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Mistura 
A matéria é tudo aquilo que tem massa e ocupa espaço, isto é, tem volume. A matéria pode ser classificada quanto à o seu estado físico (sólido, líquido e gasoso) e quanto à composição. Deste modo, a matéria quanto à composição é classificada em substâncias (puras) e misturas.
SUBSTÂNCIAS PURAS
A substância pura também designada simplesmente de substância é uma espécie da matéria com composição bem definida e que apresenta um conjunto de propriedades específicas.
As substâncias puras são no geral de natureza homogénea constituídas por um único componente, ou seja, não se encontram misturadas com outras substâncias. Têm propriedades específicas bem definidas, tais como os pontos de fusão, ebulição e densidade, etc.
As substâncias podem ser ainda classificadas em:
· Substâncias elementares ou simples são aquelas que são constituídas por um tipo de átomo apenas, ou seja, constituídas por átomos do mesmo elemento químico.
Exemplo: Ca, O3, Cr, Hg, Na, Cl2, O2, etc.
A principal característica de substâncias simples ou elementares é que elas não podem ser decompostas em outras mais simples.
· Substâncias compostas: são aquelas que são constituídas por dois ou mais tipos de átomos, ou seja, por dois ou mais átomos de elementos químicos diferentes.
Exemplo: H2O, NO2, NaOH, KMnO4, HCl, etc.
As substâncias compostas são geralmente denominadas simplesmente de compostos. Diferentemente das simples ou elementares, as substâncias compostas ou compostos podem ser decompostas em outras mais simples através de processos químicos.
Ainda assim, as substâncias quer simples ou compostas podem ainda ser classificadas quanto à quantidade de átomos que as constituem em:
· Substâncias monoatómicas: são aquelas que contêm um único átomo do mesmo elemento químico.
Exemplo: Ar, Ne, He, etc.
· Substâncias diatómicas: são aquelas que são constituídas por apenas dois átomos.
Exemplo: O2, H2, CO, NO, I2, HCl, etc.
· Substâncias triatómicas: são aquelas que são constituídas por apenas três átomos.
Exemplo: CO2, H2S, KOH, etc.
· Substâncias tetratómicas: são aquelas que são constituídas por apenas quatro átomos.
Exemplo: NH3, P4, etc.
Ainda assim as substâncias com mais de dois átomos são designadas de substâncias poliatómicas. Deste modo, verifica-se que as substâncias triatómicas, tetratómicas... podem simplesmente serem designadas de substâncias poliatômicas.
Exemplo: CO2, H2S, KOH, NH3, P4, etc.
MISTURAS
Uma mistura é a associação de duas ou mais substâncias onde cada substância conserva as suas propriedades.
Os componentes da mistura conservam as suas propriedades dado que a sua combinação ocorre fisicamente, ou seja, sem ocorrência de reacções químicas. As misturas não têm composição definida, isto é, os componentes sempre encontram-se em proporções variáveis.
EXEMPLOS DE MISTURAS:
· Água e óleo
· Granito
· Sal e água
· Ar atmosférico
CLASSIFICAÇÃO DAS MISTURAS
A classificação das misturas leva em conta o aspecto visual, seja, essa visualização ao olho nú ou através de aparelhos específicos, como por exemplo, o microscópio. Assim, as misturas podem ser classificadas em:
· Misturas homogéneas: são aquelas em que os componentes da mistura não são identificáveis ao olho nu.
Exemplo: Sal dissolvido na água, água da torneira, ar atmosférico, etc.
No geral, as misturas homogéneas são também designadas de soluções. Por exemplo, a água e o açúcar dissolvido é uma solução muito comum no dia-a-dia e inclusive o ar que respiramos é uma solução gasosa pois a mistura de gases é sempre uma mistura homogénea.
· Misturas heterogéneas: são aquelas cujos componentes podem ser distinguidos ao olho nu.
Exemplo: sal e areia, água e óleo, etc.
Métodos de separação de misturas 
Conheça os principais métodos de separação de misturas:
Métodos de separação utilizados em misturas heterogêneas
Catação
Utilizamos as mãos ou um instrumento (pinça, pegador etc.) para pegar (catar) um sólido na mistura. Baseia-se na diferença de cor e tamanho dos componentes. Um exemplo de mistura para aplicá-la é feijões e pedras.
Levigação
Utiliza a força da água para separar o componente menos denso de uma mistura formada por sólidos. Um exemplo de mistura para aplicá-la é ouro e cascalho.
