氨

氨
	IUPAC名; Ammonia
别名	阿摩尼亚
识别
CAS号	7664-41-7
PubChem	222
ChemSpider	217
SMILES	N
InChI
RTECS	BO0875000
性质
化学式	NH3
摩尔质量	17.0306 g·mol−1
外观	具有非常刺鼻的氣味的無色氣体
密度	0.6942
熔点	-77.73 °C (195.42 K)
沸点	-33.34 °C (239.81 K)
溶解度（水）	89.9 g/100 mL, 0 °C
pKb	4.75 (与水反应)
结构
分子构型	三角锥
偶极矩	1.42 D
危险性
警示术语	R：10-23-34-50
安全术语	S：1/2-9-16-26-36/37/39-45-61
主要危害	具腐蝕性
NFPA 704	1 3 0
闪点	可燃
自燃温度	651 °C
相关物质
其他阴离子	氫氧化銨 (NH4OH)
其他阳离子	銨 (NH4+)
相关氢化物	磷化氢、砷化氢、锑化氢、铋化氢
相关化学品	肼、疊氮酸、鹽酸羥胺、氯胺
附加数据页（英文）
结构和属性	折射率、介电常数等
热力学数据	相變数据、固、液、气性质
光谱数据	UV-Vis、IR、NMR、MS等
	若非注明，所有数据来自25 ℃，100 kPa。

氨^[3]（英语：Ammonia，或称氨氣或無水氨，分子式为NH₃）是一种无色气体，有强烈的刺激气味。极易溶于水，常温常压下1体积水可溶解700倍体积氨。^[2] 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。氨也是所有藥物直接或间接的組成。氨有很廣泛的用途，同时它還具有腐蝕性等危險性质。

由於氨有廣泛的用途，氨是世界上產量最多的無機化合物之一，多於八成的氨被用於製作化肥。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。

由於氨可以提供孤對電子，所以它也是一種路易斯鹼。

[编辑] 氨水

氨在英文中有时会被稱作anhydrous ammonia(譯為無水氨)，以和在英文中与它名称类似的氨水区别。中文中很少有人会把氨氣和氨水混为一谈。

氢氧化铵或稱氨水是氨的水溶液，氨的水溶液為鹼性：

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + 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。

[编辑] 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^[4] 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，氨也可以在煤的破壞蒸餾或用銨鹽与氫氧化物(如氫氧化鈣，即熟石灰)^[5] 共热製得，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℃的条件下，以氧化鐵為催化劑，加熱氮氣和氫氣制得。

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

$K_\mathrm{eq} = \mathrm{\frac{[NH_3]^2}{[N_2][H_2]^3}}$

這個反應是可逆的。在25℃時平衡常數為6.4 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论。

[编辑] 用途

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
生產肥料
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~~零下65度

[编辑] 反应

[编辑] 錯合反应

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。如氨在氢离子錯合生成铵离子：

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

NH₃亦可与金属离子如Ag⁺、Cu²⁺等发生錯合，生成錯化物：

Ag⁺ + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺

Cu²⁺ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺

[编辑] 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

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

[编辑] 取代反应

NH₃中的氢原子可以依次被取代，生成氨的衍生物如Ag₂NH、Li₃N：

金属钠可与液氨反应，生成钠离子和氨合电子，在铁(III)离子催化下可生成氨基钠：

2NH₃ + 2Na ——Fe³⁺—→ 2NaNH₂ + H₂

[编辑] 燃燒

氨燃燒生成氮氣及水蒸氣。

4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O (g)(ΔHº_r = –1267.20 kJ/mol)

[编辑] 備注

^ NIST Chemistry WebBook (website page of the National Institute of Standards and Technology) URL last accessed May 15 2007
^ ^2.0 ^2.1 ^2.2 ^2.3 ^2.4 （中文）氨;氨气;ammonia. 化工引擎 [2008-05-06].
^ 拼音：ān ，注音：ㄢ，音同「安」
^ Nobel Prize in Chemistry (1918) - Haber process. URL last accessed April 24 2006
^ BBC.co.uk URL last accessed April 24 2006

[编辑] 參見

[0] NIST Chemistry WebBook (website page of the National Institute of Standards and Technology) URL last accessed May 15 2007

[hellochem.com-1] 2.0 ^2.1 ^2.2 ^2.3 ^2.4 （中文）氨;氨气;ammonia. 化工引擎 [2008-05-06].

[2] 拼音：ān ，注音：ㄢ，音同「安」

[3] Nobel Prize in Chemistry (1918) - Haber process. URL last accessed April 24 2006

[4] BBC.co.uk URL last accessed April 24 2006

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