resumo - Componentes inorgânicos

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Componentes inorgânicos 
O que são compostos inorgânicos?
sempre que um composto for formado pela união de átomos de não metais, em que o carbono não está ligado a átomos de hidrogênio
quando um composto for formado pela união de átomos de metais com átomos de hidrogênio
são de origem mineral
Classificação dos compostos inorgânicos
Ácidos
compostos que, em água, ionizam-se, produzindo íons hidrogênio e aumentando a concentração de cátions H+ em solução.
Exemplos 
ácido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido fosfórico (H3PO4).
formadas por moléculas polares
quando as moléculas do HCl entram em contato com a água, ocorre a transformação de íons, isto é, o HCl ioniza-se.
átomos de hidrogênio presentes numa molécula, que em água transformam-se em íons H3O = hidrogênios ionizáveis
Equação de ionização de um ácido, onde o íon H3O+ é simplesmente representado por H+.
Conceitos de ionização e dissociação iônica
Ionização processo pelo qual sustâncias moleculares originam íons quando em solução aquosa. 
Dissociação iônica nome dado ao processo por meio do qual os íons presentes em um composto iônico se separam quando colocados em água, formando seus respectivos ânion e cátion.
Bases
compostos que produzem íons hidróxido (OH-) em água. ocorre por meio da dissociação do composto, formando ânion OH-.
Exemplos
hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) e hidróxido de alumínio (Al(OH)3).
A hidratação dos íons ajuda a “neutralizar” suas cargas, impedindo a aproximação dos íons de cargas opostas
dissociação do NaOH, equação:
Para os compostos Mg(OH)2 e Al(OH)3, as equações de dissociação são:
Sais
quando colocados em água, formam íons diferentes dos formados em bases (OH-) e em ácidos (H+) formam apenas os cátion e ânions de seus respectivos átomos unido os sais apenas dissociam-se em água. 
Exemplos
cloreto de sódio (NaCl), carbonato de sódio (Na2CO3) e nitrato de potássio (KNO3).
Essas substâncias se dissociam em água formando os respectivos íons.
sais podem ser obtidos por meio da reação entre um ácido e uma base.
O cloreto de sódio, por exemplo, pode ser obtido através da reação entre HCl e NaOH.
 HCl + NaOH → NaCl + H2O
Outros exemplos:
2NHO3 + Mg(OH)2 → Mg(NO3)2 + 2H2O (formação do sal nitrato de magnésio)
 H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O (formação do sal sulfato de potássio) 
3HCl + Al(OH)3 →AlCl3 + 3H2O ( formação do sal cloreto de alumínio)
Excesso de ácido: 
 H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O
Nesse caso, devido ao excesso de ácido, forma-se um sal que ainda apresenta um hidrogênio ionizável (NaHSO4). Caso as proporções de ácido e base estivessem corretas, formaria-se apenas o sal NaSO4 (sulfato de sódio). Excesso de base: 
 HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(OH)NO3 + H2O
Quando há excesso de base, forma-se, ao contrário do ácido, um sal com presença do íon hidroxila (Ca(OH)NO3). Em uma reação completa, sem falta de ácido, o sal formado seria o nitrato de cálcio (CaNO3).
Óxidos
todo composto formado por dois elementos químicos, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo os óxidos são substâncias formadas pelo oxigênio e um outro elemento que não seja o flúor.
óxidos moleculares são formados pela união do átomo de oxigênio com um átomo de um elemento químico do grupo dos não metais. 
Exemplos:
monóxido de carbono carbônico (CO2), monóxido de nitrogênio (NO), trióxido de enxofre (SO3), dióxido de nitrogênio (NO2)
óxidos iônicos apresentam o oxigênio ligado a um elemento do grupo dos metais.
o óxido de sódio (Na2O), óxido de cálcio (CaO), óxido de alumínio (Al2O3), óxido de cobre I (Cu2O), óxido de cobre II (CuO).
Hidretos
formados pela união de dois átomos de elementos químicos, em que um deles, obrigatoriamente, é o átomo de hidrogênio.
Iônicos o hidrogênio se liga com átomos de elementos químicos pertencentes ao grupo dos metais. 
Exemplos
hidreto de sódio (NaH), hidreto de lítio (LiH) e hidreto de cálcio (CaH2).
hidretos moleculares o hidrogênio se liga a um elemento que pertence ao grupo dos ametais. 
