Acid
Un acid (var. acide) es un compausat quimic minerau ò organic acceptaire, au sens larg, de doblets electronics. Es generalament definit per un ensemble de reaccions dins de solvents diferents e mai d'una teoria definís d'ensembles diferents d'acids (acids de Bronsted, acids de Lewis, acid durs...).

Leis acids son fòrça nombrós e ocupan donc una plaça importanta dins la quimia modèrna. D'un biais generau, reagisson amb d'autrei compausats quimics, dichs « basas », segon de mecanismes reaccionaus que libèran d'energia e que permèton lo cambi de doblets electronics. En causa d'aquela nocion, lo concèpte modèrne d'acid es relativament recent. La premiera definicion empirica data de la fin dau sègle XVIII e la premiera definicion modèrna data de 1884. Pasmens, plusors acids son coneguts dempuei l'Antiquitat ò l'Edat Mejana. Lo pH (potenciau idrogèn) es una grandor fòrça liada au concèpte d'aciditat. D'efiech, una solucion aquosa es considerada coma acida se son pH se situa entre 0 e 7, neutra se son pH es egau a 7 e basica se son pH se situa entre 7 e 14.

Istòria

De l'Antiquitat ai premierei teorias quimicas de l'aciditat

De l'Antiquitat a l'aparicion de la quimia 

La definicion pus vièlha dau concèpte d'acid coneguda a l'ora d'ara se tròba dins lo Rasarnava (« Tractat dei preparacions metallicas » en occitan), un tractat d'alquimia indian dau sègle XII avC. Dins lo mond grècoroman, lo concèpte es tanben atestat dins mai d'un tèxte. Son origina èra organoleptica amb l'adjectiu latin ăcǐdus que significava « aigre, picant, desagradiu ».. Lo mot acetum èra tanben utilizat per lei Romans per parlar dau vin acid (aceti vinum). Lei atomistas grècs desvolopèron una teoria per explicar aquelei proprietats que foguèron atribuïdas a d'atòms ponchuts.

Durant l'Edat Mejana, lei recèrcas deis alquimistas, principalament aquelei dau mond musulman, permetèron de descubrir d'acids novèus. Lo pus conegut es lo Pèrse Jabir ibn Hayyan (v. 721-815) que sabiá preparar de solucions d'acid sulfuric, d'acid cloridric e d'acid nitric. Aquò permetèt de descubrir una partida dei proprietats d'aqueleis acids (dissolucion dei metaus...). Aquelei conoissenças se difusèron pauc a pauc en Euròpa onte foguèron lentament completadas.

Après lo periòde medievau, leis alquimistas dau periòde de mesa en plaça dau metòde scientific venguèron pus descriptius e assaièron d'explicar lei proprietats deis acids. En parallèl, melhorèron lei procès de sintèsi de mai d'un acid minerau. Per exemple, lo monge Basilius Valentinus (v. 1394-1450) presentèt una descripcion precisa de la sintèsi de l'acid sulfuric e de l'acid cloridric dins lo Letztes Testament, un tractat escrich au sègle XV mai publicat au sègle XVII. Un autre exemple de sabents d'aqueu periòde es Johann Rudolf Glauber (1604-1670), precursor de la quimia modèrna, que prepausèt plusors procès novèus de sintèsis d'acids. Se fau tanben nòtar la descubèrta dei proprietats acidas dau dioxid de carbòni (l'acid aerian) per Joseph Black (1728-1799). En revènge, au nivèu teoric, l'idèa grèga deis atòms ponchuts contunièt de predominar coma o mòstran lei trabalhs de Nicolas Lémery (1645-1715).

Lei premierei teorias quimicas de l'aciditat 

La premiera teoria modèrna de l'aciditat foguèt l'òbra d'Antoine Lavoisier (1743-1794) que definiguèt un acid coma un compausat contenent d'oxigèn. Aquela definicion aguèt lo meriti de rompre amb la teoria grèga deis atòms ponchuts, d'èsser eissida d'observacions experimentalas e de provesir d'explicacions sus l'aciditat de compausats coma l'acid nitric ò l'acid fosforic. Pasmens, mostrèt lèu sei limits car poguèt pas explicar lei proprietats basidas de substàncias coma l'oxid de calci CaO ò l'oxid de magnèsi MgO. De mai, permetiá pas d'explicar lei proprietats de l'acid fluoridric descubèrt en 1771 per Carl Wilhelm Scheele (1742-1786).

