1. Paire d'électrons solitaire: L'ammoniac a une seule paire d'électrons sur l'atome d'azote. Cette paire seule est facilement disponible pour accepter un proton, faisant de l'ammoniac une base de Lewis.
2. Formation de l'ion ammonium: Lorsque l'ammoniac réagit avec un acide, la paire isolée sur l'atome d'azote accepte un proton de l'acide, formant l'ion d'ammonium (NH4 +). Cette réaction est une réaction d'équilibre:
NH3 + H + ⇌ NH4 +
3. Brønsted-Lowry Définition: Selon la définition de Brønsted-Lowry des acides et des bases, une base est une substance qui accepte un proton. L'ammoniac correspond à cette définition car elle accepte facilement un proton à partir d'un acide, formant l'ion ammonium.
Exemple:
Lorsque l'ammoniac réagit avec l'acide chlorhydrique (HCL), la réaction suivante se produit:
NH3 + HCL ⇌ NH4 + + CL-
Dans cette réaction, l'ammoniac accepte un proton de HCl, formant l'ion d'ammonium (NH4 +) et l'ion chlorure (Cl-). Cette réaction est un exemple classique d'ammoniac agissant comme une base.
Conclusion:
La capacité de l'ammoniac à accepter un proton en raison de sa seule paire d'électrons en fait une base selon les définitions de Lewis et Brønsted-Lowry. Sa réaction avec les acides entraîne la formation de l'ion ammonium, une caractéristique classique d'une base réagissant avec un acide.
