氨
IUPAC名 Ammonia [1]
系统名 Azane
别名	氮烷、阿摩尼亚
识别
CAS号	7664-41-7  Y
PubChem	222
ChemSpider	217
SMILES	N
InChI	1/H3N/h1H3
InChIKey	QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYAF
Beilstein	3587154
Gmelin	79
3DMet	B00004
UN编号	1005
EINECS	231-635-3
ChEBI	16134
RTECS	BO0875000
KEGG	D02916
MeSH	Ammonia
性质
化学式	NH3
摩尔质量	17.0306 g·mol⁻¹
外观	具有非常刺鼻的气味的无色气体
密度	0.86 kg/m3 (1.013 bar ，沸点) 0.769  kg/m3 (STP)[2] 0.73 kg/m3 (1.013 bar， 15℃) 681.9 kg/m3 （−33.3℃ ，液态）[3] 817 kg/m3 （−80℃ ，无色固体）[4] 参见氨性质表（英语：Ammonia (data page)）
熔点	−77.73 °C（−107.91 °F；195.42 K）[5]
沸点	−33.34 °C（−28.01 °F；239.81 K）[5]
溶解性（水）	1:700 (0℃,100kPa)
溶解性	可溶于氯仿、乙醚、乙醇和甲醇
pKa	32.5 (−33℃),[6] 10.5 (DMSO)
pKb	4.75 (与水反应)[5]
黏度	10.07 µPa·s (25℃)[7] 0.276 mPa·s (−40℃)
结构
分子构型	三角锥
偶极矩	1.42 D
热力学
ΔfHm⦵298K	−46 kJ·mol−1[8]
S⦵298K	193 J·mol−1·K−1[8]
危险性
GHS危险性符号 [9]
GHS提示词	Danger
H-术语	H290, H301, H311, H314, H330, H334, H336, H360, H362, H373, H400
P-术语	P202, P221, P233, P261, P263, P271, P273, P280, P305+351+338, P310[9]
NFPA 704	1 3 0
爆炸极限	15–28%
PEL	50 ppm (25 ppm ACGIH- TLV; 35 ppm STEL)
致死量或浓度：
LD50（中位剂量）	0.015 mL/kg (人类口服)
LC50（中位浓度）	40,300 ppm (大鼠， 10 min) 28,595 ppm (大鼠， 20 min) 20,300 ppm (大鼠， 40 min) 11,590 ppm (大鼠， 1 hr) 7338 ppm (大鼠， 1 hr) 4837 ppm (小鼠。 1 hr) 9859 ppm (兔子， 1 hr) 9859 ppm (猫， 1 hr) 2000 ppm (小鼠， 4 hr) 4230 ppm (小鼠， 1 hr)[10]
LCLo（最低）	5000 ppm (哺乳动物， 5 min) 5000 ppm (人类， 5 min)[10]
相关物质
其他阴离子	一水合氨 (NH3H2O)
其他阳离子	铵 (NH4+)
相关氢化物	氯化铵 (NH4Cl)、磷化氢、砷化氢、锑化氢、铋化氢
相关化学品	肼、叠氮酸、盐酸羟胺、氯胺
若非注明，所有数据均出自标准状态（25 ℃，100 kPa）下。

氨^[11]（英语：Ammonia，或称氨气、无水氨，曾音译作氩、阿摩尼亚，分子式为NH₃）是无色气体，有强烈刺激气味（尿味），极易溶于水。常温常压下，1单位体积水可溶解700倍体积的氨。^[5]氨对地球上的生物相当重要，是所有食物和肥料的重要成分。氨也是很多药物和商业清洁用品直接或间接的组成部分，具有腐蚀性等危险性质。

由于氨有广泛的用途，成为世界上产量最多的无机化合物之一，约八成用于制作化肥。2006年，氨的全球产量估计为1.465亿吨，主要用于制造商业清洁产品。

氨可以提供孤电子对，所以也是路易斯碱。

制法

实验室制取

加热氯化铵和氢氧化钙的混合物，可制得少量氨气：

${\displaystyle {\ce {2NH4Cl{+}Ca(OH)2->2NH3\uparrow +CaCl2{+}2H2O))}$

由于产物中含有水蒸气，故反应物需用碱石灰净化。

注意不能用硝酸铵代替氯化铵，因硝酸铵不稳定且产物不单一；也不能用氢氧化钾和氢氧化钠代替氢氧化钙，因为二者皆易吸收产物中的水，阻止进一步反应。吸收水蒸气不能用浓硫酸和固体氯化钙，因二者皆能与氨气反应。