Pasmens, la teoria de Lavoisier foguèt prolongada per Humphry Davy (1778-1829) que precisèt qu'una basa èra lo resultat de la combinason entre un metau e l'oxigèn. Lei recèrcas sus lei basas e sus lo resultat dei reaccions acidobasicas foguèt un aisse important de l'estudi deis acids durant la premiera mitat dau sègle XIX. Ansin, Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) prepausèt una teoria acidobasica, fondada sus l'electroquimia, que definiguèt un sau coma lo produch de l'accion d'un acid e d'una basa. Aqueu trabalh foguèt perseguit per Justus von Liebig (1803-1873) qu'identifiquèt l'importància de l'idrogèn dins leis acids en 1838. Per eu, un acid èra una substància capabla de remplaçar un atòm metallic per un atòm d'idrogèn.

L'emergéncia dau concèpte modèrne de l'aciditat

L'aciditat d'Arrhenius 

Dins lo quadre de sei trabalhs sus leis ions, lo quimista suedés Svante August Arrhenius (1859-1927) prepausèt en 1884 una definicion novèla de l'aciditat. Segon eu, lei substàncias acidas èran capablas de liberar d'ions idrogèn en solucion e lei substàncias basicas èran capablas de liberar d'ions idroxid. Cinc ans pus tard, Arrhenius completèt sa teoria en postulant una aumentacion de la dissociacion deis acids dins l'aiga quand la solucion èra pus diluïda.

La teoria d'Arrhenius foguèt inicialament mau acceptada per la comunautat scientifica. Dins aquò, sei resultats experimentaus entraïnèron son adopcion progressiva e son idèa venguèt una basa fondamentala de la quimia fisica e de l'electroquimia. Pasmens, mostrèt egalament lèu de limits car podiá pas explicar la basicitat dei compausats que libèran pas d'ions idroxid en solucion aquosa.

La nocion de pH 

La nocion de pH (ò « potenciau idrogèn ») foguèt introducha en 1909 per Soren Sorensen (1868-1939) durant de recèrcas sus leis efiechs dei concentracions de quauqueis ions sus de proteïnas durant de procès de fabricacion de bièrra. D'efiech, notèt l'importància deis ions idrogèn e definiguèt l'aciditat coma lo cologaritme decimau de la concentracion molara d'ions idrogèn (en mòls per litre). Lo potenciau descriptiu dau pH foguèt rapidament identificat per lo bioquimista Leonor Michaelis (1875-1949) que lo presentèt dins un libre publicat quauquei mes après lo trabalh de Sorensen. Pasmens, i remplacèt leis ions idrogèn per leis ions idronium. Son obratge obtenguèt un certan succès e permetèt de popularizar lo concèpte de pH.

En 1924, Sorensen publiquèt un segond article sus lo pH per remplaçar la concentracion molara per l'activitat quimica. Per extension, son idèa èra estada represa per exprimir d'autrei nocions coma lo pOH, pCl... Lo pH aguèt un ròtle major dins l'istòria de l'estudi deis acids car permetèt de provesir un otís quantitatiu per descriure l'aciditat. En particular, venguèt possible de depintar l'aciditat, la neutralitat ò la basicitat d'una solucion.

Lei definicions contemporanèas de l'aciditat

L'aciditat de Bronsted 

La teoria de Bronsted-Lowry foguèt emesa en 1923, d'un biais independent, per Joannes Bronsted (1879-1947) e Thomas Lowry (1874-1936). Es una extension de la teoria d'Arrhenius basada sus l'idèa qu'un acid es una espècia quimica capabla de liberar un proton. Conjugat amb lo pH, aqueu modèl permetèt de metre en plaça un ensemble de règlas quantitativas de descripcion dei reaccions acidobasicas. Es uei totjorn utilizat per descriure aquelei reaccions. Pasmens, es pas sufisent per explicar totei lei fenomèns d'aciditat.

L'aciditat de Lewis 

La definicion de l'aciditat de Gilbert Lewis (1875-1946) pareguèt tanben en 1923. Fòrça diferenta d'aquela de Bronsted-Lowry, explica l'aciditat per de transferiments de doblets d'electrons. Lei nocions de nucleofilia e d'electrofilia son ansin fòrça importantas per explicar aquelei mecanismes. En revènge, lo pH a pauc d'interès e la prediccion dau caractèr acid ò basic de Lewis es pas totjorn simpla.

