1. Parque solitario de electrones: El amoníaco tiene un par solitario de electrones en el átomo de nitrógeno. Este par solitario está fácilmente disponible para aceptar un protón, lo que hace que el amoníaco sea una base de Lewis.
2. Formación de iones de amonio: Cuando el amoníaco reacciona con un ácido, el par solitario en el átomo de nitrógeno acepta un protón del ácido, formando el ion amonio (NH4+). Esta reacción es una reacción de equilibrio:
NH3+ H+ ⇌ NH4+
3. Definición de brie-lowry: Según la definición de ácidos y bases Brønsted-Lowry, una base es una sustancia que acepta un protón. El amoníaco se ajusta a esta definición porque acepta fácilmente un protón de un ácido, formando el ion amonio.
Ejemplo:
Cuando el amoníaco reacciona con el ácido clorhídrico (HCl), se produce la siguiente reacción:
NH3 + HCL ⇌ NH4 + + CL-
En esta reacción, el amoníaco acepta un protón de HCl, formando el ion amonio (NH4+) y el ion cloruro (Cl-). Esta reacción es un ejemplo clásico de amoníaco que actúa como base.
Conclusión:
La capacidad del amoníaco para aceptar un protón debido a su único par de electrones lo convierte en una base de acuerdo con las definiciones de Lewis y Brønsted-Lowry. Su reacción con los ácidos da como resultado la formación del ion amonio, una característica clásica de una base que reacciona con un ácido.
