Funções inorgânicas (Ácidos, Bases, Óxidos e Sais)
Autor: Grupo de quimica assis | Publicado: 2011-09-06T09:09:00-07:00


Química inorgânica&nbsp;ou&nbsp;química mineral&nbsp;é o ramo da&nbsp;química&nbsp;que estuda os&nbsp;elementos químicos&nbsp;e as&nbsp;substâncias&nbsp;da natureza que não possuem o&nbsp;carbonocoordenados em cadeias, investigando as suas estruturas, propriedades e a explicação do mecanismo de suas reações e transformações.Os materiais inorgânicos compreendem cerca de 95% das substâncias existentes no planeta&nbsp;Terra.As chamadas "substâncias inorgânicas" que servem de foco de estudo para a química inorgânica, são divididos em 4 grupos denominados como "funções inorgânicas".São eles
A estrutura iônica do&nbsp;óxido de potássio, K2O.Muitos&nbsp;compostos inorgânicos&nbsp;são&nbsp;sais, constituídos de um&nbsp;cátion&nbsp;e um&nbsp;ânion&nbsp;agrupados por&nbsp;ligação iônica. Um exemplo de sal é o&nbsp;cloreto de magnésio&nbsp;MgCl2, que é constituído do cátion Mg&nbsp;e ânions de&nbsp;cloro&nbsp;Cl. Nesses compostos, as proporções de íons são tais que a carga elétrica é cancelada, fazendo com que o composto como um todo seja eletricamente neutro. Os íons são descritos por seu&nbsp;estado de oxidação&nbsp;e a facilidade de sua formação pode ser estimada a partir do seu&nbsp;potencial de ionização&nbsp;(para cátions) ou da&nbsp;afinidade eletrônica&nbsp;(anions) de seus elementos formadores.Uma importante classe de sais inorgânicos são os&nbsp;óxidos, os&nbsp;carbonatos,&nbsp;sulfatos&nbsp;e os&nbsp;haletos. Muitos dos compostos inorgânicos são caracterizados por alto um&nbsp;ponto de fusão. Sais inorgânicos são tipicamente maus&nbsp;condutores&nbsp;no estado sólido. Outras características importantes são a&nbsp;solubilidade&nbsp;na água e a facilidade de&nbsp;cristalização. Alguns sais (por exemplo&nbsp;NaCl) são muito solúveis em água, outros (por exemplo&nbsp;SiO2) não o são.A mais simples&nbsp;reação inorgânica&nbsp;é a da&nbsp;dupla troca, quando da mistura de dois sais iônicos os seus íons são trocados sem a mudança no estado de oxidação. Na&nbsp;reação de oxi-redução&nbsp;um dos reagentes, o&nbsp;oxidante, diminui seu número de oxidação e o outro reagente, o&nbsp;redutor, tem seu número de oxidação aumentado. O resultado é uma troca deeletrons. A troca de elétrons pode ocorre indiretamente como também, por exemplo nas&nbsp;baterias, como um conceito chave da&nbsp;eletroquímica.Quando um dos reagentes contem átomos de hidrogênio, uma reação pode ocorre pela troca de prótons na química do ácido base. Em uma definição mais genérica, um ácido pode ser qualquer substância química capaz de capturar um par de elétrons é chamado de&nbsp;ácido de Lewis; por outro lado, qualquer molécula que tende a doar um par elétrons é denominada como uma&nbsp;base de Leyis. Como um refinamento da interações ácido-base, a&nbsp;teoria HSAB&nbsp;leva em conta a polarização e tamanho dos íons.Compostos inorgânicos são encontrados na natureza como&nbsp;minerais. O solo pode conter sulfeto de ferro como&nbsp;pirita&nbsp;ou sulfeto de cálcio como o&nbsp;gypsum. Compostos inorgânicos também podem ser encontrados emoutras diversas formas tais como&nbsp;biomoléculas: como eletrólitos (cloreto de sódio), armazenamento de energia (ATP) ou na construção(o&nbsp;é o arcabouço do&nbsp;DNA).Ácido, segundo&nbsp;Arrhenius&nbsp;(1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H. Um exemplo é o&nbsp;ácido clorídrico, de fórmula HCl:
O primeiro composto inorgânico feito pelo homem foi o&nbsp;nitrato de amônia&nbsp;para fertilização do solo produzido pelo&nbsp;processo de Haber.Compostos inorgânicos são sintetizados com o uso de&nbsp;catalizadores&nbsp;tais como&nbsp;pentóxido de vanádio&nbsp;e&nbsp;cloreto de titânio(III), ou com&nbsp;reagentes&nbsp;da&nbsp;química orgânica&nbsp;tais como&nbsp;hidreto de alumínio e lítio. &nbsp;&nbsp;HCl&nbsp;&nbsp;H&nbsp;+ ClMuitos anos mais tarde, em&nbsp;1923,&nbsp;Brønsted&nbsp;e&nbsp;Lowry&nbsp;propuseram a ideia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de&nbsp;Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.Lewis&nbsp;em&nbsp;1923&nbsp;ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de&nbsp;elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas&nbsp;ácidos de Lewis. Visto que o&nbsp;próton, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o&nbsp;orbital&nbsp;1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os&nbsp;ácidos de Brønsted-Lowry&nbsp;são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de&nbsp;Arrhenius&nbsp;são de Brønsted-Lowry.Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4&nbsp;– se doarem o H&nbsp;durante a reação.
Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.Exemplos de ácidos de Lewis: Ag, AlCl3, CO2, SO3&nbsp;– se receberem par de elétrons.&nbsp;Força dos ácidos (segundo Arrhenius)
Um parafuso (contendo ferro em sua composição) e um fio de cobre mergulhados em uma base libera uma substância ofensiva para a natureza humana. O ácido clorídrico não reage com o fio de cobre.)Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o&nbsp;ácido nítrico.
Um ácido fraco também libera íons H&nbsp;, porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria dos&nbsp;ácidos orgânicos&nbsp;são deste tipo, e também alguns sais como o&nbsp;cloreto de alumínio.
HAc&nbsp;H&nbsp;+ Ac&nbsp;( em solução aquosa )Neste caso HAc equivale ao&nbsp;ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.Aspectos liberais genéricos da força dos ácidosAo tratar de hidrácidos:
São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.Ao tratar de Oxiácidos:
Considere a notação geral: Hx(Elemento)Oy. Teremos um ácido forte se: y - x &gt;= 2 (y - x &gt; 1).((x.r) -1 &gt;y) Um ácido moderado se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x) .AutoionizaçãoPela teoria de Ahrrenius, existem os conceitos de bases conjugadas. Nesta visão, uma molécula de água, por exemplo, reage com outra, transferindo íon H+, ou seja, uma agindo como ácido e outra como base:H2O + H2O&nbsp;&nbsp;H3O&nbsp;+ OH&nbsp;( em solução aquosa ).Assim, o OH&nbsp;é a base conjugada da água e o H3O&nbsp;é o&nbsp;ácido conjugado&nbsp;da água.É importante notar que, formam-se íons, o que pode ser comprovado pela pequena condutividade residual em água pura (0,056 microS/cm, o que mostra que a reação só ocorre em pequena proporção.Ácidos também se auto-ionizam, como o&nbsp;HF, o&nbsp;H2SO4&nbsp;e o&nbsp;ácido acético, sendo observadas reações ácido-base desta maneira também nestes solventes.Ácidos resistentes e não resistentesComo extensão a teoria de Lewis, criada por&nbsp;Pearson&nbsp;foi criado um conceito de dureza e moleza para ácidos e bases. Estes termos se referem, respectivamente, a dificuldade ou facilidade com que as "nuvens eletrônicas" ("superfície" externa do átomo, região de maior probabilidade dos elétrons mais externos, HOMO) podem ser deformadas.E um desses exemplos é que ele é o único que pode doar , ou seja , ceder prótons que sua carga fica H+Este ponto de vista é importante para análise de estabilidade/força de ligações entre ácidos e bases, influenciando áreas da química como&nbsp;catálise. Basicamente, ácidos duros como o H, HF, BF3, AlCl3, formarão ligações mais fortes com bases duras, como OH, NH3, e ácidos e bases moles farão ligações mais fortes entre si, enquanto ligações duro-mole serão mais fracas ou não ocorrerão. Exemplos de bases moles são PH3, I. Exemplos de ácidos moles são Hg2, CuI, BH3.Classificação dos ácidosQuanto ao número de hidrogênios ionizáveisMonácidos - liberam um íon H+ por molécula: HCl, HNO3, HClO4, etc. Diácidos - liberam dois íons H+ por molécula: H2S, H2CO3, H2SO4, etc. Triácidos - liberam três íons H+ por molécula: H3BO3, H3PO4, H3SO4, etc. Tetrácidos - liberam quatro íons H+ por molécula: H4P2O7, H4SiO4, etc.Quanto à presença de oxigênioHidrácidos, sem oxigênio (fórmula geral: HnA)
Oxiácidos, com oxigênio (formula geral: HnAO)Quanto à volatilidadeFixos: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3
Voláteis&nbsp;: HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO3, entre outros.Quanto à forçaN é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas. Força:Forte: Grau de ionização acima de 50%;
Semi-forte: Grau de ionização entre 30% a 50%;
Fraco: Grau de ionização de 10% a 30%;
Semi-fraco: Grau de ionização de 4% a 10%;
Superfraco: Grau de ionização de 1% a 4%;
Insignificante: Grau de ionização até 1%.
Quanto ao número de grupos funcionais (H+)Monopróticos:são ácidos que liberam apenas dois H+ em solução aquosa e só tem um hidrogênio em sua estrutura, ex: HCl;
Dipróticos:liberam dois H+ em solução aquosa e só três hidrogênios em sua estrutura, ex: H2Cr2O7, H2MnO4,H2S;
Tripróticos: liberam três H+ em solução aquosa e só quatro hidrogênios em sua estrutura, ex: H3PO2, H3PO3.Quanto ao grau de hidrataçãoOrto: Ácido hidratado: H3PO4&nbsp;(Fosfórico)
Meta: Ácido menos uma molécula de água: H3PO4&nbsp;- H2O = HPO3&nbsp;(Metafosfórico)
Piro: 2 ácidos menos uma molécula de água: 2 H3PO4&nbsp;- H2O = H4P2O7&nbsp;(Pirofosfórico) &nbsp;&nbsp; &nbsp; &nbsp;&nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Bases&nbsp;,&nbsp;Segundo&nbsp;Arrhenius, uma&nbsp;base&nbsp;(também chamada de&nbsp;álcali) é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH&nbsp;(íons&nbsp;hidroxila&nbsp;ou&nbsp;oxidrila) em&nbsp;solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se&nbsp;básicas&nbsp;ou&nbsp;alcalinas. As bases possuem baixas&nbsp;concentrações&nbsp;de ions H&nbsp;sendo considerado base as soluções que têm, a 25&nbsp;°C,&nbsp;pH&nbsp;acima de 7. Possuem sabor&nbsp;adstringente&nbsp;(ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de&nbsp;magnésio&nbsp;(leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como ohidróxido de sódio&nbsp;(NaOH ou&nbsp;soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol&nbsp;vermelho&nbsp;apresentam a cor azul-marinho ou violeta.Em 1923, o químico dinamarquês&nbsp;Johannes Nicolaus Brønsted&nbsp;e o inglês&nbsp;Thomas Martin Lowry&nbsp;propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H)Mais tarde&nbsp;Gilbert Lewis&nbsp;definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa&nbsp;reação química- doador do par electrônico.As bases neutralizam os&nbsp;ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando&nbsp;água&nbsp;e um&nbsp;sal:H2SO4&nbsp;+&nbsp;Ca(OH)2&nbsp;→&nbsp;2&nbsp;H2O&nbsp;+&nbsp;CaSO4(ácido sulfúrico +&nbsp;hidróxido de cálcio&nbsp;= água + sulfato de cálcio)HCl&nbsp;+&nbsp;NaOH&nbsp;→&nbsp;H2O&nbsp;+&nbsp;NaCl(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)Algumas bases (álcalis) conhecidas:Soda Cáustica(NaOH)