La definicion de Lewis es sovent vista coma una extension de la definicion de Bronsted. D'efiech, la màger part deis acids de Bronsted son egalament d'acids de Lewis. Un fenomèn similar s'obsèrva amb lei basas de Bronsted. Pasmens, aquel imatge es faus car certaneis acids de Bronsted son pas d'acids de Lewis.

La teoria HSAB 

La teoria HSAB foguèt prepausada en 1963 per lo quimista estatsunidenc Ralph Pearson (nascut en 1919) que completèt son modèl per doas publicacions suplementàrias en 1968. Sa teoria es una volontat d'extension de la teoria deis acids e basas de Lewis en definissent lei nocions d'acids e de basas durs e mòls. Segon aqueu modèl, leis acids e basas durs, d'un caire, e leis acids e basas mòls, d'autre caire, reagisson entre elei d'un biais preferenciau.

En 1983, aquelei trabalhs menèron a la definicion de la nocion de duretat quimica per Pearson e Robert Ghormley Parr (1921-2017). L'idèa es de permetre una quantificacion de la nocion de duretat que permet de classar leis acids dins la categoria dura ò mòla. Pasmens, aquela quantificacion es encara insufisenta e, a l'ora d'ara, la teoria HSAB es considerada coma un modèl qualitatiu sensa dimension quantitativa vertadiera.

Lei diferents concèptes d'acids

Leis acids d'Arrehenius 

La definicion deis acids donats per Arrhenius es la pus anciana dei definicions modèrnas dau concèpte d'acid. Segon eu, un acid es una substància quimica qu'aumanta la concentracion d'ions H+ d'una solucion aquosa. A l'opausat, una basa d'Arrenhenius es una substància qu'entraïna una aumentacion de la quantitat d'ions HO– dins una solucion aquosa. Aquela definicion es basada sus la reaccion d'autoprotolisi de l'aiga :
H3O+(aq) + HO–(aq) = H2O(liq) + H2O(liq)
En causa d'aquel equilibri, tota aumentacion de la concentracions d'ions H+ entraïna una demenicion d'aquela d'ions HO–. Per aquela rason, un acid d'Arrenhenius s'identifica aisament quand es plaçat dins una solucion aquosa car lo pH d'aquela solucion pren alora una valor inferiora a 7.

Leis acids de Bronsted 

Un acid de Bronsted (ò acid de Bronsted-Lowry) es una substància quimica capabla de liberar un proton e, a l'opausat, una basa de Bronsted es una substància capabla de captar un proton. Aquela definicion es una extension dau concèpte d'acid d'Arrehenius e, dins la quimia modèrna, la nocion d'acid d'Arrehenius es desenant pauc utilizada.

Dins aquela definicion, es important de destriar lei nocions « d'acid » e de « forma acida ». L'acid es l'entitat que reagís amb una basa e la forma acida es l'entitat associada a la forma basica de l'acid dins un pareu acid/basa. Lei formas acida AH e basica A– constituïsson un pareu acid/basa qu'es liat per la reaccion de l'equilibri de Bronsted :
AH + H2O = A– + H3O+
L'aiga es lo solvent pus utilizat mai d'autrei compausats pòdon tenir aqueu ròtle. Lei pareus acid/basa an una gròssa importància en quimia car un acid d'un pareu donat pòu reagir amb una basa d'un autre pareu. Una tala reaccion es dicha reaccion acidobasica. L'identificacion d'un acid de Bronsted pòu èsser realizada amb la meteissa experiéncia que per un acid d'Arrehenius.

Leis acids de Lewis 

Un acid de Lewis es una substància quimica capabla d'acceptar un pareu d'electrons e, a l'opausat, una basa de Lewis es una substància capabla de donar un pareu d'electrons. Es a dire qu'un acid de Lewis a una orbitala vueja mentre qu'una basa de Lewis es portairitz d'un doblet non liant.

