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Acidos y bases
Tema 4
Características
ÁCIDOS Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para la piel.
Enrojecen ciertos colorantes vegetales.
Disuelven sustancias
Atacan a los metales desprendiendo H2.
Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.
BASES Tiene sabor amargo.
Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.
Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.
Precipitan sustancias disueltas por ácidos.
Disuelven grasas.
Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.
Tiene que ver con la vida cotidiana…
Ácidos orgánicos comunes…
Nombre Fórmula Presente en
Ácido acético CH3COOH Vinagre
Ácido acetilsalicílico
C6H4(OH)COOH Aspirina
Ácido ascórbico H2C6H6O6 * Vitamina C
Ácido cítrico C3H4OH(COOH)3 Jugo de limón
Ácido málico HO2CCH2CHOHCO2H Manzanas
Ácido oleico CH3(CH2)7CH=CH(CH2)7CO2H Aceite de palma, oliva,
girasol Ácido fórmico HCHO Picadura de
abejas, hormigas
Ácidos inorgánicos ó minerales
Nombre Fórmula Presente en
Ácido clorhídrico
HCl Jugos gástricos
Ácido sulfúrico
H2SO4 Baterías
Ácido bórico H3BO3 Grietas hidrotermales de la Toscana, en
Italia
Ácido fosfórico
H3PO4 Rocas de fosfatos, en bebidas no alcohólicas
Bases orgánicas
Nombre Fórmula Presente en
Piridina C5H5N Alquitrán de hulla
Anilina C6H5NH2 Alquitrán mineral
Nombre Fórmula Presente en:
Amoníaco NH3 Limpiadores
domésticos
Hidróxido de calcio Ca(OH)2 Cal apagada (para
construcción)
Hidróxido de
Magnesio
Mg(OH)2 Antiácido y laxante
Hidróxido de potasio KOH Jabón suave
Hidróxido de sodio NaOH Limpiador industrial
Bases inorgánicas
Teorías ácido-base
Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl ⇋ H+ (aq) + Cl- (aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH-
NaOH ⇋ Na+ (aq) + OH- (aq)
El ácido de Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua
La base de Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua
Svante August Arrhenius (1859-1927)
[http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html]
“En reconocimiento a los extraordinarios
servicios que ha
prestado al avance de la química mediante
su teoría electrolítica de la disociación”.
1903
Tercer premio Nobel de Química
(Suecia, 19 de febrero de 1859- †Estocolmo, 2 de octubre de 1927)
*Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)
* Se limita a disoluciones acuosas
* El protón no puede existir en forma aislada sino como hidratada
* No fueron considerados otros disolventes (como el alcohol)
* Algunos compuestos no protónicos y no hidroxílicos pueden generar en
agua iones H+ o OH-
Limitaciones
Thomas Martin Lowry (Químico Británico 1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted (Físico Danés 1879-1947)
Un ácido de Brønsted es una sustancia que puede donar un protón.
Una base de Brønsted es una sustancia que puede aceptar un protón.
