Cuadro comparativo de las teorías Ácido/Base.

Propiedades y características de los ácidos y bases.

Según menciona (Características, 2017), los ácidos y las bases son sustancias que existen en la naturaleza que se distinguen por su pH, es decir por su grado de acidez o alcalinidad (basicidad). Sin Embargo, estas sustancias pueden ser corrosivas, a menudo tóxicas, con numerosas aplicaciones industriales y humanas.

• Los ácidos: son sustancias con pH, inferior a 7, (pH del agua, considerado neutro) en cuya química figuran comúnmente grandes cantidades de iones de hidrógeno (H⁺) al añadirle agua. Suelen reaccionar ante otras sustancias perdiendo protones.
• Las Bases: son sustancias de pH superior a 7, que en disoluciones acuosas suelen aportar iones de hidroxilo (OH-) al medio. Suelen ser potentes oxidantes, es decir, absorben protones del medio circundante.

La reacción entre ácido y bases se denomina neutralización y elimina más o menos las propiedades de ambos compuestos, produciendo agua y una sal en su lugar. (PUCP, 2011)

a) Características de los ácidos y bases

1. Nombre y nomenclatura:

El nombre de los ácidos proviene del latín acidus, que significa “agrio”; las bases en cambio, denominadas álcalis, obtienen su nombre del árabe Al-Qaly, que traduce “ceniza”. En estos nombres puede observarse cómo el hombre ha lidiado con ellos desde edades antiguas, tratando de discernir unos de otros a partir de sus características.

La nomenclatura de unos y otros, en la química actual, obedece a lo siguiente: los ácidos suelen llamarse como tales: ácido sulfúrico, ácido clorhídrico, etc. dependiendo de los componentes que acompañen al hidrógeno. Las bases, en cambio, suelen llamarse hidroxilos, haciendo alusión a la molécula OH (óxido de hidrógeno) que estos compuestos presentan. (Características, 2017)

2. Sabor:

Las bases y los ácidos se distinguen fácilmente a través de su sabor. Las primeras tienen un sabor amargo característico, mientras que los ácidos suelen ser agrios, como el ácido cítrico del limón. Algunas bases menos intensas suelen mostrar sabores semejantes al jabón. (Características, 2017)

3. Conductividad Eléctrica:

Tanto ácidos como bases, en disoluciones acuosas, son muy buenos conductores eléctricos. Ello se debe a su capacidad de generar iones cargados eléctricamente. (Características, 2017)

4. Solubilidad:

Los ácidos y las bases son solubles en agua, en líneas generales. Sin embargo, muchas bases fuertes como la sosa cáustica (NaOH) liberan una enorme cantidad de energía al hacerlo (reacción exotérmica) por lo que su contacto con este líquido es considerado de riesgo inflamable severo. (Características, 2017)

5. Reactividad:

Como se ha dicho, los ácidos y las bases se distinguen en que los primeros ceden protones mientras que las segundas absorben protones de las sustancias que los acompañen. Esto significa que suelen reaccionar químicamente de maneras distintas ante sustancias como la materia orgánica, aunque en ambos casos el efecto visible sea de corrosión: tanto ácidos como bases pueden causar quemaduras graves a la piel, por ejemplo. (Características, 2017)

6. Neutralización:

Al juntar una base con un ácido se produce un efecto de neutralización, donde los protones liberados por el ácido son absorbidos por la base, perdiendo ambos parte (o la totalidad) de sus propiedades químicas. Como subproducto de esta reacción se forma agua y algún tipo de sal, dependiendo del ácido y la base involucrados. Es por ello que la sustancia resultante no es agria ni alcalina, sino salada. (Características, 2017)

7. Estados Físicos:

Tanto ácidos como álcalis pueden hallarse en cualquiera de los tres estados de agregación de la materia: sólidos (en polvo), gaseosos o líquidos. Las formas gaseosas son las de mayor riesgo industrial y humano, ya que a menudo no pueden ser percibidas antes de inhalarse y hacer daños en el sistema respiratorio. (Características, 2017)

