
• 8.1.A.3 En agua pura, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ se denomina solución neutra. A 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ y por lo tanto $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Ecuación: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ a 25°C
• 8.1.A.4 El valor de $K_w$ depende de la temperatura, por lo que el pH del agua pura y neutra se desviará de 7,0 a temperaturas distintas de 25°C.

Objetivo de aprendizaje 8.1.A: Calcular los valores de $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, en función de $K_w$ y la concentración de todas las especies presentes en una solución neutra de agua.

• 8.1.A.1 Las concentraciones del ion hidronio y del ion hidróxido se informan a menudo como $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, respectivamente.
  • Ecuación: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Ecuación: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Los términos "ion hidrógeno" e "ion hidronio" y los símbolos $\mathrm{H^+}(aq)$ y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ se utilizan a menudo indistintamente para el ion acuoso del hidrógeno. Se prefieren el ion hidronio y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$, pero también se acepta $\mathrm{H^+}(aq)$ en el examen AP.
• 8.1.A.2 El agua se autoioniza con una constante de equilibrio $K_w$.
  • Ecuación: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25°C
• 8.1.A.3 En agua pura, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ se denomina solución neutra. A 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ y por lo tanto $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Ecuación: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ a 25°C
• 8.1.A.4 El valor de $K_w$ depende de la temperatura, por lo que el pH del agua pura y neutra se desviará de 7,0 a temperaturas distintas de 25°C.

Objetivo de aprendizaje 8.2.A: Calcular el $\mathrm{pH}$ y el $\mathrm{pOH}$ en función de las concentraciones de todas las especies presentes en una solución de un ácido fuerte o una base fuerte.

• 8.2.A.1 Las moléculas de un ácido fuerte (por ejemplo, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ y $\mathrm{HNO_3}$) se ionizan completamente en solución acuosa para producir iones hidronio y la base conjugada del ácido. Por lo tanto, la concentración de $\mathrm{H_3O^+}$ en una solución de ácido fuerte es igual a la concentración inicial del ácido fuerte, y así el $\mathrm{pH}$ de la solución se calcula fácilmente.
• 8.2.A.2 Cuando se disuelven en solución, las bases fuertes (por ejemplo, los hidróxidos del grupo I y II) se disocian completamente para producir iones hidroxilo. En consecuencia, la concentración de $\mathrm{OH^-}$ en una solución de base fuerte es igual a la concentración inicial de un hidróxido del grupo I y el doble de la concentración inicial de un hidróxido del grupo II, por lo que el $\mathrm{pOH}$ (y el $\mathrm{pH}$) de la solución de base fuerte se calcula fácilmente.

Objetivo de aprendizaje 8.3.A: Explicar la relación entre $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$ y las concentraciones de todas las especies en una solución de un ácido débil monoprotico o una base débil.

• 8.3.A.1 Los ácidos débiles reaccionan con el agua para producir iones hidronio. Sin embargo, solo un pequeño porcentaje de las moléculas de un ácido débil se ionizarán de esta manera. Por lo tanto, la concentración de $\mathrm{H_3O^+}$ es mucho menor que la concentración inicial del ácido molecular, y la gran mayoría de las moléculas de ácido permanecen sin ionizar.
• 8.3.A.2 Una solución de un ácido débil implica un equilibrio entre un ácido no ionizado y su base conjugada. La constante de equilibrio para esta reacción es $K_a$, a menudo reportada como $\mathrm{p}K_a$. El pH de una solución de ácido débil puede determinarse a partir de la concentración inicial del ácido y de la $\mathrm{p}K_a$.
  • Ecuación: $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Ecuación: $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
• 8.3.A.3 Las bases débiles reaccionan con el agua para producir iones hidróxido en la solución. Sin embargo, ordinariamente solo un pequeño porcentaje de las moléculas de una base débil en solución se ionizarán de esta manera. Por lo tanto, la concentración de $\mathrm{OH^-}$ en la solución no es igual a la concentración inicial de la base, y la gran mayoría de las moléculas de la base permanecen sin ionizar.
• 8.3.A.4 Una solución de una base débil implica un equilibrio entre una base no ionizada y su ácido conjugado. La constante de equilibrio para esta reacción es $K_b$, a menudo reportada como $\mathrm{p}K_b$. El $\mathrm{pH}$ de una solución de base débil puede determinarse a partir de la concentración inicial de la base y de la $\mathrm{p}K_b$.
  • Ecuación: $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
  • Ecuación: $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
• 8.3.A.5 El porcentaje de ionización de un ácido (o base) débil puede calcularse a partir de su $\mathrm{p}K_a$ ($\mathrm{p}K_b$) y de la concentración inicial del ácido (base). El porcentaje de ionización también puede calcularse a partir de la concentración inicial del ácido (base) y de la concentración de equilibrio de cualquiera de las especies en la expresión de equilibrio.
• 8.3.A.6 Para cualquier par ácido-base conjugado, la constante de ionización ácida y la constante de ionización básica están relacionadas por $K_w$:
  • Ecuación: $K_w = K_a \times K_b$
  • Ecuación: $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

