Química

Bases químicas: 25 ejemplos explicados

NaOH aporta OH−, NH3 acepta un protón y CaO neutraliza ácidos: los tres pueden actuar como bases por mecanismos distintos.

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Editorial Ejemplode 17 min Revisado editorialmente
Respuesta rápida

Una base puede definirse como especie que produce OH− en agua, acepta protones o dona un par electrónico, según el modelo químico empleado.

    Cómo reconocer bases químicas

    NaOH libera OH− al disolverse en agua; NH3 no contiene OH, pero acepta H+ y forma NH4+. Ambos actúan como bases, aunque se reconocen mediante criterios distintos. La clave práctica es localizar capacidad de producir OH−, aceptar H+ o donar un par electrónico antes de nombrar.

    Antes de clasificar una base hay que declarar el modelo: Arrhenius, Brønsted–Lowry o Lewis.

    CriterioQué observar y límite
    Rasgo central

    capacidad de producir OH−, aceptar H+ o donar un par electrónico

    Límite: No decidir por una palabra aislada.

    Contraste

    base fuerte no significa disolución concentrada, y base no equivale siempre a hidróxido

    Límite: Comparar la fórmula completa.

    Condición

    el comportamiento ácido-base depende del medio, el disolvente y la reacción considerada

    Límite: Separar formulación y propiedades.

    Mapa general de familias de compuestos inorgánicos: hidruros, hidróxidos, ácidos y sales.
    Este mapa distingue familias de compuestos inorgánicos; no clasifica por sí solo su fuerza ácido-base.

    Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis: qué cambia

    No son tres listas incompatibles de sustancias. Cada modelo describe un criterio diferente: los iones presentes en agua, la transferencia de un protón o la formación de un enlace mediante un par electrónico.

    ModeloÁcido, base y alcance
    Arrhenius

    El ácido aumenta H3O+ en agua; la base aumenta OH−.

    Alcance: describe disoluciones acuosas. H+ es una abreviatura habitual del protón hidratado.

    Brønsted–Lowry

    El ácido dona H+; la base lo acepta.

    Alcance: permite identificar pares conjugados y no exige que la base contenga OH en su fórmula.

    Lewis

    El ácido acepta un par electrónico; la base lo aporta para formar un enlace.

    Alcance: incluye reacciones sin transferencia de protones.

    Neutralización en agua: HCl y NaOH

    H3O+ + OH− → 2 H2O

    HCl produce H3O+ al reaccionar con agua; NaOH disuelto aporta OH−. Son ácido y base de Arrhenius, respectivamente. Na+ y Cl− son iones espectadores: no aparecen en esta ecuación iónica neta. El resultado no significa que cualquier mezcla de ácido y base quede neutra; importan las cantidades y los equilibrios.

    Transferencia de protón: amoníaco y agua

    NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH−

    NH3 acepta un protón y actúa como base; H2O lo dona y actúa como ácido. Los pares conjugados son NH4+/NH3 y H2O/OH−: cada par difiere en un H+. Una molécula neutra también puede ser ácido o base. Esta transferencia protónica no es una reacción redox: no cambia los números de oxidación.

    Formación de un aducto: amoníaco y trifluoruro de boro

    H3N: + BF3 → H3N→BF3

    El nitrógeno aporta su par libre y el boro lo acepta. NH3 es la base de Lewis y BF3 el ácido de Lewis. La flecha señala el origen del par que forma el enlace; no representa un protón que cambia de sitio. Este caso muestra por qué el modelo de Lewis abarca más reacciones.

    Fuerza, concentración y solubilidad no son lo mismo

    Fuerza describe el grado de reacción ácido-base en el medio considerado; concentración, cuánto soluto hay por volumen; solubilidad, cuánto puede disolverse. Una base fuerte puede estar diluida. Una baja solubilidad no demuestra por sí sola debilidad de la especie disuelta. Tampoco debe usarse la conductividad como medida única de fuerza: depende de concentración y movilidad de los iones.

    Relación con la familia

    Este tema pertenece a Compuestos inorgánicos y nomenclatura. Compáralo con hidróxidos y sales. Para justificar cargas y estados, consulta tabla periódica y elementos.

    25 ejemplos de bases químicas explicados

    1

    NaOH: disociación en agua

    ¿Qué especie explica que el hidróxido de sodio sea una base de Arrhenius?