ácido base ácido base
ácido base
conjugada base
ácido
conjugado
Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
ácido base base ácido
Transferencia
protónica
Par ácido-base conjugado
HA + B A- + HB+
ÁCIDO DA H+ A B PARA
FORMAR A-
HA ES EL ÁCIDO
CONJUGADO DE A-
B ACEPTA H+ PARA FORMAR
HB+
B ES LA BASE CONJUGADA
DE HB+
BASE CONJUGADA
DE HA
ÁCIDO CONJUGADO
DE B
TÍPICAMENTE, LOS ÁCIDOS SON NEUTROS O CATIÓNICOS Y LAS BASES NEUTRAS O ANIÓNICAS
TEORÍA DE
BRÖNSTED-LOWRY
⇌
NH3 (aq) + H2O (l) « NH4+ (aq) + OH- (aq)
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 Ventajas
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)
ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE H2S + H2O H3O
+ + SH-
HS- + OH- H2O + S2-
HCl + NH3 NH4+ + Cl-
H2O + OH- H2O + OH-
H+(A-) + H2O H3O+ + (A-)
EL AGUA ES ANFIPRÓTICA
TEORÍA DE
BRÖNSTED-LOWRY
HCl + OH- Cl- + H2O
ÁCIDO FUERTE
BASE FUERTE
BASE CONJUGADA
DÉBIL
ÁCIDO CONJUGADO
DÉBIL
Un ácido fuerte se disocia completamente
en sus iones
HA H+ + A-
TEORÍA DE
BRÖNSTED-LOWRY
MEDIDA DE LA FUERZA ÁCIDA HA + H2O H3O
+ + A- [A-][H3O
+] Ka= -log Ka= pKa
[HA] Cuanto menor (o más negativo) sea pKa
mayor será Ka y más fuerte será el ácido
TEORÍA DE
BRÖNSTED-LOWRY
O
H
H + O
H
H O
H
H H O H - +
[ ] +
Propiedades ácido-base del agua
H2O (l) ⇌ H+ (ac) + OH- (ac)
H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-
ácido base
conjugada
base ácido
conjugado
Autoionización del agua
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)
El producto iónico del agua
Kc = [H+][OH-]
[H2O] [H2O] = constante
Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]
La constante del producto-ion (Kw) es el producto de la concentración molar
de los iones H+ y OH- a una temperatura en particular.
A 250C
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
[H+] = [OH-]
[H+] > [OH-]
[H+] < [OH-]
La solución es
neutral
ácida
básica
pH – Medida de la acidez
pH = -log [H+]
[H+] = [OH-]
[H+] > [OH-]
[H+] < [OH-]
La solución es
neutral
ácida
básica
[H+] = 1 x 10-7
[H+] > 1 x 10-7
[H+] < 1 x 10-7
pH = 7
pH < 7
pH > 7
A 250C
pH [H+]
pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00
pH + pOH = 14.00
Ventajas del concepto Bronsted-Lowry:
a) Equilibrios de autoionización:
3.- Definición de Lux - Flood (propuesta por Lux en
1939, ampliada por Flood en 1947)
Sí en la definición de Brönsted y Lowry se enfatiza el papel del protón como la especie
fundamental en las reacciones ácido-base, en la de Lux-Flood (inicialmente propuesta por aquél
y desarrollada posteriormente por éste) se describe el comportamiento ácido-base en términos
de transferencia de ion óxido. Así, las bases son sustancias donadoras de óxido y los ácidos son
aceptores de óxido.
Se definen entonces como sustancias anfóteras aquellas que muestran tendencia
tanto a la pérdida como a la ganancia de un ión óxido:
G. N. Lewis, 1923
Gilbert Newton Lewis (1875-1946)
Fisicoquímico americano
En 1908 publicó el primero de varios artículos sobre la Teoría de la relatividad, en el
cual dedujo la relación masa-energía por un camino distinto que Einstein.
En 1916 formuló el modelo del átomo cúbico, y la idea que un enlace covalente
consiste en un par de electrones compartidos y creó el término molécula impar
cuando un electrón no es compartido. Sus ideas fueron desarrolladas por Irving
Langmuir y sirvieron de inspiración para los estudios de Linus Pauling.
Además, en ese año enunció la importante Regla del octeto.
En 1919, estudiando las propiedades magnéticas de soluciones de oxígeno en
nitrógeno líquido, encontró que se había formado una molécula de O4. Esta fue la
primera evidencia del oxígeno tetraatómico.
En 1923, formuló la teoría del par electrónico para las reacciones ácido - base.
Por el trabajo de J. Willard Gibbs era conocido que las reacciones químicas tienden a
un equilibrio determinado por la energía libre de las sustancias intervinientes. Lewis
dedicó 25 años a determinar la energía libre de varias sustancias y en 1923 él y Merle
Randall publicaron los resultados del estudio y formalizaron la química termodinámica.
En 1926 acuñó el término "fotón" para la menor unidad de energía radiante.
