Base (química)

Una base o álcali (del àrap: al-qaly القلي ,القالي, 'cendra') és una substància que presenta propietats alcalinas. En primera aproximació, substància que en dissolució acuosa aporta ionés $\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$ al mig. Un eixemple clar és el hidròxit de sodi, de fòrmula NaOH: $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}_{(\mathrm{a}\mathrm{q})}\mathrm{l}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{g}\mathrm{r}\mathrm{i}\mathrm{g}\mathrm{h}\mathrm{t}\mathrm{a}\mathrm{r}\mathrm{r}\mathrm{o}\mathrm{w}\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{\mathrm{+}}{\phantom{A}}_{(\mathrm{a}\mathrm{q})}+\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\text{-}}{\phantom{A}}_{(\mathrm{a}\mathrm{q})}$

Els conceptes de base i àcit són contraposts. Per a medir la basicidad (o alcalinidad) d'un mig acuoso s'utilisa el concepte de pOH, que es complementa en el de pH, de forma tal que $pH+pOH=p{K}_w$, ($K_w$ en CNPT és igual a $10^{-14}$). Per este motiu, està generalisat l'us de pH tant per a #àcit com per a bases.

Distintes definicions de base

Artícul principal → Reacció àcit-base.

La definició inicial correspon a la formulada en 1887 per Svante August Arrhenius. La teoria àcit-base de Brønsted-Lowry, formulada per Brønsted i Lowry en 1923, diu que una substància alcalina és aquella capaç d'acceptar un protón (H⁺). Esta definició engloba l'anterior: en l'eixemple anterior, el KOH al disociarse en dissolució de ions OH⁻, que són els que actuen com a base en poder acceptar un protón. Esta teoria també es pot aplicar en dissolvents no acuosos.

Lewis en 1923 va ampliar encara més la definició d'àcits i bases, encara que esta teoria no tindria repercussió fins a anys més vesprada. Segons la teoria de Lewis una base és aquella substància que pot donar un parell d'electrons. El ion OH⁻, de la mateixa manera que atres ions o molècules com el NH₃, H₂O, etc., tenen un parell d'electrons no enlazantes, per #lo que són bases. Totes les bases segons la teoria de Arrhenius o la de Brønsted i Lowry són a la seua volta bases de Lewis.

• Eixemples de bases de Arrhenius: $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}$, $\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}$, $\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_3$
• Eixemples de bases de Brønsted i Lowry: $\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3$, $\mathrm{S}{\phantom{A}}^{2-}$, $\mathrm{H}\mathrm{S}{\phantom{A}}^{-}$.

Algunes de les propietats generals de les bases són:

• Al tracte dels dits, donen una sensació de viscosidad o jabonosa, per la saponificación dels lípits en la pell humana.
• Quan es presenten en una elevada concentració, o són bases fortes, són càustiques, corroents de la matèria orgànica, i reaccionen violentament en les substàncies àcides.
• Es dissolen en aigua i, en fer-ho, es disocian en ions i són substàncies conductores de la electricitat.
• En els indicadors reaccionen de la següent manera: tornen moratón el paper de tornasol i en la prova de la fenolftaleína apareix el color rosa.
• Són càustics.

Teoria àcit-base de Arrhenius

Artícul principal → Teoria àcit-base de Arrhenius.

El químic suec Svante August Arrhenius va propondre una teoria de la dissociació electrolítica en 1887 que indicava que els electròlits, en dissolució acuosa o husos, es disocian parcialment en ions carregats eléctricamente.

Els electròlits es classifiquen en #àcit, bases i sales. Segons Arrhenius, en concret, les bases són substàncies que en dissolució acuosa donen aniones hidroxilo, OH^-, açò és, contenen un o més grups hidroxilo que poden ser substituïts per radicals #àcit negatius per a formar sals. Per eixemple:

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}⟶\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$  

• Eixemples de bases de Arrhenius: hidròxit sòdic (NaOH), hidròxit de potassi (KOH), hidròxit d'alumini (Al(OH)₃).

Brønsted i Lowry

Artícul principal → Teoria àcit-base de Brønsted-Lowry.

