Óxido

Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomos de oxígeno (el cual, normalmente, presenta un estado de oxidación -2), y otros elementos. Existe una gran variedad de óxidos,los cuales se presentan en los 3 principales estados de agregación de la materia: sólido,líquido y gaseoso, a temperatura ambiente. Casi todos los elementos forman combinaciones estables con oxígeno y muchos en variosestados de oxidación. Debido a esta gran variedad las propiedades son muy diversas y las características del enlace varían desde el típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes.

Por ejemplo, son óxidos óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno (NO₂). Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. Los óxidos no metálicos también son llamados anhídridos porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas. Por ejemplo, al hidratar anhídrido carbónico en determinadas condiciones puede obtenerse ácido carbónico:

CO₂ + H₂O → H₂CO₃

En general, los óxidos se pueden sintetizar directamente mediante procesos de oxidación; por ejemplo, óxidos básicos con elementos metálicos (alcalinos, alcalinotérreos o metales de transición) como el magnesio:

2Mg + O₂ → 2 MgO;

O bien óxidos ácidos con elementos no metálicos, como el fósforo:

P₄ + 5O₂ → 2 P₂O₅

Tipos de óxidos:

Según la estequiometria del compuesto:

Óxidos binarios, formados por oxígeno y otro elemento.

Óxidos mixtos, formados por dos elementos distintos y oxígeno como son las espinelas.

Atendiendo al comportamiento químico hay tres tipos de óxidos: óxidos básicos, ácidos y óxidos anfóteros, aunque no muy comunes en la naturaleza.

Los óxidos básicos se forman con un metal más oxígeno, los óxidos de elementos menos electronegativos tienden a ser básicos. Se les llaman también anhídridos básicos; ya que al agregar agua, pueden formar hidróxidos básicos. Por ejemplo:

Na₂O+H₂O→2Na(OH)

Los óxidos ácidos son los formados con un no metal + oxígeno, los óxidos de elementos más electronegativos tienden a ser ácidos. Se les llaman también anhídridos ácidos(nomenclatura en desuso); ya que al agregar agua, forman oxácidos. Por ejemplo:

CO₂+H₂O→H₂CO₃

Los óxidos anfotéricos se forman cuando participa en el compuesto un elemento anfótero. Los anfóteros son óxidos que pueden actuar como ácido o base según con lo que se les haga reaccionar. Su electronegatividad tiende a ser neutra y estable, tiene punto de fusión bajo y tienen diversos usos. Un ejemplo es óxido de aluminio.

Algunos óxidos no demuestran comportamiento como ácido o base.

Los óxidos de los elementos químicos en su estado de oxidación más alto son predecibles y la fórmula química se puede derivar del número de los electrones de valencia para ese elemento. Incluso la fórmula química del ozono es predecible como elemento del grupo 16. Una excepción es el cobre para el que el óxido del estado de oxidación más alto es elóxido cúprico y no el óxido cuproso. Otra excepción es el fluoruro que no existe, como esperado, como F₂O₇ sino como OF₂ con --la menos prioridad dada elemento electronegativo--.¹

El pentóxido de fósforo, la tercera excepción, no es representado correctamente por la fórmula química P₂O₅ sino por P₄O₁₀ ya que la molécula es un dímero.

HIDRÓXIDO

Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como sucede con los óxidos.

El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un metal, está presente en muchas bases. No debe confundirse con hidroxilo, el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de los alcoholes y felones.

Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupo dependiente con la base de un ion de radical adecuado con hidroxilo; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de una. Por ejemplo, el Ni(OH)₂ es el Hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)₂ es el hidróxido de calcio (véase Nomenclatura química).

Las disoluciones acuosas de los hidróxidos tienen carácter básico, ya que éstos se disocian en el catión metálico y los iones hidróxido. Esto es así porque el enlace entre el metal y el grupo hidróxido es de tipo iónico, mientras que el enlace entre el oxígeno y el hidrógeno es covalente. Por ejemplo:

NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH^-

Los hidróxidos resultan de la combinación de un oxido basico con el agua. Los hidróxidos también se conocen con el nombre de bases. Estos compuestos son sustancias que en solución producen iones hidroxilo.

