氨

此條目介紹的是無機化合物NH₃。關於帶胺基的有機化合物類別，請見「胺」。關於NH₄⁺離子，請見「銨」。

氨^[11]（英語：Ammonia，或稱氨氣、無水氨，曾音譯作氬、阿摩尼亞，分子式為NH₃）是無色氣體，有強烈刺激氣味（尿味），極易溶於水。常溫常壓下，1單位體積水可溶解700倍體積的氨。^[5]氨對地球上的生物相當重要，是所有食物和肥料的重要成分。氨也是很多藥物和商業清潔用品直接或間接的組成部分，具有腐蝕性等危險性質。

氨
IUPAC名 Ammonia [1]
系統名 Azane
別名	氮烷、阿摩尼亞
識別
CAS號	7664-41-7  Y
PubChem	222
ChemSpider	217
SMILES	N
InChI	1/H3N/h1H3
InChIKey	QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYAF
Beilstein	3587154
Gmelin	79
3DMet	B00004
UN編號	1005
EINECS	231-635-3
ChEBI	16134
RTECS	BO0875000
KEGG	D02916
MeSH	Ammonia
性質
化學式	NH3
莫耳質量	17.0306 g·mol⁻¹
外觀	具有非常刺鼻的氣味的無色氣體
密度	0.86 kg/m3 (1.013 bar ，沸點) 0.769  kg/m3 (STP)[2] 0.73 kg/m3 (1.013 bar， 15℃) 681.9 kg/m3 （−33.3℃ ，液態）[3] 817 kg/m3 （−80℃ ，無色固體）[4] 參見氨性質表（英語：Ammonia (data page)）
熔點	−77.73 °C（−107.91 °F；195.42 K）[5]
沸點	−33.34 °C（−28.01 °F；239.81 K）[5]
溶解性（水）	1:700 (0℃,100kPa)
溶解性	可溶於氯仿、乙醚、乙醇和甲醇
pKa	32.5 (−33℃),[6] 10.5 (DMSO)
pKb	4.75 (與水反應)[5]
黏度	10.07 µPa·s (25℃)[7] 0.276 mPa·s (−40℃)
結構
分子構型	三角錐
偶極矩	1.42 D
熱力學
ΔfHm⦵298K	−46 kJ·mol−1[8]
S⦵298K	193 J·mol−1·K−1[8]
危險性
GHS危險性符號 [9]
GHS提示詞	Danger
H-術語	H290, H301, H311, H314, H330, H334, H336, H360, H362, H373, H400
P-術語	P202, P221, P233, P261, P263, P271, P273, P280, P305+351+338, P310[9]
NFPA 704	1 3 0
爆炸極限	15–28%
PEL	50 ppm (25 ppm ACGIH- TLV; 35 ppm STEL)
致死量或濃度：
LD50（中位劑量）	0.015 mL/kg (人類口服)
LC50（中位濃度）	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 (貓， 1 hr) 2000 ppm (小鼠， 4 hr) 4230 ppm (小鼠， 1 hr)[10]
LCLo（最低）	5000 ppm (哺乳動物， 5 min) 5000 ppm (人類， 5 min)[10]
相關物質
其他陰離子	一水合氨 (NH3H2O)
其他陽離子	銨 (NH4+)
相關氫化物	氯化銨 (NH4Cl)、磷化氫、砷化氫、銻化氫、鉍化氫
相關化學品	肼、疊氮酸、鹽酸羥胺、氯胺
若非註明，所有數據均出自標準狀態（25 ℃，100 kPa）下。

由於氨有廣泛的用途，成為世界上產量最多的無機化合物之一，約八成用於製作化肥。2006年，氨的全球產量估計為1.465億噸，主要用於製造商業清潔產品。

氨可以提供孤電子對，所以也是路易斯鹼。

製法

實驗室製取

加熱氯化銨和氫氧化鈣的混合物，可製得少量氨氣：

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

由於產物中含有水蒸氣，故反應物需用鹼石灰淨化。

注意不能用硝酸銨代替氯化銨，因硝酸銨不穩定且產物不單一；也不能用氫氧化鉀和氫氧化鈉代替氫氧化鈣，因為二者皆易吸收產物中的水，阻止進一步反應。吸收水蒸氣不能用濃硫酸和固體氯化鈣，因二者皆能與氨氣反應。