El químic danés Johannes Nicolaus Brønsted i l'anglés Thomas Martin Lowry, en 1923, varen publicar de forma independent, una teoria sobre el comportament dels #àcit i de les bases que superava la vigent, en aquells anys, teoria àcit-base de Arrhenius, ya que podia aplicar-se a qualsevol tipo de dissolvent mentres que la d'Arrhenius solament podia amprar-se per #dissolució acuosas. Segons esta nova teoria, un àcit és una substància que pot cedir protones, i una base és una substància que pot acceptar. Un àcit i una base són conjugats quan estan relacionats per l'equació:

$Acidoightleftharpoons{H}^{+}+Base$

Com a eixemples tenim:

$\mathrm{C}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}\mathrm{H}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{C}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{C}\mathrm{O}\mathrm{O}{\phantom{A}}^{-}$

$\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{+}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3$

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{2-}$

Els #àcit i les bases poden ser ions o molècules neutres. Si estiga en conte la solvatación del protón, H⁺, per part del dissolvent, la relació entre parelles conjugades en dissolució acuosa és:

$\mathrm{A}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{B}$

en este cas el aigua actua com un acceptor de protones, és dir, com una base. El canvi es pot generalisar aixina:

• 
  Johannes Nicolaus Brønsted
• Thomas Martin Lowry
  Thomas Martin Lowry

$Acido1+Base2ightleftharpoonsBase1+Acido2$

a on l'àcit 1 és conjugat en la base 1 i l'àcit 2 lo està en la base 2. Cal observar que el aigua pot actuar com àcit o cóm base.

• Eixemples de la teoria de bases de Brønsted i Lowry: amoníac (NH₃), S^2-, HS^-.

Teoria àcit-base de Lewis

Artícul principal → Teoria àcit-base de Lewis.

La teoria de Brønsted i Lowry no és suficientment àmplia per a comprendre tots els casos de comportament àcit o bàsic de les substàncies, ya que és llimitat a les reaccions en intercanvi de protones. Hi ha substàncies que no tenen hidrogen i tenen comportament àcit, per eixemple el diòxit de carbono, CO₂, o el trióxido de sofre, BAIX₃, es comporten com #àcit, ya que en presència d'òxits bàsics, com per eixemple el òxit de calcio, CaO, o el òxit de sodi, Na₂O, en absència de dissolvent i, per lo tant, sense transferència de protones, reaccionen per a formar sales, el carbonat de sodi, CaCO₃ o el sulfat de sodi, Na₂BAIX₄,per eixemple. Les reaccions podem representar-les en les següents equacions químiques:

$\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{O}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3$

$\mathrm{B}\mathrm{A}\mathrm{I}\mathrm{X}{\phantom{A}}_3+\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}_2\mathrm{B}\mathrm{A}\mathrm{I}\mathrm{X}{\phantom{A}}_4$

De la mateixa manera la reacció entre el clorur de tionilo, Cl₂BAIX, i el sulfito de potassi, K₂BAIX₃, dissolts en diòxit de sofre líquit, reaccionen segons l'equació:

$2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{B}\mathrm{A}\mathrm{I}\mathrm{X}{\phantom{A}}^{2+}+\mathrm{B}\mathrm{A}\mathrm{I}\mathrm{X}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{2-}+2\mathrm{K}{\phantom{A}}^{+}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+2\mathrm{K}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{B}\mathrm{A}\mathrm{I}\mathrm{X}{\phantom{A}}_2$

que tampoc inclou protólisis, és a la reacció en dissolució acuosa entre la àcit clorhídric, HCl, i el hidròxit de sodi, NaOH, que sí que es pot explicar en la teoria de Brønsted i Lowry:

$\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+}+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

Estes reaccions impliquen la cessió parcial, intermediando enllaç covalente dativo, d'una parella d'electrons d'un àtom d'oxigen a un atre àtom.

Estos fets varen dur a Gilbert Newton Lewis a enunciar en 1923 i a desenrollar en 1938 una teoria més general d'àcit i bases, en la qual es definix que:

• Un àcit és tota substància, molecular o iònica, que pot acceptar una parella d'electrons.
• Una base és tota substància que pot cedir una parella d'electrons.

