走自己的路讓別人去說

氨
IUPAC名 Ammonia
別名	阿摩尼亞
識別
CAS號	7664-41-7
PubChem	222
ChemSpider	217
SMILES	N
InChI	显示▼隐藏▲  1/H3N/h1H3
RTECS	BO0875000
性質
化學式	NH3
摩爾質量	17.0306 g·mol−1
外觀	具有非常刺鼻的氣味的無色氣體
密度	0.6942 [1]
熔點	-77.73 °C (195.42 K)[2]
沸點	-33.34 °C (239.81 K)[2]
溶解度（水）	1:700 (0℃,100Pa)
pKb	4.75 (與水反應)[2]
結構
分子構型	三角錐
偶極矩	1.42 D
危險性
警示術語	R：10-23-34-50
安全術語	S：1/2-9-16-26-36/37/39-45-61
主要危害	具腐蝕性
NFPA 704	1 3 0
閃點	可燃
自燃溫度	651 °C
相關物質
其他陰離子	氫氧化銨 (NH4OH)
其他陽離子	銨 (NH4+)
相關氫化物	磷化氫、砷化氫、銻化氫、鉍化氫
相關化學品	肼、疊氮酸、鹽酸羥胺、氯胺
附加數據頁（英文）
結構和屬性	折射率、介電常數等
熱力學數據	相變數據、固、液、氣性質
光譜數據	UV-Vis、IR、NMR、MS等
若非註明，所有數據來自25 ℃，100 kPa。

氨^[3]（英語：Ammonia，或稱氨氣或無水氨，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。^[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間接的組成。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，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⇌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，氨也可以在煤的乾餾或用銨鹽與氫氧化物(如氫氧化鈣，即熟石灰)^[5] 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。

[编辑] 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
• 生產肥料
• 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~~零下65度

[编辑] 反應

[编辑] 錯合反應

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。如氨在氫離子錯合生成銨離子：

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

NH₃亦可與金屬離子如Ag⁺、Cu²⁺等發生錯合，生成錯化物：

Ag⁺ + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺

Cu²⁺ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺

[编辑] 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

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

[编辑] 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==

[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

0. ^ NIST Chemistry WebBook (website page of the National Institute of Standards and Technology) URL last accessed May 15 2007
0. ^ ^{2.0 2.1 2.2 2.3} （中文）氨;氨氣;ammonia. 化工引擎 [2008-05-06]. 
0. ^ 拼音：ān ，注音：ㄢ ，音同「安」
0. ^ Nobel Prize in Chemistry (1918) - Haber process. URL last accessed April 24 2006
0. ^ BBC.co.uk URL last accessed April 24 2006

• NFPA-反應活性 0
• NFPA-可燃性 1
• NFPA-無特殊危害性
• 鹼
• 家用化學品
• 無機胺
• 無機溶劑
• 氮氫化物
• 氮素代謝
• 製冷劑
• 毒理學

• 需要校對的頁面
• 含有英語的條目

个人工具

• 创建账户
• 登录

导航

帮助

工具

其他语言