氨
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氨(Ammonia)或称氨气、无水氨，曾音译作𠼞、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7000万倍体积的氨。氨对地球上的生物相当重要，是所有食物和肥料[1] 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。
目录
测试
氨水
氨水（NH3[aq] 或者 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：
- NH3*H2O = {NH4}^{+} + OH
反应平衡常数K_b=1.8 \times 10^{-5}。
1mol氨水的pH值为11.63，大约有0.42%的NH3变为NH4+。
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。
氨的合成
1774年，化学家普利斯特里加热氯化铵和氢氧化钠的混合物，利用排汞取气法取得氨。
第一次世界大战以前，大部分的氨都是以干馏含氮的蔬菜及动物的粪便(如骆驼粪)，并以氢作为还原剂以把亚硝酸及亚硝酸盐还原而制成。除此以外，氨也可以在煤的干馏或用铵盐与氢氧化物(如氢氧化钙，即熟石灰)共热制得，所使用的铵盐普遍为氯化铵。
- 2NH4Cl + 2CaO = CaCl2 + Ca(OH)2 + 2NH3
现今的工厂大多使用哈伯法： 在200大气压力和500℃的条件下，以氧化铁或铁粉为催化剂，加热氮气和氢气制得。
- N2 + 3H2 <=> 2NH3
K_\mathrm{eq} = mathrm{\frac{[NH_3]^2}{[N_2][H_2]^3}
这个反应是可逆的。在25℃时平衡常数为6.4×102，在500℃时为1.5×10−5。
合成氨的原料氮气来自于空气(以液态空气的分馏取得)，氢气来自于水和燃料。由于化石燃料短缺， 制氨用的氢理论上可以用水的电解 (现今4%的氢由电解制备)或热化裂解(thermal chemical cracking)制得，但现在来说，这些方法都是不实际的。热裂解所需的热能可以从核能反应中取得，而风力发电、太阳能发电及水力发电产的的过剩电能可以用来电解水制氢。现在为止，以空气及燃料制氨的方法以外的替代方案是不经济的，而且这些方法对环保的作用仍未有定论。
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+等发生错合，生成错合物：
- 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。