La teoria de Lewis no proporciona, pero, una estimació quantitativa de la reacció de les bases en els #àcit. Per este motiu, s'acostuma a aplicar una evaluació qualitativa coneguda com Teoria àcit-base dura-blana de Pearson (coneguda en les sigles HSAB), que descriu com els #àcit blans reaccionen més ràpidament i formen enllaços més forts en bases blanes, mentres que els #àcit durs reaccionen més ràpit i formen enllaços més forts en bases dures, mantenint-se iguals tots els atres factors. La classificació al treball original estava basada en les constants d'equilibri per a les reaccions de dos bases de Lewis competint per un àcit de Lewis.

Classificació de les bases i els #àcit en el principi de HSAB

Bases dures	Bases intermiges	Bases blanes
OH-, RO-, F-, Cl-, RCOO-, NO3-, NH3, RNH2, H2O, ROH, BAIX42-, CO32-, R2O, NR2-, NH2-	Br-, C6H5NH2, NO2-, C5H5N	RS-, RSH, I-, H-, R3C-, alqueno, C6H6, R3P, (RO)3P
#Àcit durs	#Àcit intermijos	#Àcit blans
H+, Li+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, A el3+, Cr3+, Fe3+, BF3, B(OR)3, AlR3, AlCl3, BAIX3, BF3, RCO+, CO2, RSO2+	Cu2+, Fe2+, Zn2+, BAIX2, R3C+, C6H5+, NO+	Ag+, Cu+, Hg2+, RS+, I+, Br+, Pb2+, BH3, carbeno

Els #àcit durs i les bases dures tendixen a tindre:

• radi iònic/atòmic menuts
• estat d'oxidació alt
• polarizabilidad baixa
• electronegatividad alta
• HOMO de baixa energia, en el cas de les bases, i LUMO d'alta energia, en el cas dels #àcit.

Propietats de les bases

Finalment, segons Boyle, bases són aquelles substàncies que presenten les següents propietats:

• Posseïxen un sabor amarc característic.
• Les seues #dissolució conduïxen la corrent elèctrica.
• Canvien el paper tornasol roig en blau.
• La majoria són irritantes per a la pell (càustics) ya que dissolen el greix cutàneu. Són destructius en distints graus per als teixits humans. Les #pols, boires i vapors provoquen irritament respiratori, de pell, ulls, i lesions del tabic del nas.
• Tenen un tacte jabonorso.
• Són solubles en aigua (sobretot els #hidròxit)...
• Reaccionen en àcits formant sal i aigua.

Formació d'una base

Una base es forma quan un òxit metàlic reacciona en aigua (hidrólisis):

$mMgO+H_{2}OightarrowMg(OH{)}_2,$

igual és:

$mAe{l}_2{O}_3+3H_{2}Oightarrow2Al(OH{)}_3,$

Nomenclatura de bases

Per a crear una base usant diverses nomenclatures per a elles preses a partir dels noms dels elements i juntant-los en un ion hidroxilo (OH), prenent el número de valència de l'element i combinar-los (canviant-los de posició) com es mostra en la taula:

Fòrmula	Tradicional	Estoc	IUPAC
CuOH	Hidròxit cuproso	Hidròxit de coure (I)	Hidròxit de coure
Cu(OH)2	Hidròxit cúprico	Hidròxit de coure (II)	Dihidróxido de coure

Quan un element té més de dos #valència no se li posa nomenclatura tradicional. En usar la menor valència, l'element termina en orso i quan s'usa la major termina en ico. En la nomenclatura IUPAC se li va a donar una conformació de prefixos a l'element segons la seua valència usada (Mona, Vaig donar, Tri, Tetra, Penta, Hexa, etc) junt en la terminació -hidroxi o -oxidrilo que és el ion OH en càrrega −1 ($\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$).

