Reações Químicas

As reações químicas fazem parte do nosso dia-a-dia. Por exemplo, quando vamos esquentar a água para preparar o café da manhã, estamos realizando uma reação química, pois o gás do fogão reage com o oxigênio do ar para produzir o calor que utilizamos para cozinhar os alimentos. Sabemos que para o carro andar devemos colocar gasolina. Mas o que a gasolina tem a ver com o movimento do carro? 

Isso só é possível devido a uma reação química. A gasolina utilizada nos veículos é uma mistura de vários compostos. Um deles é o octano, composto formado por carbono e hidrogênio, cuja fórmula química é C₈H₁₈. Quando a gasolina reage com o oxigênio do ar produz dióxido de carbono (CO₂), água (H₂O) e a energia que é utilizada para fazer com que o carro entre em movimento. 

Você percebeu como as reações químicas estão presentes em nosso dia-a-dia? Vamos aprender como podemos nos expressar através das reações químicas. Vamos lá! 

Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à mudança nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na Interconversão entre dois tipos de isômeros. Resumidamente, pode-se afirmar que uma reação química é uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita.

Quais são os tipos importantes de Reações Químicas?

• Reação de Síntese ou Combinação Direta é a reação onde duas ou mais substâncias se combinam diretamente para formar um novo composto químico.
  Fórmula Geral: A + B ---> AB
  Exemplo: Fe + S ---> FeS
  i.e., Ferro + Enxofre ---> Sulfeto de Ferro
• Reação de Decomposição é a reação onde um composto químico se quebra (decompõe) em duas ou mais substâncias. Se a decomposição requer uma fonte de calor, a mesma é chamada decomposição térmica.
  Fórmula Geral: AB ---> A + B
  Exemplo: ZnCO₃ ---> ZnO + CO₂
  i.e., Carbonato de Zinco (+ Calor) ---> Óxido de Zinco + Dióxido de Carbono
• Reação de Simples Troca é a reação onde um elemento substitui outro em um composto químico para produzir um novo composto e o elemento deslocado.
  Fórmula Geral: A + BC ---> AC + B
  Exemplo: Fe + CuSO₄ ---> FeSO₄ + Cu
  i.e., Ferro + Sulfato de Cobre ---> Sulfato de Ferro + Cobre
• Reação de Dupla Troca é a reação onde dois compostos químicos trocam seus radicais para formar dois novos compostos.
  Fórmula Geral: AB + CD ---> AD + CB
  Exemplo: KCl + AgNO₃ ---> KNO₃ + AgCl
  i.e., Cloreto de Potássio + Nitrato de Prata ---> Nitrato de Potássio + Cloreto de Prata

Balanceamento

Balancear uma equação significa demonstrar que os átomos não desaparecem e não foram criados durante uma transformação. Na verdade, ocorre apenas um rearranjo dos átomos, isto é, algumas ligações iônicas ou covalentes são rompidas e outras são formadas.

O balanceamento das reações onde não há transferência de elétrons pode ser feito diretamente pelo ‘’ método das tentativas ‘’. Nas reações em que a transferência de elétrons ocorre, os elétrons devem ser balanceados previamente.

Método das tentativas

Consiste em acertar os coeficientes da equação simplesmente contando o numero de átomos de cada elemento participante dos reagentes e produtos. Não é adequado para ser aplicado diretamente às reações com transferência de elétrons, pois não deixa claro quantos elétrons foram cedidos e quantos foram recebidos, embora isso ocorra no caso de reações que envolvam poucos reagentes e produtos.

Exemplo:

Balancear as equações químicas:

 Aℓ(OH)3 + H2S → Aℓ2S3 + H2O

1º Passo) Ajustar o alumínio

2Aℓ(OH)3 + H2S → Aℓ2S3 + H2O

2º Passo) Ajustar o enxofre

2Aℓ(OH)3 + 3H2S → Aℓ2S3 + H2O

3º Passo) Ajustar o hidrogênio

2Aℓ(OH)3 + 3H2S → Aℓ2S3 + 6H2O

4º Passo) Observe que o oxigênio ficou automaticamente

ajustado

2Aℓ(OH)3 + 3H2S → Aℓ2S3 + 6H2O

Método Redox (oxi – redução)

Reações químicas podem ocorrer quando elétrons são transferidos de um átomo para o outro. Elas são conhecidas como reação redox, pois, ao mesmo tempo em que o átomo perde elétrons- oxidação- outro os recebe- redução.

Variação do numero de oxidação

O elemento que cede elétrons, isto e, sofre oxidação, provoca a redução do outro. Isto significa que ele é o agente redutor. O que recebe elétrons, por outro lado, provoca a oxidação, então ele é chamado de agente oxidante.

Quem se oxida (oxidação)

*Perde elétrons

*nox aumenta

*é redutor

Quem se reduz (redução)

*ganha elétrons

*nox diminui

*é oxidante

Métodos para balanceamento Redox

*determinamos a variação no nox dos elementos que sofreram redução ou oxidação.

*em seguida, multiplicamos cada valor pelo maior numero de átomos do elemento que efetivamente sofreram variação.

OBS: Quando esses dois coeficientes de referências forem múltiplos, devem ser simplificados.

*invertendo os dois totais, obtemos igualdade no número de elétrons ganhos e perdidos.

*a substância que recebe o coeficiente é aquela que possui o maior número de átomos que efetivamente se oxidaram ou se reduziram.

*equilibramos a seguir os elementos que sofreram variação.

*Finalmente, completamos o balanceamento por tentativas, seguindo a ordem já mencionada.

Observações importantes:

1-    Quando da reação participar água oxigenada (H2O2) considere:

*o oxigênio variando de -1 para 0, se na reação há formação de O2.

*o oxigênio variando de -1 para -2, se na reação não há formação de O2.

2- Em casos de equações iônicas, um balanço de cargas precisa ser feito:

O total de cargas dos íons  do primeiro membro da equação.= O total das cargas dos íons do segundo membro da equação.

Para saber se uma reação é redox, isto é, se há transferência de elétrons, é preciso conhecer ou calcular o número de oxidação de todos os átomos que participam da reação nos reagentes e produtos.

Exemplo:

Faça o balanceamento da reação de oxirredução representada pela equação abaixo:

     +1     +7     -2               +1  -1                    +1  -1                  +2    -1                  +1    -2            0

 KMnO4   +   HBr   →   KBr   +  MnBr2     +   H2O  + Br2

 

Espécies que sofreram variação do Nox:

                                     Redução

Mn                        +7     →     +2   ∆Nox = 5

 

                                    Oxidação

Br                          -1     →        0   ∆Nox = 1

Observando a equação, podemos perceber que o Mn e o Br, no primeiro membro da

equação, apresentam índice 1. No segundo membro da equação, o Mn continua com

índice 1, porém, o Br apresenta índice 2. Sendo assim, devemos escolher o segundo

membro pra iniciar o balanceamento, não nos esquecendo de efetuar a multiplicação dos

∆Nox pelos índices. Observe:

Mn   ∆Nox = 5 x 1 = 5Br    ∆Nox = 1 x 2 = 2

 

KMnO4   +   HBr   →   KBr   +  2MnBr2     +   H2O  + 5Br2

Continuamos o balanceamento por tentativa, seguindo, se possível, a ordem abaixo ao

acertar os coeficientes: metais, ametais, hidrogênio e oxigênio.

KMnO4   +   HBr   →   KBr   +  2MnBr2     +   H2O  + 5Br2

                         ↑                                    ↑

2 2

                                                                    ↓  

2KMnO4   +   HBr   →   2KBr   +  2MnBr2     +   H2O  + 5Br2

                                                ↑                                 

                                               16             2Br            4Br                        10Br

  

                                                             2+4+10 = 16                            

2KMnO4   +   16HBr   →   2KBr   +  2MnBr2     +   H2O  + 5Br2

                                                                                                        ↑                                  

                          8 O               16 H                                                 8

Logo, a equação balanceada será:

   2KMnO4   +   16HBr   →   2KBr   +  2MnBr2     +  8H2O  + 5Br2

Experimento com reação química

A amônia (NH3) é uma base fraca e solúvel em água, podendo ser utlizada para fazer a brincadeira conhecida como "sangue do diabo", um líquido rosa que, ao ser borrifado sobre um tecido brando, perde rapidamente sua cor.

Materiais

- Meio copo de água (cerca de 150 mL)
- 4 gotas de limpador com amoníaco (ex: Ajax)
- 1 comprimido de Lacto-purga
- Meio copo de álcool (etanol)


Para realizar essa experiência você vai precisar de uma solução de fenolftaleína. Prepare-a como indicado na experiência "Preparando indicadores ácido-base.


Para fazer o sangue do diabo dissolva em meio copo de água: 4 gotas de limpador com amoníaco (Ajax) e 10 gotas da solução de fenolftaleína. Agora borrife essa solução em um tecido branco e veja o que acontece!


O tecido branco irá ficar rosa, mas logo após a cor desaparecerá. A explicação está no fato de que a amônia é uma base volátil. Inicialmente o meio é básico e a fenolftaleína é rosa. Quando o líquido é jogado sobre uma roupa, a amônia evapora e o meio passa a ficar neutro, o que faz a fenolftaleína voltar a ficar incolor.

 Uma delas é bem simples basta pegar qualquer ácido forte (pequena quantidade) e colocar em uma bureta resistente e adicionar um pouquinho de água, essa reação explode então tome cuidado. Outra é colocar um pouco de sódio metálico (pedacinho pequeno) num recipiente e colocar um pouquinho de água que explode também.

Porque devemos balancear uma reação química?

Porque não há nada perdido nem criado na equação. O balanceamento só equaliza a quantidade de material que entra com o que sai.

Se estiver desigual, o balanceamento foi feito de modo errado ou a equação não é possível.

Por exemplo, se em certa transformação entrarem 3 moléculas de oxigênio, obrigatoriamente existirão 3 moléculas de oxigênio do outro lado da equação, mesmo que organizadas de maneira diferente.

Curiosidades

Ácidos fortes atacam as roupas e a pele. Fibras vegetais (algodão, linho), animais (seda, lã) e sintéticas são rapidamente destruídas por ácidos fortes. O amarelamento da pele em contato com ácido nítrico é um teste específico para proteínas.

Áreas da pele atacadas por ácido devem ser lavadas com água em abundância. Em seguida, devem ser tratadas com bicarbonato de sódio, para neutralização de qualquer porção de ácido remanescente. Já ácidos diluídos e/ou fracos, podem ser até utilizados no interior do corpo.

A absorção de um medicamento está bastante associada ao seu caráter eletrolítico. Em geral, os medicamentos são mais bem absorvidos através do trato gastrointestinal quando se apresentam na forma não-ionizada. Assim, medicamentos fracamente ácidos serão mantidos, na forma não-ionizada, no estômago, fracas ao seu pH ácido, facilitando sua absorção.

Já um medicamento fracamente básico será bastante ionizado no estômago e, portanto, pouco absorvido. Um exemplo seria a aspirina (ácido acetilsalicílico). Quando em solução ácida, como no estômago, ela se apresenta mais de 90% na forma não ionizada; enquanto que em solução neutra, apenas 1%. Assim, podemos concluir que ela seria facilmente absorvida no estômago (pH próximo de 2) e mais lentamente no intestino delgado, onde o pH é superior a 7.


Fonte:
//educacao.uol.com.br/quimica/acidos-caracteristicas-e-propriedades.jhtm

Experimentos

Algumas plantas e flores podem ser utilizadas como indicadores de pH. Um dos mais interessantes é o extrato de repolho roxo , apresenta cores diversas conforme a acidez e a basicidade do meio que se encontra, substituindo (para um menor número de faixas de pH).

Fonte:
youtube.com

Sais no cotidiano

Sais são compostos que podem ser encontrados na natureza, ao nosso redor existe uma infinidade de sais, que fazem parte dos mais variados materiais.

O sal encontrado em nossa cozinha é o cloreto de sódio (NaCl), conhecido também como sal marinho ou sal-gema. É um sólido cristalino que além de ser usado para salgar a comida, tem larga aplicação na conservação de alimentos (carne seca, bacalhau, etc), na composição do soro fisiológico (uma mistura de água com 0,9% de cloreto de sódio) e como matéria prima para produção de cloro, de soda cáustica e de hipoclorito de sódio.

O carbonato de cálcio (CaCO₃) é um sólido branco insolúvel em água, encontrado no calcário, na calcita, no mármore, etc. Está presente também nas cascas de ovos, nas pérolas e nos recifes de corais. Na indústria é utilizado na fabricação do cimento, vidro, da cal virgem, etc. Na agricultura é usado para correção da acidez do solo e nas siderúrgicas como fundente.

O carbonato de sódio (Na₂CO₃) é um pó branco ou levemente acizentado. É chamado popularmente de soda ou barrilha, é usado na fabricação de sabões e detergentes, celulose e papel, como desengraxante, na refinação do petróleo, e limpeza em geral. É empregado nas estações municipais de tratamento de água, em piscinas (para evitar que a água fique mais ácida) e ainda na fabricação de vidros.

O bicarbonato de sódio ou carbonato ácido de sódio (NaHCO₃) é um sal ácido que reage com água liberando CO₂ e produzindo NaOH. Nos efervescentes que combatem à acidez estomacal, o bicarbonato de sódio é princípio ativo, é usado também como fermento em pães. Nos extintores de incêndio (pó seco ou úmido) é um dos componentes principais.

O fluoreto de sódio (NaF₂) serve como fonte de fluoreto para a formação do esmalte dental, que aumenta a resistência à formação de cáries. É usado em algumas pastas de dente e em enxaguatórios bucais.

O salitre - nitrato de potássio (KNO₃) e o salitre-do-chile - nitrato de sódio (NaNO₃), são empregados como conservantes dos embutidos de carne (presunto, salame, mortadela, rosbife, etc, e como afrodisíaco. Tomam parte também, da composição de fertilizantes, de dinamites e da chamada pólvora negra (uma mistura de salitre, carvão e enxofre pulverizados).

O sulfito de sódio (Na₂SO₃) é um sólido cristalino usado na conservação de alimentos, refinação de açúcar, na clarificação do papel sulfite.

Veja a lista de alguns sais que possuem aplicações relevantes na medicina:

Bicarbonato de sódio (NaHCO₃) -  Antiácido;

Carbonato de amônio (NH₄)₂CO₃ - Expectorante;

Carbonato de lítio (Li ₂CO₃ ) - Antidepressivo;

Cloreto de amônio (NH ₄Cl) - Acidificante do tubo digestivo;

Cloreto de sódio (NaCl) - Soro fisiológico;

Fluoreto de estanho II (SnF₂) - Fortalecimento do esmalte dental;

Iodeto de sódio (NaI) -  Fonte de iodo para a tireóide;

Iodeto de potássio (KI) - Fonte de iodo para a tireóide;

Nitrato de potássio (KNO₃) - Diurético;

Permanganato de potássio ( KMnO₄) - Antimicótico;

Sulfato de bário (BaSO ₄) - Contraste em radiografia intestinal;

Sulfato de cálcio (CaSO₄) - Gesso para imobilizações;

Sulfato de ferro II (FeSO₄) - Fonte de ferro para anêmicos;

Nitrato de potássio (KNO₃) - Germicida para olhos de recém nascidos;

Sulfato de magnésio (MgSO₄) - Laxante.

Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola

Tabela de pH e como funciona

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.

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

  
  
• 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 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.
• 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.

Fonte:
    pt.wikipedia.org/wiki/PH

Importancia das bases

Base é toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando o ânion OH^- (Hidróxido).

A dissociação iônica está relacionada ao comportamento das bases em presença de água. Exemplo: a soda cáustica (NaOH), é uma substância sólida que em contato com a água libera os íons Na⁺ e OH^- que se dissolvem devido à atração pelos pólos negativos e positivos da molécula de H₂O. Sendo assim, bases são substâncias compostas pela combinação de um cátion (geralmente de um metal) com o ânion OH^-.
Uma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca, ou seja, diminui a salivação.
Da mesma forma que os ácidos, as bases também conduzem corrente elétrica quando dissolvidas em água. Os indicadores fenolftaleína (solução) e papel de tornassol também mudam de cor em presença de hidróxidos. A fenolftaleína incolor torna-se vermelha; papel de tornassol vermelho fica azul: reações inversas às que verificamos no caso dos ácidos.
Vejamos as principais bases:

Hidróxido de Sódio (NaOH): Conhecida também como soda cáustica, essa substância é utilizada na fabricação do sabão, celofane, detergentes e raiom, produtos para desentupir pias e ralos, e também no processo de extração de celulose nas indústrias de papel, etc.

Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)₂): Está presente na solução que é comercializada com o nome de “leite de magnésia”, produto utilizado como laxante e antiácido estomacal.

Hidróxido de Cálcio (Ca (OH)₂): Conhecida como cal hidratada ou cal extinta, essa substância é usada na construção civil: na preparação de argamassa (areia + cal) e na caiação (pintura a cal); as indústrias açucareiras utilizavam o hidróxido de cálcio na purificação do açúcar comum.

Hidróxido de Amônio (NH₄OH): Essa substância é obtida em solução aquosa do gás de amônia e comercializada como amoníaco. É usado na fabricação de produtos de limpeza doméstica, na revelação de filmes fotográficos, em detergentes, na indústria têxtil, etc.

Hidróxido de Potássio (KOH): Conhecida como potassa cáustica, é usada para alvejamento, na fabricação de sabões moles e no processamento de certos alimentos.

Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola

Efeito estufa e os óxidos

O efeito estufa é um processo que ocorre quando uma parte da radiação infravermelha emitida pela superfície terrestre é absorvida por determinados gases presentes na atmosfera. Como consequência disso, o calor fica retido, não sendo libertado para o espaço. O efeito estufa dentro de uma determinada faixa é de vital importância pois, sem ele, a vida como a conhecemos não poderia existir. Serve para manter o planeta aquecido, e assim, garantir a manutenção da vida.

O que se pode tornar catastrófico é a ocorrência de um agravamento do efeito estufa que destabilize o equilíbrio energético no planeta e origine um fenómeno conhecido como aquecimento global. O IPCC (Painel Intergovernamental para as Mudanças Climáticas, estabelecido pelas Organização das Nações Unidas e pela Organização Meteorológica Mundial em 1988) no seu relatório mais recente diz que a maior parte deste aquecimento,observado durante os últimos 50 anos, se deve muito provavelmente a um aumento dos gases do efeito estufa.

Os gases de estufa (dióxido de carbono (CO₂), metano (CH₄), Óxido nitroso (N₂O), CFC´s (CF_xCl_x) absorvem alguma radiação infravermelha emitida pela superfície da Terra e radiam por sua vez alguma da energia absorvida de volta para a superfície. Como resultado, a superfície recebe quase o dobro de energia da atmosfera do que a que recebe do Sol e a superfície fica cerca de 30 °C mais quente do que estaria sem a presença dos gases «de estufa».


Fonte:
  pt.wikipedia.org/wiki/Efeito_estufa