Leite de magnésia&nbsp;(Mg(OH)2)
Cal&nbsp;hidratada (apagada) (Ca(OH)2)
Cloro&nbsp;de&nbsp;piscina
Água&nbsp;do&nbsp;mar&nbsp;(devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta um pH relativamente alto, pois isso a torna básica)
Antiácidos&nbsp;em geral &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp;
Produtos de&nbsp;limpeza
Amônia&nbsp;(NH3)
Sabão&nbsp;(todos) e&nbsp;detergente&nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp;Classificação das basesQuanto ao número de hidroxilasMonobases ( 1 OH&nbsp;):&nbsp;NaOH,&nbsp;KOH,&nbsp;NH4OH, AgOH
Dibases ( 2 OH&nbsp;):&nbsp;Mg(OH)2,&nbsp;Ca(OH)2,&nbsp;Fe(OH)2,&nbsp;Ba(OH)2, NiOH2
Tribases ( 3 OH&nbsp;):&nbsp;Al(OH)3,&nbsp;Fe(OH)3
Tetrabases ( 4 OH&nbsp;):&nbsp;,&nbsp;, Mn(OH)4
Quanto ao grau de&nbsp;dissociaçãoBases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os&nbsp;metais alcalinos&nbsp;e&nbsp;alcalino-terrosos&nbsp;formam
bases fortes (família IA e IIA da&nbsp;Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidróxido de Magnésio são bases fracas.Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.
Quanto à&nbsp;solubilidade&nbsp;em águaSolúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de
ser uma base fraca, é solúvel.Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral.
Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.CaracterísticasSabor adstringente
Sofrem dissociação quando em solução aquosa; ha separação dos ìons conduzindo corrente eletrica.
Base é toda a substancia que, em solução aquosa libera como ânion exclusivamente OH- (hidróxido).Quando são dissolvidos em água, os hidróxidos tem seus íons separados. o cátion é&nbsp;um metal, e o ânion é o OH- )
&nbsp;Óxidos&nbsp;&nbsp;&nbsp;Um&nbsp;óxido&nbsp;é um&nbsp;composto químico&nbsp;formado por&nbsp;átomos&nbsp;de&nbsp;oxigênio&nbsp;com outros&nbsp;elementos.Os óxidos constituem um grande grupo na&nbsp;química&nbsp;pois a maioria dos&nbsp;elementos&nbsp;químicos formam óxidos. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são:&nbsp;ferrugem&nbsp;(óxido de&nbsp;ferro&nbsp;III),&nbsp;gás carbônico&nbsp;(óxido de&nbsp;carbono&nbsp;IV ou&nbsp;dióxido de carbono),cal&nbsp;(óxido de&nbsp;cálcio).Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o&nbsp;oxigênio. Os compostos OF2&nbsp;ou O2F2&nbsp;não são óxidos pois o&nbsp;flúor&nbsp;é mais eletronegativo que o&nbsp;oxigênio. Estes compostos são chamados&nbsp;fluoretos&nbsp;de&nbsp;oxigênio&nbsp; &nbsp;&nbsp;Óxidos básicosDefiniçãoSão óxidos em que o&nbsp;elemento&nbsp;ligado ao&nbsp;oxigênio&nbsp;é um&nbsp;metal&nbsp;com baixo&nbsp;número de oxidação&nbsp;(+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de&nbsp;metais alcalinos&nbsp;ealcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de&nbsp;eletronegatividade&nbsp;entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos:Na2O - óxido de sódio
CaO - óxido de cálcio (cal viva)
BaO - óxido de&nbsp;bário&nbsp;(barita)
CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico)
Cu2O - óxido de&nbsp;cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)
FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso)
São também compostos binários do oxigênio com qualquer outro elemento químico,exceto o flúor.ReaçõesReagem com a&nbsp;água&nbsp;formando uma&nbsp;base&nbsp;e com&nbsp;ácidos&nbsp;formando&nbsp;sal&nbsp;e água (neutralizando o ácido). O cálculo do óxido em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura dos elementos. Exemplos:Na2O + H2O&nbsp;&nbsp;2NaOHK2O + H2O&nbsp;&nbsp;2KOHCaO + H2O&nbsp;&nbsp;Ca(OH)2FeO + H2O&nbsp;&nbsp;Fe(OH)2Na2O + 2HNO3&nbsp;&nbsp;2NaNO3&nbsp;+ H2OCu2O + 2HCl&nbsp;&nbsp;2CuCl + H2OCaO + H2SO4&nbsp;&nbsp;CaSO4&nbsp;+ H2O3FeO + 2H3PO4&nbsp;Fe3(PO4)2&nbsp;+ 3H2OÓxidos ácidos ou anidridosDefiniçãoSão óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um&nbsp;ametal&nbsp;. Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados&nbsp;anidridos de ácidos. Alguns exemplos:CO2&nbsp;óxido de&nbsp;carbono&nbsp;IV ou&nbsp;dióxido de (mono)carbono&nbsp;ou anidrido carbônico
SO2&nbsp;óxido de&nbsp;enxofre&nbsp;IV ou&nbsp;dióxido de (mono)enxofre&nbsp;ou anidrido sulfuroso.
SO3&nbsp;óxido de&nbsp;enxofre&nbsp;VI ou&nbsp;trióxido de (mono)enxofre&nbsp;ou anidrido sulfúrico.
Cl2O óxido de&nbsp;cloro&nbsp;I ou&nbsp;ou anidrido hipocloroso.
Cl2O7&nbsp;óxido de&nbsp;cloro&nbsp;VII ou&nbsp;heptóxido de dicloro&nbsp;ou anidrido perclórico.
SiO2&nbsp;óxido de&nbsp;silício&nbsp;ou&nbsp;dióxido de (mono)silício&nbsp;ou anidrido silícico.
MnO3&nbsp;óxido de&nbsp;manganês&nbsp;VI ou&nbsp;ou anidrido mangânico.
Mn2O7&nbsp;óxido de&nbsp;manganês&nbsp;VII ou&nbsp;ou anidrido permangânico.
ReaçõesReagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos:SO2&nbsp;+ H2O&nbsp;&nbsp;H2SO3P2O5&nbsp;+ 3H2O&nbsp;2H3PO4N2O3&nbsp;+ H2O&nbsp;&nbsp;2HNO2CO2&nbsp;+ H2O&nbsp;&nbsp;H2CO3SO2&nbsp;+ 2KOH&nbsp;&nbsp;K2SO3&nbsp;+ H2OP2O5&nbsp;+ 6LiOH&nbsp;&nbsp;2Li3PO4&nbsp;+ 3H2ON2O3&nbsp;+ Ba(OH)2&nbsp;&nbsp;Ba(NO2)2&nbsp;+ H2OCO2&nbsp;+ Ca(OH)2&nbsp;&nbsp;CaCO3&nbsp;+ H2OÓxidos anfóterosDefiniçãoSão óxidos de&nbsp;metais de transição&nbsp;e&nbsp;semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com&nbsp;ácidos&nbsp;quanto com&nbsp;bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na&nbsp;tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos&nbsp;metais alcalinos&nbsp;e&nbsp;alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:SnO&nbsp;óxido de estanho II
SnO2&nbsp;óxido de estanho IV
Fe2O3&nbsp;óxido de ferro III
ZnO&nbsp;óxido de zinco
Al2O3&nbsp;óxido de alumínio
Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros.ReaçõesReagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido e o oxigênio formam o ânion do sal). Exemplos:ZnO + H2SO4&nbsp;&nbsp;ZnSO4&nbsp;+ H2OZnO + 2KOH&nbsp;&nbsp;K2ZnO2&nbsp;+ H2OAl2O3&nbsp;+ 6HCl&nbsp;&nbsp;2AlCl3&nbsp;+ 3H2OAl2O3&nbsp;+ 2NaOH&nbsp;&nbsp;2NaAlO2&nbsp;+ H2OAlguns dos ânions formados são:ZnO2
AlO2
SnO2
SnO3
PbO2
PbO3
AsO3
AsO4&nbsp;arseniato
Óxidos neutrosDefinição&nbsp;São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:CO&nbsp;óxido de carbono II
NO&nbsp;óxido de nitrogênio II
N2O óxido de nitrogênio I - veja&nbsp;Óxido nitroso
H2O
Óxidos duplos ou mistosDefiniçãoSão aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos.Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de&nbsp;dois sais&nbsp;de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Alguns exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4Exemplo de reação: Fe3O4&nbsp;+8 HCl ----&gt; 2FeCl3&nbsp;+ FeCl2&nbsp;+ 4H2OPeróxidosDefinição
São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -1.Um exemplo é o&nbsp;peróxido de hidrogênio&nbsp;(H2O2), componente da&nbsp;água oxigenada. Sua aplicação se dá em cortes e feridas que correm o risco de&nbsp;infecção&nbsp;bacteriana. A degradação do peróxido de hidrogênio pela enzima&nbsp;catalase&nbsp;libera oxigênio (O2) o que causa a morte de&nbsp;bactérias&nbsp;anaeróbicas. Exemplos:Na2O2
BaO2
SuperóxidosSão associações de uma molécula de O2&nbsp;(oxigênio atômico) com uma de O2&nbsp;(peróxido), assim, o oxigênio tem nox igual a -1/2.Os ânions superóxidos são altamente reativos e têm capacidade de cindir outras moléculas à medida que entram em contato. Normalmente as&nbsp;mitocôndrias&nbsp;têm esses ânions sob controle. Se algum sai para o&nbsp;citoplasma&nbsp;celular, há uma quantidade de reações químicas protetoras que podem ser ativadas para absorvê-los e prevenir algum dano celular.NomenclaturaÓxidos de metaisÓxido de [Nome do Metal], caso o cátion apresente somente uma cargaNa2O&nbsp;&nbsp;Óxido de sódioZnO&nbsp;&nbsp;Óxido de zincoAl2O3&nbsp;&nbsp;Óxido de alumínioCaso o elemento apresente mais de uma carga(quando não tiver nox fixo), poderemos utilizar Óxido de [nome do elemento] + carga do elemento.Fe2O3&nbsp;&nbsp;Óxido de ferro IIISnO2&nbsp;&nbsp;Óxido de estanho IVPode-se também fazer uso dos sufixos ico (maior Nox) e oso (menor Nox), para o caso do elemento apresentar duas cargas.Fe2O3&nbsp;&nbsp;Óxido férricoFeO&nbsp;Cu2O&nbsp;CuO&nbsp;SnO&nbsp;SnO2&nbsp;Óxidos de ametais[Mono, Di, Tri…] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal]SO3&nbsp;&nbsp;Trióxido de (Mono)EnxofreN2O5&nbsp;&nbsp;Pentóxido de DinitrogênioÓxidos ácidos ou anidridosAnidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+1 e +2)&nbsp;prefixo&nbsp;HIPO&nbsp;+ sufixo&nbsp;OSOExemplo:&nbsp;Anidrido&nbsp;Hipoiodoso&nbsp;&nbsp;I2O&nbsp;&nbsp;NOX do Iodo = +1Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+3 e +4)&nbsp;+ sufixo&nbsp;OSOExemplo:&nbsp;Anidrido Iodoso&nbsp;&nbsp;I2O3&nbsp;&nbsp;NOX do Iodo = +3Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+5 e +6)&nbsp;+ sufixo&nbsp;ICOExemplo:&nbsp;Anidrido Iódico&nbsp;&nbsp;I2O5&nbsp;&nbsp;NOX do Iodo = +5Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+7)&nbsp;prefixo&nbsp;HIPER/PER&nbsp;+ sufixo&nbsp;ICOExemplo:&nbsp;Anidrido&nbsp;Periódico&nbsp;&nbsp;I2O7&nbsp;&nbsp;NOX do Iodo = +7SO3&nbsp;SO2&nbsp;Exceção:CO2&nbsp;&nbsp;dióxido de carbono&nbsp;ou&nbsp;(fonte&nbsp;Wikipedia)&nbsp;&nbsp;sais &nbsp;Em química, um&nbsp;sal&nbsp;que em água se dissociam num&nbsp;cátion&nbsp;diferente de H&nbsp;e um&nbsp;ânion&nbsp;diferente de OH&nbsp;. Eles são tipicamente o produto de uma&nbsp;reação química&nbsp;entre:Uma&nbsp;base&nbsp;e um&nbsp;ácido: forma-se um sal e&nbsp;água. Por exemplo:

