Curiosidades da quimica *--*

EXPERIMENTOS~~*

REAÇÃO DE UM ÓXIDO ÁCIDO COM UMA
BASE
OBJETIVO: Verificar a entre um óxido ácido
(CO2) e uma base.
MATERIAS:

• Copo transparente.
• Solução de fenolftaleína.
• Copos de 50 mL (descartáveis).
• Canudinho.
• Solução de amônia (ou outra base).
• Água mineral com gás.
• Vinagre.
• Bicarbonato de sódio.
• Tubo plástico flexível.
• Garrafa PET e cola.
• Gelo seco.
MODO DE FAZER:
• Coloque água em quatro copos até a
metade e acrescente fenolftaleína (ou
azul de bromotimol) em cada um deles.
• Adicione a solução básica (amônia,
etc.) em cada de modo a termos uma
mudança de cor.
Sopre com o canudinho dentro do
primeiro copo até haver mudança de
cor.
• Adicione água mineral com gás no
segundo copo até haver mudança de
cor.
• Faça um furo na tampa da garrafa PET
e coloque o tubo plástico flexível
(pode ser um canudinho de sanfona e
recipiente de maionese). Adicione uma
colher de sopa de bicarbonato de
sódio na garrafa e meio copo de
vinagre (ou outro ácido) e rapidamente
feche a garrafa.
• Mergulhe a outra ponta do tubo flexível
no terceiro copo e observe.
• Ao quarto copo adicione pedras de
gelo seco e observe o que ocorre.

PRINCIPAIS ÁCIDOS, BASES, ÓXIDOS E SAIS E SUAS APLICAÇÕES.

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 pH 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 Jabir Ibn Hayyan (Geber), misturando sal comum com ácido sulfúrico (vitríolo):

2 NaCl + H₂SO₄ ==> Na₂SO₄ + 2 HCl

Pelo 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 + Cl₂ ==> 2 HCl

O cloreto de hidrogênio puro obtido é dissolvido em água produzindo o ácido clorídrico.

 Efeitos nocivos

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.

Ácido nítrico

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 ===> Nitrato de metila + água

NO₂ - OH + HO - CH₃ ===> NO₂- O - CH₃ + H₂O

Os alquimistas chamavam de aqua fortis o ácido nítrico e aqua regia a mistura de ácido nítrico e clorídrico, conhecida pela sua capacidade de dissolver o ouro.

Ácido sulfúrico

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 com Fe resulta em So₄Fe (sulfato de ferro), liberando H₂ (Hidrogênio).

Hidróxido de sódio

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.

Óxido de cálcio

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.

SAIS E COTIDIANO

Funções da química inorgânica: SAIS

1. Nomenclatura
2. Classificação
3. Reações de salificação
4. Sais naturais
5. Sais mais comuns na química do cotidiano

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Sal de Arrhenius - Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de água. É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido.

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Nomenclatura

nome do sal = [nome do ânion] + de + [nome do cátion]

Classificação

Os sais podem ser classificados em:

• sal normal (sal neutro, na nomenclatura antiga),
• hidrogênio sal (sal ácido, na nomenclatura antiga) e
• hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura antiga).

Reações de salificação

Reação da salificação com neutralização total do ácido e da base

Todos os H ionizáveis do ácido e todos os OH^- da base são neutralizados. Nessa reação, forma-se um sal normal. Esse sal não tem H ionizável nem OH^-.

Reação de salificação com neutralização parcial do ácido

Nessa reação, forma-se um hidrogênio sal, cujo ânion contém H ionizável.

Reação de salificação com neutralização parcial da base

Nessa reação, forma-se um hidróxi sal, que apresenta o ânion OH^- ao lado do ânion do ácido.

Sais naturais

CaCO3	NaCl	NaNO3
Ca3(PO4)2	CaSO4	CaF2
silicatos	sulfetos metálicos (FeS2, PbS, ZnS,HgS)	etc.