Ácido clorídrico (HCl), sulfeto de hidrogênio, ou gás sulfídrico (H2S), e amoníaco, ou gás amônia (NH3) hidretos não metálicos
hidretos metálicos são os mais importantes, pois possuem a característica de reagir com água e formar compostos com caráter básico, liberando gás hidrogênio. 
equação da reação química de hidróxido de sódio em interação com a água, que formará hidróxido de sódio e gás hidrogênio. NaH + H2O → NaOH + H2
Características e funções dos ácidos
Modificam a cor dos indicadores de ácido e base Os indicadores de ácidos e bases mudam de cor quando na presença de uma solução ácida ou de uma solução básica;
Possuem sabor azedo;
Conduzem eletricidade em solução aquosa existem íons livres
Reagem com compostos básicos para formar água e um sal.
Reagem com metais, na forma de hidretos, liberando gás hidrogênio.
Os metais que mais facilmente reagem com solução ácida são os alcalinos e os alcalinos terrosos.
metais nobres como mercúrio, prata, ouro, platina e bismuto não reagem.
Nos hidrácidos, todos os átomos de hidrogênio podem sofrer ionização; nos oxiácidos, apenas os átomos de hidrogênio ligados a átomos de oxigênio sofrem ionização.
Exemplo:
HCl: a cada 100 moléculas dissolvidas em água, 92 se ionizam.
HF: a cada 100 moléculas dissolvidas em água, apenas 8 se ionizam
Características e funções das bases
Exemplos leite de magnésia (suspensão de hidróxido de magnésio), soda cáustica (nome comercial para o hidróxido de sódio), cal hidratada (suspensão de hidróxido de cálcio).
sabor adstringente, modificam a cor dos indicadores de ácidos e bases, Conduzem eletricidade, pois nas soluções básicas existem íons livres, Reagem com ácidos, formando água e sal.
podem ser classificadas quanto ao número de hidroxilas (OH-).
Exemplos NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3 e Pb(OH)4.
solubilidade, os compostos básicos de metais alcalinos, como NaOH e o KOH, são bastante solúveis em água. bases de metais alcalinos terrosos, como o Ca(OH)2, são parcialmente solúveis. bases metálicas, como o AgOH, apresentam solubilidade tão baixa que são consideradas insolúveis.
grau de dissociação eletrolítica uma base será tanto mais forte quanto maior for a quantidade de íons OH- que produzir em solução aquosa. bases dos metais alcalinos e dos alcalinos terrosos = FORTES, bases dos outros metais, incluindo o hidróxido de amônio = FRACAS.
Características e funções dos sais
sabor salgado;
o Na2SO4, apresentam sabor amargo;
soluções aquosas dos sais conduzem corrente elétrica íons livres em solução
Exemplos de utilização de sais
nitrato de potássio salitre (KNO3
nitrito de potássio (KNO2) conservação de alimentos
permanganato de potássio (KMnO4) bactericida
sulfato de bário (BaSO4) contraste em radiografias estomacais
brometo de prata (AgBr) e cloreto de prata (AgCl) filmes fotográficos, são sensíveis à luz;
sulfato de cobre (CuSO4) fungicida.
Classificação:
Sais neutros ou normais obtidos da reação de neutralização total de um ácido ou de uma base, Exemplos: Na2SO4, KCl, CaCO3 e NH4NO3.
Sais ácidos ou hidrogenossais provenientes da neutralização parcial de um ácido por uma base. Exemplos: NaHCO3, NaHSO4 e KH2PO4.
Sais básicos ou hidróxissais possuem um ou mais íons hidróxidos e podem ser obtidos pela reação de neutralização parcial de uma base por um ácido. Exemplos: Ca(OH)Cl, Al(OH)Cl2 e Fe(OH)2NO3.
Sais duplos ou mistos Podem ser obtidos pela reação de neutralização total de uma base por dois ácidos ou de um ácido por duas bases. Exemplos: sulfato de potássio e sódio (KNaSO4) e nitrato de cálcio e bromo (Ca(NO3)Br).
Características e classificação dos óxidos
óxidos básicos, óxidos ácidos, óxidos anfóteros, óxidos neutros, óxidos duplos ou mistos e peróxido.
óxidos básicos reagem com água, formando íons OH-, e com ácidos, formando sal e água. Exemplos 
óxidos ácidos reagem com água,formando ácidos, e com soluções básicas, formando sal e água. Exemplos 
óxidos anfóteros sólidos iônicos pouco solúveis em água que reagem tanto com ácidos fortes como com bases fortes, formando água e um sal em solução aquosa. Exemplos
Os óxidos neutros são óxidos moleculares que não apresentam caráter ácido ou básico. Os mais comuns são o CO (monóxido de carbono), NO (monóxido de nitrogênio ou oxido nítrico) e o N2O (monóxido de dinitrogênio ou óxido nitroso).
peróxidos são óxidos que contém o grupo – O – O –, os mais comuns são peróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos. O principal é o peróxido de hidrogênio (H2O2).