2&nbsp;NaOH&nbsp;+&nbsp;H2SO4&nbsp;→&nbsp;Na2SO4&nbsp;+ 2H2OUm&nbsp;metal&nbsp;e um&nbsp;ácido: forma-se um sal e&nbsp;hidrogênio. Por exemplo:

Mg&nbsp;+ H2SO4&nbsp;→&nbsp;MgSO4&nbsp;+ H2Um&nbsp;óxido&nbsp;ácido e um óxido básico: forma-se um sal. Por exemplo:

CO2&nbsp;+&nbsp;CaO&nbsp;→&nbsp;CaCO3Os&nbsp;íons&nbsp;que formam os sais podem ser monoatómicos (como o ânion fluoreto, F, ou o cátion cálcio, Ca) ou poliatómicos (como o ânion sulfato, SO4). Podem ainda ser&nbsp;inorgânicos&nbsp;(como o já referido sulfato) ou&nbsp;orgânicos&nbsp;(como o ânion acetato, CH3COO).Em geral, os sais formam&nbsp;cristais. São frequentemente solúveis em água, onde os dois&nbsp;íons&nbsp;se separam. Os sais em geral têm um alto ponto de&nbsp;fusão, reduzida dureza e pouca compressibilidade. Se&nbsp;fundidos&nbsp;ou dissolvidos em água, conduzem&nbsp;electricidade, pois dissociam-se nos seus íons constituintes, passando estes a funcionar como&nbsp;electrólitos.O sal mais popularmente conhecido é o&nbsp;cloreto de sódio, vulgarmente conhecido como "sal comum" ou "sal da cozinha", por ser largamente utilizado na&nbsp;alimentaçãohumana.A&nbsp;neutralização&nbsp;dos ácidos pelas bases pode ser total ou parcial, dando origem a sais ácidos ou básicos.
A&nbsp;fórmula química&nbsp;de um sal é sempre representada usando em primeiro lugar o cátion e depois o ânion.Formulação e nomenclaturaUm sal é designado juntando o nome do ânion e o nome do cátion que o constituem, por esta ordem. O ânion toma um nome de acordo com a terminação do nome do ácido que lhes dá origem:
Terminação do ácidoTerminação do ânionExemplo de ânionExemplo de sal
-ídrico-etoácido clorídrico (HCl) → cloreto (Cl)cloreto de sódio (NaCl)
-ico-atoácido fosfórico (H3PO4) → fosfato (PO4)fosfato de magnésio (Mg3(PO4)2)
-oso-itoácido sulfuroso (H2SO3) → sulfito (SO3)sulfito de potássio
Usando a regra do número de oxidaçãoA terminação do nome do ânion depende do&nbsp;número de oxidação&nbsp;do seu&nbsp;átomo&nbsp;central:
Nome do ácidoNúmero de oxidaçãoÂnion (átomo central)
hipo...oso+1,+2hipo...ito
...oso+3, +4...ito
...ico+5, +6...ato
per...ico+7per...ato
Lista de saisacetatos&nbsp;são os sais do&nbsp;ácido acético
carbonatos&nbsp;são os sais do&nbsp;ácido carbônico
cloretos&nbsp;são os sais do&nbsp;ácido clorídrico
cianetos&nbsp;são os sais do ácido prússico, mais conhecido por&nbsp;ácido cianídrico
sulfetos&nbsp;são os sais do&nbsp;ácido sulfídrico
nitratos&nbsp;são os sais do&nbsp;ácido nítrico
nitritos&nbsp;são os sais do&nbsp;ácido nitroso
fosfatos&nbsp;são os sais do&nbsp;ácido fosfórico
sulfatos&nbsp;são os sais do&nbsp;ácido sulfúrico
citratos&nbsp;são os sais do&nbsp;ácido cítrico
&nbsp;&nbsp; &nbsp;Introdução à Química/Aplicações de ácidos, bases, sais e óxidos
O composto químico ácido clorídrico é uma solução aquosa, altamente ácida, de cloreto de hidrogênio (HCl). É extremamente corrosivo e deve ser manuseado apenas com as devidas precauções. O ácido clorídrico é normalmente utilizado como reagente químico, e é um dos ácidos fortes que se ioniza completamente em solução aquosa. O ácido clorídrico concentrado tem um&nbsp;pH&nbsp;menor que 1. Uma solução aquosa de HCl 1 molar tem pH = 0.O ácido clorídrico foi descoberto pela primeira vez em torno do ano 800 pelo alquimista persa&nbsp;Jabir Ibn Hayyan (Geber), misturando sal comum com ácido sulfúrico (vitríolo):2 NaCl + H2SO4&nbsp;==&gt; Na2SO4&nbsp;+ 2 HClPelo fato de ser obtido do sal comum era conhecido entre os alquimistas europeus como "espírito do sal" ou "ácido do sal". No estado gasoso era chamado de "ar ácido marinho". O antigo ácido muriático teve a mesma origem ("muriático" significa "pertencente a salmoura ou a sal"). O ácido clorídrico, na forma impura, ainda é vendido sob essa designação para a remoção de manchas resultantes da umidade em pisos e paredes de pedras, azulejos, tijolos e outros."Aqua regia" (água regia) é um nome antigo que designa a mistura de ácido clorídrico e ácido nítrico, mistura esta capaz de dissolver metais nobres, como o Ouro (Au).Os sucos digestivos humanos consistem numa mistura de ácido clorídrico e várias enzimas que ajudam a partir as proteínas presentes na comida.A temperatura ambiente, o cloreto de hidrogênio é um gás incolor a ligeiramente amarelado, corrosivo, não inflamável, mais pesado que o ar e de odor fortemente irritante. Quando exposto ao ar, o cloreto de hidrogênio forma vapores corrosivos de coloração branca. O cloreto de hidrogênio pode ser liberado pelos vulcões.O cloreto de hidrogênio tem numerosos usos: se usa, por exemplo, para limpar, tratar e galvanizar metais, curtir couros , e na produção e refinação de uma grande variedade de produtos. O cloreto de hidrogênio pode formar-se durante a queima de muitos plásticos. Quando entra em contato com a umidade do ar forma o ácido clorídrico.O ácido clorídrico é produzido atualmente pela reação do gás cloro com gás hidrogênio produzindo o gás cloreto de hidrogênio:H2&nbsp;+ Cl2&nbsp;==&gt; 2 HClO cloreto de hidrogênio puro obtido é dissolvido em água produzindo o ácido clorídrico.
O cloreto de hidrogênio é irritante e corrosivo para qualquer tecido com que tenha contato. A exposição a níveis baixos produzem irritação na garganta e nariz. Em níveis mais elevados pode levar até ao estreitamento dos bronquíolos, acumulando líquidos nos pulmões, podendo levar a morte.Dependendo da concentração, o cloreto de hidrogênio pode produzir desde uma leve irritação até queimaduras graves na pele e olhos.O ácido nítrico, de fórmula molecular HNO3, é um ácido de elevado grau de ionização e volátil à temperatura ambiente.Entre os sais do ácido nítrico estão incluídos importantes compostos como o nitrato de potássio (nitro ou salitre empregado na fabricação de pólvora) e o nitrato de amônio como fertilizante.O ácido nítrico também pode ser utilizado na obtenção de um éster, em um processo chamado de esterificação:Ácido nítrico + Álcool metílico ===&gt; Nitrato de metila + água
NO2&nbsp;- OH + HO - CH3&nbsp;===&gt; NO2- O - CH3&nbsp;+ H2OOs alquimistas chamavam de&nbsp;aqua fortis&nbsp;o ácido nítrico e&nbsp;aqua regia&nbsp;a mistura de ácido nítrico e clorídrico, conhecida pela sua capacidade de dissolver o ouro.
Ácido sulfúrico é uma substância química cuja fórmula é H2SO4. Em temperatura ambiente apresenta-se em forma líquida incolor e possui grande viscosidade. Possui propriedades altamente corrosivas (principalmente quando em contato com a pele). Também é conhecido popularmente como vitríolo.Tem seu ponto de fusão em 10,36 graus celsius e ponto de ebulição em 340 graus celsius. Ao misturar com água libera uma quantidade considerável de calor. Nunca derramar água sobre o ácido, o que pode causar acidentes devido à avidez deste último pela água, o que o faz espirrar, as vezes violentamente, podendo atingir os olhos. Se for preciso diluir o ácido, derrame-o lenta e cuidadosamente sobre a água.Ao reagir com metais dá origem aos sulfatos, por exemplo, a reação de H2SO4&nbsp;com Fe resulta em So4Fe (sulfato de ferro), liberando H2&nbsp;(Hidrogênio).
O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é uma substância usada na indústria (principalmente como uma base química) na fabricação de papel, tecidos e detergentes.O hidróxido de sódio se apresenta ocasionalmente como uso doméstico para a desobstrução de encanamentos e sumidouros pois é altamente corrosivo, podendo produzir queimaduras, cicatrizes, e cegueira devido a sua elevada reatividade.Quando o hidróxido de sódio reage com a água, aquecido suficientemente pode produzir chamas, sendo altamente recomendável possuir um extintor adequado quando trabalhar com este produto.O hidróxido de sódio é produzido por eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio. É um subproduto deste processo que é utilizado para a obtenção do cloro.
O óxido de cálcio (Ca(OH)2) é uma das substâncias mais importantes para a indústria, sendo obtida por decomposição térmica de calcário (de 825 a 900 °C). Também chamada de cal viva ou cal virgem, é um composto sólido branco.Normalmente utilizada na indústria da construção civil para elaboração das argamassas com que se erguem as paredes e muros e também na pintura, a cal também tem emprego na indústria cerâmica, siderúrgicas (obtenção do ferro) e farmacêutica como agente branqueador ou desodorizador. O óxido de cálcio é usado para produzir hidróxido de cálcio, na agricultura para o controle de acidez dos solos, e na metalurgia extrativa para produzir escória contendo as impurezas (especialmente areia) presentes nos minérios de metais. &nbsp;&nbsp;chuva ácidaOrigem: Wikipédia, a enciclopédia livre.