若有濃氨水，亦可加熱之，製備氨氣：

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

氮化物製法

可以用氮化物與水反應或者疊氮化物分解。如：Li₃N + 3H₂O → 3LiOH + NH₃↑

工業合成氨

如今，工業製備氨氣主要是通過哈柏法，即在約700K及200個大氣壓下，以鐵為催化劑製成。然而此法耗費大量原料及能量，僅此一項即占全球碳排放量的3%^[12]，消耗5%的天然氣^[13]，故有新的制氨法被提出。日本化學家細野秀雄提出用更有效的含釕^[14][15]及鋇-鈰催化劑^[16]催化氮氣與水的反應製得氨氣，此法已在日本投產使用^[17][18]。

鑑定

鑑定氨氣需將待測氣體通入水中溶解，然後用奈斯勒試劑（碘化汞鉀和氫氧化鉀的混合物）測試，溶液會變黃色：

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

氨水

主條目：氨水

氨水（NH₃(aq)，也常寫成 NH₄OH）又稱為阿摩尼亞水，指氨的水溶液，有強烈刺鼻氣味，具弱鹼性。

氨水中，氨氣分子發生微弱水解生成氫氧根離子及銨根離子。「氫氧化銨」事實上並不存在，只是對氨水溶液中的離子的描述，並無法從溶液中分離出來。

氨的在水中的電離可以表示為：

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

反應平衡常數${\displaystyle K_{b}=1.8\times 10^{-5}}$。

1M氨水的pH值為11.63，大約有0.42%的NH₃變為NH₄⁺。

氨水是實驗室中氨的常用來源。它可與含銅(II)離子的溶液作用生成深藍色的配合物，也可用於配置銀氨溶液等分析化學試劑。

用途

• 氨水可被土中的土壤膠體吸附和被作物吸收，無殘留物質，適用於各種土壤和作物。
• 由於氨擁有強烈的刺激性氣味，在醫療方面，會用少量易於揮發的氨作為使人清醒的吸入劑。
• 生產硝酸
• 玻璃清潔劑
• 有八成的氨生產氮肥
• 航空燃料（X-15）
• 氨是最廣泛用的製冷劑之一，可用於空調、冷藏和低溫，能用於各種形式的製冷壓縮機，蒸發溫度可控制在5度至零下65度，代號R717。

反應

絡合反應

NH₃分子中氮原子有一對孤對電子，可以作為電子對給予體（路易斯鹼）形成加合物。如氨在氫離子絡合生成銨離子：

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

NH₃亦可與金屬離子如Ag⁺、Cu²⁺等發生錯合，生成錯合物：

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

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

氧化還原

NH₃分子中氮為-3價，在適當條件下可被氧化為N₂或更高價氮化合物。

如NH₃在純氧中燃燒，生成N₂：

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

在鉑催化下可氧化生成水與一氧化氮，是工業制硝酸的重要反應。

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

可還原CuO為Cu：

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

常溫下NH₃可與強氧化劑（如氯氣、過氧化氫、高錳酸鉀）直接反應：

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

酸鹼中和

氨是帶弱鹼性的，會和酸發生酸鹼中和反應。例：HNO₃+NH₃→NH₄NO₃

氨與強酸反應，生成的鹽大多為弱酸性。氨與弱酸（如乙酸）反應，鹽則為中性。

酸鹼中和是放熱反應。

有機反應

氨分子的氮上有一對孤對電子，而且帶部分負電荷，因此氨具有親核性。換言之，氨是個親核試劑，因此可與親電體反應。

例如，氨與鹵代烴發生雙分子親核取代反應生成胺。該反應又稱氨解反應。

RX + NH₃ → RNH₂+ HX

又如，氨跟醯氯發生親核醯基取代反應，生成醯胺。

液氨

主條目：液氨

液氨（NH₃）指的是液態的氨，為工業上氨氣的主要儲存形式。是一種常用的非水溶劑和致冷劑，也是除了水以外最常用的無機溶劑。不過由於它的揮發性和腐蝕性，液氨在儲存和運輸時發生事故的機率也相當高。