Eixemples de bases

Alguns eixemples de bases són:

• Soda càustica o moixa càustica (NaOH, hidròxit de sodi)
• Llet de magnesia (Mg(OH)₂, hidròxit de magnesi)
• El clor de piscina (NaClO, hipoclorito de sodi)
• Antiácidos en general (eixemple: Al(OH)₃, hidròxit d'alumini)
• Productes de neteja
• Amoníac (NH₃)
• Sabó i detergents
• Bicarbonato de sodi (NaHCO₃)

Bases i pH

El pH d'una mostra acuosa és una mida de la seua acidea. En l'aigua pura, aproximadament un de cada dèu millons de molècules de disociar en ions de oxoni (H₃O⁺) i els ions d'hidròxit (OH-), d'acort en la següent equació:

$2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{O}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

La concentració, mida en molaridad (M o moles per dm³), de la qual s'indica com a ions [H₃O⁺] i [OH⁻], i el seu producte és la constant de dissociació de l'aigua i té el valor 10⁻⁷ M. El pH es definix com −log [H₃O⁺], per la qual cosa l'aigua pura té un pH de 7. Estos números són correctes a 23 °C i són llaugerament diferents a atres temperatures.

Una base accepta (trau) hydronium ions (H₃O⁺) de la solució, o dòna dels ions d'hidròxit (OH⁻) a la solució. Abdós accions es baixa la concentració de ions hydronium i, per lo tant, aumentar el pH. Pel contrari, un àcit dona ions H₃O⁺ a la solució o ho accepta OH⁻, per lo tant, un descens de pH.

Per eixemple, si 1 mol d'hidròxit de sodi (40 g) es dissol en aigua per a fer 1 litro de solució, la concentració dels ions d'hidròxit es convertix en [[OH⁻]] = 1 mol/L. Per lo tant [H⁺] = 10⁻¹⁴ mol/L, i pH = −log 10⁻¹⁴ = 14. Tingau en conte que en este càlcul, se supon que l'activitat és equivalent a la concentració, que no és realista en les concentracions de més de 0.1 mol dm⁻³.

La base de la dissociació o constant K_b és una mida de basicidad. PKB és la negativa de registre de Kb i els relatius a la dels valors de pKa per la simple relació dels valors de pK_a + pK_b = 14.

La alcalinidad és una mida de la capacitat d'una solució per a neutralisar els #àcit a l'equivalència de punts de #carbonat o hidrogenocarbonados.

Neutralisació de bases

Artícul principal → Reacció de neutralisació.

Quan es dissol en l'aigua una base forta, com l'hidròxit de sodi, esta es disocia totalment, lliberant un ion hidròxit. En este cas en els ions sodi i hidròxit:

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}⟶\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

De la mateixa manera, si es dissol en aigua un àcit també es disocia; per eixemple, en dissoldre el clorur d'hidrogen (àcit clorhídric) es formen hidrogeniones i ions clorur:

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}⟶\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}^{-}$

Per tant, si les dos solucions en els ions disociados es mesclen, els ions H⁺ i els ions OH⁻ es combinen per a formar molècules d'aigua:

$\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}⟶\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$

Si es dissolen les mateixes cantitats molar d'hidròxit de sodi i d'àcit clorhídric, la base i l'àcit es neutralisen de manera exacta, deixant solament NaCl (sal comuna) i aigua. De forma general es pot dir que:

àcida + base → ix + aigua

Per a neutralisar els derramamientos de qualsevol àcit es tenen que utilisar bases dèbils, com per eixemple el bicarbonato de sodi. Si s'intenta neutralisar el derramamiento d'un àcit en una base forta com l'hidròxit de sodi o l'hidròxit de potassi, es pot provocar una violenta reacció exotèrmica i l'acció de la mateixa base pot causar tant de mal com el derramamiento d'àcit.

Alcalinidad dels no-#hidròxit

No totes les bases químiques són #hidròxit. Segons les teories de Brønsted i Lowry i la de Lewis existixen substàncies en propietats bàsiques sense que necessàriament aporten ions OH^-. Existixen numerosos eixemples, alguns molt coneguts com el amoniaco o el carbonat sòdic (moixa), que són bases, encara que cap d'estes substàncies contenen grups OH^-. Abdós composts accepten H⁺ quan es dissolen en l'aigua:

$\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶2\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

$\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_3+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{N}\mathrm{H}{\phantom{A}}_4{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

El carbono pot actuar com a base, i també el nitrogen i el oxigen. Açò succeïx habitualment en composts com a butil de liti, alcóxidos i amidas de metals, com la almida de sodi. Les bases de carbono, nitrogen i oxigen sense la resonància estabilisada solen ser molt fortes; es denominen superbases, i no poden existir en una solució d'aigua per la mateixa acidea de l'aigua. L'estabilisació de la resonància, pero, ho permet en bases més dèbils com els carboxilatos; per eixemple, l'acetat de sodi és una base dèbil.