若有浓氨水，亦可加热之，制备氨气：

${\displaystyle {\ce {NH3.H2O->[{\triangle }]NH3\uparrow +H2O))}$

氮化物制法

可以用氮化物与水反应或者叠氮化物分解。如：Li₃N + 3H₂O → 3LiOH + NH₃↑

工业合成氨

如今，工业制备氨气主要是通过哈柏法，即在约700K及200个大气压下，以铁为催化剂制成。然而此法耗费大量原料及能量，仅此一项即占全球碳排放量的3%^[12]，消耗5%的天然气^[13]，故有新的制氨法被提出。日本化学家细野秀雄提出用更有效的含钌^[14][15]及钡-铈催化剂^[16]催化氮气与水的反应制得氨气，此法已在日本投产使用^[17][18]。

鉴定

鉴定氨气需将待测气体通入水中溶解，然后用奈斯勒试剂（碘化汞钾和氢氧化钾的混合物）测试，溶液会变黄色：

NH₄⁺ + 2[HgI₄]²⁻ + 4OH⁻ → HgO·Hg(NH₂)I + 7I⁻ + 3H₂O

氨水

氨水（NH₃(aq)，也常写成 NH₄OH）又称为阿摩尼亚水，指氨的水溶液，有强烈刺鼻气味，具弱碱性。

氨水中，氨气分子发生微弱水解生成氢氧根离子及铵根离子。“氢氧化铵”事实上并不存在，只是对氨水溶液中的离子的描述，并无法从溶液中分离出来。

氨的在水中的电离可以表示为：

${\displaystyle {\ce {NH3*H2O = {NH4}^{+}+ OH-))}$

反应平衡常数${\displaystyle K_{b}=1.8\times 10^{-5))$。

1M氨水的pH值为11.63，大约有0.42%的NH₃变为NH₄⁺。

氨水是实验室中氨的常用来源。它可与含铜(II)离子的溶液作用生成深蓝色的配合物，也可用于配置银氨溶液等分析化学试剂。

用途

• 氨水可被土中的土壤胶体吸附和被作物吸收，无残留物质，适用于各种土壤和作物。
• 由于氨拥有强烈的刺激性气味，在医疗方面，会用少量易于挥发的氨作为使人清醒的吸入剂。
• 生产硝酸
• 玻璃清洁剂
• 有八成的氨生产氮肥
• 航空燃料（X-15）
• 氨是最广泛用的制冷剂之一，可用于空调、冷藏和低温，能用于各种形式的制冷压缩机，蒸发温度可控制在5度至零下65度，代号R717。

反应

络合反应

NH₃分子中氮原子有一对孤对电子，可以作为电子对给予体（路易斯碱）形成加合物。如氨在氢离子络合生成铵离子：

${\displaystyle {\ce {NH3 + H+ = {NH4}^{+))))$

NH₃亦可与金属离子如Ag⁺、Cu²⁺等发生错合，生成错合物：

${\displaystyle {\ce {Ag+ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+))}$

${\displaystyle {\ce ((Cu}^{2+}+ 4NH3 = {[Cu(NH3)4]}^{2+))))$

氧化还原

NH₃分子中氮为-3价，在适当条件下可被氧化为N₂或更高价氮化合物。

如NH₃在纯氧中燃烧，生成N₂：

${\displaystyle {\ce {4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O))}$(ΔHº_r = –1267.20 kJ/mol)

在铂催化下可氧化生成水与一氧化氮，是工业制硝酸的重要反应。

${\displaystyle {\ce {4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O))}$

可还原CuO为Cu：

${\displaystyle {\ce {2NH3 + 3CuO = N2 + 3H2O + 3Cu))}$

常温下NH₃可与强氧化剂（如氯气、过氧化氢、高锰酸钾）直接反应：

${\displaystyle {\ce {2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl))}$

酸碱中和

氨是带弱碱性的，会和酸发生酸碱中和反应。例：HNO₃+NH₃→NH₄NO₃

氨与强酸反应，生成的盐大多为弱酸性。氨与弱酸（如乙酸）反应，盐则为中性。

酸碱中和是放热反应。

有机反应

氨分子的氮上有一对孤对电子，而且带部分负电荷，因此氨具有亲核性。换言之，氨是个亲核试剂，因此可与亲电体反应。

例如，氨与卤代烃发生双分子亲核取代反应生成胺。该反应又称氨解反应。

RX + NH₃ → RNH₂+ HX

又如，氨跟酰氯发生亲核酰基取代反应，生成酰胺。

液氨

液氨（NH₃）指的是液态的氨，为工业上氨气的主要储存形式。是一种常用的非水溶剂和致冷剂，也是除了水以外最常用的无机溶剂。不过由于它的挥发性和腐蚀性，液氨在储存和运输时发生事故的几率也相当高。

备注

参见

• 铵
• 胺
• 联氨
• 酸碱电子理论
• 氮族元素的氢化物

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