Aquela definicion a plusors consequéncias. Premier, se la màger part deis acids de Bronsted son d'acids de Lewis, la recipròca es pas veraia. De mai, coma una reaccion acidobasica de Lewis implica lo transferiment de doblets d'electrons, una reaccion entre un acid e una basa de Lewis entraïna la formacion d'un complèx. Per aquela rason, la nocion d'electrofilia es pròcha d'aquela d'acid de Lewis.

Dins una solucion aquosa, un acid de Lewis causa generalament una demenicion dau pH car l'aiga reagís coma una basa de Lewis. Pasmens, aquela baissa es sovent febla. La mesura dau pH d'una espècia quimica permet donc pas de caracterizar un acid de Lewis.

Leis acids durs e mòls 

La teoria HSAB (ò concèpte acid-basa de Pearson) es una extension de la teoria de Lewis au quadre pus generau dei reaccions d'oxidoreduccion. Es utilizada per interpretar qualitativament la selectivitat dei reaccions quimicas. Segon ela, un acid ò una basa dur es associat a un ion ò un grop foncionau que tèn una carga electronica entièra ò parciala fòrça localizada. Interagís principalament segon dei fòrças electrostaticas coma s'èran una carga ponctuala. Leis espècias duras son de talha pichona, an d'estats de carga auta e son pauc polarizablas. A l'opausat, un acid ò una basa mòl es associat a un ion ò un grop foncionau que tèn una carga entièra ò parciala pauc localizada. L'interaccion entre acids e basas mòls es principalament dictada per lei procès de formacion de liasons covalentas. Leis espècias mòlas son generalament de talha importanta, an un estat de carga febla e son fòrça polarizablas.

Lo còr d'aquela teoria es que leis acids mòls reagisson pus rapidament e forman de liasons pus fòrtas amb lei basas mòlas mentre que leis acids durs reagisson pus rapidament e forman de liasons pus fòrtas amb lei basas duras (quand totei leis autrei factors son egaus). Pasmens, aquela teoria demòra qualitativa car lei temptativas per li donar d'extensions quantitativas an pas encara donats de resultats interessents.

La reactivitat deis acids

Leis acids dins l'aiga 

Lei reaccions deis acids dins l'aiga son un aspècte important de la quimia. Son generalament descrichas amb la teoria de Bronsted.

Leis acids fòrts e febles 

Lo destriament entre acids fòrts e acids febles son un element important de la quimia deis acids en solucion aquosa. Leis acids fòrts son de substàncias totalament dissociadas dins l'aiga. Per exemple, es lo cas deis idracids (acid cloridric, acid bromoidric, acid iodoidric) ò deis oxoacids (acid nitric, acid sulfuric, acid percloric, acid permanganic). Son d'espècias fòrça reactivas que son capablas de dissòuvre mai d'un materiau. Son utilizacion necessita donc la mesa en plaça de règlas de seguretat estricta. Leis acids febles son de substàncias parcialament dissociadas dins l'aiga. Per exemple, es lo cas de l'acid formic e de l'acid acetic. Dins la teoria de Bronsted, leis acids fòrts son associats a una basa febla e, invèrsament, un acid feble es associat a una basa fòrta.

L'escala dei pH 

Lo pH es, segon sa definicion classica, una mesura de l'activitat quimica deis ions idrogèn en solucion :

L'escala dei pH va de 0 a 14. Un pH egau a 0 correspònd a una solucion aquosa fòrça acida e un pH egau a 14 a una solucion fòrça basica. Totei lei solucions amb un pH comprés entre 0 e 7 son consideradas coma acidas mentre que lei solucions amb un pH entre 7 e 14 son basicas. Un pH egau a 7 es aqueu d'una solucion neutra.

La nocion de constanta d'aciditat 

La constanta d'aciditat Ka es la constanta de l'equilibri de Bronsted de la reaccion que sei reactius son l'acid HA e l'aiga e sei produchs la basa conjugada A– e la forma acida de l'aiga :
AH + H2O = A– + H3O+

Se lo calcul es menat amb lei concentracions molaras, aquela constanta es egala a :

Es associada amb una constanta logaritmica notada pKa = . Lo pKa d'un acid fòrt es inferior a 0, aqueu d'una basa fòrta es superior a 14 e aqueu d'un acid feble ò d'una basa febla se situa entre 0 e 14. Se fau nòtar qu'es possible de definir un pKa dins d'autrei solvents que l'aiga.