Ventilação
Utiliza a força do vento para separar o componente menos denso de uma mistura formada por sólidos. Um exemplo de mistura para aplicá-la é grãos de amendoim e suas cascas.
Flotação
Método no qual um líquido, que não é capaz de dissolver nenhum dos componentes da mistura, é adicionado a uma mistura formada por dois sólidos ou um sólido e um líquido para separá-los pela diferença de densidade. Um exemplo de mistura para aplicá-la é areia e óleo.
Dissolução fracionada
Método no qual um líquido é adicionado a uma mistura formada por sólidos para dissolver um deles. Um exemplo de mistura para aplicá-la é areia e cloreto de sódio (sal de cozinha).
Separação magnética
Utiliza um ímã para separar um metal presente em uma mistura formada por sólidos. Um exemplo de mistura para aplicá-la é limalha de ferro e areia.
Decantação
Utilizada em misturas formadas por dois líquidos ou um sólido e um líquido. A mistura é deixada em repouso para que o componente mais denso desça para o fundo do recipiente, e a menos densa posicione-se sobre o outro componente. Um exemplo de mistura para aplicá-la é água e óleo.
Centrifugação
Utiliza um equipamento chamado de centrífuga para aumentar a velocidade da decantação. Um exemplo de mistura para aplicá-la é o sangue.
Filtração simples
Utilizada em misturas que apresentam um sólido não dissolvido em um líquido. Quando essa mistura é colocada em um filtro, o líquido atravessa o filtro e o sólido fica retido. Um exemplo de mistura para aplicá-la é água e areia.
Filtração a vácuo
Trata-se de uma filtração, mas sem a presença de ar. A ausência de ar favorece que a filtração ocorra de forma mais rápida.
Métodos de separação utilizados em misturas homogêneas
Fusão fracionada
Método no qual uma mistura formada por sólidos é aquecida para separar seus componentes por meio da diferença do ponto de fusão (temperatura em que um material sólido passa para o estado líquido). Um exemplo de mistura para aplicá-la é o Ouro 18 quilates.
Sublimação fracionada
Método no qual uma mistura formada por sólidos é aquecida para separar o componente que possui capacidade de sublimar-se. Com isso, o gás formado sofre ressublimação (volta a ser sólido) em um artefato de vidro (por exemplo, um funil) posicionado sobre o sistema que está sendo aquecido. Um exemplo de mistura para aplicá-la é cloreto de sódio e cânfora.
Cristalização fracionada
Método que se baseia na evaporação de um líquido que apresenta dois ou mais sólidos dissolvidos. Como cada sólido apresenta um coeficiente de solubilidade, à medida que o líquido evapora, um sólido cristaliza-se, e os outros permanecem dissolvidos. Um exemplo de mistura para aplicá-la é a água do mar.
Destilação simples
Utilizada para separar o componente líquido de uma mistura formada por um sólido dissolvido em um líquido. Nesse processo, a mistura é aquecida para vaporizar o líquido, e o vapor adentra um condensador (equipamento de vidro que promove a condensação), voltando novamente ao estado líquido, quando é recolhido em um frasco coletor. Um exemplo de mistura para aplicá-la é água e cloreto de sódio (sal de cozinha).
Destilação fracionada
Utilizada para separar componentes de uma mistura formada por líquidos. Inicialmente os líquidos são vaporizados, e seus vapores são direcionados até uma coluna de fracionamento (coluna repleta de bolinhas de vidro). Esse obstáculo será atravessado pelo vapor de menor densidade. Assim, apenas um líquido sofrerá condensação e será recolhido no frasco coletor. Um exemplo de mistura para aplicá-la é a água e a acetona.
Liquefação fracionada
Utilizada para separar componentes de uma mistura formada por gases. Inicialmente é realizada uma liquefação total, em que todos se tornam líquidos. Em seguida, realiza-se uma destilação fracionada, pois eles possuem diferentes pontos de ebulição. Um exemplode mistura para aplicá-la é o ar atmosférico.
Propriedades gerais e especiais da materia 
Estrutura Atômica
A estrutura do átomo é composta por três partículas fundamentais: prótons (com carga positiva), nêutrons (partículas neutras) e elétrons (com carga negativa).
Toda matéria é formada de átomos sendo que cada elemento químico possui átomos diferentes.