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Efeitos da precipitação ácida sobre uma floresta temperada (Jizera, República Checa).
A&nbsp;chuva ácida, ou com mais propriedade&nbsp;deposição ácida, é a designação dada à&nbsp;chuva, ou qualquer outra forma de&nbsp;precipitação atmosférica, cuja&nbsp;acidezseja substancialmente maior do que a resultante da dissociação do&nbsp;dióxido de carbono&nbsp;(CO2) atmosférico dissolvido na água precipitada.&nbsp;A principal causa daquela acidificação é a presença na&nbsp;atmosfera terrestre&nbsp;de gases e partículas ricos em&nbsp;enxofre&nbsp;e&nbsp;azoto&nbsp;reactivo cuja&nbsp;hidrólise&nbsp;no meio atmosférico produzácidos fortes. Assumem particular importância os compostos azotados (NOx) gerados pelas altas temperaturas de queima dos&nbsp;combustíveis fósseis&nbsp;e os compostos de&nbsp;enxofre&nbsp;(SOx) produzidos pela oxidação das impurezas sulfurosas existentes na maior parte dos&nbsp;carvões&nbsp;e&nbsp;petróleos.Quimicamente, chuva ácida não seria uma expressão adequada, porque para a&nbsp;Química&nbsp;toda chuva é ácida devido à presença do&nbsp;ácido carbônico&nbsp;(H2CO3), mas para a&nbsp;Geografiatoda chuva com Ph abaixo do N.T (Nível de tolerância)[qual?]&nbsp;é considerada ácida. Ela também pode acarretar sérios danos as&nbsp;trutas&nbsp;por exemplo, uma vez que se cair uma chuva ácida num ambiente lacustre de uma truta, abaixo ou acima do N.T, a truta morrerá. Os efeitos ambientais da precipitação ácida levaram à adopção, pela generalidade dos países, de medidas legais restritivas da queima de combustíveis ricos em enxofre e obrigando à adopção de tecnologias de redução das emissões de azoto reactivo para a atmosfera. Na ausência de qualquer contaminante atmosférico, a&nbsp;água&nbsp;precipitada pela&nbsp;chuva&nbsp;é levemente&nbsp;ácida, sendo de esperar um&nbsp;pH&nbsp;de aproximadamente 5,2 a 20 ºC, valor inferior ao que resultaria se a solução ocorresse em&nbsp;água destilada&nbsp;(pH = 5,6) devido à presença de outros compostos na atmosfera terrestre não poluída.&nbsp;Essa acidez natural, apesar de localmente poder ser influenciada pela presença decompostos orgânicos voláteis&nbsp;e de óxidos de azoto gerados por trovoadas, resulta essencialmente da dissociação do&nbsp;dióxido de&nbsp;carbono atmosférico&nbsp;dissolvido&nbsp;na água, formando um&nbsp;ácido fraco, conhecido como&nbsp;ácido carbónico, segundo a reacção:[editar]Causas e consequências da precipitação ácida
CO2&nbsp;(g) +&nbsp;H2O&nbsp;(l)&nbsp;⇌&nbsp;H2CO3&nbsp;(aq)
O ácido carbónico sofre&nbsp;ionização&nbsp;em solução aquosa, formando baixas concentração acidificantes de&nbsp;iões&nbsp;hidrónio:
2H2O&nbsp;(l) +&nbsp;H2CO3&nbsp;(aq)&nbsp;⇌&nbsp;CO32-&nbsp;(aq) + 2H3O+(aq)
A ionização acima referida ocorre tanto nas gotículas de água atmosférica (nas&nbsp;nuvens,&nbsp;nevoeiros&nbsp;e&nbsp;neblinas), na água existente na superfície de gelos ou&nbsp;cristais&nbsp;de&nbsp;neve&nbsp;e ainda no&nbsp;orvalho&nbsp;e na água absorvida em partículas sólidas em suspensão no ar. É devido a essa multiplicidade de vias de formação que o termo&nbsp;chuva ácida, apesar de muito difundido, deve ser preferencialmente substituído por&nbsp;deposição ácida, já que a acidificação da precipitação, com todas as consequências ambientais resultantes, pode ocorrer na ausência de&nbsp;chuva.Em resultado dessa acidez natural, o limite para se considerar a precipitação como&nbsp;ácida&nbsp;é em geral um&nbsp;pH&nbsp;inferior a 4,5 (a 20&nbsp;°C), o que corresponde a precipitação que contém&nbsp;concentrações&nbsp;mensuráveis de um ou mais&nbsp;ácidos fortes&nbsp;e que pela sua acidez causa comprovados efeitos negativos sobre as&nbsp;plantas, os organismos vivos aquáticos e as estruturas construídas e equipamentos com os quais entre em contacto.
A acidez acrescida que está na origem da precipitação ácida resulta na sua maior parte da interacção dos componentes naturais da atmosfera terrestre com&nbsp;poluentes&nbsp;primários, entre os quais avultam os&nbsp;óxidos de azoto&nbsp;e os&nbsp;óxidos de enxofre, os quais reagem com a água atmosférica para formar ácidos fortes como sejam o&nbsp;ácido sulfúrico&nbsp;e o&nbsp;ácido nítrico. A principal fonte desses poluente primários é a queima de&nbsp;combustíveis fósseis&nbsp;para produção de energia térmica, energia eléctrica e para a propulsão de veículos.Embora existam processos naturais que contribuem para a acidificação da precipitação, com destaque para os gases lançados na atmosfera pelos&nbsp;vulcões&nbsp;e os gerados pelos processos&nbsp;biológicos&nbsp;que ocorrem nos solos,&nbsp;pântanos e oceanos, as fontes&nbsp;antrópicas, isto é resultantes da acção humana, são claramente dominantes. A prova dessa predominância foi obtida pela determinação da diferença entre a acidez da precipitação nas zonas industrializadas e em partes remotas do globo, pela comparação da acidez actual com o registo deixado pela captura da precipitação no gelo dos&nbsp;glaciares&nbsp;ao longo de milhões de anos e pelo registo deixado nos fundos de lagos e oceanos pela deposição de restos orgânicos indiciadores das condições de acidez prevalecentes.A análise das camadas de gelo depositadas em glaciares e nas&nbsp;calotas polares&nbsp;mostram uma rápida diminuição do&nbsp;pH&nbsp;da precipitação a partir do início da&nbsp;Revolução Industrial, passando em média de 5,6 para 4,5 ou mesmo 4,0 nalgumas regiões, mostrando um forte acidificação. Igual conclusão é retirada da análise da prevalência de espécies de&nbsp;diatomáceas&nbsp;em camadas de&nbsp;sedimento&nbsp;recolhidos do fundo de&nbsp;lagos, confirmando a correlação entre a industrialização e a diminuição do pH da precipitação.As principais fontes humanas dos gases poluentes primários são as&nbsp;indústrias, as&nbsp;centrais termoelétricas&nbsp;e os&nbsp;veículos de transporte motorizado. Os gases libertados podem ser transportados na&nbsp;circulação atmosférica&nbsp;por muitos milhares de quilómetros antes de reagirem com gotículas de água, originando então os compostos que acidificam a precipitação.A sua natureza transfronteiriça, já que a circulação atmosférica dispersa os efeitos ao longo de grandes áreas da Terra, leva a que também afecte as regiões sitas a jusante do seu ponto de emissão no sistema de circulação atmosférica, levando a que áreas onde as emissões não são significativas possam ser severamente prejudicadas pela precipitação de poluentes gerados a montante.
As emissões de&nbsp;dióxido de enxofre&nbsp;e de óxidos de azoto têm crescido quase continuamente desde o início da&nbsp;Revolução Industrial.&nbsp;Robert Angus Smith, num estudo realizado em&nbsp;Manchester,Inglaterra, fez em&nbsp;1852&nbsp;a primeira demonstração da relação entre a acidez da chuva e a poluição industrial,&nbsp;cunhando em&nbsp;1872&nbsp;a designação&nbsp;chuva ácida.Apesar da relação entre precipitação ácida e poluição do ar ter sido descoberta em&nbsp;1852, o seu estudo científico sistemático apenas se iniciou nos finais da&nbsp;década de 1960.&nbsp;Harold Harvey, professor de&nbsp;Ecologia&nbsp;na&nbsp;Universidade de Toronto, publicou em&nbsp;1972&nbsp;um dos primeiros trabalhos sobre um lago "morto" em resultado da acidificação das suas águas pela deposição ácida, trazendo a questão da&nbsp;chuva ácida&nbsp;para a ribalta da política ambiental.O interesse público pelos efeitos da&nbsp;chuva ácida&nbsp;iniciou-se na&nbsp;década de 1970, a partir dos&nbsp;Estados Unidos da América, quando o&nbsp;New York Times&nbsp;publicou os resultados obtidos em estudos feitos na&nbsp;Hubbard Brook Experimental Forest&nbsp;(HBES), em&nbsp;New Hampshire, que demonstravam os múltiplos danos ambientais que a acidez da precipitação estava a causar.Ao longo das últimas décadas têm sido reportadas leituras de pH na água de gotas de chuva e em gotículas de nevoeiro, colhidas em regiões industrializadas, com valores inferiores a 2,4 (a mesma acidez do&nbsp;vinagre).A precipitação ácida com origem industrial é um sério problema em países onde se queimam&nbsp;carvões&nbsp;ricos em&nbsp;enxofre&nbsp;para gerar calor e electricidade,&nbsp;como a&nbsp;China&nbsp;e a&nbsp;Rússia. Embora com outras origens, com destaque para o tráfego automóvel, o problema afecta vastas regiões da&nbsp;Europa&nbsp;e da&nbsp;América do Norte.O problema da precipitação ácida tem crescido com o aumento da população e com a industrialização, abrangendo áreas crescentes do planeta, com destaque para a Índia e o sueste asiático. O uso de altas chaminés industriais para dispersar os gases emitidos tem contribuído para aumentar as áreas afectadas, já que os poluentes são injectados na circulação atmosférica regional, atingindo vastas áreas a&nbsp;sotavento&nbsp;do ponto de emissão.&nbsp;Em resultado, é comum a deposição ocorrer a considerável distância do ponto de emissão, com as regiões montanhosas a receberem a maior parte da acidez precipitada (simplesmente por serem áreas de maior precipitação devido às&nbsp;chuvas de montanha). Um exemplo destes efeitos é a grande acidez da precipitação naEscandinávia&nbsp;quando comparada com as emissões relativamente baixas ali produzidas.
Embora a&nbsp;amónia&nbsp;e os&nbsp;compostos orgânicos voláteis, com destaque para o&nbsp;dimetilsulfureto&nbsp;(DMS) de origem oceânica&nbsp;e o&nbsp;ácido fórmico&nbsp;nalgumas regiões de floresta tropical, contribuam para a acidez da precipitação, os dois principais grupos de compostos que geram a acidez da precipitação são os óxidos de&nbsp;azoto&nbsp;e os óxidos de&nbsp;enxofre, com predominância para estes últimos, os quais são esmagadoramente de origem&nbsp;antrópica.
A principal causa de acidificação da precipitação é a presença na atmosfera de óxidos de enxofre (SOx), com destaque para o&nbsp;dióxido de enxofre&nbsp;(SO2), um gás proveniente da oxidação de compostos de&nbsp;enxofre&nbsp;(S) contidos nos combustíveis fósseis e na matéria orgânica que é queimada. Outra importante fonte de gases contendo enxofre são as emissões dos&nbsp;vulcões.Apesar das crescentes restrições ao consumo de combustíveis ricos em enxofre sem os adequados mecanismos de controlo das emissões, estudos recentes estimam as quantidades emitidas deSO2&nbsp;(expresso em S elementar) em cerca de 70&nbsp;000&nbsp;000&nbsp;toneladas/ano (70&nbsp;Teragramas/ano) a partir da queima de combustíveis fósseis, 2&nbsp;800&nbsp;000 toneladas/ano (2,8 Tg/ano) a partir da queima de biomassa, em especial por&nbsp;fogos florestais, e cerca de 8&nbsp;000&nbsp;000 toneladas/ano (8 Tg/ano) em resultado de emissões vulcânicas.Na&nbsp;fase gasosa&nbsp;o dióxido de enxofre é oxidado por adição do radical&nbsp;hidroxilo&nbsp;via uma reacção&nbsp;intermolecular:
SO2&nbsp;+ OH·&nbsp;→ HOSO2·
que é seguida por:
HOSO2·&nbsp;+ O2&nbsp;→ HO2·&nbsp;+ SO3
na presença de água líquida nas gotículas das nuvens, nevoeiros e outras formas de condensação atmosférica, o&nbsp;trióxido de enxofre&nbsp;(SO3) é rapidamente convertido em&nbsp;ácido sulfúrico:
SO3&nbsp;(g) + H2O (l) → H2SO4&nbsp;(l)
Para além das reacções atrás apontadas verificam-se outras, em meio aquoso, as quais levam a que o ritmo de perda de SO2&nbsp;na presença de nuvens seja substancialmente maior do que o verificado em meio gasoso. Tal deve-se à&nbsp;hidrólise&nbsp;nas gotículas de água, na qual o dióxido de enxofre dissolvido, num processo similar ao descrito para o dióxido de carbono, hidrolisa numa série de reacções de&nbsp;equilíbrio químico:
SO2&nbsp;(g)+ H2O&nbsp;⇌&nbsp;SO2·H2OSO2·H2O&nbsp;⇌&nbsp;H++HSO3-HSO3-&nbsp;⇌&nbsp;H++SO32-
No meio atmosférico ocorrem numerosas reacções aquosas que&nbsp;oxidam&nbsp;o&nbsp;enxofre&nbsp;(S) do&nbsp;estado de oxidação&nbsp;S(IV) (S+4) para o estado de oxidação S(VI) (S+6), levando à formação de&nbsp;ácido sulfúrico(H2SO4), um dos mais fortes ácidos conhecidos. As reacções mais importantes, muitas delas com uma forte componente&nbsp;fotoquímica, ocorrem com o&nbsp;ozono&nbsp;(O3),&nbsp;peróxido de hidrogénio&nbsp;(H2O2) eoxigénio&nbsp;(O2). As reacções com o oxigénio são catalisadas por traços de&nbsp;ferro&nbsp;e&nbsp;manganês&nbsp;presentes nas gotículas das nuvens.[7]
Apesar do&nbsp;azoto&nbsp;(N2) ser o gás mais abundante na composição da&nbsp;atmosfera&nbsp;da&nbsp;Terra, aquele elemento na sua forma diatómica é muito pouco reactivo. Para reagir com o&nbsp;oxigénio&nbsp;gasoso precisa de grande quantidade de energia sob a forma de altas temperaturas e pressões ou uma via&nbsp;catalítica&nbsp;adequada. Para além da conversão bioquímica que ocorrem em organismos especialmente adaptados à&nbsp;fixação do azoto, na natureza a oxidação do azoto apenas ocorre nas descargas eléctricas das&nbsp;trovoadas, fazendo dos óxidos de azoto compostos em geral pouco comuns. Esta situação alterou-se profundamente nas regiões industrializadas com a introdução dos&nbsp;motores a explosão. Naqueles motores, as pressões e temperaturas criadas no interior dos cilindros levam à oxidação do azoto do ar ali injectado, formando uma complexa mistura de óxidos de azoto, em geral designados por NxOx, que é libertada para a atmosfera com os gases de escape. São estes gases que, reagindo com os componentes da atmosfera, em particular com a água, formam&nbsp;ácido nitroso&nbsp;(HNO2) e&nbsp;ácido nítrico&nbsp;(HNO3), ácidos fortes que contribuem poderosamente para a acidificação da precipitação.Pela queima de combustíveis fósseis a altas pressões e temperaturas na presença de azoto do ar, temos que na câmara de combustão dos motores, ocorre:
N2&nbsp;(g) +&nbsp;O2&nbsp;(g) → 2&nbsp;NO&nbsp;(g)
O óxido de azoto formado, instável nas condições atmosféricas normais, na presença do oxigénio do ar, produz:
2 NO (g) + O2&nbsp;(g) → 2&nbsp;NO2&nbsp;(g)
O dióxido de azoto formado, na presença de água líquida nas gotículas das nuvens, nevoeiros e outras formas de condensação atmosférica, produz por adição do ião hidroxilo (NO2&nbsp;+ OH·&nbsp;→ HNO3):[7]
2 NO2&nbsp;(g) +H2O (l) →&nbsp;HNO3&nbsp;(aq) +&nbsp;HNO2&nbsp;(aq)