En la clasificación mineralógica de Strunz se les suele englobar dentro del grupo de los óxidos, aunque hay bibliografías que los tratan como un grupo aparte.

Los hidróxidos se clasifican en:
básicos, anfóteros y ácidos. Por ejemplo, el Zn(OH)₂ es un hidróxido anforero ya que:

con ácidos: Zn(OH)₂ + 2H⁺ → Zn⁺² + 2H₂O
con bases: Zn(OH)₂ + 2OH⁻ → [Zn(OH)₄]⁻²

Compuestos ternarios formados por un elemento metálico, oxígeno e hidrógeno (estos dos últimos elementos forman un grupo llamado oxhidrilo o hidroxilo). Ejemplos: Na Oh Hidróxido

	Nomenclatura
Fórmula	Funcional	Stock	Estequiométrica
Fe(OH)₂	Hidróxido Ferroso	Hidróxido de Hierro(II)	Dihidróxido de Hierro
NaOH	Hidróxido Sódico	Hidróxido de Sodio	Hidróxido de Sodio
Al(OH)₃	Hidróxido Alumínico	Hidróxido de Aluminio	Trihidróxido de Aluminio
Hg(OH)₂	Hidróxido Mercúrico	Hidróxido de Mercurio(II)	Dihidróxido de Mercurio
KOH	Hidróxido Potásico	Hidróxido de Potasio	Hidróxido de Potasio
Pb(OH)₄	Hidróxido Plúmbico	Hidróxido de Plomo(IV)	Tetrahidróxido de Plomo
Be(OH)₂	Hidróxido Berílico	Hidróxido de Berilio	Dihidróxido de Berilio
Zn(OH)₂	Hidróxido Cinquico	Hidróxido de Cinc	Dihidróxido de Cinc
CuOH	Hidróxido Cuproso	Hidróxido de Cobre(I)	Hidróxido de Cobre
Co(OH)₃	Hidróxido Cobáltico	Hidróxido de Cobalto(III)	Trihidróxido de Cobalto
Ba(OH)₂	Hidróxido Bárico	Hidróxido de Bario	Dihidróxido de Bario
AuOH	Hidróxido Auroso	Hidróxido de Oro(I)	Hidróxido de Oro
Pt(OH)₄	Hidróxido Platínico	Hidróxido de Platino(IV)	Tetrahidrido de Platino
Ca(OH)₂	Hidróxido Cálcico	Hidróxido de Calcio	Dihidróxido de Calcio
Au(OH)₃	Hidróxido Aúrico	Hidróxido de Oro(III)	Trihidróxido de Oro
Pb(OH)₂	Hidróxido Plumboso	Hidróxido de Plomo(II)	Dihidróxido de Plomo
AgOH	Hidróxido argéntico	Hidróxido de Plata	Hidróxido de Plata

Ácido

Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H⁺) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes son elácido acético (en el vinagre), el ácido clorhídrico (en el Salfumant y los jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox en que, en estas últimas hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.

A las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácidas.

Propiedades de los ácidos

Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.

Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.

Son corrosivos.

Producen quemaduras de la piel.

Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.

Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.

Reaccionan con bases para formar una sal más agua.

Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.

Ácidos de Arrhenius

El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las propiedades de acidez al hidrógeno en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catión hidronio, H₃O⁺, cuando se disuelve en agua. Esta definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio e hidróxido:

H₂O(l) + H₂O (l)

H₃O⁺(ac) + OH^-(ac)

En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H₂O, pero un número pequeño de moléculas están constantemente disociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración de iones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones hidronio. Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua. En química se escribe con frecuencia H⁺(ac) significando ion hidrógeno o protón al describir reacciones ácido-base, pero no hay evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa el núcleo de hidrógeno libre; sí que está probada la existencia del ion hidronio, H₃O⁺ e incluso de especies de mayor nuclearidad. Los compuestos que no tienen hidrógeno en su estructura no son considerados ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que no tienen OH en su estructura.

