¿Por qué [math] \ require {mhchem} \ ce {NH3} [/ math] actúa como una base en el agua? Aprendiendo y Estudiando para siempre

Para comprender completamente la razón por la cual el amoníaco es de naturaleza básica es, primero, regresar al concepto de ácidos y bases.

Molécula de amoniaco

¿Qué es realmente una base? Bueno, hay tres teorías principales sobre qué es una base y qué no. La teoría en la que estamos interesados ahora es la teoría de Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry.

Veamos la molécula de amoniaco arriba. ¿Ves esos dos puntos interesantes allí? Los que tienen un nombre; se llama un ‘par de electrones solitario’ con ‘solitario’ que significa ‘no unido a otro átomo’. Ahora, como no está enlazado a otro átomo, teóricamente puede formar un enlace con un átomo que necesita urgentemente un par de electrones. Lo que obtienes es que el nitrógeno puede compartir su par con un átomo que está dispuesto a aceptarlo.

Veamos ahora una reacción de auto-desasociación. Una reacción de auto-disociación es básicamente una reacción donde ocurre una separación espontánea de moléculas. Básicamente, la molécula se disocia, formando iones. Lo que nos interesa particularmente es la auto-disociación del agua:
[math] H_2O (l) \ rightleftharpoons H ^ + (aq) + OH ^ – (aq) [/ math]

Así que se disocia en [math] H ^ + (aq) [/ math] y [math] OH ^ – (aq) [/ math] ions. Ahora, [math] H ^ + (aq) [/ math] tiene un nombre especial; se llama un ‘protón’ porque literalmente es un átomo de hidrógeno sin un electrón. Ahora, a este protón le encanta recuperar ese electrón de nuevo, junto con otro para que pueda ser estable. Sabes que el hidrógeno necesita 2 electrones para que pueda llenar su órbita (al) y volverse estable. Tan pronto como se fabrique en el agua (cuya extensión de auto-disociación es ya muy pequeña), se volverá a combinar fácilmente. Esto neutraliza efectivamente el efecto y por lo tanto el pH permanece neutral. Sin embargo, la adición de una base o un ácido perturba esto, creando más iones de los que la solución puede manejar, dando lugar a la acidez o la basicidad.

Ahora, la teoría de Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry afirma que una base es un aceptor de protones . Eso significa, puede aceptar un protón. Ahora, relajémonos y veamos lo que [math] NH_3 [/ math] tiene para ofrecer. Ah! Un par de electrones solitario! Como tiene ese par solitario, puede compartirlo con el que lo necesite. Protón necesita ese par de electrones solitario. ¡Junta estos dos y obtendrás … [math] NH_4 ^ + [/ math]!
Podrías escribir la reacción como:
[math] NH_3 (aq) + H_2O (l) \ rightleftharpoons NH_4 ^ + (aq) + OH ^ – (aq) [/ math]

Como puede donar un par de electrones en solitario, es una base .