8. Apariencia:

Los ácidos presentan una consistencia aceitosa, mientras que algunas bases pueden tener un tacto jabonoso. Sin embargo, en estado sólido suelen ser más o menos porosos y frágiles, dependiendo de la sustancia específica. Algunos gases ácidos o básicos son incluso visibles a simple vista. (Características, 2017)

9. Medición:

Para medir el pH de las sustancias se emplea un tipo especial de papel denominado papel tornasol. Existen varias presentaciones de este papel, en varios colores. La reacción ante un ácido y una base suele ser de la siguiente manera:

Ácido. El papel tornasol azul se vuelve rosado, y el de metilo de anaranjado pasa a un color rojo intenso. La fenolftaleína, en cambio, permanece incolora.

Base. El papel tornasol rojo se vuelve azul o verdoso.

A continuación un breve compendio de indicadores con sus respectivos virajes.

En el enlace siguiente puedes encontrar un artículo de cómo preparar un indicador ácido base casero en base a col o repollo morado: https://manualdaquimica.uol.com.br/experimentos-quimica/indicador-acido-base-com-repolho-roxo.htm

10. Aplicaciones:

Tanto bases como ácidos tienen numerosas aplicaciones industriales, a saber:

• Ácidos. Sus propiedades corrosivas son usadas para eliminar la herrumbre y otras impurezas de las sustancias industriales, como los metales, así como en reacciones químicas que permiten la obtención de electricidad, como en el caso de las baterías. Además, forman parte de fertilizantes y son a menudo empleados como catalizadores en reacciones químicas controladas, para obtener productos específicos en laboratorio.
• Bases. Se emplean a menudo como desecantes o productos para combatir la humedad ambiental, así como sustancias de limpieza y desinfección, tales como el jabón, el cloro de las piscinas, incluso el amoníaco. También se producen como fármacos para contrarrestar la acidez, como el bicarbonato de sodio, o purgantes como la leche de magnesia.

Constante de acidez y basicidad

Al imaginar la composición molecular de una solución de un ácido débil en agua, se piensa en una solución que contiene • moléculas o iones del ácido; pequeñas concentraciones de iones H₃O⁺ y la base conjugada del ácido, y una concentración muy pero muy pequeña de iones OH^–, que mantienen el equilibrio de autoprotólisis. (Atkins/Jones, 2012)

Constante de ionización de un ácido o Contante de acidez

Todas estas especies se encuentran en un equilibrio dinámico incesante. De manera similar, para una solución de una base débil, se imaginan las moléculas o iones de la base; pequeñas concentraciones de iones OH^– y el ácido conjugado de la base, y una concentración muy pero muy pequeña de iones H₃O⁺, que mantienen el equilibrio de autoprotólisis. Dado que los ácidos y las bases conjugadas están en equilibrio en solución, podemos utilizar la constante de equilibrio para la transferencia de protón entre el soluto y el solvente como indicador de sus fuerzas  (Atkins/Jones, 2012). Por ejemplo, para el ácido acético en agua,

CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l) ↔ H₃O⁺_(aq) + CH₃CO₂ ^– _(aq)

la constante de equilibrio es:

Como las soluciones en consideración están diluidas y el agua es casi pura, la actividad del H₂O puede igualarse a 1. La expresión resultante se denomina constante de acidez, Ka. Si se realiza una aproximación adicional reemplazando las actividades de las especies del soluto por los valores numéricos de sus concentraciones molares, se puede escribir la expresión para la constante de acidez del ácido acético como:

El valor experimental de Ka a 25 °C para el ácido acético es 1,8 ×10^–5. Este valor bajo indica que sólo una pequeña proporción de las moléculas de CH₃COOH donan sus protones cuando se disuelven en agua. Aproximadamente 99 de cada 100 moléculas de CH₃COOH pueden permanecer intactas en CH₃COOH_(aq) 1 M (el valor real depende de la concentración del ácido). En general, la constante de acidez para un ácido HA es:

A continuación se presenta una tabla de constantes de acidez tabulada a 25ºC: tomada de (Atkins/Jones, 2012):

Constante de ionización de una base o Contante de basicidad

También puede escribirse una constante de equilibrio para el equilibrio de transferencia de protón de una base en agua. Para el amoníaco acuoso, por ejemplo:

NH_3(aq) + H₂O_(l) ↔ NH₄⁺ _(aq) + OH^–_(aq)

la constante de equilibrio es:

En soluciones diluidas el agua es casi pura y su actividad puede igualarse a 1. Con esta aproximación, se obtiene la constante de basicidad, Kb. Si se hace la aproximación adicional de reemplazar las actividades de las especies del soluto por los valores numéricos de sus concentraciones molares, se puede escribir la expresión para la constante de basicidad del amoniaco como:

El valor experimental de Kb a 25 °C para el amoníaco en agua es 1,8 × 10^–5. Este valor bajo indica que normalmente sólo una pequeña proporción de las moléculas de NH₃ están presentes como NH₄⁺. Los cálculos en el equilibrio muestran que sólo 1 de cada 100 moléculas está protonada en una solución típica En general, la constante de basicidad para una base B en agua es:

El valor de Kb nos indica cuán lejos continúa la reacción hacia la derecha. Cuanto menor es el valor de Kb más débil es la capacidad de la base para aceptar un protón. (Atkins/Jones, 2012). Las constantes de acidez y de basicidad suelen informarse como sus logaritmos negativos, mediante la definición.

pKa = –log Ka               pKb = –log Kb

Cuando se piensa acerca de las fuerzas de ácidos y bases debiéramos notar que:

• Cuanto más débil es el ácido mayor es el valor de Ka y mayor el de pKa.
• Cuanto más débil es la base, mayor es el valor de Kb y mayor el valor de pKb.

La fuerza de un ácido para donar un protón se mide a través de su constante de acidez; la fuerza de una base para aceptar un protón se mide por su constante de basicidad. Cuanto menores son las constantes, más débiles son las fuerzas respectivas. Cuanto mayor es el valor de pK, más débil es el ácido o la base. (Atkins/Jones, 2012)

Electrolitos y No Electrolitos

Un electrolito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten de iones en solución, los electrolitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrolitos fundidos y electrolitos sólidos. El papel que juegan es el de mantener el equilibrio de los fluidos en las células para que éstas funcionen correctamente. Los electrolitos principales son el sodio, el potasio y el cloro, y en una medida menor el calcio, el magnesio y el bicarbonato. (PUCP, 2011)

PRINCIPIOS

Comúnmente, los electrolitos existen como soluciones de ácidos, bases o sales. Más aún, algunos gases puede comportarse como electrolitos bajo condiciones de alta temperatura o baja presión. Las soluciones de electrolitos pueden resultar de la disolución de algunos polímeros biológicos (por ejemplo, ADN, polipéptidos) o sintéticos (por ejemplo, poliestireno sulfonato), en cuyo caso se denominan polielectrólito) y contienen múltiples centros cargados. Las soluciones de electrolitos se forman normalmente cuando una sal se coloca en un solvente tal como el agua, y los componentes individuales se disocian debido a las interacciones entre las moléculas del solvente y el soluto, en un proceso denominado solvatación. Por ejemplo, cuando la sal común, NaCl se coloca en agua, sucede la siguiente reacción:

NaCl(s) → Na⁺ + Cl⁻

También es posible que las sustancias reaccionen con el agua cuando se les agrega a ella, produciendo iones. Por ejemplo, el dióxido de carbono reacciona con agua para producir una solución que contiene iones hidronio, bicarbonato y carbonato. En términos simples, el electrólito es un material que se disuelve en agua para producir una solución que conduce una corriente eléctrica.