Bases fortes i dèbils

Una base forta és la que es disocia completament en l'aigua, és dir, aporta el màxim número de ions OH^-. Per eixemple, l'hidròxit de potassi és una base forta i per tant.

$\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}⟶\mathrm{K}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$ (en dissolució acuosa)

La teoria de Bronsted - Lowry quantifica la força de les bases, és dir, la seua capacitat per a escindir un protón de l'àcit. Es medix per mig de la constant K_b - la constant d'equilibri de la reacció en la base d'àcit de comparació. Quant major siga la constant de basicidad, més gran serà la força de la base i més gran és la seua capacitat per a escindir els protones. Habitualment la constant de basicidad s'expressa com l'índex de basicidad constants pK_b. Per eixemple, l'amoníac com una base de Bronsted pot ser descrit:

$mathsfN{H}_3+H_{2}OightleftharpoonsmathsfN{H}_4^{+}+O{H}^{-}$

<math>K_b=�rac{[mathsf{NH_4^+}] <math>mathsf{H_2PO_4^-+H_2O} ightleftharpoonsmathsf{H_3PO_4+OH^-}; K_mathrm{b3}=�rac{[mathsf{H_3PO_4}] Les sals del grup 1 de carbaniones, amidas i #hidrur tendixen a ser unes bases encara més fortes per l'extrema debilitat dels seus #àcit conjugats, que són hidrocarburs, #amina i dihidrógenos, respectivament. Normalment, estes bases es creen afegint metals alcalinos purs –tals com el sodi– a l'àcit conjugat. Es denominen superbases i no és possible mantindre-les en dissolució acuosa pel fet que són bases més fortes que el ion hidròxit, per la qual cosa desprotonan l'aigua de l'àcit conjugat. Per eixemple, el ion etòxid (base conjugada del etanol) en presència d'aigua experimenta la següent reacció:

Plantilla:Chem + Plantilla:Chem → Plantilla:Chem + Plantilla:Chem

Algunes superbases són:

• N-butil-liti (n-BuLi)
• Diisopropilamida de liti (Plantilla:Chem)
• Dietilamida de liti
• Amida de sodi (NaNH₂)
• Hidrur de sodi (NaH)
• Bis(trimetilsilil)amida de liti (Plantilla:Chem)

Bases com a catalisadors

Les substàncies bàsiques es poden utilisar com catalisadors heterogéneus de solubilidad insolubles de reaccions químiques. Alguns eixemples són els òxits metàlics com per eixemple el òxit de magnesi, el òxit de calcio, i el òxit de bari, aixina com el fluorur de potassi en alúmina i algunes zeolita. Molts metals de transició fan de bons catalisadors, molts dels quals formen substàncies bàsiques. Alguns catalisadors bàsics s'han utilisat para #hidrogenació, la migracions de doble enllaç, en la reducció de Meerwein-Ponndorf-Verley, la reacció de Michael, i moltes atres reaccions.

Referències

Bibliografia

• A. Caamaño, D. Obach, I. Pérez-Rendón (2005). «10», Física i química, Teide. ISBN 8430746528.
• Kenneth W. Whitten, Larry Peck, Raymond I. Davis, Lisa Lockwood, George G. Stanley (2009). Brooks Cole (ed.). Chemistry (en anglés). ISBN 0495391638.

Vore també

• Equilibri químic
• Base de Brønsted
• Base de Lewis

Enllaços externs

Commons

• Wikimedia Commons alberga contingut multimèdia sobre Base (química).
• Universitat de Califòrnia (ed.): «Lliçó sobre els #àcit i les bases» (en anglés). Consultat el 20 juny 2013.

Referències