    Datos
    NaOH sólido y agua como disolvente.
    Principio
    Arrhenius: aumentar la concentración de OH− en agua.
    Razonamiento
    El sólido soluble se separa en Na+ y OH−; el sodio es un ion espectador en la neutralización.
    Ecuación o cálculo
    NaOH(s) → Na+(aq) + OH−(aq)
    Resultado
    Cada mol disuelto aporta un mol de OH−.

    Interpretación: Disolver NaOH no es una transferencia electrónica: los iones ya forman el sólido. La concentración final depende de la cantidad y del volumen.

    2

    KOH: neutralización de un ácido

    ¿Por qué un mol de KOH neutraliza un mol de HCl?

    Datos
    KOH y HCl en disolución acuosa, en cantidades estequiométricas.
    Principio
    El ion OH− acepta un protón y forma agua.
    Razonamiento
    KOH aporta un OH− por unidad; HCl aporta un equivalente ácido. K+ y Cl− permanecen como espectadores.
    Ecuación o cálculo
    KOH + HCl → KCl + H2O
    Resultado
    La relación molar KOH:HCl es 1:1.

    Interpretación: La ecuación no garantiza neutralidad si se mezclan cantidades arbitrarias: puede quedar ácido o base en exceso.

    3

    LiOH: base fuerte y disolución diluida

    ¿Qué ocurre con [OH−] en una disolución ideal de LiOH 0,0010 mol/L?

    Datos
    LiOH completamente disuelto; 25 °C; concentración 0,0010 mol/L.
    Principio
    La disociación completa no significa concentración elevada.
    Razonamiento
    Cada unidad disuelta libera un OH−. En esta concentración, el aporte del agua es despreciable frente al soluto.
    Ecuación o cálculo
    [OH−] ≈ 0,0010 mol/L; pOH = 3; pH = 11
    Resultado
    La disolución es diluida aunque LiOH sea una base fuerte.

    Interpretación: El cálculo usa concentraciones como aproximación a actividades y pKw = 14 a 25 °C; no se aplica sin cambios a cualquier temperatura.

    4

    Ca(OH)2: dos hidróxidos por unidad

    ¿Cuántos moles de HCl consume 0,020 mol de Ca(OH)2 en una reacción completa?

    Datos
    0,020 mol de hidróxido de calcio; ácido suficiente.
    Principio
    Se conservan átomos y carga al neutralizar los dos grupos hidróxido.
    Razonamiento
    Cada mol de Ca(OH)2 requiere dos moles de HCl. Se multiplica la cantidad de base por dos.
    Ecuación o cálculo
    Ca(OH)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O; 0,020 × 2 = 0,040 mol
    Resultado
    Se consumen 0,040 mol de HCl.

    Interpretación: El coeficiente dos procede de la composición de la base; la cantidad inicialmente disuelta depende de su solubilidad.

    5

    Ba(OH)2: concentración de la base y del ion OH−

    Una disolución contiene 0,0050 mol/L de Ba(OH)2 disuelto. ¿Cuál es [OH−] ideal?

    Datos
    Disociación completa de la fracción disuelta, sin otros solutos ácido-base.
    Principio
    Un mol de Ba(OH)2 aporta dos moles de OH−.
    Razonamiento
    La concentración de iones hidróxido es el doble de la concentración formal de la base disuelta.
    Ecuación o cálculo
    Ba(OH)2 → Ba2+ + 2 OH−; [OH−] = 2 × 0,0050 = 0,010 mol/L
    Resultado
    [OH−] = 0,010 mol/L.

    Interpretación: No se identifica fuerza con solubilidad ni con seguridad. Es una relación estequiométrica de la disolución, no una indicación para preparar el material.

    6

    Mg(OH)2: solubilidad y capacidad de neutralización

    ¿Una baja solubilidad elimina la capacidad de neutralizar un ácido?

    Datos
    Hidróxido de magnesio sólido en contacto con medio ácido.
    Principio
    La reacción con H+ consume hidróxido y favorece que siga disolviéndose el sólido.
    Razonamiento
    La escasa cantidad disuelta en agua no impide que el sólido reaccione cuando el ácido retira OH− del equilibrio.
    Ecuación o cálculo
    Mg(OH)2(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + 2 H2O(l)
    Resultado
    Un mol que reacciona por completo consume dos moles de H+.