A eletricidade chega às nossas casas através de fios e, usualmente, da movimentação de partículas negativas, os elétrons, que circulam pelos fios condutores.
No núcleo de um átomo estão os prótons e os nêutrons e girando em torno desse núcleo estão os elétrons. Esses três componentes do átomo são chamados de partículas subatômicas.
Um átomo no estado fundamental é eletricamente neutro, pois apresenta o mesmo número de prótons (carga positiva) e elétrons (carga negativa).
Todo elemento químico tem um número atômico, que corresponde ao número de prótons no núcleo de seu átomo e determina sua posição na tabela periódica.
O número de massa de um átomo é dado pela soma de prótons e nêutrons em seu núcleo, pois os elétrons têm massa desprezível.
Em alguns casos acontece de um mesmo elemento ter átomos com massas diferentes. Esses são chamados de isótopos.
Prótons
O próton é uma partícula fundamental na estrutura atômica, que apresenta carga positiva (+1). Juntamente com os nêutrons, forma todos os núcleos atômicos, exceto para o hidrogênio, onde o núcleo é formado de um único próton.
O que caracteriza um elemento é o número de prótons do átomo, conhecido como número atômico do elemento. É representado pela letra (Z).
O número de massa, representado pela letra (A), de um átomo é a soma das massas dos prótons e nêutrons. Como a massa do elétron é muito pequena (tem cerca de 1/1836 da massa do próton), ela não é considerada.
O número da massa (A) do átomo é formado pela soma do número atômico (Z) com o número de nêutrons (N), ou seja, A = Z + N.
Nêutrons
O nêutron são partículas neutras que fazem parte do núcleo na estrutura atômica dos átomos, juntamente com os prótons. Ele tem massa, mas não tem carga. A massa é muito parecida com a do próton, cerca de 1,67 x 10-24 g.
Para se calcular a quantidade de nêutrons que um átomo possui basta fazer a subtração entre o número de massa (A) e o número atômico (Z).
Elétrons
O elétron é uma partícula subatômica que circunda o núcleo atômico, com carga negativa (-1). Os elétrons dos átomos giram em órbitas específicas e de níveis energéticos bem definidos. Sempre que um elétron muda de órbita, um pacote de energia é emitido ou absorvido.
Um próton na presença de outro próton se repele, o mesmo ocorre com os elétrons, mas entre um próton e um elétron existe uma força de atração. Dessa maneira atribui-se ao próton e ao elétron uma propriedade física denominada carga elétrica.
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Modelos atómicos 
Os modelos atômicos são teorias que tentam explicar a matéria e seus fenômenos. Eles foram evoluindo com o tempo, de acordo com os avanços da ciência.
Modelo atômico de Dalton
O modelo atômico de Dalton foi a primeira teoria proposta para tentar explicar a construção da matéria e foi desenvolvida por John Dalton em 1808.
Esse modelo supõe que o átomo é uma esfera maciça, homogênea, indivisível e indestrutível e, por isso, é também conhecido como modelo da “bola de bilhar”.
Dalton determinou alguns princípios que explicavam a matéria e seus fenômenos, baseado na ideia de que o átomo é uma esfera indivisível:
· A matéria é formada por pequenas partículas que não se dividem, os átomos.
· Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos.
· Os átomos de elementos químicos diferentes possuem propriedades físicas e químicas distintas.
· Átomos não são criados ou destruídos.
· Um elemento é definido pelo peso do seu átomo.
· Ao formar substâncias, os átomos não se alteram.
· Uma reação química ocorre mediante a simples reorganização dos átomos, os quais mantêm a sua identidade.
Modelo atômico de Thomson
O modelo atômico proposto por Joseph John Thomson, em 1898, afirma que o átomo possui natureza elétrica, é divisível e formado por partículas subatômicas.
Thomson descobriu a existência de partículas carregadas negativamente (elétrons) no átomo, derrubando o conceito de Dalton, que afirmava que o átomo seria indivisível.
Por meio de experimentos, Thomson construiu uma nova teoria atômica, na qual defendeu a existência de cargas elétricas negativas presas a um núcleo, com carga elétrica positiva. Devido a essa estrutura, esse modelo atômico é conhecido como modelo do “pudim de passas”.
As considerações do modelo atômico de Thomson são:
· O átomo é esférico e divisível.
· O átomo é eletricamente neutro, possuindo a mesma quantidade de partículas negativas e positivas.
