氨

| Section3 =
| Section4 = {{Chembox Thermochemistry
| DeltaHf = −46 kJ·mol−1
| Entropy = 193 J·mol−1·K−1
| GHSSignalWord=Danger
| HPhrases =
| PPhrases =
| PEL = 50 ppm (25 ppm ACGIH- TLV; 35 ppm STEL)
| LD50 = 0.015 mL/kg (人类口服)
| REL = TWA 25 ppm (18 mg/m3) ST 35 ppm (27 mg/m3)
| IDLH = 300 ppm
| LC50 = 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)
| LCLo = 5000 ppm (哺乳动物， 5 min)
5000 ppm (人类， 5 min)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间接的組成部分，具有腐蝕性等危險性质。

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1.465億吨，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。

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：

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：

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%，消耗5%的天然气，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及钡-铈催化剂催化氮气与水的反应制得氨气，此法已在日本投产使用。

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：

:NH3*H2O = {NH4}^{+} + OH-

反應平衡常數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。
• 由於氨擁有强烈的刺激性氣味，在医疗方面，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，代號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：

:NH3 + H+ = {NH4}^{+}

NH3亦可与金属离子如Ag+、Cu2+等发生錯合，生成錯合物：

:Ag+ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+
:{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：

:4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O(ΔHºr = –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。

:4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

可还原CuO为Cu：

: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：

: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，氨跟酰氯發生親核酰基取代反應，生成酰胺。

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。

備注
參見

• 铵
• 胺
• 聯氨
• 酸碱电子理论
• 氮族元素的氫化物