Lewis fue el primero en producir una muestra pura de óxido de deuterio (agua pesada)
en 1933. Acelerando deuterones en el ciclotrón de Ernest Lawrence pudo estudiar
muchas de las propiedades de los nucleones.
En los últimos años de su vida probó que la fosforescencia de las moléculas orgánicas
obedece a un estado triplete excitado y midió sus propiedades magnéticas.
G. N. Lewis, 1923
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par
de electrones no compartidos.
⇌
Una base es una sustancia dadora de pares electrónicos y un
ácido es aceptor. Esta definición incluye como reacciones ácido-
base la formación de compuestos de coordinación.
Observación: se forma un nuevo enlace covalente en todos los casos
El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.
La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
H N: H
H
+ B F
F
F
H N
H
H
B F
F
F
base ácido
H
N
H
H
F B
F
F
H
N
HH
F
B
FF
H
O
H
H
O
H H
O
HH
O
H
Clasificación de los ácidos según Lewis
Todos los cationes son ácidos, puesto que se combinan con pares electrónicos.
Los compuestos deficientes en electrones o compuestos en los cuales el átomo
central puede expandir su capa de valencia.
Las moléculas neutras en las cuales el átomo central posee uno o más enlaces
múltiples. Ejemplo: SO3.
Clasificación de las bases según Lewis
Todos los aniones. Mayor densidad de carga, mayor fuerza de la base.
Moléculas con pares electrónicos no compartidos. Ejemplo: H2O, ROH, etc.
Alquenos o alquinos que puedan formar enlaces coordinados.
a: metales alcalinos, alcalinotérreos y metales de transición
poco pesados y en estado de oxidación elevado
b: metales representativos pesados y en estado de oxidación
alto y m. de transición pesados y en estado de oxidación bajo.
DETERMINADOS SUSTITUYENTES FORMAN COMPUESTOS MÁS ESTABLES CON DETERMINADOS IONES METÁLICOS QUE CON OTROS
Ácidos duros: Los ácidos duros, también llamados iones metálicos de
clase a, son la gran mayoría de los iones metálicos que encontramos en
la tabla periódica. Están caracterizados por la electronegatividad baja que
poseen, y en algunos casos, también por la alta densidad de carga.
Ácidos blandos: A este grupo también se les conoce como iones metálicos de
clase b, que son los iones que se encuentran en la parte derecha, en el
segmento inferior de los elementos metálicos de la tabla periódica. Son ácidos
con bajas densidades de carga, y son los elementos de más electronegatividad.
Debido a la baja densidad con la que cuentan, son unos cationes que se
polarizan con gran facilidad, por lo cual tienen tendencia a formar enlaces de tipo
covalente. De estos ácidos, el más blando de todos es el oro.
Ácidos intermedios: Como suele pasar en todas las clasificaciones, existen
sustancias intermedias. En este caso, los ácidos intermedios se encuentran entre
los ácidos blandos y los duros, siendo intermedia también su densidad de carga.
Es esencial saber su estado de oxidación para dar valor a su dureza.
Por ejemplo, el cobre (I), el cual tiene una densidad de carga de unos 51 C.mm-3,
se dice que es blando, y un ácido intermedio es el cobre (II), con una densidad de
carga de 116 C.mm-3.
En el grupo de los ácidos intermedios duros podemos destacar por ejemplo los
iones de hierro (III), o el cobalto (III) hidratados.
Bases duras: Las bases duras, también llamados, ligandos de
clase a. Se trata de especies relacionadas con el flúor o el
oxígeno, ya sea en forma de óxidos, nitratos, hidróxidos,
fosfatos, carbonatos, sulfatos, etc. Los iones de este grupo
tienen una densidad de carga grande relativamente. Por
ejemplo, un duro intermedio es el cloruro.
Bases blandas: También llamados ligandos de clase b. Se
trata de los no metales nos menor electronegatividad, como por
ejemplo el carbono, el azufre, o el yodo entre otros. Dichos
iones, son grandes y polarizables, tendiendo a favorecerse la
formación de enlaces de tipo covalentes.