Ácidos de Bronsted-Lowry

Aunque el concepto de Arrhenius es muy útil para describir muchas reacciones, también está un poco limitado en su alcance. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted yThomas Martin Lowry reconocieron independientemente que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un protón. Un ácido de Brønsted-Lowry (o simplemente ácido de Brønsted) es una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Considere las siguientes reacciones del ácido acético (CH₃COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico:

Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: el CH₃COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como fuente de H₃O⁺ cuando está disuelto en agua, y actúa como un ácido de Brønsted al donar un protón al agua. En el segundo ejemplo, el CH₃COOH sufre la misma transformación, donando un protón al amoníaco (NH₃), pero no puede ser descrito usando la definición de Arrhenius de un ácido, porque la reacción no produce cationes hidronio. La teoría de Brønsted-Lowry también puede ser usada para describircompuestos moleculares, mientras que los ácidos de Arrhenius deben ser compuestos iónicos. El cloruro de hidrógeno (HCl) y amoníaco se combinan bajo varias condiciones diferentes para formar cloruro de amonio, NH₄Cl. En solución acuosa, el HCl se comporta como ácido clorhídrico y existe como cationes hidronio y aniones cloruro. Las siguientes reacciones ilustran las limitaciones de la definición de Arrhenius:

1.) H₃O⁺(ac) + Cl^-(ac) + NH₃ → Cl^-(ac) + NH+
4(aq)

2.) HCl(benceno) + NH₃(benceno) → NH₄Cl(s)

3.) HCl(g) + NH₃(g) → NH₄Cl(s)

Como con las reacciones del ácido acético, ambas definiciones trabajan para el primer ejemplo, donde el agua es el solvente y se forma ion hidronio. Las siguientes dos reacciones no involucran la formación de iones, pero pueden ser vistas como reacciones de transferencia de protones. En la segunda reacción, el cloruro de hidrógeno y el amoníaco reaccionan para formar cloruro de amonio sólido en un solvente benceno, y en la tercera, HCl gaseoso y NH₃ se combinan para formar el sólido.

Ácidos de Lewis

Un tercer concepto fue propuesto por Gilbert N. Lewis, el cual incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewises una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones. Las reacciones ácido-base de Brønsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electrones. Todos los ácidos de Brønsted son también ácidos de Lewis, pero no todos los ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. Las siguientes reacciones podrían ser descritas en términos de química ácido-base.

En la primera reacción, un anión fluoruro, F^-, cede un par electrónico al trifluoruro de boro para formar el producto tetrafluoroborato. El fluoruro "pierde" un par de electrones de valenciadebido a que los electrones compartidos en el enlace B-F están ubicados en la región de espacio entre los dos núcleos atómicos y, en consecuencia, están más distantes del núcleo del fluoruro que en el anión fluoruro solitario. BF₃ es un ácido de Lewis porque acepta el par de electrones del fluoruro. Esta reacción no puede ser descrita en términos de la teoría de Brønsted, debido a que no hay transferencia de protones. La segunda reacción puede ser descrita por cualquiera de las dos últimas teorías. Un protón es transferido desde un ácido de Brønsted no especificado hacia el amoníaco, una base de Brønsted; alternativamente, el amoníaco actúa como una base de Lewis y transfiere un par libre de electrones para formar un enlace con un ion hidrógeno. La especie que gana el par de electrones es el ácido de Lewis; por ejemplo, el átomo de oxígeno en H₃O⁺ gana un par de electrones cuando uno de los enlaces H-O se rompe, y los electrones compartidos en el enlace se localizan en el oxígeno. Dependiendo del contexto, los ácidos de Lewis también pueden ser descritos como agentes reductores o como electrófilo.

La definición de Brønsted-Lowry es la definición más ampliamente usada; salvo que se especifique de otra manera, se asume que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un catión hidrón (H⁺) de un ácido a una base.