· Os elétrons não estão presos no núcleo positivo, podendo ser transferidos a outros átomos, em determinadas condições.
· As cargas elétricas negativas estão uniformemente distribuídas ao redor do núcleo positivo, por repulsão eletrostática.
Modelo atômico de Rutherford
Através de seus experimentos Ernest Rutherford (1871‑1937) conseguiu demonstrar que o átomo não era uma partícula indivisível como se acreditava, mas sim que ele era formado por partículas menores.
Átomo de Rutherford (1911): núcleo com carga positiva e os elétrons situam-se ao redor dele na eletrosfera.
Segundo Rutherford:
· O átomo apresenta uma região central com alta concentração de carga positiva.
· A massa de um átomo se concentra na sua região central;
· Os elétrons são mais leves e se localizam ao redor do núcleo, região que contém muitos espaços vazios.
Modelo atômico de Bohr
Buscando explicar o porquê dos elementos emitirem cores características quando expostos a algumas condições e baseado no modelo atômico de Rutherford, Niels Bohr (1885-1962) propôs uma teoria atômica que explicava a emissão de luz em certas frequências.
Átomo de Bohr (1913): os elétrons se movimentam em camadas circulares fixas ao redor do núcleo.
Segundo Bohr:
· Os elétrons movimentam-se nas camadas ao redor do núcleo;
· As camadas ao redor do núcleo apresentam valores de energia específicos;
· Para ir para um nível mais externo o elétron deve absorver energia. Ao retornar para uma camada mais próxima do núcleo, o elétron libera energia.
Pontos negativos: Não pode-se afirmar que os elétrons realizam uma trajetória ao redor do núcleo em posições fixas como os planetas ao redor do Sol.
Modelo atômico de Schrödinger
Com a evolução da ciência e da Mecânica Quântica, novas teorias foram desenvolvidas para entender o átomo. O modelo atômico atualmente aceito é o modelo proposto por Schrödinger em 1926, que conta com a contribuição de outros cientistas e suas descobertas.
Antes de Schrödinger propor sua teoria para explicar o átomo, o físico Arnold Sommerfield fez uma relevante contribuição ao modelo atômico de Rutherford-Bohr, propondo que as órbitas eletrônicas não seriam circulares, mas sim elípticas. Isso foi importante, porque determinava que os elétrons possuíam velocidades diferentes, uma vez que estavam a diferentes distâncias do núcleo.
O físico Louis de Broglie, baseando-se no conceito da dualidade onda-partícula, determinou que o elétron possui trajetória constante quando se comporta como partícula e movimento ondulatório quando se comporta como onda.
Assim, reunindo todos esses conceitos e fazendo uso de cálculos matemáticos, Schrödinger concluiu que a eletrosfera não é formada por órbitas de trajetória determinada, mas sim por regiões que se assemelham a nuvens eletrônicas.
Com essa ideia, o modelo atômico de Schrödinger inseriu o conceito de orbital atômico, explicado como sendo uma região de alta probabilidade de se encontrar elétrons e que é definida matematicamente por meio de uma equação matemática, conhecida como função de onda.
Tabela periódica
A tabela periódica organiza os elementos químicos em ordem crescente de número atômico, de modo que os elementos que possuam propriedades similares se repitam periodicamente.
A classificação dos elementos em formato de tabela foi proposta por Dmitri Mendeleev em 1869,o qual foi responsável por identificar e agrupar elementos químicos com propriedades similares em uma mesma coluna. Inicialmente, Mendeleev utilizou a massa atômica como critério de organização dos elementos. Porém, em 1913, Henry Moseley descobriu o número atômico, e a tabela periódica passou a ser ordenada de acordo com o número crescente de prótons no átomo, assumindo a configuração atual.
Organização da tabela periódica
A tabela periódica moderna é composta por 118 elementos e é organizada de acordo com o número atômico de cada espécie, em ordem crescente, da esquerda para a direita. Os elementos são distribuídos ao longo de 18 grupos, representados pelas colunas verticais, e em sete períodos, que são as linhas horizontais.
A tabela periódica ainda pode ser organizada em blocos que se relacionam à distribuição eletrônica dos elementos.
Grupos ou famílias da tabela periódica 
De acordo com as regras da União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC), as famílias da tabela periódica devem ser ordenadas de 1 a 18. Mas ainda é possível encontrar tabelas periódicas que classificam as famílias dos elementos químicos em A (representativos) B (transição). 