Bases intermedias: Como habíamos comentado en el caso de
los ácidos intermedios, a las bases les ocurre lo mismo, a pesar
de que no podemos decir que estas categorías sean algo rígido
e inamovible. Por ejemplo, los iones halogenuro forman series
que van desde el fluoruro por ejemplo, el cual es considerado
muy duro, hasta el cloruro, un ion intermedio, o el ion yodo, el
cual es blando.
dadores a través de fósforo o azufre forman aductos
estables con cationes b
dadores a través de nitrógeno, oxígeno o flúor forman
aductos estables con cationes a
Sustituyentes
BH+ + CH3HG+ CH3HGB+ + H+
cationes blandos
más polarizables
tendencia a enlaces covalentes
ácido blando ácido duro
Cationes a
cationes duros
menos polarizables
tendencia a enlaces iónicos
Cationes b
H+, Li+, Na+,
K+,
Be2+,Mg2+,
Ca2+, Cr3+,
Al3+, BF3
Fe2+, Co2+,
Ni2+, Cu2+,
Zn2+, Pb2+
Cu+, Ag+,
Au+, Tl+,
Hg+, Hg2+,
Pd2+, Pt2+
F-, OH-,
H2O, NH3,
CO32-,NO3,
O2-, SO42-,
PO43-
NO2-, Br-, N2,
py
H-, R-,CN-,
CO, I-, R3P,
R2S
ACIDOS Y BASES
Bronsted Lewis
fuertes débiles duros blandos
Usanovich (1934)
Un ácido es cualquier especie química que reacciona
con una base. El ácido libera cationes o acepta
aniones o electrones. Una base es una especie que
reacciona con ácidos, libera aniones o electrones.
Químico ruso Mikhail Usanovich
Profesor de la Universidad Asiática Central de Tashkent
Reacción de neutralización es todo proceso entre un
ácido y una base para formar una sal o que transcurre
con transferencia de iones o electrones La d
efin
ició
n in
cluy
e ad
emás
a l
os
agen
tes
oxid
ante
s co
mo
ácid
os y
a
los
agen
tes
redu
ctor
es c
omo
base
s.
Sistemas protónicos ácido-base
Afinidad protónica
La afinidad protónica (AP) de una especie química X- se define como la energía
que se libera en la reacción:
Puede evaluarse en el siguiente ciclo:
AP = -AE – PI -Hdisoc
H-
- 1680
CH3-
- 1690
NH2-
- 1645
OH-
- 1567
F-
- 1535
CH4
- 675
NH3
- 375
H2O
- 760
HF
- 380
PH2-
- 1640
SH-
- 1450
Cl-
- 1385
NH2-
- 2560
O2-
- 2315
AsH2-
- 1560
SeH-
- 1420
Br-
- 1340
I-
- 1300
Afinidad protónica
AP = -AE – PI -Hdisoc
Disolventes diferenciantes y nivelantes
Sí en un disolvente B los ácidos HA1 y HA2 transfieren
completamente los protones dando lugar a BH+ como única
especie, se denomina disolvente nivelante.
HF
HCl
CH3COOH
NH3 NH4+
F-
CH3COO-
+ + Cl-
K1equil.
K2equil.++ NH4
+NH3
K3equil.++ NH4
+NH3
Sí K1 = K2 = K3, el solvente es nivelante.
Para este ejemplo se observa un comportamiento distinto en agua. El
agua actúa entonces como un disolvente diferenciante.
HF
HCl
CH3COOH
NH3 NH4+
F-
CH3COO-
+ + Cl-
K1equil.
K2equil.++ NH4
+NH3
K3equil.++ NH4
+NH3
Sí K1 = K2 = K3, el solvente es nivelante.
HF
HCl
CH3COOH
F-
CH3COO-
+ + Cl-
++
++
H2O
H2O
H2O
H3O+
H3O+
H3O+
K1equil = grande
K2equil = 10-3
K3equil = 1.7 x 10-5
Sí K1 = K2 = K3, el solvente es diferenciante.