Objetivo de aprendizaje 8.4.A: Explicar la relación entre las concentraciones de las especies principales en una mezcla de ácidos débiles y bases fuertes.

• 8.4.A.1 Cuando se mezclan un ácido fuerte y una base fuerte, reaccionan cuantitativamente según la reacción representada por la ecuación: $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. El pH de la solución resultante puede determinarse a partir de la concentración del reactivo en exceso.
• 8.4.A.2 Cuando se mezclan un ácido débil y una base fuerte, reaccionan cuantitativamente según la reacción representada por la ecuación: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. Si el ácido débil está en exceso, se forma una solución amortiguadora (buffer), y el $\mathrm{pH}$ puede determinarse mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch (H–H) (ver 8.9.A.1). Si la base fuerte está en exceso, entonces el $\mathrm{pH}$ puede determinarse a partir de los moles de ion hidróxido en exceso y el volumen total de la solución. Si están en proporciones estequiométricas equimolares, entonces el $\mathrm{pH}$ (ligeramente básico) puede determinarse a partir del equilibrio representado por la ecuación: $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
• 8.4.A.3 Cuando se mezclan una base débil y un ácido fuerte, reaccionarán cuantitativamente según la reacción representada por la ecuación: $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. Si la base débil está en exceso, se forma una solución amortiguadora (buffer), y el $\mathrm{pH}$ puede determinarse mediante la ecuación H–H. Si el ácido fuerte está en exceso, entonces el $\mathrm{pH}$ puede determinarse a partir de los moles de ion hidronio en exceso y el volumen total de la solución. Si están en proporciones estequiométricas equimolares, entonces el $\mathrm{pH}$ (ligeramente ácido) puede determinarse a partir del equilibrio representado por la ecuación: $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
• 8.4.A.4 Cuando se mezclan un ácido débil y una base débil, reaccionarán hasta alcanzar un estado de equilibrio cuya reacción puede representarse mediante la ecuación: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

Objetivo de aprendizaje 8.5.A: Explicar los resultados de la valoración de una solución de un ácido o base mono- o poliprótica, en relación con las propiedades de la solución y sus componentes.