Sais mais comuns na química do cotidiano

• Cloreto de sódio (NaCl)
  • Alimentação - É obrigatória por lei a adição de certa quantidade de iodeto (NaI, KI) ao sal de cozinha, como prevenção da doença do bócio.
  • Conservação da carne, do pescado e de peles.
  • Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl_(s) pode atingir -22°C.
  • Obtenção de Na, Cl₂, H₂, e compostos tanto de sódio como de cloro, como
    NaOH, Na₂CO₃, NaHCO₃, HCl, etc.
  • Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de NaCl), no combate à desidratação.
• Nitrato de sódio (NaNO₃)
  • Fertilizante na agricultura.
  • Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre).
• Carbonato de sódio (Na₂CO₃)
  • O produto comercial (impuro) é vendido no comércio com o nome de barrilha ou soda.
  • Fabrição do vidro comum (maior aplicação):
    Barrilha + calcáreo + areia ® vidro comum
  • Fabricação de sabões.
• Bicarbonato de sódio (NaHCO₃)
  • Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico.
    NaHCO₃ + HCl ® NaCl + H₂O + CO₂
    O CO₂ liberado é o responsável pelo "arroto".
  • Fabricação de digestivo, como Alka-Seltzer, Sonrisal, sal de frutas, etc.
    O sal de frutas contém NaHCO_{3 (s)} e ácidos orgânicos sólidos (tartárico, cítrico e outros). Na presença de água, o NaHCO₃ reage com os ácidos liberando CO_{2 (g)}, o responsável pela efervecência:
    NaHCO₃ + H⁺ ® Na⁺ + H₂O + CO₂
  • Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é devido à liberação do CO₂ do NaHCO₃.
  • Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). No extintor há NaHCO_{3 (s)} e H₂SO₄ em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO₃ mistura-se com o H₂SO₄, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO₂. Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas porque a espuma é eletrolítica (conduz corrente elétrica).
• Fluoreto de sódio (NaF)
  • É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de dentes e na fluoretação da água potável.
• Carbonato de cálcio (CaCO₃)
  • É encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore.
  • Fabricação de CO₂ e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidradatada (Ca(OH)₂):
    CaCO₃ ® CaO + CO₂
    CaO + H₂O ® Ca(OH)₂
  • Fabricação do vidro comum.
  • Fabricação do cimento Portland:
    Calcáreo + argila + areia ® cimento Portland
  • Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc.
• Sulfato de cálcio (CaSO₄)
  • Fabricação de giz escolar.
  • O gesso é uma variedade de CaSO₄ hidratado, muito usado em Ortopedia, na obtenção de estuque, etc.

TABELA DE PH COMO FUNCIONA?

pH é o símbolo para a grandeza físico-química potencial hidrogeniônico, que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa.
O termo pH foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês Søren Peter Lauritz Sørensen (1868-1939) com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas (à época trabalhava no Laboratório Carlsberg, da cervejaria homônima). O "p" vem do alemão potenz, que significa poder de concentração, e o "H" é para o íon de hidrogênio (H⁺).
Às vezes é referido do latim pondus hydrogenii.
Matematicamente, o "p" equivale ao simétrico do logaritmo (cologaritmo) de base 10 da atividade dos íons a que se refere. Para íons H⁺:

Sendo que representa a actividade em mol dm^-3.
Em soluções diluídas (abaixo de 0,1 mol dm^-3), os valores da atividade se aproximam dos valores da concentração, permitindo que a equação anterior seja escrito como abaixo:

                     

Medida de pH

O pH pode ser determinado usando um medidor de pH (também conhecido como pHmetro) que consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é conhecido como eletrodo de vidro, que na verdade, é um eletrodo do tipo "íon seletivo". O pH pode ser determinado indiretamente pela adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a fenolftaleína, o alaranjado de metila e o azul de bromofenol. Outro indicador de pH muito usado em laboratórios é o chamado papel de tornassol (papel de filtro impregnado com tornassol). Este indicador apresenta uma ampla faixa de viragem, servindo para indicar se uma solução é nitidamente ácida (quando ele fica vermelho) ou nitidamente básica (quando ele fica azul). Obs.: Embora o valor do pH compreenda uma faixa de 0 a 14 unidades, estes não são os limites para o pH. São possíveis valores de pH acima e abaixo desta faixa, como, por exemplo, uma solução que fornece pH = -1,00, apresenta matematicamente -log [H⁺] = -1,00, ou seja, [H⁺] = 10 mol L^-1. Este é um valor de concentração facilmente obtido em uma solução concentrada de um ácido forte, como o HCl.

pOH

Do mesmo modo pode-se definir o pOH em relação à concentração de íons OH^-. A partir da constante de dissociação da água que tem o valor de 10⁻¹⁴ à temperatura de 298 K (25 °C), pode-se determinar a relação entre pOH e pH. Assim, pela definição de K_w (produto iônico da água) tem-se a relação entre as duas atividades:

K_w = [H⁺] · [OH^-]