    Interpretación: La ecuación expresa capacidad estequiométrica, no rapidez de reacción ni una pauta de uso médico.

    7

    NH3: aceptar un protón sin contener OH

    ¿Cómo forma OH− el amoníaco al reaccionar con agua?

    Datos
    NH3 y H2O; equilibrio ácido-base.
    Principio
    Una base de Brønsted–Lowry acepta H+.
    Razonamiento
    El nitrógeno recibe un protón del agua y forma NH4+; la molécula de agua que lo cede queda como OH−.
    Ecuación o cálculo
    NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH−
    Resultado
    NH3 es la base; H2O actúa como ácido en el sentido directo.

    Interpretación: La doble flecha indica equilibrio: no se supone transformación completa del amoníaco. NH4+/NH3 es un par conjugado.

    8

    Na2CO3: una sal que vuelve básica el agua

    ¿Qué parte del carbonato de sodio origina la basicidad?

    Datos
    Na+ y CO3^2− procedentes de la sal disuelta.
    Principio
    El anión carbonato puede aceptar un protón del agua.
    Razonamiento
    Na+ no explica esta basicidad. CO3^2− forma HCO3− al retirar H+ a una molécula de agua.
    Ecuación o cálculo
    CO3^2− + H2O ⇌ HCO3− + OH−
    Resultado
    La formación de OH− hace básica la disolución.

    Interpretación: Una sal no es necesariamente neutra: importan los equilibrios de sus iones con el agua.

    9

    K2CO3: dos etapas de protonación

    ¿Qué diferencia hay entre añadir uno o dos equivalentes de H+ a CO3^2−?

    Datos
    Carbonato de potasio disuelto; se comparan las etapas netas.
    Principio
    El carbonato acepta protones sucesivamente.
    Razonamiento
    Primero se forma bicarbonato; con más ácido se alcanza ácido carbónico, en equilibrio con CO2 y agua.
    Ecuación o cálculo
    CO3^2− + H+ → HCO3−; HCO3− + H+ → CO2 + H2O
    Resultado
    La neutralización completa del carbonato consume dos equivalentes de H+.

    Interpretación: Los productos predominantes dependen de cuánto ácido se haya añadido y del equilibrio con CO2; no son dos sales distintas en el conteo.

    10

    NaHCO3: el bicarbonato puede actuar como base o ácido

    ¿Qué demuestra la reacción del bicarbonato con H+?

    Datos
    HCO3− de una disolución de bicarbonato de sodio.
    Principio
    Una especie anfiprótica puede aceptar o ceder protones.
    Razonamiento
    En medio ácido, HCO3− acepta H+; en otro equilibrio puede cederlo y formar CO3^2−.
    Ecuación o cálculo
    HCO3− + H+ → CO2 + H2O
    Resultado
    En la reacción mostrada, HCO3− desempeña el papel de base.

    Interpretación: Que contenga hidrógeno no obliga a clasificarlo solo como ácido. Su papel depende de la reacción considerada.

    11

    Na3PO4: fosfato como aceptor de protones

    ¿Por qué el fosfato de sodio puede producir OH− sin ser un hidróxido?

    Datos
    Iones PO4^3− en agua.
    Principio
    La hidrólisis básica transforma un anión en su ácido conjugado.
    Razonamiento
    PO4^3− toma un protón del agua y produce HPO4^2−; el agua que pierde ese protón forma OH−.
    Ecuación o cálculo
    PO4^3− + H2O ⇌ HPO4^2− + OH−
    Resultado
    La especie responsable es el fosfato, no el sodio.

    Interpretación: Se muestra el primer equilibrio. Calcular un pH exacto exige concentración y constantes, no solo leer el subíndice tres.

    12

    K3PO4: el catión no cambia la ecuación del fosfato

    ¿Cambiar Na+ por K+ convierte al fosfato en otra clase de base?

    Datos
    Se comparan sales totalmente disueltas con igual concentración de PO4^3−, en aproximación ideal.
    Principio
    Los cationes espectadores no aparecen en la ecuación neta de hidrólisis.
    Razonamiento
    K3PO4 aporta el mismo anión fosfato que Na3PO4. El criterio de basicidad sigue siendo aceptar un protón.
    Ecuación o cálculo
    PO4^3− + H2O ⇌ HPO4^2− + OH−
    Resultado
    La reacción ácido-base neta es la misma para ambas sales.