Agentes cosolvatantes
Son sustancias que interactúan en forma más fuerte con el anión A-, la
molécula neutra HA, el catión BH+ o la base neutra B, que el disolvente
en sí mismo y en consecuencia afectan la ionización del ácido HA o de
la base B en el medio
Estructura molecular y fuerza de ácidos
H X H+ + X-
El enlace más
fuerte
El ácido más
débil
HF << HCl < HBr < HI
15.9
Fuerza de los hidrácidos (HX)
Fuerza de los hidrácidos (HX)
Hidrácido pKa
HF 1.9 3
HCl 0.9 -7
HBr 0.7 -9
HI 0.4 -10
Aumenta la
acidez
HX (g) H X
(ac)
(g) + (g)
PI AE
X-
H+
(g)(g) +
1solv 2solv
H+
X-(ac)+HX
(ac)
vap
r ?
disoc
Justificación termodinámica
Entalpía
(Kj/mol)
HF HCl HBr HI
Hdisoc 562 430 364 297
AE -343 -364 -343 -318
AP -1535 -1385 -1340 -1300
PI 1315 1315 1315 1315
H1solv+H2
solv
-1595 -1460 -1425 -1390
Hvap 49 17 21 23
Hr = Hvap + Hdisoc + PI + AE + H1solv + H2solv
HX Hr Sr0 * TSr
0 Gr0 pK
(calc)
pK
(obs)
HF -12.5 -88.0 -25 13 2 3
HCl -57.0 -56.5 -17 -42 -7 -7
HBr -65.0 -37.6 -13 -50 -9 -9
HI -58.0 -13.8 -4 -54 -10 -10
* unidades (J grado-1 mol-1)
Sr0= [SoH+
(ac) + SoX-(ac)] – SoHX(ac)
expresiones y datos utilizados :
Go = Ho - TSo Go =-RT log Ka T = 300 K
Conclusión: HI es más ácido que HF
Fuerza de los oxiácidos (HOX)
Reglas empíricas y generales para evaluar la fuerza de los oxiácidos
1. La fuerza ácida aumenta con la electronegatividad del elemento en la base
conjugada, lo cual se debe al efecto inductivo.
Fuerza de los oxiácidos (HOX)
2. El aumento en el número de oxidación del halógeno incrementa la acidez.
Conclusión: la fuerza ácida aumenta con el número de átomos de oxígeno no
hidrogenados.
3. Para los oxiácidos que poseen la misma composición y número de
oxidación del átomo central X, la fuerza ácida disminuye con el aumento del
tamaño del átomo X
Factores que influyen en la fuerza de los oxoácidos
Efecto de la carga formal
El aumento de la carga formal de X como consecuencia de la formación de enlaces
entre X y O aumenta la fuerza ácida en virtud del efecto inductivo que debilita el
enlace O-H.
Efecto del enlace
La mayor deslocalización de la carga sobre la base conjugada genera una
situación de mayor estabilidad y mayor acidez
Cl O
O
O
O
H H+
O
O
O
OCl-+
más ácido
Cl OOH H+
+ O OCl-
Factores que influyen en la fuerza de los oxoácidos
Efecto de solvatación
La solvatación del átomo de oxígeno ceto fortalece la acidez, mientras que la
solvatación del grupo hidroxilo debilita la acidez debido al efecto inductivo de la
molécula de agua.
