1. Ácidos
1.1. Características
1.1.1. -pH < 7 -Compostos covalentes -Ionizam em água liberado H+ -conduz corrente elétrica em solução aquosa -tem sabor azedo -Alteram para uma cor específica com indicadores ácido-base (papel de tornassol azul fica vermelho)
1.2. Teoria
1.2.1. Lewis
1.2.1.1. Aceita par de elétron em ligação dativa
1.2.2. Bronsted-Lowry
1.2.2.1. Doa H+
1.2.3. Arrhenius
1.2.3.1. libera H+ em água
1.3. Classificação dos ácidos
1.3.1. presença ou ausência de oxigênio
1.3.1.1. Hidrácidos não possuem oxigênio
1.3.1.2. Oxiácidos possuem de oxigênio
1.3.2. hidrogênios ionizáveis
1.3.2.1. Monoácido: apenas um hidrogênio ionizável
1.3.2.2. Diácidos: dois hidrogênios ionizáveis
1.3.2.3. Triácidos: três hidrogênios ionizáveis
1.3.2.4. Tetrácidos: quatro hidrogênios ionizáveis
1.3.3. Grau de ionização
1.3.3.1. α = nº de moléculas ionizadas / nº de moléculas dissolvidas
1.3.3.1.1. α > 50% = ácido forte
1.3.3.1.2. 5 % > α > 50% = ácido moderado
1.3.3.1.3. α < 5% = ácido fraco
2. Sais
2.1. Características
2.1.1. -Compostos iônicos -sólidos e cristalinos -sofrem ebulição em altas temperaturas -Conduzem corrente elétrica quando estão em solução aquosa
2.2. Teoria
2.2.1. são compostos iônicos que, em solução aquosa sofre dissociação liberando pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.
2.3. Classificação
2.3.1. Solubilidade em água
2.3.1.1. Solúveis: Nitratos, cloratos, acetatos, cloretos, brometos, iodetos, sulfatos
2.3.1.2. insolúveis: Sulfetos, carbonatos, fosfatos
2.3.2. pH
2.3.2.1. Sais Neutros: Dissolvidos em água não alteram o pH
2.3.2.2. Sais Ácidos: Dissolvido em água pH < 7
2.3.2.3. Sais Básicos: Dissolvido em água pH > 7
2.3.3. Outros tipos
2.3.3.1. Hidrogeno-sais, Hidroxi-sais, Sais duplos, Sais hidratados, Sais complexos.
3. Bases
3.1. Características
3.1.1. -pH > 7 -Em água se dissociam e liberam OH- -conduz corrente elétrica em solução aquosa -Em água reagem com o ácido formando sal e água -Alteram para uma cor específica com indicadores ácido-base (papel de tornassol vermelho fica azul) -A maioria é insolúvel em água
3.2. Teoria
3.2.1. Lewis
3.2.1.1. Doa par de elétron em ligação dativa
3.2.2. Bronsted-Lowry
3.2.2.1. Recebe H+
3.2.3. Arrhenius
3.2.3.1. Libera OH-
3.3. Classificação
3.3.1. Nº de hidroxilas
3.3.1.1. Monobases: possuem apenas uma hidroxila
3.3.1.2. Dibases: possuem duas hidroxilas
3.3.1.3. Tribases: possuem três hidroxilas
3.3.1.4. Tetrabases: possuem quatro hidroxilas
3.3.2. Grau de dissociação
3.3.2.1. α = nº de fórmulas unitárias que se dissociaram/ nº de fórmulas unitárias dissolvidas no início
3.3.2.1.1. α > 50% = base forte
3.3.2.1.2. α < 5% = base fraco
3.3.3. Solubilidade em água
3.3.3.1. Solúveis: bases de metais alcalinos e amônio
3.3.3.2. Pouco solúveis: bases de metais alcalinos e terrosos
3.3.3.3. Praticamente insolúveis: demais bases
4. Óxidos
4.1. Características
4.1.1. -Possuem oxigênio na sua composição, sendo ele o seu elemento mais eletronegativo. -Compostos binários formados pela ligação do oxigênio com outros elementos, exceto o flúor por ser mais eletronegativo que o oxigênio. -Óxidos metálicos, ao reagir com ácidos, formam sal e água. -Óxidos não metálicos, ao reagir com bases, formam sal e água.
4.2. Teoria
4.2.1. São compostos binários, e o oxigênio é o elemento mais eletronegativo
4.3. Classificação
4.3.1. Ligações químicas
4.3.1.1. Iônicos: oxigênio com metais.
4.3.1.2. Moleculares: oxigênio com não metálicos.
4.3.2. Propriedades
4.3.2.1. Básicos: Alteram o pH para maior que 7 em soluções aquosas, ou quando reagem com um ácido geram sal e água
4.3.2.2. Ácidos: Em solução aquosa reagem com a água e formam ácidos, ou quando reagem com uma base geram sal e água
4.3.2.3. Neutros: não reagem em água
4.3.2.4. Peróxidos: Em solução aquosa reagem com a água e formam água oxigenada.
4.3.2.5. Anfóteros: Podem se comportar como ácidos ou bases.