A deposição da precipitação ácida ocorre essencialmente pela via húmida, tendo a deposição seca um papel secundário (excepto nas proximidades de instalações industriais que emitam grandes volumes de partículas para o ar).A deposição pela via húmida ocorre quando alguma forma de&nbsp;precipitação&nbsp;(chuva,&nbsp;neve,&nbsp;granizo&nbsp;ou outra) remova os compostos ácidos da atmosfera depositando-os sobre a superfície. Este tipo de precipitação pode resultar na precipitação das gotículas onde se formaram os ácidos ou do arraste pela precipitação de&nbsp;aerosóis&nbsp;existentes nas camadas atmosféricas atravessadas pela precipitação em queda.Apesar de menos significativa, a deposição a seco, isto é aquela que ocorre na ausência de precipitação, representa cerca de 20 a 40% da deposição ácida total nas regiões industrializadas.&nbsp;Para além da deposição de material sólido em suspensão no ar, este tipo de deposição também inclui a aderência e adsorção de partículas e gases na superfície da vegetação, nos solos e materiais geológicos e nas estruturas construídas.

Diagrama mostrando a tolerância à acidez de várias espécies dulçaquícolas. Por exemplo, a&nbsp;rã&nbsp;comum é mais tolerante à acidez do que a&nbsp;truta.
Efeito da precipitação ácida numa estátua em&nbsp;calcário.Estudos ecotoxicológicos&nbsp;demonstraram que a precipitação ácida têm impactos adversos sobre as florestas, as&nbsp;massas de água doce&nbsp;e ossolos, matando&nbsp;plânctons,&nbsp;insetos, peixes e anfíbios. Também demonstraram efeitos negativos sobre a saúde humana. Para além disso, a precipitação ácida aumenta a&nbsp;corrosividade da atmosfera, causando danos em edifícios e outras estruturas e equipamentos expostos ao ar.[editar]Efeitos sobre os solos e as águasEstudos ecológicos e toxicológicos revelam uma forte relação entre baixos níveis de&nbsp;pH&nbsp;e a perda de populações de&nbsp;peixes&nbsp;em lagos. Com pH inferior a 4,5 praticamente nenhum peixe sobrevive, enquanto níveis iguais ou superiores a 6,0 promovem populações saudáveis.Por exemplo, a presença de elevada acidez na água (pH &lt; 5) inibe a produção das&nbsp;enzimas&nbsp;que permitem que as&nbsp;larvas&nbsp;da maior parte das espécies de peixes de água doce, incluindo a maioria da espécies de&nbsp;truta, escapem das suas ovas.Essa mesma acidez inibe o crescimento de&nbsp;fitoplâncton&nbsp;levando a restrições na&nbsp;cadeia trófica&nbsp;que afecta os animais dela dependentes. Em consequência, à medida que as águas se vão acidificando, a&nbsp;biodiversidade&nbsp;é reduzida, do que já resultou o desaparecimento de múltiplas espécies da áreas mais sensíveis.[21]Contudo, o contributo directo e indirecto (isto é, via o escoamento superficial) da precipitação ácida para a acidificação das águas de rios e lagos é variável, dependendo das características da&nbsp;bacia hidrográfica. Estudos revistos pela&nbsp;Environmental Protection Agency&nbsp;dos Estados Unidos da América demonstraram que a precipitação ácida causara directamente a acidificação de 75% dos lagos e de cerca de 50&nbsp;% dos rios e ribeiros estudados.[21]Outro efeito da redução do pH é a mobilização nos sedimentos do fundo dos lagos e rios e nos solos de&nbsp;metais pesados&nbsp;como o&nbsp;alumínio, oferro, o&nbsp;magnésio, o&nbsp;cádmio&nbsp;e o&nbsp;manganês. Em meio aquático, a presença de sais de alumínio em solução faz com que alguns peixes produzam&nbsp;muco&nbsp;em excesso ao redor de suas&nbsp;guelras, prejudicando a respiração.Os lagos são particularmente afectados por receberem e concentrarem a acidez proveniente do escorrimento através de solos acidificados pela precipitação e por concentrarem parte importante da carga dos iões solubilizados.Nos solos, a alteração do pH altera as suas propriedades biológicas e químicas, levando a alterações na solubilidade de diversos compostos e a alterações na microbiologia do solo, já que alguns microorganismos são incapazes de tolerar as alterações resultantes.&nbsp;Os&nbsp;enzimasdesses microorganismos são&nbsp;desnaturados, perdendo a sua funcionalidade. Os iões&nbsp;hidrónio&nbsp;também levam à mobilização&nbsp;toxinas&nbsp;e à solubilização e consequente perda de nutrientes e micronutrientes essenciais à vida vegetal e ao equilíbrio trófico dos solos.&nbsp;Um dos caminhos para a solubilização é o seguintes:
2H+&nbsp;(aq) +&nbsp;Mg2+&nbsp;(argilas)&nbsp;⇌&nbsp;2H+&nbsp;(argilas) + Mg2+(aq)
A química dos solos sofre profundas modificações quando&nbsp;catiões&nbsp;importantes para o suporte da vegetação, como o Ca++&nbsp;e Mg++, são perdidos por&nbsp;lixiviação.

Efeitos da precipitação ácida sobre uma floresta de&nbsp;picea(Erzgebirge, Alemanha).As árvores são danificadas pela precipitação ácida de vários modos: a superfície cerosa das suas folhas é rompida e nutrientes são perdidos, tornando as árvores mais susceptíveis a gelo, fungos e insectos; o crescimento das raízes torna-se mais lento e, em consequência, menos nutrientes são transportados; iões tóxicos acumulam-se no solo, causando&nbsp;fototoxicidade, em geral afectando as zonas de crescimento das raízes, e minerais valiosos são dispersos e arrastados pelas águas ou (como no caso dos&nbsp;fosfatos) ligam-se às&nbsp;argilas&nbsp;de forma a ficarem inacessíveis para mobilização pelas raízes.Os efeitos adversos sobre as florestas resultam dos impactes directo e indirecto da acidez, incluindo os efeitos sobre a mobilização de iões nos solos e as altas concentrações dos gases percursores no ar. As florestas situadas a grande altitude são particularmente vulneráveis pois estão frequentemente imersas em nevoeiros e nuvens cujas gotículas são mais ácidas do que a chuva. Pelas mesmas razões, a&nbsp;precipitação oculta&nbsp;tende a ser mais ácida do que a chuva, afectando particularmente as florestas de montanha.Apesar das plantas cultivadas também poderem sofrer com a acidez da precipitação, particularmente se esta alterar significativamente o pH dos solos, os efeitos são minimizados pela aplicação de&nbsp;cal&nbsp;e de fertilizantes que repõem os nutrientes perdidos. Em terrenos de cultivo recorre-se quando necessário à adição de carbonato de cálcio para aumentar a capacidade tampão do solo, evitando variações grandes do seu pH. Essa técnica é difícil de utilizar em áreas de vegetação natural, sendo mal compreendidos os seus efeitos colaterais, particularmente sobre a vida aquática e sobre as turfeiras e outras áreas húmidas.Sabe-se contudo, que a perda de&nbsp;cálcio&nbsp;das&nbsp;folhas&nbsp;de diversas&nbsp;espécies&nbsp;arbóreas, devido à acidez da chuva, leva a uma perda da tolerância ao frio, levando a danos ou mesmo à morte da planta durante o Inverno.
Estudos epidemiológicos sugerem uma ligação directa entre a acidez atmosférica e a saúde das populações,&nbsp;sendo os iões tóxicos libertados devido à precipitação ácida a maior ameaça.O&nbsp;cobre&nbsp;mobilizado foi implicado nas epidemias de&nbsp;diarreia&nbsp;em crianças jovens e acredita-se que existem ligações entre o abastecimento de água contaminado com alumínio e o aumento da ocorrência de casos da&nbsp;doença de Alzheimer.Estudos demonstraram que&nbsp;partículas finas&nbsp;em suspensão no ar, uma grande parte das quais são formadas por sais dos ácidos formados na precipitação ácida (sulfatos e nitratos), estão correlacionadas com o aumento da&nbsp;morbilidade&nbsp;das pessoas e a morte prematura em resultado de doenças como o&nbsp;cancro.
A precipitação ácida pode causar danos nos edifícios e estruturas expostas ao ar, com destaque para os edifícios históricos e monumentos, especialmente os construídos ou revestidos com&nbsp;calcários&nbsp;e&nbsp;mármores. Esse aumento da corrosividade resulta da reacção do&nbsp;ácido sulfúrico&nbsp;contido na precipitação com os compostos de&nbsp;cálcio&nbsp;contidos na pedra, formando&nbsp;gesso&nbsp;que é solubilizado ou se desagrega da estrutura:
CaCO3&nbsp;(s) + H2SO4&nbsp;(aq)&nbsp;⇌&nbsp;CaSO4&nbsp;(aq) + CO2&nbsp;(g) + H2O (l)
A desagregação que se segue é rápida e comum, basta observar elementos escultóricos e lápides localizadas nas grandes cidades, onde é comum elementos&nbsp;epigráficos&nbsp;ficarem ilegíveis em poucas décadas. A precipitação ácida também aumento o ritmo de oxidação das estruturas em&nbsp;ferro, causando um rápido crescimento da&nbsp;ferrugem&nbsp;e dos danos por ela causados.Outro efeito é a redução da visibilidade devido à presença de&nbsp;aerosóis&nbsp;contendo sulfatos e nitratos, em geral associados à formação de&nbsp;nevoeiros fotoquímicos&nbsp;extremamente ácidos.
