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氨(Ammonia)或稱氨氣、無水氨，曾音譯作𠼞、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7000萬倍體積的氨。氨對地球上的生物相當重要，是所有食物和肥料[1] 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。
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。
測試
NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s)
由於氨是弱鹼性，所以用紅色石蕊紙測試氨，會呈藍色。由於氨氣是氣體，所以要先浸濕試紙。
氨水
氨水（NH3[aq] 或者 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}。
1mol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。
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。
- 2NH4Cl + 2CaO = CaCl2 + Ca(OH)2 + 2NH3
現今的工廠大多使用哈伯法： 在200大氣壓力和500℃的條件下，以氧化鐵或鐵粉為催化劑，加熱氮氣和氫氣製得。
- N2 + 3H2 <=> 2NH3
K_\mathrm{eq} = mathrm{\frac{[NH_3]^2}{[N_2][H_2]^3}
這個反應是可逆的。在25℃時平衡常數為6.4×102，在500℃時為1.5×10−5。
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。
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+等發生錯合，生成錯合物：
- Ag+ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]
- {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：
- 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O(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。
- 4NH3 + 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
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。
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。