H O OX H O H
flujo de densidad electrónica
flujo de densidad electrónica
HO
H
X OOH H
Factores que influyen en la fuerza de los oxoácidos
Efecto de solvatación Ejemplos sobre el efecto de solvatación
P OHHO
O
OH OH
O
OHPCH3O CH3O P
O
OH
OCH3
pK1 = 1.52pK1 = 2.16 pK1 = 0.76
más ácido
Factores que influyen en la fuerza de los oxoácidos
Efecto inductivo
Un elemento electronegativo aumenta la fortaleza ácida de los ácidos alifáticos. Se
puede establecer un orden de acidez en sistemas del tipo
G-CH2COOHEjemplos
CH3C
CH3
CH2 COOH
CH3
F CH2COOH CH2COOHI
pKa = 5.05 pKa = 2.66 pKa = 2.86
Después de dos o tres átomos el efecto es débil
El 1,2,3 propanotriol, glicerol o glicerina (C3H8O3) (del griego
γλυκος glykos, dulce) es un alcohol con tres grupos hidroxilos (–OH),
por lo que podemos representar la molécula como
El propanotriol es uno de los principales productos de la degradación digestiva de los lípidos,
paso previo para el ciclo de Krebs y también aparece como un producto intermedio de la
fermentación alcohólica. Además junto con los ácidos grasos, es uno de los componentes de
lípidos como los triglicéridos y los fosfolípidos. Se presenta en forma de líquido a una
temperatura ambiental de 25 ° C y es higroscópico e inodoro. Posee un coeficiente de
viscosidad alto y tiene un sabor dulce como otros polialcoholes.
La elaboración de cosméticos
En la elaboración de medicamentos en forma de
jarabes (como excipiente; como antiséptico para
prevenir infecciones en heridas; como inhibidor de
cambios enzimáticos durante la fermentación de
ungüentos, pastas o cremas; como disolvente de
iodo, bromo, fenol, timol, taninos, alcaloides y
cloruro de mercurio
Supositorios de glicerina, que tienen acción laxante
Como baño calefactor para
temperaturas superiores a los 250 °C
Se ha observado que el poder electroatractivo del
grupo G aumenta con el número de oxidación del
átomo central
G-CH2COOH
-IO2 > -IO > -I > NO2 > -NO > -N3 > -N(CH3)2 > CCH >
-CH=CH2 > -CH3 > -SO2CH3 > -SOCH3 > -SCH3
También con el incremento del carácter s del orbital híbrido utilizado
-CN > -CONH2 > -CCH > -CH=CH2 > -CH3
Efecto resonancia
En los sistemas aromáticos los efectos de resonancia son más importantes que los efectos
inductivos en la separación de las cargas
Ejemplo: nitrofenoles
O
H
N
O O
+
.... O
N
O O- -
+
+ H+
orden de acidez
para
orto
meta
Ejemplo: ácidos metoxibenzoicos
Estructura molecular y fuerza de ácidos
Z O H Z O- + H+ - +
El enlace O-H será más polar y fácil de romper si:
• Z es muy electronegativa, o
• Z esta en un estado alto de oxidación
Los oxiácidos tienen átomos centrales diferentes (Z) que son del mismo
grupo y tienen el mismo número de oxidación.
La fuerza de un ácido aumenta con el crecimiento de la electronegatividad de Z
H O Cl O
O • •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
H O Br O
O • •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
El Cl es mas electronegativo que el Br
HClO3 > HBrO3
Estructura molecular y fuerza de ácidos
2. Los oxiácidos tienen el mismo átomo central (Z) pero diferente número de
grupos juntos.
La fuerza de un ácido aumenta cuando el número de oxidación de Z crece
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
Estructura molecular y fuerza de ácidos
Fuerza de los ácidos y bases tipo Lewis
Posición en la tabla periódica
La fuerza de una base tipo Lewis disminuye con el incremento de
la electronegatividad del átomo dador:
Me3N > Me2O > MeF
Respecto a la formación del aducto con BF3
Efecto de sustituyentes
Inductivos:
a) basicidad Me3N > NH3 > NF3
b)
Efectos estéricos
N..
BMe3 BMe3
..N CH3
BMe3
..N C
CH3
CH3
CH3
no se forma el aducto
Óxidos El óxido será ácido o básico de acuerdo a su comportamiento en
solución. Los óxidos ácidos tienden a aumentar la concentración
de iones H+, mientras que los básicos la disminuyen
Los óxidos anfóteros pueden actuar como ácidos o bases de acuerdo al pH de la
solución:
Tips
Los óxidos de metales divalentes son más básicos. Lo contrario ocurre para
los óxidos de iones en alto estado de oxidación
La basicidad aumenta con el número atómico