As regiões particularmente afectadas pela precipitação ácida incluem a maior parte da&nbsp;Europa, particularmente a&nbsp;Escandinávia, onde muitos dos lagos estão tão acidificados que já não têm peixes e com extensas áreas florestais fortemente danificadas, grande parte do nordeste dos&nbsp;Estados Unidos da América&nbsp;e do sudeste do&nbsp;Canadá. Outras regiões afectadas são sudeste da&nbsp;China&nbsp;e&nbsp;Taiwan.Regiões potencialmente afectadas nas próximas décadas incluem o sul da Ásia (Indonésia,&nbsp;Malásia&nbsp;e&nbsp;Tailândia), a&nbsp;África do Sul, o&nbsp;subcontinente indiano&nbsp;e o&nbsp;Sri Lanka&nbsp;e partes da África Ocidental (países como o&nbsp;Gana,&nbsp;Togo&nbsp;e&nbsp;Nigéria).A natureza transfronteiriça da&nbsp;poluição atmosférica&nbsp;leva a que poluição atmosférica cuja origem física está total ou parcialmente compreendida numa zona submetida à jurisdição nacional de um Estado produza os seus efeitos nocivos numa zona submetida à jurisdição de um outro Estado, mas a uma distância tal que não é possível distinguir as contribuições de fontes emissoras individuais ou de grupos de fontes. Esses efeitos transfronteiriços levaram à assinatura de diversos acordos e tratados internacionais tendo como objecto o controlo da poluição do ar e em particular as emissões que levam à acidificação da precipitação. Entre esses instrumentos tem particular importância a&nbsp;Convenção sobre a Poluição Atmosférica Transfronteiriça a Longa Distância, da qual Portugal é signatário. Aquela Convenção tem Protocolos adicionais sobre o controlo das emissões atmosféricas de óxidos de&nbsp;enxofre&nbsp;e de&nbsp;azoto&nbsp;e sobre a acidificação e a&nbsp;eutrofização&nbsp;das massas de água interiores.
Nos EUA, muitas usinas de energia que queimam carvão usam o sistema de dessulfuração de gás de fumeiro (FGD) para retirar os gases contendo enxofre de suas chaminés. Um exemplo de FGD é o depurador molhado que geralmente é usado nos EUA e em muitos outros países. Um depurador molhado é basicamente uma torre de reacção equipada com um ventilador que extrai a fumaça de gases quentes da chaminé de uma usina de energia. O calcário ou a pedra calcária em forma de&nbsp;slurry&nbsp;também é injectada na torre para se misturar com os gases da pilha e combinar-se com o dióxido de enxofre presente. O carbonato de cálcio da pedra calcária produz sulfato de cálcio de pH neutro, que é fisicamente retirado do depurador. Ou seja, o depurador transforma a poluição de enxofre em sulfatos industriais.Em algumas áreas os sulfatos são vendidos a companhias químicas como&nbsp;gesso&nbsp;quando a pureza de sulfato de cálcio é alta. Em outros, eles são colocados num aterro.Algumas pessoas opõem-se à regulação da geração de energia, acreditando que essa geração de energia e poluição necessitam de caminhar juntas. Isto é falso. Um&nbsp;reactor nuclear&nbsp;gera menos que um milionésimo do lixo tóxico (medido por efeito biológico líquido) por&nbsp;watt&nbsp;gerado, quando os dejectos de ambas as instalações de geração de energia são adequadamente comparados (os Estados Unidos proíbem a reciclagem nuclear, de modo que esse país produz mais&nbsp;lixo&nbsp;que outros países).Um esquema regulador mais benigno envolve a negociação de emissões. Por este esquema, a cada planta poluidora actual é concedida uma licença de emissões que se torna parte do capital da empresa. Os operadores então podem instalar equipamentos de controlo da poluição e vender partes das suas licenças de emissões. O principal efeito deste procedimento é oferecer incentivos económicos reais para os operadores instalarem controles de poluição. Desde que grupos de interesse público possam aposentar as licenças por compra, o resultado líquido é um decréscimo contínuo e um menor conjunto de fontes poluidoras. Ao mesmo tempo, nenhum operador particular jamais será forçado a gastar dinheiro sem retorno do valor de venda comercial dos activos. Entre essas coisas citamos mais algumas que também ajudam:Conservar energia
Transporte colectivo
Utilização do metrô
Utilizar fontes de energia menos poluentes
Purificação dos escapamentos dos veículos
Utilizar combustíveis com baixo teor de enxofre.O&nbsp;efeito estufa&nbsp;é talvez o impacto ambiental que mais assusta as pessoas. Fazem-se previsões catastróficas acerca do derretimento do gelo dos pólos e das montanhas e a conseqüente elevação do nível dos oceanos e inundações de centenas de cidades litorâneas.
Talvez o que mais assuste no efeito estufa , ou melhor, nas possíveis conseqüências de uma gradativa elevação das médias térmicas no planeta, é a tomada de consciência, pela primeira vez na história, da possibilidade de destruição do próprio homem. Os impactos ambientais são democratizados, ou seja, passam a atingir todos os homens, sem distinção de cunho econômico, social ou cultural: atingem indistintamente ricos e pobres, operários e patrões, brancos, negros e amarelos, desenvolvidos e subdesenvolvidos, capitalistas e socialistas, liberais e conservadores. Não há mais refúgio seguro.
Todos os homens finalmente passam a Ter plena consciência do óbvio: a Terra é finita e a tecnologia não pode resolver todos os seus problemas. A atmosfera da Terra é constituída de gases que permitem a passagem da radiação solar, e absorvem grande parte do calor (a radiação infravermelha térmica), emitido pela superfície aquecida da Terra. Esta propriedade é conhecida como efeito estufa. Graças a ela, a temperatura média da superfície do planeta mantém-se em cerca de 15ºC. Sem o efeito estufa, a temperatura média da Terra seria de 18ºC abaixo de zero, ou seja, ele é responsável por um aumento de 33ºC.
Portanto, é benefício ao planeta, pois cria condições para a existência de vida. Quando se alerta para riscos relacionados com o efeito estufa, o que está em foco é a sua possível intensificação, causada pela ação do homem, e a conseqüência dessa intensificação para o clima da Terra. A hipótese da intensificação do fenômeno é muito simples, do ponto de vista da física: quanto maior for a concentração de gases, maior será o aprisionamento do calor, e consequentemente mais alta a temperatura média do globo terrestre. A maioria dos cientistas envolvidos em pesquisas climáticas, está convencida de que a intensificação do fenômeno em decorrência das ações e atividades humanas, provocará esse aquecimento.
Uma minoria discorda disso e indaga em que medida esse aquecimento, caso esteja ocorrendo, se deve ao efeito estufa, intensificado pela ação do homem. Sem dúvida, que as descargas de gases na atmosfera por parte das indústrias e das frotas de veículos, contribuem para aumentar o problema, e naturalmente ainda continuarão a ser objeto de muita discussão entre os cientistas e a sociedade. Esse fenômeno é chamado de efeito estufa porque, nos países temperados, é comum a utilização de estufas durante o inverno para abrigar determinadas plantas. A estufa feita de vidro ou plástico transparente tem a capacidade de reter calor, mantendo a temperatura interna mais elevada que a temperatura ambiente. Isso ocorre porque a luz emitida pelo sol, tanto no espectro visível quanto no ultravioleta (raios de ondas curtas), consegue atravessar o vidro ou o plástico.
O calor irradiado pelo solo, no entanto, basicamente no espectro infravermelho (raios de ondas longas), não atravessa esses materiais, elevando, assim, a temperatura no interior das estufas. Podemos verificar isso no cotidiano. Toda vez que entramos dentro de um carro que ficou ao sol, percebemos o quanto o seu interior fica quente e abafado, por quê? O carro funciona como se fosse uma estufa. Os raios solares entram pelo vidro, mas depois o calor não consegue sair. Além disso, normalmente, o interior dos carros é preto, que é a cor que mais absorve a luz e, portanto, a que mais irradia calor.
Criam-se, assim, as condições para viajarmos dentro de um forno ambulante. A solução é abrir os vidros ou ligar o ar-condicionado para dissipar o calor. O efeito estufa resulta, a rigor, de um desequilíbrio na composição atmosférica, provocado pela crescente elevação da concentração de certos gases que têm capacidade de absorver calor, como é o caso do metano, dos clorofluorocarbonos (CFCs), mas principalmente do dióxido de carbono (CO2). Essa elevação dos níveis de dióxido de carbono na atmosfera se deve à crescente queima de combustíveis fósseis e das florestas, desde a Revolução Industrial. A tabela mostra a crescente concentração de dióxido de carbono e outros gases de estufa na atmosfera terrestre e os países que mais os emitem. OS 12 PAÍSES DE MAIOR EMISSÃO DE GÁS DE ESTUFA, 1987: EUA, RUSSIA, BRASIL, INDIA, CHINA, JAPAO