Ao aplicar logaritmos, obtém-se a relação entre pH e pOH:

pK_w = pH + pOH = 14

Cálculo de pH de algumas soluções aquosas

O valor de pH de uma solução pode ser estimado se for conhecida a concentração em íons H⁺. Apresentam-se em seguida vários exemplos:

 Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L^-1

Está é uma solução de um ácido forte, por isso, o HCl presente estará completamente ionizado. Como a concentração é de apenas 0,1 mol L⁻¹, ele está suficientemente diluído para que os valores de sua atividade sejam próximos ao de sua concentração. Sendo assim, pode-se obter o pH pela expressão abaixo:
[H⁺] = 0,1 mol L⁻¹
Então: pH = -log[0,1] = 1.

Solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L^-1

Esta é uma solução de uma base forte, sendo assim, o NaOH presente está completamente dissociado. Como sua concentração é de apenas 0,1 mol L⁻¹, ele está suficientemente diluído para que seu valor de atividade seja próximo ao da concentração. Sendo assim:
[OH^-] = 0,1 mol L⁻¹ Então: pOH = -log[0,1] = 1.
Pela relação entre pH e pOH, tem-se:
pH + pOH = 14
pH = 14-1 = 13

 Solução aquosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1 mol L^-1

Esta é uma solução de um ácido fraco, que por sua vez, não está completamente ionizado. Por isso deve-se determinar primeiro a concentração de H⁺.
Para ácidos fracos deve-se considerar a constante de dissociação do ácido (K_a):

K_a = [H⁺][HCOO^-] / [HCOOH]

A constante de dissociação do ácido fórmico tem o valor de K_a = 1,6 × 10⁻⁴. Assim, considerando que [A^-] é igual a x, [HA] há-de ser a parte que não se dissociou, ou seja 0,1-x. Se desprezarmos a ionização da água, concluímos que a única fonte de H⁺ é o ácido, assim [H⁺] = [A^-]. Substituindo as variáveis obtém-se:

A solução é:
[H⁺] = x = 3,9 × 10⁻³.
Através da definição de pH, obtém-se:
pH = -log[3,9 × 10⁻³] = 2,4

Erros na medida do pH

Há vários tipos de erros que podem ocorrer nas medidas do pH ocasionados por diversos fatores, entre eles, destacam-se:

• Erros dos padrões de calibração: Uma medida de pH não pode apresentar uma precisão maior que aquela dos padrões de referência disponíveis, apresentando erros da ordem de ±0,01 unidades de pH;

• Erro do potencial de junção: Há um potencial de junção na membrana que separa o meio interno do externo do eletrodo. Se a composição iônica entre estes diferentes meios (interno e externo do eletrodo) apresenta-se muito distante da composição da solução tampão padrão utilizada na calibração do eletrodo, o potencial de junção é modificado, ocasionando variações nas medidas de pH em torno de 0,01 unidades;

• Erro do deslocamento do potencial de junção: A grande maioria dos eletrodos combinados possuem um eletrodo de referência de prata-cloreto de prata que contém, em seu interior, uma solução saturada de KCl. Tendo em vista a alta concentração de íons cloreto no interior do eletrodo, esta possibilita, em contato com o eletrodo de prata, a formação de AgCl₄^3- e AgCl₃^2-. Na membrana porosa de vidro do eletrodo, que separa as soluções interna e externa, a concentração de íons cloreto é menor (KCl está diluído), o que favorece a precipitação do AgCl. Se a solução do analito a ser medido conter um agente redutor, pode ocorrer ainda a precipitação de Ag_(s) na própria membrana. Estes efeitos modificam o potencial de junção provocando um deslocamento lento do valor de pH no visor do instrumento durante um período grande de tempo. Tais erros podem ser corrigidos pela calibração do eletodo a cada 2 h.

• Erro do sódio (erro alcalino): Quando a concentração de íons H⁺ é baixa e a concentração de Na⁺ é alta, o eletrodo responde ao Na⁺ como se este fosse o H⁺ e o pH medido torna-se menor que o pH verdadeiro.

• Erro ácido: Em ácidos fortes, o valor do pH medido torna-se maior que o pH verdadeiro, devido à saturação de íons H⁺ na superfície da membrana de vidro do eletrodo. Isto ocorre devido à saturação dos sítios ativos da membrana de vidro do eletrodo.