Leis acids dins d'autrei solvents 

Lei teorias sus l'aciditat pòdon se generalizar a d'autrei solvents. En particular, dins lo quadre de la teoria de Bronsted, se definís lei solvents protics, capables de cedir ò de captar un proton (amoniac, acid fluoridric, acid sulfuric...), e lei solvents aprotics que pòdon pas assegurar aquelei cambis (idrocarburs...). Dins lo premier cas, lo foncionament generau de l'aciditat de Bronsted es pas modificada. Es totjorn possible de definir de pareus acid/basa e de calcular la fòrça d'un acid. En revènge, leis espècias acidas dins un solvent donat son pas identicas a aquelei d'un autre solvent. Dins lei solvents aprotics, leis acids son pauc dissociats. Leis efiechs de la fòrça de cada acid son donc pus marcats.

Se fau nòtar que certanei solvents pòdon cambiar de particulas diferentas dei protons. Son alora pas descrichs per lo modèl de Bronsted e son tractats dins lo quadre de la teoria dau sistèma dau solvent. Per exemple, lo triclorur de bròme BrCl3 es una espècia que pòu cambiar d'ions clorur. Dins aqueu cas, un acid dins aqueu solvent es una substància qu'aumenta la concentracions deis ions BrCl2+.

Lei reaccions acidobasicas 

D'un biais generau, un acid reagís amb una basa. Aqueu tipe de reaccion es dicha reaccion acidobasica. Divèrsei teorias permèton de preveire aquelei reaccions. Dins la teoria de Bronsted, un acid d'un pareu AH/A pòu reagir amb la basa dau pareu A'H/A'. Dins lo cas d'una solucion contenent plusors pareus acid/basa, es possible de preveire la reaccion principala segon lo metòde de la reaccion preponderanta. Pasmens, en generau, la reaccion que se debana implica l'acid e la basa pus fòrta presenta dins la solucion. Puei, après son acabament, leis autrei reaccions possiblas an luòc fins a arribar a un equilibri. Se fau nòtar qu'una reaccion implicant un acid ò una basa fòrt entraïna un desgatjament important de calor.

Per leis acids de Lewis, la prediccion dei reaccions es realizada amb lo concèpte de duretat dau compausat quimic. Leis acids durs reagisson principalament amb lei basas duras e leis acids mòls principalament amb lei basas mòlas. Pasmens, a l'ora d'ara, aqueu modèl es pus limitat e la prediccion dei reaccions principalas es pus complèxa.

La nomenclatura deis acids 

Coma lo tèrme acid es fòrça generau, divèrsei categorias d'acids son estadas definidas per parlar d'ensembles pus precís d'espècias quimicas. Pasmens, se fau nòtar d'aquela classificacion es pas sistematica en causa dau nombre fòrça important d'acids.

Leis acids en quimia minerala 

En quimia minerala, existís doas familhas majoras d'acids. La premiera es aquela deis idracids (ò acids binaris) de formula generala HnA, amb A un element quimic non metallic. Doas règlas permèton de construrre lo nom d'aqueleis substàncias. Premier, es possible d'apondre lo sufix -ur a la racina dau nom de l'element A seguit de la denominacion « d'idrogèn ». Pasmens, es tanben possible d'utilizar la denominacion « acid » seguida per lo nom de l'element completat per lo sufix -idric. D'exemples son lo clorur d'idrogèn ò acid cloridric HCl, lo bromur d'idrogèn ò acid bromidric HBr, lo fluorur d'idrogèn ò acid fluoidric HF, l'iodur d'idrogèn ò acid iodoidric HI, lo sulfur de diidrogèn ò acid sulfidric H2S, lo cianur d'idrogèn ò acid cianidric HCN e l'azotur d'idrogèn ò acid azotidric HN3.

La segonda familha majora es aquela deis oxoacids de formula generala HnXOm, amb X un non metau ò un metau de transicion fòrça oxidat. Coma per leis idracids, existís dos sistèmas de nomenclatura per leis oxoacids. Dins lo premier, lo nom de l'element non metallic es completat per lo sufix -at ò -it seguit dau tèrme « d'idrogèn ». Dins lo segond, lo nom es compausat dau mot « acid » seguit per lo nom de l'element completat per lei sufixs -ic ò -ós. D'exemples son lo clorat d'idrogèn ò acid cloric HClO3, lo nitrit d'idrogèn ò acid nitrós HNO2 ò lo carbonat d'idrogèn ò acid carbonic H2CO3.