    Interpretación: Eso no significa que todos sus datos de solubilidad o propiedades físicas sean idénticos.

    13

    CaO: un óxido que origina un hidróxido

    ¿Por qué el óxido de calcio se clasifica como óxido básico?

    Datos
    CaO y agua; comparación conceptual entre reactivo y producto.
    Principio
    Un óxido básico puede formar un hidróxido al reaccionar con agua.
    Razonamiento
    El oxígeno del óxido participa en la formación de grupos hidróxido; no es una simple disolución de moléculas CaO.
    Ecuación o cálculo
    CaO + H2O → Ca(OH)2
    Resultado
    Se obtiene hidróxido de calcio.

    Interpretación: No todos los óxidos metálicos reaccionan con agua de esta forma. La hidratación de CaO libera calor; la ecuación no es un procedimiento experimental.

    14

    MgO: neutralizar sin un grupo OH inicial

    ¿Cómo consume ácido el óxido de magnesio?

    Datos
    MgO sólido y H+ en medio acuoso.
    Principio
    El oxígeno del óxido puede incorporarse al agua al reaccionar con protones.
    Razonamiento
    Se necesitan dos H+ por O2− del sólido; el magnesio queda como Mg2+.
    Ecuación o cálculo
    MgO + 2 H+ → Mg2+ + H2O
    Resultado
    MgO actúa como óxido básico frente al ácido.

    Interpretación: La capacidad de neutralización no exige que el sólido contenga grupos OH ni que sea muy soluble en agua.

    15

    BaO: distinguir óxido y base formada

    ¿BaO y Ba(OH)2 son dos nombres del mismo compuesto?

    Datos
    Óxido de bario antes y después de su reacción con agua.
    Principio
    Una transformación química cambia la composición de las especies.
    Razonamiento
    BaO incorpora agua y forma Ba(OH)2. El óxido tiene un oxígeno por bario; el hidróxido incorpora dos grupos OH.
    Ecuación o cálculo
    BaO + H2O → Ba(OH)2
    Resultado
    Son reactivo y producto distintos, ambos relacionados con comportamiento básico.

    Interpretación: La fórmula permite distinguirlos, pero no autoriza a deducir que su manipulación sea segura.

    16

    Na2O: balance de sodio al formar NaOH

    ¿Por qué se escriben dos NaOH como producto?

    Datos
    Un mol de Na2O reacciona según la ecuación ideal.
    Principio
    Una ecuación debe conservar todos los átomos.
    Razonamiento
    Los dos átomos de sodio de Na2O requieren dos unidades de NaOH; el agua completa H y O.
    Ecuación o cálculo
    Na2O + H2O → 2 NaOH
    Resultado
    Un mol de Na2O puede formar dos moles de NaOH.

    Interpretación: El coeficiente dos multiplica la fórmula completa; no cambia NaOH por Na(OH)2.

    17

    K2O: óxido no significa peróxido

    ¿Por qué K2O no debe confundirse con K2O2 al explicar su basicidad?

    Datos
    Se distingue óxido de potasio de peróxido de potasio.
    Principio
    Óxido y peróxido contienen especies de oxígeno diferentes.
    Razonamiento
    En K2O el anión formal es O2−; K2O2 contiene un grupo peróxido O2^2−. Aquí se considera únicamente el óxido.
    Ecuación o cálculo
    K2O + H2O → 2 KOH
    Resultado
    K2O forma hidróxido de potasio al reaccionar con agua.

    Interpretación: No se traslada automáticamente esta ecuación al peróxido: cambiar un subíndice puede cambiar la especie y la reacción.

    18

    Li2O: neutralización directa del óxido

    ¿Qué relación hay entre Li2O y HCl en su neutralización completa?

    Datos
    Un mol de óxido de litio y ácido suficiente.
    Principio
    El oxígeno del óxido consume dos protones para formar agua.
    Razonamiento
    Los dos iones litio quedan asociados estequiométricamente a dos cloruros; se conserva la proporción de reactivos.
    Ecuación o cálculo
    Li2O + 2 HCl → 2 LiCl + H2O
    Resultado
    La proporción Li2O:HCl es 1:2.