• 8.5.A.1 Una reacción ácido-base puede realizarse bajo condiciones controladas mediante una valoración. Una curva de valoración, que grafica $\mathrm{pH}$ frente al volumen de titulante añadido, es útil para resumir los resultados de una valoración.
• 8.5.A.2 En el punto de equivalencia de las valoraciones de ácidos o bases monopróticos, el número de moles de titulante añadidos es igual al número de moles del analito originalmente presente. Esta relación se puede utilizar para obtener la concentración del analito. Este es el caso para las valoraciones de ácidos/bases fuertes y ácidos/bases débiles.
• 8.5.A.3 Para las valoraciones de ácidos/bases débiles, es útil considerar el punto a mitad de camino hacia el punto de equivalencia, es decir, el punto de semiequivalencia. En este punto, hay concentraciones iguales de cada especie en el par ácido-base conjugado, por ejemplo, para un ácido débil $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$. Dado que $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ cuando el ácido y la base conjugados tienen concentraciones iguales, el $\mathrm{p}K_a$ puede determinarse a partir del $\mathrm{pH}$ en el punto de semiequivalencia en una valoración.
• 8.5.A.4 En el punto de equivalencia, el pH está determinado por las especies principales en solución. Las valoraciones de ácidos fuertes y bases fuertes resultan en un pH neutro en el punto de equivalencia. Sin embargo, en las valoraciones de ácidos débiles (bases débiles), la base conjugada del ácido débil (el ácido conjugado de la base débil) está presente en el punto de equivalencia y puede sufrir reacciones de transferencia de protones con el agua circundante, produciendo soluciones básicas (ácidas).
• 8.5.A.5 Para los ácidos polipróticos, las curvas de valoración pueden utilizarse para determinar el número de protones ácidos. Al hacerlo, se pueden identificar las especies principales presentes en cualquier punto de la curva, junto con el $\mathrm{p}K_a$ asociado con cada protón en un ácido poliprótico débil.
  • Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP el cálculo de la concentración de cada especie presente en la curva de valoración para ácidos polipróticos. Tales cálculos para la valoración de ácidos monopróticos están dentro del alcance del curso (ver 8.4.A.2 y 8.4.A.3), al igual que el razonamiento cualitativo sobre qué especies están presentes en grandes versus pequeñas concentraciones en cualquier punto de una valoración de un ácido poliprótico.

Objetivo de aprendizaje 8.6.A: Explicar la relación entre la fuerza de un ácido o base y la estructura de la molécula o ion.

• 8.6.A.1 Los protones de una molécula que participarán en reacciones ácido-base, y su fuerza relativa, pueden inferirse a partir de la estructura molecular.
  • i. Los ácidos fuertes (como $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ y $\mathrm{HNO_3}$) tienen bases conjugadas muy débiles que se estabilizan mediante electronegatividad, efectos inductivos, resonancia o alguna combinación de estos factores.
  • ii. Los ácidos carboxílicos son una clase común de ácido débil.
  • iii. Las bases fuertes (como los hidróxidos del grupo I y II) tienen ácidos conjugados muy débiles.
  • iv. Las bases débiles comunes incluyen bases nitrogenadas como el amoníaco, así como los iones carboxilato.
  • v. Los elementos electronegativos tienden a estabilizar la base conjugada en comparación con el ácido conjugado, lo que aumenta la fuerza del ácido.

Objetivo de aprendizaje 8.7.A: Explicar la relación entre la forma predominante de un ácido o base débil en solución a un $\mathrm{pH}$ dado y el $\mathrm{p}K_a$ del ácido conjugado o el $\mathrm{p}K_b$ de la base conjugada.

• 8.7.A.1 El estado de protonación de un ácido o base (es decir, las concentraciones relativas de $\mathrm{HA}$ y $\mathrm{A^-}$) puede predecirse comparando el $\mathrm{pH}$ de una solución con el $\mathrm{p}K_a$ del ácido en dicha solución. Cuando la solución tiene un $\mathrm{pH} < \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, la forma ácida tiene una concentración mayor que la forma básica. Cuando la solución tiene un $\mathrm{pH} > \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, la forma básica tiene una concentración mayor que la forma ácida.
• 8.7.A.2 Los indicadores ácido-base son sustancias que exhiben propiedades diferentes (como el color) en su estado protonado versus desprotonado, lo que hace que esa propiedad responda al $\mathrm{pH}$ de una solución.
• 8.7.A.3 Para garantizar resultados precisos en un experimento de titulación, se deben seleccionar indicadores ácido-base que tengan un $\mathrm{p}K_a$ cercano al $\mathrm{pH}$ en el punto de equivalencia.

Objetivo de aprendizaje 8.8.A: Explicar la relación entre la capacidad de un buffer para estabilizar el $\mathrm{pH}$ y las reacciones que ocurren cuando se añade un ácido o una base a una solución tamponada.