Gases de Efeito estufa
Dióxido de Carbono
Fontes: O Dióxido de Carbono é produzido naturalmente através de respiração, pela decomposição plantas e animais e pelas queimadas naturais em florestas. Fontes antropogênicas ou produzidas pelo Homem de dióxido de carbono são: queima de combustíveis fósseis, mudanças na vegetação (como o desflorestamento), queima de biomassa e a fabricação de cimento. Estas fontes antropogênicas tem contribuído totalmente para o aumento da concentração de dióxido de carbono na atmosfera. O principal processo de renovação do dióxido de carbono é a absorção pelos oceanos e pela vegetação, especialmente as florestas.&nbsp;
Concentração Atmosférica: Amostras de gelo revelaram que no período anterior à Revolução Industrial, a concentração atmosférica global de dióxido de carbono era de 280 ppmv (partes por milhão por volume). Em 1958 medições diretas da concentração de dióxido de carbono começaram a ser feitas em Mauna Loa no Havaí. Desde então tais concentrações aumentaram de 315 ppmv para355 ppmv em 1992. Esta concentração obtida em 1992 foi mais alta do que qualquer outra nos últimos 160.000 anos.&nbsp;
Redução: Para estabilizar as concentrações que estão presentes nos dias de hoje, seria necessário uma redução de 60% na emissão global de dióxido de carbono. Para resolver este problema foi criada a FCCC (Framework Convention on Climate Change) na ECO 92, realizada na cidade do Rio de Janeiro. Esta instituição propôs um programa nacional para reduzir a quantidade de dióxido de carbono produzido nos anos 90, e também desenvolveu métodos de proteção à fontes de renovação de dióxido de carbono, como as florestas.&nbsp;
Metano
Fontes&nbsp;O metano é formado naturalmente em regiões onde existem matéria orgânica em decomposição. Somado a isso existe muitas fontes antropogênicas de metano que vem contribuindo para seu aumento na concentração global na atmosfera, dentre estas fontes estão a cultivação de arroz, queima de biomassa e a queima de combustíveis fósseis. A maior fonte de renovação do metano é uma reação química feita com o radical hidroxíla (OH) na troposfera (baixa atmosfera). Este processo natural é, no entanto, afetado pela reação do OH com outras emissões de gases feita pelo Homem, principalmente com o monóxido de carbono (CO) e pelos hidrocarbonos emitidos pelos motores de veículos.&nbsp;
Concentração Atmosférica&nbsp;A presente concentração atmosférica global do metano é de 1.72 ppmv, mais do que o dobro de sua concentração durante o período pré Revolução Industrial que era por volta dos 0.8 ppmv.
Redução&nbsp;Para estabilizar as concentrações de metano que se encontram presentes nos dias de hoje, seria necessário uma redução imediata de 15-20% das emissões globais desse gás.
Óxido Nitroso
Fontes:&nbsp;O óxido nitroso é produzido naturalmente pelos oceanos e pelas florestas tropicais. Fontes antropogênicas de óxido nitroso são: a produção de nylon, ácido nítrico, atividades agrícolas, carros com três modos de conversão catalítica, queima de biomassa e a queima de combustíveis fósseis. A maior fonte de renovação do óxido nitroso são as reações fotolíticas (na presença de luz) na atmosfera.
Concentração Atmosférica:&nbsp;A concentração global atmosférica de óxido nitroso no começo de 1993 era de 310 ppbv (partes por bilhão por volume), por volta de 8% maior do que o nível da concentração durante o período que antecedeu a Revolução Industrial que era de 275 ppbv.
Redução:&nbsp;Para estabilizar as concentrações atuais o Intergovernmental Panel on Climate Change estimou que seria necessário a imediata redução de 70-80% da produção de óxido nitroso proveniente de fontes antropogênicas.
Halocarbonos
Fontes: Clorofluorcarbonos (CFCs) é um grupo de componentes produzidos pelo Homem, feito de cloro, flúor e carbono. A produção de CFCs começou na década de 30 com o avanço da refrigeração, e antes da Segunda Guerra Mundial, seu uso era limitado. Desde então eles vem sendo intensamente utilizados com componentes na produção de aerossóis, de espuma, na indústria de ar-condicionado e em várias outras aplicações. Não existe nenhuma fonte de renovação de CFCs na troposfera (baixa atmosfera). Como um resultado de inércia na baixa atmosfera ele é transportado para a estratosfera (10 a 50km de altitude) onde eles sofrem uma “quebra” pela radiação de raios UV, liberando átomos livres de cloro que atuam na destruição da camada de ozônio. Hidroclorofluorcarbonos (HCFCs) e hidrofluorcarbonos (HFCs) são componentes feitos pelo Homem que estão sendo usados para substituir os CFCs. Estes componentes são considerados como substitutos transitórios dos CFCs porque foi constatado que eles tem um grande potencial na atuação do aquecimento global da Terra.
Concentrações Atmosféricas: Em 1992 a concentração atmosférica global dos CFCs era: CFC-11 : 280 pptv (partes por trilhão por volume); CFC-12 : 484 pptv; CFC-113 : 60 pptv. Durante as últimas décadas os CFCs 11, 12 e 113 vem aumentando mais rapidamente do que qualquer outro gás de efeito estufa.
Redução:&nbsp;A produção de CFCs 11, 12 e 113 foi reduzida em 40% no período de 1988-92. Entretanto a concentração de CFCs na atmosfera continuará significante durante o próximo século devido a vida longa associada a esses componentes.
Ozônio
Fontes: O ozônio estratosférico é o componente chave na absorção da radiação ultravioleta, protegendo a vida contra os efeitos nocivos desta radiação. O ozônio é criado e destruído a partir de uma série de reações complexas que envolvem a luz. Ele é também um gás de efeito estufa, por absorver a radiação infravermelha que é liberada pela Terra. O ozônio troposférico pode ser obtido atracés do deslocamento do ozônio estratosférico em quantidades limitadas, mas ele é principalmente produzido por reações fotoquímicas complexas associadas a emissão de gases pelo Homem, freqüentemente em cima de grandes cidades. Esses gases podem ser o monóxido de carbono, metano e o óxido nitroso.
Concentração Atmosférica:&nbsp;A concentração aproximada do ozônio estratosférico é de 0.3 ppmv. Existem alguma evidências que dizem que a porcentagem de ozônio caiu um pouco na baixa estratosfera (abaixo dos 25km) durante a última década devido a sua destruição pelos halocarbonos. Redução do ozônio troposférico&nbsp;
A implementação de uma tecnologia “limpa” nos veículos automotores pode ajudar a controlar o aumento das concentrações do ozônio troposférico.Indicador de pHOrigem: Wikipédia, a enciclopédia livre.Um&nbsp;indicador de pH, também chamado&nbsp;indicador ácido-base, é um&nbsp;composto químico&nbsp;que é adicionado em pequenas quantidades a uma&nbsp;solução, permitindo conhecer se a solução é&nbsp;ácida,básica&nbsp;ou neutra. Estes corantes são dotados de propriedades&nbsp;halocrômicas, que é a capacidade de mudar de coloração em função do pH do meio.Os indicadores de pH, são frequentemente ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos&nbsp;íons&nbsp;H+&nbsp;ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica destes indicadores e, consequentemente, altera-lhes a cor.Dada a subjectividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são aconselháveis para determinações precisas do valor do pH. Um medidor de pH, denominado&nbsp;pHmetro, é frequentemente usado em aplicações onde são necessárias um maior rigor na determinação do pH da solução.Os indicadores de pH são frequentemente utilizados em&nbsp;titulações, na&nbsp;Química Analítica. Na&nbsp;Bioquímica&nbsp;pode ser utilizados com o objetivo de determinar a extensão de uma&nbsp;reação química.
Na tabela seguinte estão representados alguns dos indicadores de pH mais comuns num laboratório. Os indicadores normalmente exibem cores intermediárias a valores de pH dentro do intervalo de mudança. Por exemplo, o vermelho de fenol tem uma cor laranja quando o pH estiver entre 6,6 e 8,0. O intervalo de mudança pode variar ligeiramente, dependendo da concentração do indicador e da temperatura a que é usado.Soluções naturais de indicadoresOs sucos de alguns vegetais e outras plantas podem funcionar como indicadores de pH, ou seja, de quão ácido ou básico é uma substância. Por exemplo, ao cozinhar uma couve vermelha até ficar macia, se adicionado o suco liberado a um&nbsp;ácido, tal como o&nbsp;vinagre, o mesmo tornar-se-á vermelho. Já em uma&nbsp;base, como a&nbsp;amônia, o suco tende a tornar-se azul ou verde. Outros vegetais como a&nbsp;beterraba, podem realizar o mesmo processo.Algumas soluções de substâncias naturais, especialmente originárias de plantas, comportam-se como soluções de indicadores de pH:*A solução aquosa de&nbsp;chá preto&nbsp;-&nbsp;A sua solução aquosa é avermelhada/ amarelada, adquirindo cor amarelo-pálida em contacto com soluções ácidas e, cor acastanhada em contacto com soluções básicas.*A solução aquosa dos&nbsp;rabanetes&nbsp;-&nbsp;A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor acastanhada em contacto com soluções básicas.*A solução aquosa da&nbsp;pera&nbsp;-&nbsp;A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor verde-seco em contacto com soluções básicas.*A solução aquosa do chá de&nbsp;repolho roxo-&nbsp;A sua solução aquosa adquire cor vermelha em contacto com soluções ácidas e, cor Amarelo bem Claro (verde inicialmente) ou azul anil em contacto