    Interpretación: No es necesario representar primero LiOH como intermediario para escribir esta ecuación global.

    19

    ZnO: comportamiento anfótero

    ¿En qué sentido ZnO puede actuar como una base?

    Datos
    ZnO en medio ácido; contraste con su reacción en medio fuertemente básico.
    Principio
    Un óxido anfótero puede reaccionar tanto con ácidos como con bases.
    Razonamiento
    Frente a H+, el oxígeno se incorpora al agua y se libera Zn2+. Con OH− y agua puede formar un complejo hidroxilado.
    Ecuación o cálculo
    ZnO + 2 H+ → Zn2+ + H2O; ZnO + 2 OH− + H2O → [Zn(OH)4]^2−
    Resultado
    ZnO actúa como base frente al ácido, pero no exclusivamente como base.

    Interpretación: La especie de zinc predominante depende del medio. Anfótero no equivale a base fuerte ni a mezcla neutra.

    20

    Al2O3: seis protones para tres oxígenos

    ¿Cuánto ácido consume la reacción completa de Al2O3 representada?

    Datos
    Un mol de óxido de aluminio; condiciones que permitan su reacción.
    Principio
    Cada oxígeno del óxido se incorpora a una molécula de agua con dos protones.
    Razonamiento
    Los tres oxígenos requieren seis H+; los dos aluminios quedan como Al3+.
    Ecuación o cálculo
    Al2O3 + 6 H+ → 2 Al3+ + 3 H2O
    Resultado
    La ecuación consume seis moles de H+ por mol de Al2O3.

    Interpretación: Al2O3 es anfótero y también reacciona en medios básicos adecuados. La ecuación no predice la rapidez de ataque de cada forma del sólido.

    21

    Na2S: hidrólisis del sulfuro

    ¿Cómo puede el sulfuro de sodio generar una disolución básica?

    Datos
    S2− aportado por la sal; agua como donante de protones.
    Principio
    El ion sulfuro acepta protones y se transforma en hidrogenosulfuro.
    Razonamiento
    La transferencia desde H2O produce HS− y OH−; no se atribuye la reacción al Na+.
    Ecuación o cálculo
    S2− + H2O ⇌ HS− + OH−
    Resultado
    La formación de OH− explica el carácter básico.

    Interpretación: La especiación depende del pH. Acidificar sulfuros puede desprender H2S tóxico; aquí se interpreta el equilibrio, no se propone un ensayo.

    22

    K2S: el mismo anión con otro catión

    ¿Qué especie permanece como espectadora en la hidrólisis de K2S?

    Datos
    K+ y especies derivadas de S2− en agua.
    Principio
    La ecuación iónica neta omite los iones que no cambian en el proceso descrito.
    Razonamiento
    K+ acompaña la disolución, mientras S2− acepta un protón y forma HS−.
    Ecuación o cálculo
    S2− + H2O ⇌ HS− + OH−
    Resultado
    K+ no participa en esta transferencia de H+.

    Interpretación: Compartir la ecuación neta con Na2S no implica tener idéntica masa molar o idénticas propiedades del sólido.

    23

    NaF: base conjugada de un ácido débil

    ¿Por qué F− puede formar OH− al reaccionar con agua?

    Datos
    Fluoruro disuelto; HF como ácido conjugado.
    Principio
    Una base conjugada puede aceptar un protón del agua.
    Razonamiento
    F− recibe H+ y forma HF. El equilibrio limita la cantidad transformada; no se trata como disociación completa de una base fuerte.
    Ecuación o cálculo
    F− + H2O ⇌ HF + OH−
    Resultado
    El fluoruro contribuye a una disolución débilmente básica.

    Interpretación: La fuerza se evalúa mediante el equilibrio. No todos los haluros presentan una basicidad apreciable comparable en agua.

    24

    CH3COONa: acetato y ácido acético

    ¿Por qué una sal que contiene acetato puede elevar el pH?

    Datos
    CH3COO− disuelto y H2O.
    Principio
    El acetato es la base conjugada del ácido acético.
    Razonamiento
    El anión acepta un protón y forma CH3COOH; simultáneamente se produce OH−.
    Ecuación o cálculo
    CH3COO− + H2O ⇌ CH3COOH + OH−
    Resultado
    La basicidad procede del acetato, no de que el compuesto contenga sodio.