• 8.8.A.1 Una solución tamponada contiene una concentración elevada de ambos miembros de un par ácido-base conjugado. El ácido conjugado reacciona con la base añadida y la base conjugada reacciona con el ácido añadido. Estas reacciones son las responsables de la capacidad del buffer para estabilizar el $\mathrm{pH}$.

Objetivo de aprendizaje 8.9.A: Identificar el $\mathrm{pH}$ de una solución amortiguadora en función de la identidad y las concentraciones del par ácido-base conjugado utilizado para preparar la amortiguación.

• 8.9.A.1 El $\mathrm{pH}$ de la amortiguación está relacionado con el $\mathrm{p}K_a$ del ácido y la relación de concentraciones del par ácido-base conjugado. Esta relación es consecuencia de la expresión de equilibrio asociada a la disociación de un ácido débil, y se describe mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch. La adición de pequeñas cantidades de ácido o base a una solución amortiguada no cambia significativamente la relación de $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ y, por tanto, no modifica significativamente el $\mathrm{pH}$ de la solución. El cambio en el $\mathrm{pH}$ tras la adición de ácido o base a una solución amortiguada es, por ello, mucho menor que lo que habría ocurrido en ausencia de la amortiguación.
  • Ecuación: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP el cálculo del cambio en el pH resultante de la adición de un ácido o una base a una amortiguación.
  • Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP la deducción de la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Objetivo de Aprendizaje 8.10.A: Explicar la relación entre la capacidad del buffer de una solución y las concentraciones relativas de los componentes ácido conjugado y base conjugada de la solución.

• 8.10.A.1 Aumentar la concentración de los componentes del buffer (manteniendo constante la proporción entre estas concentraciones) mantiene el $\mathrm{pH}$ del buffer igual, pero aumenta la capacidad del buffer para neutralizar ácido o base añadidos.
• 8.10.A.2 Cuando un buffer tiene más ácido conjugado que base, posee una mayor capacidad de tamponamiento frente a la adición de base que frente a la adición de ácido. Cuando un buffer tiene más base conjugada que ácido, posee una mayor capacidad de tamponamiento frente a la adición de ácido que frente a la adición de base.

Objetivo de Aprendizaje 8.11.A: Identificar el efecto cualitativo de los cambios en el pH sobre la solubilidad de una sal.

• 8.11.A.1 La solubilidad de una sal es sensible al pH cuando uno de los iones constituyentes es un ácido débil, una base débil o el ion hidróxido. Estos efectos pueden entenderse cualitativamente mediante el principio de Le Châtelier.
  • Afirmación de exclusión: Los cálculos de solubilidad en función del pH no serán evaluados en el Examen AP.

Objetivo de Aprendizaje 9.1.A: Identificar el signo y la magnitud relativa del cambio de entropía asociado con procesos químicos o físicos.

• 9.1.A.1 La entropía aumenta cuando la materia se dispersa. Por ejemplo, el cambio de fase de sólido a líquido o de líquido a gas resulta en una dispersión de la materia a medida que las partículas individuales adquieren mayor libertad de movimiento y generalmente ocupan un volumen mayor. De manera similar, para un gas, la entropía aumenta cuando hay un aumento de volumen (a temperatura constante), ya que las moléculas de gas pueden moverse dentro de un espacio más amplio. Para reacciones que involucran reactivos o productos en fase gaseosa, la entropía generalmente aumenta cuando el número total de moles de productos en fase gaseosa es mayor que el número total de moles de reactivos en fase gaseosa.
• 9.1.A.2 La entropía aumenta cuando la energía se dispersa. Según la teoría cinético-molecular (KMT), la distribución de la energía cinética entre las partículas de un gas se amplía a medida que aumenta la temperatura. Como resultado, la entropía del sistema aumenta con el incremento de la temperatura.

Objetivo de aprendizaje 9.2.A: Calcular el cambio de entropía estándar para un proceso químico o físico a partir de las entropías absolutas (entropías molares estándar) de las especies involucradas en el proceso.