Clasificación de los electrolitos: electrolito fuertes y electrolitos débiles

Los solutos se clasifican a menudo en tres categorías según las conductividades eléctricas de sus soluciones acuosas. Las sustancias que se disuelven como moléculas y que, en consecuencia, dan soluciones no conductoras se clasifican como no electrolitos. Las sustancias que existen en solución acuosa como una mezcla en equilibrio de iones y moléculas reciben el nombre electrolitos débiles. Muchos ácidos son electrolitos y se ionizan parcialmente. Los electrolitos fuertes existen casi exclusivamente en forma de iones en solución acuosa. Se incluyen aquí casi todas las sales neutras. Por ejemplo, NaCl, así como las bases fuertes NaOH, KOH, etc. En disolución, lo iones migran hacia los electrodos de acuerdo con los signos de sus cargas, de aquí que lo iones positivos y negativos reciban nombres de cationes y aniones, respectivamente. Los electrolitos fuertes suelen estar ionizados ya por completo en estado sólido, de tal modo que al disolverlos o fundirlos no se hace más que liberar los iones de las fuerzas que los mantienen fijos en la red cristalina. (PUCP, 2011)

De manera general:

1. ¿Qué es y cómo medir la constante de equilibrio?

Equilibrio químico es la denominación que se hace a cualquier reacción reversible cuando se observa que las cantidades relativas de dos o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; siempre es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico, sin reacción no sería posible. (Gracia Mora, 2015)

Las sustancias originales (las que se transformarán) se denominan reactantes o reactivos y las finales se llaman productos. Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactantes hasta la formación de productos a una determinada velocidad hasta que la reacción se completa. En ese momento, la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de éstos para formar nuevamente los reactantes de los que proceden.

Desde ese mismo momento las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactantes y productos) permanecen constantes. Ese estado se conoce con el nombre de equilibrio químico.

El equilibrio químico es un estado en el que no se observan cambios visibles en el sistema. Sin embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactantes siguen produciendo moléculas de productos, y estas a su vez siguen formando moléculas de productos.

Como ya dijimos, cuando se alcanza el equilibrio químico las velocidades de la reacción directa ( => ) e inversa ( <= ) son iguales y las concentraciones de los reactantes y de los productos permanecen constantes. Para que esto ocurra, la reacción debe suceder a una temperatura y presión constantes en un recipiente cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir.

Es importante diferenciar entre el equilibrio en términos de velocidad, en el que ambas velocidades son iguales, del equilibrio en términos de concentraciones, donde éstas pueden ser, y normalmente son, distintas. (Gracia Mora, 2015)

Factores que modifican el equilibrio

Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son: la temperatura , la presión (afectando al volumen ) y las concentraciones .

La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, que dice lo siguiente:

Si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura o la concentración de alguna de las especies reaccionantes, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Este principio es equivalente al principio de la conservación de la energía .

Efecto de la temperatura.

Es la única variable que, además de influir en el equilibrio, modifica el valor de su constante. Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la temperatura, el sistema se opone a ese aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor; es decir, hacia el sentido que marca la reacción endotérmica.

Aquí debemos recordar que en las reacciones químicas existen dos tipos de variación con la temperatura: Exotérmica : aquella que libera o desprende calor.

Endotérmica : aquella que absorbe el calor.

Es importante hacer notar que a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, debido a que bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas. Para contrarrestar este efecto se utiliza un catalizador para acelerar la reacción.

Respecto a los catalizadores, se ha determinado que estos no tienen  ningún efecto sobre la concentración de los reaccionantes y de los productos en equilibrio. Esto se debe a que si un catalizador acelera la reacción directa también hace lo mismo con la reacción inversa, de modo que si ambas reacciones se aceleran en la misma proporción, no se produce ninguna alteración del equilibrio.

Efecto de la presión

Si aumenta la presión la reacción se desplazará hacia donde exista menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de volumen, y viceversa.

Lógicamente, en el caso de que las cantidades de moles gaseosos sean iguales para cada lado de la ecuación, no se producirán cambios, es decir que el equilibro no se desplazará. También se puede aumentar la presión del sistema sin afectar el equilibrio agregando un gas noble.

Efecto de las concentraciones

Un aumento en la concentración de uno de los reactivos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.