Disociación y equilibrio

Las reacciones de ácidos son generalizadas frecuentemente en la forma HA

H⁺ + A^-, donde HA representa el ácido, y A^- es la base conjugada. Los pares ácido-base conjugados difieren en un protón, y pueden ser interconvertidos por la adición o eliminación de un protón (protonación y deprotonación, respectivamente). Obsérvese que el ácido puede ser la especie cargada, y la base conjugada puede ser neutra, en cuyo caso el esquema de reacción generalizada podría ser descrito como HA⁺

H⁺ + A. En solución existe un equilibrioentre el ácido y su base conjugada. La constante de equilibrio K es una expresión de las concentraciones del equilibrio de las moléculas o iones en solución. Los corchetes indican concentración, así [H₂O] significa la concentración de [H₂O]. La constante de disociación ácida K_a es usada generalmente en el contexto de las reacciones ácido-base. El valor numérico de K_a es igual a la concentración de los productos, dividida por la concentración de los reactantes, donde el reactante es el ácido (HA) y los productos son la base conjugada y H⁺.

$K_a = \frac{[\mbox{H}^+][\mbox{A}^-]}{[\mbox{HA}]}$

El más fuerte de los dos ácidos tendrá K_a mayor que el ácido más débil; la relación de los iones hidrógeno al ácido será mayor para el ácido más fuerte, puesto que el ácido más fuerte tiene una tendencia mayor a perder su protón. Debido al rango de valores posibles para K_a se extiende por varios órdenes de magnitud, más frecuentemente se utiliza una constante más manipulable, pK_a, donde pK_a = -log₁₀ K_a. Los ácidos más fuertes tienen pK_a menor que los ácidos débiles. Los valores de pK_a. determinados experimentalmente a 25 °C en solución acuosa suelen presentarse en libros de texto y material de referencia.

Nomenclatura

En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a sus aniones. El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguiente.

Sistema de nomenclatura clásico:

Prefijo Anión	Sufijo Anión	Prefijo Ácido	Sufijo Ácido	Ejemplo
per	ato	per	ácido ico	ácido perclórico (HClO₄)
	ato		ácido ico	ácido clórico (HClO₃)
	ito		ácido oso	ácido cloroso (HClO₂)
hipo	ito	hipo	ácido oso	ácido hipocloroso (HClO)
	uro	hidro	ácido ico	ácido clorhídrico (HCl)

Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace que tome la forma de ácido clorhídrico. En las recomendaciones de nomenclatura IUPAC, simplemente se agrega acuoso al nombre del compuesto iónico. En consecuencia, para el cloruro de hidrógeno, el nombre IUPAC sería cloruro de hidrógeno acuoso. El sufijo -hídrico es agregado sólo si el ácido está compuesto solamente de hidrógeno y un otro elemento.

Características químicas

Ácidos monopróticos

Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que son capaces de donar un protón por molécula durante el proceso de disociación (llamado algunas veces ionización), como se muestra a continuación (simbolizado por HA):

HA(aq) + H₂O(l)

H₃O⁺(ac) + A⁻(ac) K_a

Algunos ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen al ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO₃). Por otra parte, para los ácidos orgánicos, el término generalmente indica la presencia de un grupo carboxilo, y algunas veces estos ácidos son conocidos como ácidos monocarboxílicos. Algunos ejemplos de ácidos orgánicos incluyen al ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH₃COOH) y el ácido benzoico (C₆H₅COOH).

[]Ácidos polipróticos

Los ácidos polipróticos son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido, en contraste a los ácidos monopróticos que sólo donan un protón por molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (tres protones potenciales para donar).

Un ácido diprótico (simbolizado aquí como H₂A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, K_a1 y K_a2.

H₂A(ac) + H₂O(l)

H₃O⁺(ac) + HA⁻(ac) K_a1

HA⁻(ac) + H₂O(l)

H₃O⁺(ac) + A²⁻(ac) K_a2

La primera constante de disociación es mayor que la segunda; esto es: K_a1 > K_a2. Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H₂SO₄) puede donar un protón para formar el anión bisulfato (HSO—
4), para lo que K_a1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO2—
4), donde K_a2 es comparativamente pequeño, indicando una fuerza intermedia. El valor grande de K_a1 para la primera disociación significa que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte. De modo similar, el inestable y débil ácido carbónico (H₂CO₃) puede perder un protón para formar el anión bicarbonato (HCO—
3) y perder un segundo protón para formar el anión carbonato (CO2-
3). Ambos valores de K_a son pequeños, pero K_a1 > K_a2.