• 9.2.A.1 El cambio de entropía para un proceso puede calcularse a partir de las entropías absolutas de las especies involucradas antes y después de que ocurra el proceso.
  • Ecuación: $\Delta S^{\circ}_{reaction} = \Sigma S^{\circ}_{products} - \Sigma S^{\circ}_{reactants}$

Objetivo de aprendizaje 9.3.A: Explicar si un proceso físico o químico es termodinámicamente favorable basándose en una evaluación de $\Delta G^{\circ}$.

• 9.3.A.1 El cambio de energía libre de Gibbs para un proceso químico en el que todos los reactivos y productos están presentes en un estado estándar (como sustancias puras, como soluciones de concentración 1,0 M o como gases a una presión de 1,0 atm (o 1,0 bar)) se representa con el símbolo $\Delta G^{\circ}$.

• 9.3.A.2 El cambio de energía libre de Gibbs estándar para un proceso químico o físico es una medida de la favorabilidad termodinámica. Históricamente, el término "espontáneo" se ha utilizado para describir procesos para los cuales $\Delta G^{\circ} < 0$. En su lugar, se prefiere la frase "termodinámicamente favorable" para evitar malentendidos comunes (confundir "espontáneo" con "repentinamente" o "sin causa"). Cuando $\Delta G^{\circ} < 0$ para el proceso, se dice que es termodinámicamente favorable.

• 9.3.A.3 El cambio de energía libre de Gibbs estándar para un proceso físico o químico también puede determinarse a partir de la energía libre de Gibbs de formación estándar de los reactivos y productos.

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

• 9.3.A.4 En algunos casos, es necesario considerar tanto la entalpía como la entropía para determinar si un proceso será termodinámicamente favorable. La congelación del agua y la disolución de nitrato de sodio son ejemplos de tales fenómenos.

• 9.3.A.5 Conocer los valores de $\Delta H^{\circ}$ y $\Delta S^{\circ}$ para un proceso a una temperatura dada permite calcular directamente $\Delta G^{\circ}$.

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

• 9.3.A.6 En general, las condiciones de temperatura para que un proceso sea termodinámicamente favorable ($\Delta G^{\circ} < 0$) pueden predecirse a partir de los signos de $\Delta H^{\circ}$ y $\Delta S^{\circ}$ como se muestra en la tabla siguiente:

  $\Delta H^{\circ}$	$\Delta S^{\circ}$	Símbolos	$\Delta G^{\circ} < 0$, favorecido en:
  $< 0$	$> 0$	$<\ >$	todo $T$
  $> 0$	$< 0$	$>\ <$	ningún $T$
  $> 0$	$> 0$	$>\ >$	alta $T$
  $< 0$	$< 0$	$<\ <$	baja $T$

  En los casos en los que $\Delta H^{\circ} < 0$ y $\Delta S^{\circ} > 0$, no es necesario calcular $\Delta G^{\circ}$ para determinar que el proceso es termodinámicamente favorable ($\Delta G^{\circ} < 0$). En los casos en los que $\Delta H^{\circ} > 0$ y $\Delta S^{\circ} < 0$, no es necesario calcular $\Delta G^{\circ}$ para determinar que el proceso es termodinámicamente desfavorable ($\Delta G^{\circ} > 0$).

Objetivo de aprendizaje 9.4.A: Explicar, en términos de cinética, por qué una reacción favorecida termodinámicamente podría no ocurrir a una tasa medible.

• 9.4.A.1 Muchos procesos que son termodinámicamente favorables no ocurren en ninguna medida apreciable, o lo hacen a tasas extremadamente lentas.
• 9.4.A.2 Los procesos que son termodinámicamente favorables, pero no proceden a una tasa medible, se encuentran bajo "control cinético". Una alta energía de activación es una causa común para que un proceso esté bajo control cinético. El hecho de que un proceso no proceda a una velocidad perceptible no significa que el sistema químico esté en equilibrio. Si se sabe que un proceso es termodinámicamente favorable y, sin embargo, no ocurre a una tasa medible, es razonable concluir que el proceso está bajo control cinético.

Objetivo de aprendizaje 9.5.A: Explicar si un proceso es termodinámicamente favorable utilizando las relaciones entre $K$, $\Delta G^{\circ}$ y $T$.