• Família 1A (Grupo 1): metais alcalinos (exceto hidrogênio);
• Família 2A (Grupo 2): metais alcalino terrosos;
• Família B (Grupo 3 à 12): metais de transição;
• Família 3A (Grupo 13): família do boro;
• Família 4A (Grupo 14): família do carbono;
• Família 5A (Grupo 15): família do nitrogênio;
• Família 6A (Grupo 16): calcogênios;
• Família 7A (Grupo 17): halogênios;
• Família 0 ou 8A (Grupo 18): gases nobres.
Blocos - os elementos da tabela periódica também podem ser classificados em S, P, D e F, classificados de acordo com os elementos que possuem o elétron de mais energia no mesmo orbital atômico. 
• Bloco s: hidrogênio (h) e grupos 1 e 2;
• Bloco p: grupos 13 ao 18;
• Bloco d: grupos 3 ao 12;
• Bloco f: séries dos lantanídeos e dos actinídeos.
Ligações químicas
As ligações químicas correspondem à união dos átomos para a formação das substâncias químicas.
Em outras palavras, as ligações químicas acontecem quando os átomos dos elementos químicos se combinam uns com os outros e os principais tipos são:
· Ligações iônicas: transferência de elétrons;
· Ligações covalentes: compartilhamento de elétrons;
· Ligações metálicas: existência de elétrons livres.
Regra do Octeto
A Teoria do Octeto, criada por Gilbert Newton Lewis (1875-1946), químico estadunidense, e Walter Kossel (1888-1956), físico alemão, surgiu a partir da observação dos gases nobres e algumas características como, por exemplo, a estabilidade dos elementos que apresentam 8 elétrons na Camada de Valência.
Portanto, a Teoria ou Regra do Octeto explica a ocorrência das ligações químicas da seguinte forma:
· "Muitos átomos apresentam estabilidade eletrônica quando possuem 8 elétrons na camada de valência (camada eletrônica mais externa).”
Tipos de Ligações Químicas
Ligação Iônica
Também chamada de ligação eletrovalente, esse tipo de ligação é realizada entre íons (cátions e ânions), daí o termo "ligação iônica".
Para ocorrer uma ligação iônica os átomos envolvidos apresentam tendências opostas: um átomo deve ter a capacidade de perder elétrons enquanto o outro tende a recebê-los.
Portanto, um ânion, de carga negativa, se une com um cátion, de carga positiva, formando um composto iônico por meio da interação eletrostática existente entre eles.
Exemplo: Na+Cl- = NaCl (cloreto de sódio ou sal de cozinha). Nesse composto, o sódio (Na) doa um elétron para o cloro (Cl) e se torna um cátion (carga positiva), enquanto o cloro torna-se um ânion (carga negativa).
Os compostos iônicos geralmente são encontrados no estado sólido em condições ambientes e apresentam elevados pontos de fusão e ebulição. Quando dissolvidos em água, essas substâncias são capazes de conduzir corrente elétrica, já que seus íons são liberados em solução.
Ligação Covalente
Também chamada de ligação molecular, as ligações covalentes são ligações em que ocorre o compartilhamento de elétrons para a formação de moléculas estáveis, segundo a Teoria do Octeto; diferentemente das ligações iônicas, em que há perda ou ganho de elétrons.
Além disso, pares eletrônicos é o nome dado aos elétrons cedidos por cada um dos núcleos, figurando o compartilhamento dos elétrons das ligações covalentes.
Exemplo: H2O: H - O - H (molécula de água) formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Cada traço corresponde a um par de elétrons compartilhado formando uma molécula neutra, uma vez que não há perda nem ganho de elétrons nesse tipo de ligação.
As ligações covalentes podem ser classificadas em polares ou apolares. No caso da água temos uma ligação covalente polar, pois os átomos que compõem a molécula apresentam diferentes eletronegatividades. Já o oxigênio (O2) apresenta uma ligação covalente apolar, pois é formado por átomos de um único elemento químico e, por isso, não apresenta diferença de eletronegatividade.
Ligação Metálica
É a ligação que ocorre entre os metais, elementos considerados eletropositivos e bons condutores térmico e elétrico. Para tanto, alguns metais perdem elétrons da sua última camada chamados de "elétrons livres" formando assim, os cátions.
