1. Coppia solitaria di elettroni: L'ammoniaca ha una coppia solitaria di elettroni sull'atomo di azoto. Questa coppia solitaria è prontamente disponibile ad accettare un protone, rendendo l'ammoniaca una base di Lewis.
2. Formazione di ione di ammonio: Quando l'ammoniaca reagisce con un acido, la coppia solitaria sull'atomo di azoto accetta un protone dall'acido, formando lo ione di ammonio (NH4+). Questa reazione è una reazione di equilibrio:
NH3+ H+ ⇌ NH4+
3. Definizione Brønsted-Lowry: Secondo la definizione di acidi e basi di Brønsted-Lowry, una base è una sostanza che accetta un protone. L'ammoniaca si adatta a questa definizione perché accetta prontamente un protone da un acido, formando lo ione di ammonio.
Esempio:
Quando l'ammoniaca reagisce con l'acido cloridrico (HCl), si verifica la seguente reazione:
NH3 + HCl ⇌ NH4 + + CL-
In questa reazione, l'ammoniaca accetta un protone da HCl, formando lo ione di ammonio (NH4+) e ione cloruro (Cl-). Questa reazione è un classico esempio di ammoniaca che agisce come base.
Conclusione:
La capacità di Ammonia di accettare un protone a causa della sua coppia solitaria di elettroni lo rende una base secondo le definizioni di Lewis e Brønsted-Lowry. La sua reazione con acidi provoca la formazione dello ione ammonio, una caratteristica classica di una base che reagisce con un acido.