• 9.5.A.1 La frase "termodinámicamente favorable" ($\Delta G^{\circ} < 0$) significa que los productos son favorecidos en el equilibrio ($K > 1$) bajo condiciones estándar.
• 9.5.A.2 La constante de equilibrio está relacionada con la energía libre mediante las ecuaciones:
  • Ecuación: $K = e^{-\Delta G^{\circ}/RT}$
  • Ecuación: $\Delta G^{\circ} = -RT \ln K$
• 9.5.A.3 Las conexiones entre $K$ y $\Delta G^{\circ}$ pueden establecerse cualitativamente a través de estimaciones. Cuando $\Delta G^{\circ}$ se acerca a cero, la constante de equilibrio estará cerca de 1. Cuando $\Delta G^{\circ}$ es mucho mayor o mucho menor que $RT$, el valor de $K$ se desvía fuertemente de 1.
• 9.5.A.4 Los procesos con $\Delta G^{\circ} < 0$ favorecen a los productos (es decir, $K > 1$) y aquellos con $\Delta G^{\circ} > 0$ favorecen a los reactivos (es decir, $K < 1$).

Objetivo de Aprendizaje 9.6.A: Explicar la relación entre la solubilidad de una sal y los cambios en la entalpía y la entropía que ocurren durante el proceso de disolución.

• 9.6.A.1 El cambio de energía libre ($\Delta G^{\circ}$) para la disolución de una sustancia refleja varios factores: la ruptura de las interacciones intermoleculares que mantienen unido al sólido, la reorganización del solvente alrededor de las especies disueltas y la interacción de las especies disueltas con el solvente. Es posible estimar el signo y la magnitud relativa de las contribuciones entálpicas y entrópicas a cada uno de estos factores. Sin embargo, hacer predicciones sobre el cambio total en la energía libre de disolución puede ser difícil debido a las cancelaciones entre las energías libres asociadas con los tres factores mencionados.

Objetivo de aprendizaje 9.7.A: Explicar la relación entre las fuentes externas de energía o las reacciones acopladas y su capacidad para impulsar procesos termodinámicamente desfavorables.

• 9.7.A.1 Una fuente externa de energía puede utilizarse para que ocurra un proceso termodinámicamente desfavorable. Ejemplos incluyen:
  • 9.7.A.1.i Energía eléctrica para accionar una celda electrolítica o cargar una batería.
  • 9.7.A.1.ii Luz para impulsar la conversión global de dióxido de carbono a glucosa en la fotosíntesis.
• 9.7.A.2 Un producto deseado puede formarse acoplando una reacción termodinámicamente desfavorable que produce dicho producto con una reacción favorable (p. ej., la conversión de $ATP$ a $ADP$ en sistemas biológicos). En el sistema acoplado, las reacciones individuales comparten uno o más intermediarios comunes. La suma de las reacciones individuales produce una reacción global que logra el resultado deseado y tiene $\Delta G^{\circ} < 0$.

Objetivo de Aprendizaje 9.8.A: Explicar la relación entre los componentes físicos de una celda electroquímica y los principios operativos generales de la misma.

• 9.8.A.1 Cada componente de una celda electroquímica (electrodos, soluciones en las semiceldas, puente de sal, dispositivo de medición de voltaje/corriente) cumple un rol específico en el funcionamiento general de la celda. Las características operativas de la celda (galvánica vs. electrolítica, dirección del flujo de electrones, reacciones que ocurren en cada semicelda, cambio en la masa del electrodo, evolución de gas en un electrodo, flujo de iones a través del puente de sal) pueden describirse tanto a nivel macroscópico como a nivel particulado.
• 9.8.A.2 Las celdas galvánicas, también llamadas voltaicas, implican una reacción termodinámicamente favorecida, mientras que las celdas electrolíticas implican una reacción termodinámicamente no favorecida. Las representaciones visuales de celdas galvánicas y electrolíticas son herramientas de análisis para identificar dónde ocurren las semirreacciones y en qué dirección fluye la corriente.
• 9.8.A.3 Para todas las celdas electroquímicas, la oxidación ocurre en el ánodo y la reducción ocurre en el cátodo.
  • Afirmación de exclusión: La clasificación de un electrodo como positivo o negativo no será objeto de evaluación en el Examen AP.