A partir disso, os elétrons liberados na ligação metálica formam uma "nuvem eletrônica", também chamada de "mar de elétrons" que produz uma força fazendo com que os átomos do metal permaneçam unidos..Exemplos de metais: Ouro (Au), Cobre (Cu), Prata (Ag), Ferro (Fe), Níquel (Ni), Alumínio (Al), Chumbo (Pb), Zinco (Zn), entre outros.
Os metais apresentam estado físico sólido em temperatura ambiente, com exceção do mercúrio, o único metal líquido nessas condições. As substâncias metálicas são boas condutoras de calor e eletricidade e, além disso, apresentam um brilho característico.
Funções inorgânicas
As funções inorgânicas são os grupos de compostos inorgânicos que apresentam características semelhantes.
As quatro principais funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos.
Ácidos
Ácidos são compostos covalentes, ou seja, que compartilham elétrons nas suas ligações. Eles têm a capacidade de ionizar em água e formar cargas, liberando o H+ como único cátion.
Classificação dos ácidos
Os ácidos podem ser classificados de acordo com a quantidade de hidrogênios que são liberados em solução aquosa e ionizam-se, reagindo com a água formando o íon hidrônio.
Características dos ácidos
As principais características dos ácidos são:
· Têm sabor azedo.
· Conduzem corrente elétricas, pois são soluções eletrolíticas.
· Formam o gás hidrogênio quando reagem com metais, como magnésio e zinco.
· Formam gás carbônico ao reagir com carbonato de cálcio.
· Alteram para uma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de tornassol azul fica vermelho).
Principais ácidos
Exemplos: acido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H2SO4), ácido acético (CH3COOH), ácido carbônico (H2CO3) e ácido nítrico (HNO3).
Bases
Bases são compostos iônicos formados por cátions, na maioria das vezes de metais, que se dissociam em água liberando o ânion hidróxido (OH-).
Classificação das bases
As bases podem ser classificadas de acordo com o número de hidroxilas liberadas em solução.
Características das bases
· A maioria das bases são insolúveis em água.
· Conduzem corrente elétrica em solução aquosa.
· São escorregadias.
· Reagem com ácido formando sal e água como produtos.
· Alteram para uma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de tornassol vermelho fica azul).
Principais bases
As bases são muito utilizadas em produtos de limpeza e também em processos das indústrias químicas.
Exemplos: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de magnésio (Mg(OH)2), hidróxido de amônio (NH4OH), hidróxido de alumínio (Al(OH)3) e hidróxido de cálcio (Ca(OH)2).
Sais
Sais são compostos iônicos que apresentam, no mínimo, um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.
Um sal pode ser obtido em uma reação de neutralização, que é a reação entre um ácido e uma base.
HCl espaço mais espaço NaOH espaço seta paraa direita espaço NaCl espaço mais espaço reto H com 2 subscrito reto O
A reação do ácido clorídrico com hidróxido de sódio produz cloreto de sódio e água.
O sal formado é composto pelo ânion do ácido (Cl-) e pelo cátion da base (Na+).
Características dos sais
· São compostos iônicos.
· São sólidos e cristalinos.
· Sofrem ebulição em temperaturas altas.
· Conduzem corrente elétrica em solução.
· Têm sabor salgado.
Principais sais
Exemplos: nitrato de potássio (KNO3), hipoclorito de sódio (NaClO), fluoreto de sódio (NaF), carbonato de sódio (Na2CO3) e sulfato de cálcio (CaSO4).
Óxidos
Óxidos são compostos binários (iônicos ou moleculares), que têm dois elementos. Possuem oxigênio na sua composição, sendo ele o seu elemento mais eletronegativo.
A fórmula geral de um óxido é reto C com 2 subscrito com reto y mais sobrescrito fim do sobrescrito reto O com reto y subscrito com 2 menos sobrescrito fim do sobrescrito, onde C é o cátion e sua carga y se transforma em índice no óxido formando o composto: reto C com 2 subscrito reto O com reto y subscrito
Características dos óxidos
· São substâncias binárias.
· São formados pela ligação do oxigênio com outros elementos, exceto o flúor.
· Óxidos metálicos, ao reagir com ácidos, formam sal e água.
· Óxidos não metálicos, ao reagir com bases, formam sal e água.
Principais óxidos
Exemplos: óxido de cálcio (CaO), óxido de manganês (MnO2), óxido de estanho (SnO2), óxido de ferro III (Fe2O3) e óxido de alumínio (Al2CO3).
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