Un ácido triprótico (H₃A) puede sufrir una, dos, o tres disociaciones, y tiene tres constantes de disociación, donde K_a1 > K_a2 > K_a3.

H₃A(ac) + H₂O(l)

H₃O⁺(ac) + H₂A⁻(ac) K_a1

H₂A⁻(ac) + H₂O(l)

H₃O⁺(ac) + HA²⁻(ac) K_a2

HA²⁻(ac) + H₂O(l)

H₃O⁺(ac) + A³⁻(ac) K_a3

Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H₃PO₄), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. Los tres protones pueden ser perdidos consecutivamente, produciendo H₂PO—
4, luego HPO2-
4, y finalmente PO3-
4, el anión ortofosfato, simplemente llamado fosfato. Un ejemplo orgánico de ácido triprótico es el ácido cítrico, que puede perder consecutivamente tres protones para formar finalmente el anión citrato. Aunque las posiciones de los protones en la molécula original pueden ser equivalentes, los valores de K_a difieren puesto que es energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada está cargada negativamente.

SALES

Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción químicaentre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión.

La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.

Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio. Su fórmula molecular es Na Cly es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido clorhídrico, H Cl.

En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusiónalto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.

Clasificaciones

Las sales se pueden clasificar en los siguientes grupos:¹

Sal haloidea, hidrácida o binaria neutra: son compuestos binarios formados por un metal y un no-metal, sin ningún otro elemento. El anión siempre va a tener la terminacion -uro. Ejemplos: cloruro de sodio, NaCl; cloruro de hierro (III), FeCl₃; sulfuro de hierro (II), FeS.
Sal de oxácido: procede de sustituir los hidrógenos de un oxácido por cationes metálicos.
- Sal oxácida, oxiácida o ternaria neutra: se sustituyen todos los hidrógenos. Ejemplo: hipoclorito de sodio, NaClO.
- Sal ácida: se sustituyen parte de los hidrógenos. Ejemplo: hidrogenocarbonato de sodio o bicarbonato de sodio, NaHCO₃.
- Sal básica o hidroxisal: contienen iones hidróxido (OH^-), además de otros aniones. Se pueden clasificar como sales o hidróxidos. Ejemplo: hidroxicarbonato de hierro (III), Fe(OH)CO₃.
- Sal doble: se sustituyen los hidrógenos por dos o más cationes. Ejemplo: carbonato doble de potasio y litio, KLiCO₃.
Hidroxosal: sal formada a partir de un hidróxido anfótero, que reacciona como un ácido una base débil ante una base o un ácido fuerte.

Al(OH₃) + 3 Na(OH) → Al(OH)₆Na₃ (hexahidroxoaluminato de sodio)

Al(OH₃) + 3 HCl → AlCl₃ (cloruro de aluminio) + 3 H₂O

Sal mixta: contiene varios aniones. Ejemplos: clorurofluoruro de calcio, CaClF; clorurofosfato de potasio, K₄ClPO₄, nitratosulfato de hierro (III), Fe(NO₃)SO₄.

Oxisal: formada por la unión de un óxido y una sal. Ejemplos: oxinitrato de plomo (IV), PbO(NO₃)₂; oxicloruro de cobalto (III), CoOCl.

Sal hidratada o hidrato: sal con moléculas de agua en su estructura cristalina. Ejemplos: óxido de plomo (III) hemihidrato (o hemihidratado), PbO·½H₂O; sulfato de calcio dihidrato, CaSO₄·2H₂O.

Como puede verse en la clasificación de arriba, tanto las sales haloideas como las sales oxácidas, son llamadas «sales neutras».

Bibliografia:

Oxidos:

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido

Hidroxidos:

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido

http://www.100ciaquimica.net/forin/hidrox.htm

Acidos:

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido

Sales:

http://es.wikipedia.org/wiki/Sal_(qu%C3%ADmica)

Hecho por:julian steven castro rangel.