Objetivo de aprendizaje 9.9.A: Explicar si una celda electroquímica es termodinámicamente favorecida, basándose en su potencial estándar de celda y las semirreacciones constituyentes dentro de la celda.

• 9.9.A.1 La electroquímica abarca el estudio de las reacciones redox que ocurren dentro de las celdas electroquímicas. Las reacciones son ya bien termodinámicamente favorecidas (resultando en un voltaje positivo) o termodinámicamente no favorecidas (resultando en un voltaje negativo y requiriendo un potencial aplicado externamente para que la reacción proceda).
• 9.9.A.2 El potencial estándar de celda de las celdas electroquímicas puede calcularse identificando las semirreacciones de oxidación y reducción y sus respectivos potenciales estándar de reducción.
• 9.9.A.3 $\Delta G^{\circ}$ (cambio de energía libre de Gibbs estándar) es proporcional al negativo del potencial de celda para la reacción redox de la cual está construido. Por lo tanto, una celda con un $E^{\circ}$ positivo implica una reacción termodinámicamente favorecida, y una celda con un $E^{\circ}$ negativo implica una reacción termodinámicamente no favorecida.
  • Ecuación: $\Delta G^{\circ} = -nFE^{\circ}$

Objetivo de Aprendizaje 9.10.A: Explicar la relación entre las desviaciones de las condiciones estándar de celda y los cambios en el potencial de celda.

• 9.10.A.1 En un sistema real bajo condiciones no estándar, el potencial de celda variará dependiendo de las concentraciones de las especies activas. El potencial de celda es una fuerza impulsora hacia el equilibrio; cuanto más lejos esté la reacción del equilibrio, mayor será la magnitud del potencial de celda.

• 9.10.A.2 Los argumentos de equilibrio como el principio de Le Châtelier no se aplican a los sistemas electroquímicos, porque estos sistemas no están en equilibrio.

• 9.10.A.3 El potencial estándar de celda $E^{\circ}$ corresponde a las condiciones estándar de $Q = 1$. A medida que el sistema se acerca al equilibrio, la magnitud (es decir, el valor absoluto) del potencial de celda disminuye, alcanzando cero en el equilibrio (cuando $Q = K$). Las desviaciones de las condiciones estándar que alejan la celda más del equilibrio que $Q = 1$ aumentarán la magnitud del potencial de celda en relación con $E^{\circ}$. Las desviaciones de las condiciones estándar que acercan la celda más al equilibrio que $Q = 1$ disminuirán la magnitud del potencial de celda en relación con $E^{\circ}$. En las celdas de concentración, la dirección del flujo espontáneo de electrones puede determinarse considerando la dirección necesaria para alcanzar el equilibrio.

• 9.10.A.4 Los cálculos algorítmicos usando la ecuación de Nernst son insuficientes para demostrar una comprensión de las celdas electroquímicas bajo condiciones no estándar. Sin embargo, los estudiantes deben comprender cualitativamente los efectos de la concentración sobre el potencial de celda y utilizar el razonamiento conceptual, incluido el uso cualitativo de la ecuación de Nernst:

  • Ecuación: $E = E^{\circ} - (RT/nF) \ln Q$

  para resolver problemas.

Objetivo de aprendizaje 9.11.A: Calcular la cantidad de flujo de carga basado en los cambios en las cantidades de reactivos y productos en una celda electroquímica.

• 9.11.A.1 Las leyes de Faraday se pueden utilizar para determinar la estequiometría de la reacción redox que ocurre en una celda electroquímica con respecto a lo siguiente:
  • 9.11.A.1.i Número de electrones transferidos
  • 9.11.A.1.ii Masa del material depositado o removido de un electrodo (como en el galvanoplastia)
  • 9.11.A.1.iii Corriente
  • 9.11.A.1.iv Tiempo transcurrido
  • 9.11.A.1.v Carga de las especies iónicas
  • Ecuación: $I = q/t$