氨

氨（英語：Ammonia，或稱氨氣、阿摩尼亞或無水氨，分子式為NH3）是一種無色氣體，有強烈的刺激氣味。極易溶於水，常溫常壓下1體積水可溶解700倍體積氨。氨對地球上的生物相當重要，它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。氨有很廣泛的用途，同時它還具有腐蝕性等危險性質。

由於氨有廣泛的用途，它成為世界上產量最多的無機化合物之一，多於八成被用於製作化肥。2006年，氨的全球產量估計為1.465億公噸，主要用於製造商業清潔產品。

氨可以提供孤對電子，所以它也是一種路易斯鹼。

氨水

氨在英文中有時會被稱作anhydrous ammonia(譯為無水氨)，以和在英文中與它名稱類似的氨水區別。中文中很少有人會把氨氣和氨水混為一談。

氫氧化銨或稱氨水是氨的水溶液，氨的水溶液為鹼性：

NH₃ H₂O ⇌ NH₃•H₂O⇌NH

4 OH⁻

其性質和氨氣完全不一樣。實驗室的稀氨水一的濃度一般為1M至2M。氨的飽和水溶液(大約18M)的密度是0.880g cm⁻³，故可稱之為.880 Ammonia。

氨的合成

1774年，化學家普利斯特里加熱氯化銨和氫氧化鈉的混合物，利用排汞取氣法取得氨。

第一次世界大戰以前，大部分的氨都是以乾餾含氮的蔬菜及動物的糞便(如駱駝糞)，並以氫作為還原劑以把亞硝酸及亞硝酸鹽還原而製成。除此以外，氨也可以在煤的乾餾或用銨鹽與氫氧化物(如氫氧化鈣，即熟石灰)共熱製得，所使用的銨鹽普遍為氯化銨。

2 NH₄Cl 2 CaO → CaCl₂ Ca(OH)₂ 2 NH₃

現今的工廠大多使用哈伯法： 在200大氣壓力和500℃的條件下，以氧化鐵為催化劑，加熱氮氣和氫氣製得。

N₂(g) 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

這個反應是可逆的。在25℃時平衡常數為6.4 x 10²，在500℃時為1.5 x 10⁻⁵。

合成氨的原料氮氣來自於空氣(以液態空氣的分餾取得)，氫氣來自於水和燃料。由於化石燃料短缺， 製氨用的氫理論上可以用水的電解 (現今4%的氫由電解製備)或熱化裂解(thermal chemical cracking)製得，但現在來說，這些方法都是不實際的。熱裂解所需的熱能可以從核能反應中取得，而風力發電、太陽能發電及水力發電產的的過剩電能可以用來電解水製氫。現在為止，以空氣及燃料製氨的方法以外的替代方案是不經濟的，而且這些方法對環保的作用仍未有定論。

用途

• • 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

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：

NH₃ H⁺ → NH₄⁺

NH3亦可與金屬離子如Ag 、Cu2 等發生絡合，生成絡合物：

Ag⁺ 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺

Cu²⁺ 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：

4 NH₃ 3O₂ → 2N₂ 6H₂O (g)(ΔHºr = –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。

4 NH₃ 5O₂ → 4NO 6H₂O

可還原CuO為Cu：

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：

2NH₃ 3Cl₂ → N₂ 6HCl

取代反應

NH3中的氫原子可以依次被取代，生成氨的衍生物如Ag2NH、Li3N：

金屬鈉可與液氨反應，生成鈉離子和氨合電子，在鐵(III)離子催化下可生成氨基鈉：

2NH₃ 2Na ——Fe³⁺—→ 2NaNH₂ H₂== 燃燒==

若非註明，所有數據均出自一般條件（25 ℃，100 kPa）下。