Leis acids en quimia organica 

La quimia organica comprèn doas classas fondamentalas d'acids. La premiera es aquela deis acids carboxilics, substàncias portairitz dau grop foncionau carboxil (–C(O)OH). Per exemple, l'acid formic CHO2H e l'acid acetic CH2CO2H son d'acids carboxilics. La segonda es aquela deis acids sulfonics que son caracterizats per la preséncia dau grop S(=O)2(OH). Lei règlas de nomenclatura especificas a aquelei substàncias son descrichas dins lei règlas edictadas per l'IUPAC per la quimia organica.

Leis acids en bioquimia 

En bioquimia, s'utiliza fòrça la nocion d'acid gras. Aqueu tèrme designa un compausat constituït d'una cadena idrofòba acabada per un grop d'acids acid carboxilic.

Leis acids dins la natura e dins la societat umana 

Dins la natura e dins la societat umana modèrna, leis acids tènon un ròtle fòrça important en causa dau nombre fòrça important de moleculas tenent un caractèr acid. Per exemple, la màger part dei moleculas de basa dau vivent (ADN, ARN, acids aminats...) son d'acids. Pasmens, coma d'un biais generau, un environament tròp acid es pauc favorable a la vida, lei mitans fòrça acids son rars dins la natura (lac volcanic, rius acids...). 

Dins la societat umana, leis acids e lei reaccions acidobasicas son utilizats dins fòrça domenis scientifics e tecnologics. Dins l'industria, sei proprietats corrosivas permèton de tractar lei mineraus en metallurgia, de produrre de compausats quimics mai ò mens complèxs (engrais, medicaments...) ò per fabricar de mitans conductors. Dins l'alimentacion, plusors acids sèrvon per la conservacion deis aliments ò permèton de melhorar lor qualitat car son indispensables au foncionament dau metabolisme uman (vitamina C...).

Pasmens, dempuei la Revolucion Industriala, leis activitats industrialas umanas perturban leis equilibris naturaus deis espècias acidas dins leis ecosistèmas. D'efiech, coma lo dioxid de carbòni es una compausat acid, seis emissions entraïnan una aumentacion de l'aciditat generala de l'environament. Dins lei regions industrializadas, aquò pòu entraïnar la formacion de pluejas acidas. Pasmens, la consequéncia principala d'aqueu fenomèn es l'acidificacion progressiva dei mitans aqüatics. Òr, una demenicion dau pH menaça la subrevida d'un gròs nombre d'espècias, compres d'organismes fondamentaus coma lei coraus.

Annèxas

Liames intèrnes 
 Acid carboxilic.
 Acid d'Arrenhius.
 Acid de Bronsted.
 Acid de Lewis.
 Acid dur.
 Acid feble.
 Acid fòrt.
 Acid gras.
 Acid mòl.
 Acid sulfonic.
 Aiga.
 Arrehenius (Svante August).
 Bronsted (Joannes).
 Constanta d'aciditat.
 Idracid.
 Lewis (Gilbert).
 Oxoacid.
 Pearson (Ralph).
 pH.
 Reaccion acidobasica.
 Reaccion quimica.
 Teoria HSAB.

Bibliografia 

 (fr) James Huheey, Ellen A. Keiter e Richard L. Keiter, (trad. André Pousse e Jean Fischer), Chimie inorganique, De Boeck, 1996, pp. 318-358.
 (de) V. Karpenko e J. A. Norris, Vitriol in the History of Chemistry, Chem. Listy, 2002, pp. 997–1005.
 (en) William J. Bensen, The Lewis acid-base concepts : an overview, Wiley, 1980. 
 (fr) L. Lopes, « Méthode de la réaction prépondérante : proposition d’une approche quantitative systématisée », Bulletin de l’union des physiciens, vol. 102, n° 904, mai de 2008, pp. 707-726.
 (en) J. R. Partington, A short history of Chemistry, Dover, 1989.
 (de) Claus Priesner e Karin Figala, Alchemie: Lexikon einer hermetischen Wissenschaft, Beck, 1998.
 (en) Hisashi Yamamoto, Lewis acid reagents : a practical approach, Oxford University Press, 1999.

Nòtas e referéncias 

Quimia generala