Obtención de la constante de equilibrio

Esta es la ley del equilibrio químico, también llamada ley de acción de masas, para nuestro sistema. Esta ley fue propuesta por los químicos noruegos Cato Maximilian Guldgerg y Peter Waage en 1864, sobre la base de las ideas de Berthollet sobre las reacciones químicas reversibles. La constante 57 que caracteriza el equilibrio se denomina constante de equilibrio, se representa por Kc y su valor no depende de las concentraciones iniciales. La constante de equilibrio depende de la temperatura, para otro valor de la misma la constante sería diferente, por ello hace falta especificar siempre la temperatura cuando se dé un valor de Kc. Para una reacción cualquiera, representada por la ecuación química (Gracia Mora, 2015):

aA + bB ↔cC + dD

si el sistema se encuentra en equilibrio químico, la constante de equilibrio viene dada por:

Esta constante de equilibrio solo depende de la temperatura a la que se realiza el proceso, y no de las concentraciones de las sustancias que intervienen en el mismo. La ley de acción de masas se puede enunciar de la siguiente manera: En una reacción química el producto de las concentraciones de los productos, en el equilibrio, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos, en el equilibrio, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es una constante a cada temperatura llamada constante de equilibrio.

Diferencias entre reacción ácido-base y equilibrio ácido-base

Cuadro de diferencias
Reacción Ácido/Base	Equilibrio Ácido/Base
Conocida también como reacción de neutralización.	Se define según las teorías de Arrhenius; bronsted & Lowry y Lewis.
Reacción que ocurre entre un ácido y una base.	Se llega al equilibrio una vez que los reactivos dejan de reaccionar, y en este caso cuando el ácido y la base ya se han neutralizado mutuamente sus propiedades.
Su producto es una sal y agua.	Ya no se observan cambios físicos en el transcurrir del tiempo.
La mayoría de las veces son exotérmicas.	Es necesario exista equilibrio en el sistema A-B caso contrario la reacción ácido base no se daría.
	La constante de equilibrio no depende de las concentraciones de que intervienen en el sistema pero si de la temperatura.
	Puede ser determinada según la Ley de acción de las masas.
	Cuando las concentraciones de los reactantes permanecen constantes se dice que se ha llegado al equilibrio.

 

1. Ejemplos de pares conjugados

 H₂SO_4(l) +2NaOH_(aq)→ Na₂SO_4(aq) +2H₂O

Ácido: H₂SO_4; ácido sulfúrico

Base: NaOH; Hidróxido de sodio

Ácido conjugado: H₂O; agua

Base conjugada: Na₂SO_4; sulfato de sodio

 

HNO_3(l) + KOH_(aq) → KNO_3(aq) + H₂O

Ácido: HNO_3; ácido nítrico

Base: KOH; hidróxido de potasio

Ácido conjugado: H₂O; agua

Base conjugada: KNO_3; nitrato de potasio

 

HCl _(l) + Ca(OH)_{2 (s)} → CaCl_{2 (aq)} + 2H₂O

Ácido: HCl; ácido clorhídrico

Base: Ca(OH)_2; Hidróxido de calcio

Ácido conjugado: H₂O; agua

Base conjugada: CaCl_2; cloruro de calcio

 

HSO₄^– + H₂O ⇄ SO₄^-2 + H₃O⁺

Ácido: HSO₄^– ; hidrógeno sulfato

Base: H₂O; agua

Ácido conjugado: H₃O⁺ ; ion hidronio

Base conjugada: SO₄^-2 ; anión sulfato

 

HCN +H₂SO₄ →H₂CN⁺ + HSO₄^–

Ácido: H₂SO₄

Base: HCN

Ácido conjugado: H₂CN⁺

Base conjugada: HSO₄^–

 

 

C₂H₃O₂^– + H₂O → HC₂H₃O₂ + OH^–

Ácido: H₂O

Base: C₂H₃O₂^–

Ácido conjugado: HC₂H₃O₂

Base conjugada: OH^–

ESPECIES ANFÓTERAS

Los Anfóteros son sustancias que pueden actuar tanto como ácidos o como bases dependiendo del medio en que se encuentren. Etimológicamente la palabra «anfótero» proviene del griego «amphóteros» que es una variante de «amphi» y significa»ambos». (Químicas Net, 2015)

 Ejemplos de Anfóteros:

El H₂O es llamado de anfótero cuando reacciona con ácidos y actúa como base receptora de protones o cuando reacciona con bases y actúa como ácido donante de protones. Sustancias que pueden actuar, como un ácido o como una base, son llamadas de anfóteras. Siendo así, si combinamos el agua con una base, ella actúa como ácido y viceversa. En la reacción con amoniaco, el agua actúa como un ácido dador de protón, veamos la ecuación que representa el proceso:

NH_3(g) + H₂O_(l) ↔ NH₄⁺ + OH^–

Notamos que el agua reaccionó con un ácido donante de protones: el NH₃ recibe un protón del agua y adquiere la forma NH₄⁺. El agua es una molécula tan versátil hasta consigo misma.

