Estructura y Propiedades de Compuestos

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.