• Erro no tempo para atingir o equilíbrio: As medidas de pH geralmente são obtidas após algum tempo de contato do eletrodo com a solução de interesse. Em uma solução bem tamponada, sob agitação adequada, este tempo de espera fica em torno de 30 segundos. Em uma solução mal tamponada (por exemplo, próxima ao ponto de equivalência de uma titulação) necessita de um tempo maior para atingir o equilíbrio.

• Erro de hidratação do vidro: Um eletrodo hidratado apresenta uma resposta adequada às variações de pH, enquanto que um eletrodo seco, necessita ser hidrato por várias horas antes de ser realizada uma medida.

Erro de temperatura: As medições de pH necessariamente devem ser realizadas na mesma temperatura em que ocorreu sua calibração

IMPORTÂNCIA DAS BASES

Segundo Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH^– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. As bases possuem baixas concentrações de ions H⁺ sendo considerado base as soluções que têm, a 25 °C, pH acima de 7. Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor azul-marinho ou violeta.
Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H⁺)
Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par electrônico.
As bases neutralizam os ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando água e um sal:

H₂SO₄ + Ca(OH)₂ → 2 H₂O + CaSO₄

(ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio)

HCl + NaOH → H₂O + NaCl

(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)

Algumas bases (álcalis) conhecidas:

• Soda Cáustica(NaOH)
• Leite de magnésia (Mg(OH)₂)
• Cal hidratada (apagada) (Ca(OH)₂)
• Cloro de piscina
• Água do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta um pH relativamente alto, pois isso a torna básica)
• Antiácidos em geral
• Produtos de limpeza
• Amônia (NH₃)
• Sabão (todos) e detergente

Quanto ao número de hidroxilas

• Monobases ( 1 OH^– ): NaOH, KOH, NH₄OH, AgOH

• Dibases ( 2 OH^– ): Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Fe(OH)₂, Ba(OH)₂, NiOH2

• Tribases ( 3 OH^– ): Al(OH)₃, Fe(OH)₃

• Tetrabases ( 4 OH^– ): Sn(OH)₄, Pb(OH)₄, Mn(OH)4

 Quanto ao grau de dissociação

• Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam

bases fortes (família IA e IIA da 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 solubilidade em água

• Solúveis: 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.

   Características

• Sabor 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 um metal, e o ânion é o OH-.