H₂O_(l) + H₂O _(l) ↔ H₃O⁺ + OH^–

Las dos moléculas de H₂O reaccionan entre sí: una dona y la otra recibe electrones. El producto es agua protonada (H₃O⁺) e ión OH^–.

EJEMPLOS DE ESPECIES ANFOTÉRICAS

 Metales anfóteros: algunos metales forman óxidos e hidróxidos con propiedades anfóteras como los siguientes:

• Óxido de zinc (ZnO) puede actuar de diferente manera si el medio es ácido o básico:
  • Con ácidos → actúa como base neutralizándolos: ZnO + 2H₂SO₄→ ZnSO₄ + H₂O
  • Con bases → actúa como ácido neutralizándolos: ZnO + H₂O + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]
• Hidróxido de aluminio (Al(OH)₃):
  • Con ácidos → actúa como base neutralizándolos: Al(OH)₃+ 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O
  • Con bases → actúa como ácido neutralizándolos: Al(OH)₃+ NaOH → Na[Al(OH)₄]
• Óxido de aluminio (Al₂O₃):
  • Con ácidos → actúa como base neutralizándolos: Al₂O₃+ 3 H₂O + 6 HCl → 2Cl₃[Al(H₂O)₆]
  • Con bases → actúa como ácido neutralizándolos: Al₂O₃+ 2 NaOH + 3 H₂O → 2 NaAl(OH)₄
• Hidróxido de Berilio (Be(OH)₂):
  • Con ácidos → actúa como base neutralizándolos: Be(OH)₂+ 2HCl → BeCl₂ + 2H₂O
  • Con bases → actúa como ácido neutralizándolos: Be(OH)₂+ 2NaOH → Na₂Be(OH)₄
• Óxido de Plomo (PbO):
  • Con ácidos → actúa como base neutralizándolos: PbO + 2HCl → PbCl₂+ H₂O
  • Con bases → actúa como ácido neutralizándolos: PbO + Ca(OH)₂+H₂O → Ca[Pb(OH)₄]

 Metaloides anfóteros: la mayoría de ellos forman óxidos o hidróxidos con propiedades anfóteras:

• Boro
• Silicio
• Germanio
• Arsénico

• Aminoácidos: poseen un grupo amino (NH₂) básico y otro carboxílico (COOH) ácido.
• Proteínas
• Amoníaco
• Ion Bicarbonato (HCO₃^–)

 

Bibliografía

Atkins/Jones. (2012). Principios de Química. Barcelona: 5ta Ed. Editorial Médica Panamericana 2012.

Características, E. d. (2017). www.caracteristicas.co. Obtenido de https://www.caracteristicas.co/acidos-y-bases/

Gracia Mora, J. (2015). http://depa.fquim.unam.mx. Obtenido de Equilibrio Químico: http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Equilibrio_quimico_23415.pdf

Kotz, J., Treichel, J. R., & Townsend , D. (2015). Acids and Bases: The Arrhenius Definition (Ácidos y bases: definición de Arrhenius). En Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor’s Edition (Química y reactividad química, edición del profesor) (págs. 234-237). Stamford: 9th ed. Cengage Learning.

Méndez, Á. (19 de 05 de 2010). La Guía 2000. Obtenido de Ácido-base, según Lewis: https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/acido-base-segun-lewis

PUCP. (2011). Química General. Obtenido de corinto.pucp.edu.pe: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/361-teorias-acido-base.html

Químicas Net. (11 de 2015). www.químicas.net. Obtenido de http://www.quimicas.net/2015/11/ejemplos-de-anfoteros_21.html