    Interpretación: La presencia de carbono no impide aplicar el criterio ácido-base. Una mezcla con ácido acético exige considerar ambos componentes.

    25

    HPO4^2−: un ion que también puede donar H+

    ¿Qué papel tiene HPO4^2− al convertirse en H2PO4−?

    Datos
    Ion hidrogenofosfato en una reacción de protonación.
    Principio
    La ganancia de un H+ define el papel de base de Brønsted–Lowry.
    Razonamiento
    Se añade un protón: la carga cambia de −2 a −1 y se conserva el grupo fosfato.
    Ecuación o cálculo
    HPO4^2− + H+ ⇌ H2PO4−
    Resultado
    HPO4^2− actúa como base en esa reacción.

    Interpretación: También puede ceder H+ y formar PO4^3−. Es una especie anfiprótica; el nombre base describe aquí su papel, no una propiedad exclusiva.

    Ahora te toca a ti

    Ejercicio 1

    Se diluyen 10 mL de NaOH 0,10 mol/L hasta un volumen final de 100 mL. ¿Cuál es la nueva concentración?

    Comprobar respuesta

    Respuesta orientativa: 0,010 mol/L.

    Se conserva la cantidad de soluto: c2 = c1 × V1/V2 = 0,10 × 10/100. La dilución no convierte a NaOH en una base débil.

    Ejercicio 2

    ¿Cuántos moles de H+ consume 0,015 mol de Ca(OH)2 si la neutralización es completa?

    Comprobar respuesta

    Respuesta orientativa: 0,030 mol de H+.

    Ca(OH)2 tiene dos grupos hidróxido: n(H+) = 2 × 0,015 mol. Se supone ácido suficiente.

    Ejercicio 3

    Completa el producto y la carga: NH3 + H+ → ____. ¿Qué especie es la base?

    Comprobar respuesta

    Respuesta orientativa: NH4+; NH3 es la base.

    El amoníaco acepta un protón. El producto tiene un H más y una unidad positiva de carga respecto de NH3.

    Ejercicio 4

    Un alumno afirma que Na2CO3 no puede ser básico porque no contiene OH. Escribe el equilibrio que lo contradice.

    Comprobar respuesta

    Respuesta orientativa: CO3^2− + H2O ⇌ HCO3− + OH−.

    El carbonato acepta H+ del agua. El OH− se forma por reacción, no tiene que estar escrito en la fórmula de la sal.

    Ejercicio 5

    En HPO4^2− + H+ ⇌ H2PO4−, identifica la base y su ácido conjugado.

    Comprobar respuesta

    Respuesta orientativa: Base: HPO4^2−. Ácido conjugado: H2PO4−.

    El par difiere en un protón. El papel de HPO4^2− puede ser otro en una reacción donde lo ceda.

    Errores frecuentes

    Error: Llamar base fuerte a cualquier fórmula con OH.

    Corrección: Distinguir un ion hidróxido de un grupo O–H covalente.

    NaOH aporta OH− en agua; el grupo OH del etanol no demuestra ese comportamiento.

    Error: Confundir base fuerte con disolución concentrada.

    Corrección: Separar el equilibrio de reacción de la cantidad de soluto por volumen.

    Una disolución diluida de NaOH conserva el carácter de base fuerte del soluto.

    Error: Suponer que una sal siempre forma agua neutra.

    Corrección: Examinar si sus iones reaccionan con el agua.

    Carbonato y acetato aceptan protones del agua y producen OH−.

    Error: Llamar siempre base a una especie anfótera o anfiprótica.

    Corrección: Indicar la reacción y el medio en los que actúa.

    ZnO reacciona con ácidos y con bases; HCO3− puede aceptar o ceder H+.

    Error: Deducir neutralidad solo porque se mezclaron un ácido y una base.

    Corrección: Comprobar proporciones y equilibrios del sistema final.

    Puede quedar un reactivo en exceso o formarse una sal cuyos iones alteren el pH.

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    Pregunta 1 de 10

    En NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH−, ¿qué especie acepta el protón?

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    Cómo citar este artículo

    Editorial Ejemplode. (2026, 4 de octubre). Bases químicas: 25 ejemplos explicados. https://www.ejemplode.com/quimica/bases-quimicas/

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