Efeito estufa e os óxidos

1.O que se entende por efeito estufa?    Durante o dia , parte da energia solar é captada pela superfície da Terra e absorvida, outra parte é irradiada para a atmosfera. Os gases naturais que existem na atmosfera funcionam como uma capa protectora que impede a dispersão total desse calor para o espaço exterior, evitando que durante o período nocturno se perca calor. E como tal, o planeta permanece quente.  O processo que cria o efeito estufa é natural e é responsável pelo aquecimento do planeta.   Certos gases, como o dióxido de carbono, criam uma espécie de telhado, como o de uma estufa, sobre a Terra - daí o nome do fenómeno -, deixando a luz do Sol entrar e não deixando o calor sair. Se não existisse efeito de estufa, a temperatura da superfície terrestre seria, em média, cerca de 34ºC mais fria do que é hoje.   O efeito de estufa gerado pela natureza é, portanto, não apenas benéfico, mas imprescindível para a manutenção da vida sobre a Terra. Se a composição dos gases raros for alterada, para mais ou para menos, o equilíbrio térmico da Terra sofrerá conjuntamente. =/= 2. Como se explica o fenómeno?  O clima tem evoluído aos longo dos tempos, sendo a sua evolução natural, no entanto nos últimos tempos o Homem é o grande responsável uma vez que a população mundial tem vindo a aumentar e consequentemente, registou-se um aumento de 25 % de dióxido de carbono (CO2) na atmosfera. Este aumento deve-se especialmente à combustão de combustíveis fósseis, há desflorestação, ao número crescente de indústrias e ao consumismo desmesurado. O efeito estufa provoca um desequilíbrio no sistema natural da Terra pelo que é urgente se reduzirem as emissões dos gases prejudiciais e propor alternativas. =/= 3.Quais os gases responsáveis?[topo]   Gases de estufa Principais causas Dióxido de Carbono(CO2) Combustão de combustíveis fósseis: petróleo, gás natural, carvão, desflorestação (libertam CO2 quando queimadas ou cortadas). O CO2 é responsável por cerca de 64% do efeito estufa. Diariamente são enviados cerca de 6 mil milhões de toneladas de CO2 para a atmosfera. Tem um tempo de duração de 50 a 200 anos. Clorofluorcarbono (CFC) São usados em sprays, motores de aviões, plásticos e solventes utilizados na indústria electrónica. Responsável pela destruição da camada de ozono. Também é responsável por cerca de 10% do efeito estufa. O tempo de duração é de 50 a 1700 anos. Metano (CH4) Produzido por campos de arroz, pelo gado e pelas lixeiras. É responsável por cerca de 19 % do efeito estufa. Tem um tempo de duração de 15 anos. Ácido nítrico (HNO3) Produzido pela combustão da madeira e de combustíveis fósseis, pela decomposição de fertilizantes químicos e por micróbios. É responsável por cerca de 6% do efeito estufa. Ozono (O3) É originado através da poluição dos solos provocada pelas fábricas, refinarias de petróleo e veículos automóveis =/= 4.Quais as principais fontes dos gases com efeito de estufa?  Os gases responsáveis pelo aquecimento global da Terra, encontram-se na combustão de combustíveis fósseis, como o petróleo e seus derivados, e nas cidades cerca de 40 % deve-se à queima de gasolina e de óleo a diesel, facto que se traduz pelo número de veículos automóveis que aí circulam.   Os veículos automóveis são responsáveis pela libertação de monóxido de carbono (CO) e dióxido de carbono (CO2), óxidos de azoto (NOx), dióxido de enxofre (SO2), derivados de chumbo e hidrocarbonetos.   As indústrias também são responsáveis por este fenómeno uma vez que emitem enxofre, chumbo e outros materiais pesados, bem como resíduos sólidos que ficam suspensos no ar, por sua vez a concentração de oxigénio vai sendo cada vez menor o que vai provocar doenças graves no sistema nervoso, cancro, problemas respiratórios.   Quanto à agricultura, as substâncias são originadas a partir do cultivo de arroz, agricultura, queima de resíduos agrícolas e de florestas, entre outras fontes.   A incineração de resíduos e a deposição de resíduos sólidos nas terras constituem outras fontes de gases com efeito de estufa   A acção do ser humano na natureza tem feito aumentar a quantidade de dióxido de carbono na atmosfera, através de uma queima intensa e descontrolada de combustíveis fósseis e do desflorestamento. A derrubada de árvores provoca o aumento da quantidade de dióxido de carbono na atmosfera pela queima e também por decomposição natural. Além disso, as árvores aspiram dióxido de carbono e produzem oxigénio. Uma menor quantidade de árvores significa também menos dióxido de carbono sendo absorvido.   =/=  5.Efeitos provocados por este fenómeno  Meio Ambiente   As consequências do efeito de estufa serão sentidas tanto a nível global como a nível regional, afectando um pouco por toda parte os vários países. O aquecimento global poderá levar à ocorrência de variações climáticas tais como: alteração na precipitação, subida do nível dos oceanos (degelos), ondas de calor. Assim é natural registar-se um aumento de situações de cheias que consequentemente irá aumentar os índices de mortalidade no planeta Terra.   Uma profunda alteração do clima terá uma influência desastrosa nas sociedades afectando a produção agrícola e as reservas de água, dando origem a  alterações económicas e sociais.     A maior parte dos gases de estufa têm fontes naturais , além das fontes antropogénicas, contudo existem potentes mecanismos naturais para removê-los da atmosfera. Porém, o contínuo crescimento das concentrações destes gases na atmosfera dão origem a que , mais gases sejam  emitidos do que removidos em cada ano.   Tem havido um aumento considerável de 25% de CO2 na atmosfera. Os níveis de CO2 variam consoante a estação, sendo esta variação mais pronunciada no hemisfério norte, visto que apresenta uma maior superfície terrestre, do que no hemisfério sul. Este facto ocorre devido às interacções que ocorrem entre a vegetação e a atmosfera. Saúde  De acordo com alguns cientistas, um aumento consecutivo da temperatura à superfície da Terra, provoca uma alteração climática o que leva a um aumento de ondas de calor, cheias e consequentemente do aumento no número de doenças infecciosas através da proliferação de pestes. Um caso bastante actual refere-se ao fenómeno do El Niño, um aumento de temperatura no sistema oceânico, que deu origem a uma onda quente por todo o mundo. Como resultado directo, verificou-se uma deslocação dos mosquitos responsáveis pela propagação da malária e febre amarela para regiões temperadas a altitudes mais elevadas, atacando os grupos de pessoas mais vulneráveis da sociedade. A variação climática irá provavelmente aumentar a frequência de dias de intenso calor, o que representa um aumento do  número de mortes.  Janaína Danielly & Nathaly