Sais no Cotidiano

Ao nosso redor existe uma infinidade de sais, que fazem parte da constituição dos mais variados materiais.
O cabornato de cálcio (CaCO3), por exemplo, é encontrado na casca de ovos, no mármore, no calcário, nas pérolas e nos recifes de coral.
O cloreto de sódio (NaCI), além de ser usado para salgar a comida, tem larga aplicação na conservação de alimentos (carne-seca, bacalhau salgado etc.), na composição do soro fisiológico (uma mistura de água com 0,9% de NaCI) e como matéria-prima para a produção de cloro (CI2), de soda cáustica (NaOH) e de hipoclorito de sódio (NaCIO).
O fluoreto de sódio (NaF) serve como fonte de fluoreto (F-) para a formação do esmalte dental, que aumenta a resistência à formação de cáries. É usado em algumas pastas de dente e também nos enxaguatórios bucais.
O salitre (KNO3) e o salitre do Chile (NaNO3) são empregados como conservantes dos embutidos de carne, (presunto, salame, mortadela, rosbife etc.). Tomam parte, também, da composição de fertilizantes e da chamada pólvora negra, uma mistura de salitre, carvão e enxofre pulverizados.
O carbonato de sódio (Na2CO3), também denominado soda ou barrilha, é empregado nas estações municipais de tratamento de água, em piscinas (para evitar que a água fique muito ácida) e nas fábricas de vidro e de sabão em pó como matéria-prima.&nbsp;&nbsp;&nbsp; Gesso e giz são dois materiais que contêm sulfato de cálcio (CaSO4).
Alguns sais possuem aplicações relevantes em medicina. (Veja exemplos na tabela abaixo.)
&nbsp;Para nos mantermos saudáveis, precisamos, diariamente, ingerir pequena quantidade de sais adequados. Eles estão presentes em muitos alimentos. Esses sais fornecem íons necessários ao bom funcionamento de nosso organismo. Alguns exemplos desses íons e de suas funções biológicas no ser humano são mostrados no esquema da página seguinte.


Nome&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Fórmula&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Aplicação
Bicarbonato de sódioNaHCO3antiácido
carbonato de amônio(NH4)2CO3expectorante
carbonato de lítioLi2CO3antidepressivo
cloreto de amônioNH4Clacidificante
cloreto de sódioNaClsoro fisiológico
fluoreto de estanho (II)SnF2fortalecimento do esmalte dental
iodeto de sódio ou potássioNaI/KIfonte de iodo para tireóide
nitrato de potássioKNO3diurético
nitrato de prataAgNO3germicida usado nos olhos de recém nascidos
sulfato de bárioBaSO4contraste em radiografia intestinal
sulfato de cálcioCaSO4gesso para imobilizações
sulfato de ferro (II)FeSO4fonte de ferro para anêmicos
sulfato de magnésioMgSO4laxante
permanganato de potássioKMnO4antimicótico




Química&nbsp;- 5 tipos de acidos /bases/ sais e oxidos - utilidades e aplicações.?acido:
acido cloridrico presento no estomago e serve pra digestao dos alimentos.
Ca2 presente nos ossos
** cobre presente em fios eletricos.
Aqua Regia contém ácido Nítrico concentrado e ácido Clorídrico concentrado na razão 1:3. Aqua Regia significa 'Água Real' em Latim. Ela é usada para dissolver metais nobres como ouro e platina.
O vinagre é ácido acético bem diluído. O vinagre utilizado para fins culinários contém aproximadamente 4% de ácido acético. A fórmula química do ácido acético é CH3COOH.
O leite contém ácido lático. Ácido lático é nomeado a partir da palavra em latim 'lac', que significa leite.
O ácido sulfúrico é usado na manufatura de baterias de carro. Ele também é conhecido como 'Óleo de Vitriol'. A fórmula química do ácido sulfúrico é H2SO4.
O ácido carbônico é responsável pelo gás nos refrigerantes. O ácido carbônico se decompõe em bolhas de dióxido de carbono. A fórmula química do ácido carbônico é H2CO3.
Ácido Ascórbico é o nome químico da Vitamina C. Deficiência de Vitamina C no organismo pode causar uma doença chamada escorbuto. A fórmula química do ácido ascórbico é C6H8O6.

Baeses:
Anti-Ácidos ajudam a neutralizar a acidez (do ácido clorídrico) no estômago. Eles geralmente contêm duas bases, chamadas hidróxido de magnésio e hidróxido de alumínio. A fórmula química do hidróxido de magnésio e hidróxido de alumínio é Mg(OH)2 e Al(OH)3 respectivamente.
Hidróxido de Sódio é também conhecido como 'Soda Cáustica'. Sua fórmula química é NaOH.
Hidróxido de Potássio é também conhecido como 'Potassa Cáustica'. É usado na manufatura de baterias alcalinas. Sua fórmula química é KOH.
Amônia é um gás básico o qual é usado na manufatura de fertilizantes como a Uréia, nitrato de amônio e sulfato de amônio. A amônia é produzida para fins comerciais através do processo de Haber. Quando dissolvida em água, a amônia forma uma base conhecida como hidróxido de amônio. A fórmula química da Amônia é NH3.
Sabao é de carater basico.

sais:
Sulfato de Sódio é um sal normal enquanto Bisulfato de Sódio é um sal ácido.
Cloreto de Sódio é solúvel em água enquanto o Carbonato de Cobre, Cloreto de Chumbo e Sulfato de Bário são insolúveis em água.
Carbonato de Sódio é usado na manufatura de detergentes e do vidro comum.
Sulfeto de Zinco é insolúvel em água enquanto Fosfato de Potássio, carbonato de Amônio e Cloreto de Bário são solúveis em água.
Nitrato de Amônio é usado na fabricação de fertilizantes.


Oxidos:
Óxido de cálcio (CaO)

· É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido industrialmente por pirólise de calcário.

· Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2.

· Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das paredes.

· Pintura a cal (caiação).

· Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.
Dióxido de carbono (CO2)

· É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio.

· O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em CO2 que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor teor em O2 que o normal.

· O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Aqui ocorre a reação:
CO2 + H2O «H2CO3 (ácido carbônico)

· O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas.

· Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal responsável pelo chamado efeito estufa.

· Monóxido de carbono (CO)

· É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar atmosférico.

· Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, óleo, diesel, etc.

· A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis, caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado:
álcool &lt; gasolina &lt; óleo diesel.

· A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.

· Dióxido de enxofre (SO2)

· É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante.

· Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:
S + O2 (ar) ® SO2

· O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões onde há fábricas de H2SO4. Uma das fases da fabricação desse ácido consiste na queima do enxofre.

· A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como combustível, é maior do que o da gasolina.

· O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica.

· O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a vegetação:
2SO2 + O2 (ar) ® 2SO3
SO3 + H2O ® H2SO4

· Dióxido de nitrogênio (NO2)

· É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico.

· Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a atmosfera.

· O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que é outro sério poluente atmosférico
NO2 + O2 ® NO + O3

· Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os óxidos do nitrogênio e o CO em N2 e CO2 (não poluentes).

· Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico, originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental.