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A fórmula química do ácido perclórico de fórmula química HClO4, é um líquido incolor, sem cheiro, solúvel em água e mais oleoso, sendo considerado um superácido. É também chamado de perclorato de dioxônio.

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Uma das formas de se obter o ácido perclórico é através da mistura do ácido nítrico com perclorato de amônio, reação que tem como produto o óxido nitroso e, é claro, o ácido perclórico. Também é possível produzi-lo (diluído) a partir de uma solução de perclorato com ácido sulfúrico concentrado.

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É comum a utilização de ácido perclórico na fabricação de explosivos, por ser um forte oxidante. São nocivos a plantas, por isso têm aplicação na indústria química em produção de herbicidas. É empregado em laboratórios de Análises Clínicas nos exames de precipitação seletiva de mucoproteínas e pode ser útil em algumas reações de eliminação de água.

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O ácido perclórico tende a explodir quando a concentração é superior a 72%, por isso é difícil encontrar pureza, e por isso só é comercializado na forma de solução aquosa com concentração de até 70%.

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O ácido perclórico tende a explodir quando a concentração é superior a 72%, por isso é difícil encontrar pureza, e por isso só é comercializado na forma de solução aquosa com concentração de até 70%.

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Concentrações acima de 70% geralmente forma um composto chamado anidrido perclórico (Cl2O7), que pode causar uma explosão rapidamente. A solução de ácido perclórico são higroscópica, ou seja, se não estiver em contato total com o ar, será diluída pela absorção da umidade do ar, caso seja deixada por muito tempo em um recipiente aberto, esse líquido transbordará. O contato com a maioria dos metais formará gás hidrogênio inflamável.

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A manipulação desse composto químico deve ser feita de maneira extremamente responsável, visto que acidentes podem causar sérios danos, se ingerido, provoca queimaduras no esôfago e no estômago, se inalado, causa irritação nas vias respiratórias, em contato com olhos e pele, pode causar sérias queimaduras.

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O hidróxido de amônio, também conhecido como amoníaco é uma monobase, base fraca, sua fórmula química é NH₄OH, sendo dentro do grupo das bases a única que
não é formada pela ligação entre OH⁻ e um não metal. É formada pela reação entre
amônia anidra (NH₃) que apresenta estado físico gasoso e água (H₂O), essa reação é feita sob pressão e temperatura
controlada.

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No campo industrial pode ser usado para produzir tinturas de cabelo, fertilizantes, explosivos, sabões, detergentes e semelhantes. Além disso, também existe na produção de cosméticos, medicamentos, aditivos alimentares, tratamento de esgoto e saponificação de óleos. Outras aplicações incluem limpeza doméstica, produção de compostos orgânicos, produção de filmes e revelação fotográfica. Devido ao seu alto calor de vaporização e alta temperatura crítica, é muito utilizado em sistemas de refrigeração.

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O hidróxido de amônio é bastante inofensivo se houver ingestão, inalação ou absorção da pele, sendo bastante irritante para mucosas e sistema respiratório. As reações com ácidos são exotérmicas, e sofrem reações potencialmente violentas ou explosivas quando em contato boro, halogênios, óxido de etileno, e fortes agentes oxidantes.

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O Hidróxido de alumínio, composto químico de fórmula Al(OH)3, é a mais estável forma de alumínio nas condições normais, é encontrado na natureza como o mineral gibbsita (também conhecido como hidrargilita). Relacionado com o óxido hidróxido de alumínio, AlO (OH), e óxido de alumínio, Al2O3, diferindo destes somente pela perda de água, estes compostos juntos são os maiores componentes do minério de alumínio bauxita.

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Podemos reciclar o metal alumínio de forma infinita, independentemente do uso ou formato que ele apresentou anteriormente. É utilizada na limpeza de piscinas, como antiácido estomacal, é subproduto de extintores de incêndio com espuma à base de CO2, os flocos formados envolvem as partículas sólidas presentes na água, arrastando-as para o fundo, onde serão removidas.

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Al(OH)3 é uma monobase, sua base é fraca e solúvel em água. Pode causar leve irritação nos olhos, pele, nas vias respiratórias, por isso deve tomar cuidado ao administra-lo, como qualquer outro produto

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O ácido nítrico é um ácido forte, pois seu grau de ionização (α) é de 92%. É uma solução aquosa incolor com 70% em massa de nitrato de hidrogênio. É fumegante em contato com o ar, seus vapores são extremamente tóxicos e é também corrosivo, podendo causar queimaduras e manchas amareladas na pele. Ele entra em ebulição a 83ºC a 1 atm, isto é, ao nível do mar.
Esse ácido também tem ação oxidante, é solúvel em água e com o tempo ele se decompõe pela ação da luz e adquire uma coloração avermelhada.

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O H₂S queima-se no ar atmosférico, produzindo o dióxido de enxofre (SO₂) e água, quando a quantidade de oxigênio (O₂) presente é suficiente para uma combustão completa, conforme mostrado abaixo, na qual parte-se de dois mols de H₂S e três mols de O₂.
2H ₂ S + 3O ₂    2H ₂ O + 2SO 2
Quando há carência de O₂, forma-se então SO₂ e enxofre livre. Tendo em vista esse comportamento, a reação química a partir de H₂S em baixa presença de O₂ é utilizada como um dos meios de obtenção do enxofre, conforme equação abaixo, na qual parte-se de dois mols de H₂S e um mol de O₂.
2H ₂ S + O ₂    2S + 2H ₂ O

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Na indústria, normalmente a sua fabricação se dá a partir do NH3.
Depois do ácido sulfúrico, o ácido nítrico é o mais produzido e usado pela indústria. A sua formação pode se dar naturalmente ou industrialmente. Ele pode ser formado em ambientes não poluídos, durante chuvas acompanhadas de relâmpagos; e pode ser liberado por veículos com motor à explosão e que ocasionam um tipo de chuva ácida.

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“A geração de H ₂ S ocorre em diversos segmentos e sua ação tóxica nos seres humanos é conhecida desde o século XVIII, entretanto, passados tantos anos, ainda ocorrem casos de intoxicações inclusive com grande número de mortes. Por outro lado, sua agressividade também é avaliada nos contatos com materiais e equipamentos industriais, resultando, na maioria das vezes, em deteriorações ou fraturas de materiais ferrosos com conseqüências catastróficas.”¹ Entretanto, “de acordo com uma pesquisa realizada pela Peninsula Medical School da Universidade de Exeter & Playmouth, no Reino Unido, o gás está presente naturalmente em nossos corpos – especificamente no líquido sinovial do joelho, reduzindo o atrito entre cartilagem e articulações durante movimentos. Ele pode desempenhar um papel importante da redução da inflamação nas articulações”².
O método laboratorial de obtenção do H₂S mais difundido consiste na reação de deslocamento do sulfidreto do sulfeto de um metal, sob a forma de sulfeto de hidrogênio, com participação do ácido sulfúrico diluído. Em sua fase gasosa, também pode ser obtido a partir do aquecimento de compostos orgânicos sólidos e enxofre.

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Um importante ácido derivado do elemento químico enxofre, de fórmula molecular H₂S, chama-se ácido sulfídrico. Esse ácido pode ser obtido pela dissolução do sulfeto de hidrogênio em água. Em verdade, tanto o sulfeto de hidrogênio quanto o ácido sulfídrico possuem a mesma composição química (H₂S), ocorre apenas que o primeiro é um gás (responsável pelo odor dos ovos podres) e o segundo está em solução aquosa.

O H₂S em sua forma gasosa forma-se a partir da putrefação natural de compostos de origem orgânica que apresentam o elemento químico enxofre em sua composição. É um gás incolor, extremamente tóxico e corrosivo, formado pela presença de dois átomos de hidrogênio para um átomo de enxofre.
O H₂S é moderadamente solúvel em água e etanol, quando em solução aquosa da origem, conforme já citado, ao ácido sulfídrico, um ácido inorgânico de caráter fraco. Reage com bases fortes, dando origem a sulfetos metálicos. É um agente redutor de poder moderado. Possui vasta aplicação na química analítica, em análises quantitativas, pois precipita metais a partir de sulfetos insolúveis em meio aquoso, pois o H₂S reage quimicamente com a maioria dos íons de metais pesados, precipitando os sais provenientes.

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Já em laboratório ele é produzido a partir de uma reação entre o ácido sulfúrico e o nitrato de sódio.
Ele é muito utilizado na fabricação de explosivos (nitroglicerina ou dinamite, trinitrotolueno ou TNT e trinitrocelulose ou algodão-pólvora). Também é usado na fabricação de salitre (NaNO3 e KNO₃), para produzir fertilizantes agrícolas, como o NH₄NO₃, e pólvora negra. O ácido nítrico também pode ser usado na fabricação de corantes, de fibras sintéticas (náilon e ceda artificial), de nitratos, etc.

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O hidróxido de magnésio também é um sólido branco, pouco solúvel em água. A sua principal aplicação se dá na forma de leite de magnésia, que é usado como laxante e antiácido e é conseguido misturando-se o hidróxido de cálcio em água numa proporção de 7% em massa.

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Além do uso como laxante, o Mg(OH)2 tem também aplicação como antiácido, para aliviar azias e má digestão, reduzindo a sensação de queimação. Esse efeito se dá em fusão de suas propriedades alcalinas, que neutralizam o ácido clorídrico (HCl) do suco gástrico, produzindo cloreto de magnésio (MgCl₂) e água.

1 Mg(OH)₂ + 2 HCl → 1 MgCl2 + 2 H₂O

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O hidróxido de magnésio é um dos produtos mais conhecidos do elemento químico magnésio (Mg).
Em temperatura ambiente é um sólido branco, com temperatura de fusão de 350° C (sofre decomposição). Apresenta solubilidade em água de 9 mg/L a 18 °C, e disperso em água, em uma concentração de cerca de 7%, forma uma suspensão com aspecto leitoso, sendo popularmente conhecido como leite de magnésia, que tem efeito laxante e é usado para problemas de prisão de ventre.

Pode ser extraído do mineral brucita que ao reagir com solução de hidróxido de sódio, produz além de Mg(OH)₂, sulfato de sódio (Na₂SO₄).

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Geralmente, o ácido sulfúrico é comercializado de forma bastante concentrada, com cerca de 97% de sulfato de hidrogênio em massa, o que significa que é praticamente a substância pura. Ele é um líquido incolor, de densidade igual a 1,84 g/cm³, viscoso, além de ser um ácido fixo, pois o seu ponto de ebulição é igual a 340 ºC, o que significa que, em condições ambientes, ele passa muito lentamente para o estado de vapor. A inalação dos vapores do ácido sulfúrico pode causar perda de consciência e sérios prejuízos pulmonares.
O ácido sulfúrico possui amplas aplicações, sendo que uma das mais conhecidas é o seu uso como eletrólito em baterias de chumbo usadas em automóveis. Geralmente a concentração dessas soluções nas baterias é de 30%, e a medição da sua densidade mostra se a bateria precisa ser carregada ou não.

Nas indústrias, o ácido sulfúrico é a substância química mais utilizada, tanto que o consumo per capita dele constitui um importante indicador do desenvolvimento técnico do país. Entre as suas aplicações, cita-se seu uso na produção de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio, na produção de papel, corantes, fibras de raiom, medicamentos, tintas, inseticidas, explosivos e outros ácidos, além de ser usado também nas indústrias petroquímicas para o refino de petróleo e como decapente de ferro e aço.

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O ácido sulfúrico é uma solução aquosa de sulfato de hidrogênio forte e corrosiva, sendo a substância química mais usada pela indústria.
O ácido sulfúrico é uma solução aquosa de sulfato de hidrogênio, cuja fórmula é H2SO4. Assim como todas as substâncias ácidas, ele é solúvel em água e forma como único cátion o hidrogênio, H+, ou mais corretamente o cátion hidrônio, H3O+:
H ₂ SO 4(l) + 2 H ₂ O(l) → 2 H ₃ O⁺(aq) + SO ₄ ²⁻(aq)

ou

H ₂ SO 4(aq) → 2 H⁺(aq) + SO ₄ ²⁻(aq)

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O grau de ionização desse ácido é muito elevado (α = 61%), o que significa que ele é um ácido forte. Ele também é corrosivo, pois o ácido sulfúrico tem um poder oxidante e desidratante muito forte, sendo capaz de carbonizar compostos orgânicos, como os hidratos de carbono (ou carboidratos). A título de exemplo, veja a ilustração a seguir, que mostra um experimento em que se adiciona ácido sulfúrico concentrado em um béquer com açúcar (sacarose, C₁₂H₂₂O₁₁). Observe que, com o tempo, ele desidrata-se e transforma-se em carvão:
C ₁₂ H ₂₂ O 11 + H ₂ SO ₄ → 12 C + H ₂ SO ₄ + 11 H ₂ O
carvão
É por isso que o ácido sulfúrico é tão perigoso. Ele tem ação corrosiva nos tecidos dos organismos vivos e pode causar queimaduras severas na pele.

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O Mg(OH)₂ pode ser utilizado também como desodorante de pés e axilas, pois suas propriedades alcalinas impedem a proliferação de bactérias que causam mau cheiro. É utilizado no refino de açúcar, na produção de papel e celulose, processamento de urânio, como retardante de chama na indústria de espumas e plásticos. Lembrando que um retardante de chama é uma substância que minimiza o risco de combustão e que o fogo se alastre.
Nas estações de tratamento de efluentes, é possível utilizar o Mg(OH)2 para remover íons de espécies metálicas. Além disso no processo de floculação é necessário ajustar o pH através do uso de agentes alcalinizantes, e o Mg(OH)₂ pode ser utilizado juntamente com Ca(OH)₂ e MgO com essa finalidade.

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O MgCl₂ formado é um composto higroscópico, ou seja, absorve água, e com isso lubrificas as paredes do intestino, eliminando a prisão de ventre. Além disso, o MgOH₂ também estimula a liberação de um dos principais hormônios que controlam a digestão, a colecistoquinina. Por ser utilizado como medicamento é controlado pela Agencia de Vigilância Sanitária (ANVISA), e segundo suas especificações a cada 100g de leite de magnésia, a quantidade de Mg(OH)₂ deve estar entre 7 e 8,5 g. Esse controle de qualidade deve ser feito nos laboratórios onde o leite de magnésia é produzido e a análise pode ser feita por titulação indireta (também conhecida como titulação de retorno, contra titulação ou retrotitulação). Esse tipo de análise é indicada, pois apesar de o Mg(OH)2 não ser solúvel em água, pode-se escolher um reagente de titulação no qual ele seja solúvel.