氨（英文名稱：Ammonia），無機化合物，由氮和氫組成。化學式為NH3，摩爾質量為17.031g/摩爾，在標準狀況下密度為0.771 g/L，相對密度為0.5971（空氣=1.00）。以液體存在時稱為液氨；以氣體存在時稱為氨氣。氨在常溫常壓為無色氣體，有特殊刺激性臭味，容易被液化，沸點為-33.5℃，熔點為-77.75℃，極易溶于水、醇類等溶劑，也易被固化成雪狀固體。氨溶解時放出大量熱。氨的水溶液呈弱堿性（能在水中產生少量氫氧根離子），易揮發。在高溫時會分解成氮氣和氫氣，有還原作用。有催化劑存在時氨氣可被氧化成一氧化氮。氨氣能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍。氨可以與無機酸反應，生成各種銨鹽，可以用于制造氮肥。氨是一種可燃性氣體，與空氣或氧氣混合到一定濃度時發生爆炸。氨在實驗室可由氯化銨和氫氧化鈣共熱制的，工業上可由氰化法和合成氨法制得。氨在醫藥上主要用于制造磺胺類藥物，農業上主要用于生產氮肥，工業上主要用于生產炸藥和各種化學纖維及塑料。
歷史
發現
1754年，英國化學家約瑟夫·普里斯特利（Joesph Priestley）在加熱氯化銨[ǎn]和生石灰混合物時發現氨。1785年，法國化學家克勞德·路易斯·貝索萊測定了氨的元素組成。
發展
1898年，弗蘭克（A.Frank）等人發現碳化鈣在氮氣中加熱到1000℃便可得到氰氨化鈣，氰[qíng]氨化鈣與過熱蒸汽反應便可得到氨。這種制氨的方法被人們稱為氰化法，但這種方法所消耗的能量較高，所以并不經濟。
由于氮氣的化學性質很不活潑，以氮氣和氫氣為原料合成氨的工業化生產曾是一個較難的課題。1901年，呂·查得利（Le Chaterlier）在高壓、高溫的條件下合成了氨，雖然最終發生了爆炸，但開創了高壓合成氨的先河。1909年，德國物理化學家弗麗茨·哈伯（Fritz Haber）使用鋨為催化劑，在17.5MPa~20.0MPa和500℃~600℃的條件下合成了6%的氨。這成為了氨的合成從實驗室到工業化的轉折點。1911年，米塔西（Mittasch）成功研究出以鐵為活性催化劑來合成氨，這種催化劑比鋨[é]作為催化劑廉價，活性高并且耐用。1912年，德國奧堡（Oppau）巴登苯胺純堿公司建成一個日產30t的合成氨裝置，1913年開始運轉；同年，一個年產量7000噸的合成氨工廠建成并投產，實現了合成氨的工業化生產。
第一次世界大戰德國戰敗后，被迫將合成氨的技術公開。經其他國家在此基礎上進行改進后，出現了不同壓力的合成氨的方法：低壓法（10MPa）、中壓法（20MPa~30MPa）和高壓法（70MPa~100MPa），但大多數工廠采用的是中壓法。
二次世界大戰后，由于合成氨的需求量的增加以及石油工業和天然氣工業的迅速發展，合成氨的原料逐漸用廉價的天然氣、石腦油和重油來代替固體原料（如焦炭）。由于合成氨工業生產的實現和相關研究對化學理論與技術發展的推動，哈伯和博施都獲得了諾貝爾化學獎。合成氨是人類科學技術發展史上的一項重大成就，是化學和技術對社會發展與進步的巨大貢獻。2020年，全球氨生產能力為2.24億噸。實際產量為1.87億噸，在全球生產的化學品中排名第九。
氨的來源
氨是自然界中常見的氣體之一，它存在于空氣中、水中和土壤中，同時也是植物和動物體內重要的氮源。其中最主要的是來自動物排泄物和植物腐殖質，還有一部分來自養殖和農業等人類活動。這些氨來自蛋白質分解后產生的氨基酸、尿素和其他含氮有機物。此外，大氣中的雷電、火山、野火等自然現象也會產生氨。 氨進入大氣后會隨著空氣流動和降雨逐漸沉降，從而成為土壤中的氮源，然而如果過量存在，可能會影響大氣質量和生態系統健康。
在海洋中，生物體中氨基酸中氮的價態為-3，從能量的角度看，-3價的無機氮容易被浮游植物或微生物通過光合作用或化能合成作用吸收利用，轉化成有機氮。有機氮再通過呼吸作用，轉化為無機氮，也就是氨。
微生物、藻類和與其共生的高等植物可以通過自身的固氮酶配位化合物把氮氣轉變為氨；土壤中的硝酸鹽，亞硝酸鹽以及銨鹽可以通過植物根系進入植物細胞，被硝酸還原酶和亞硝酸還原酶催化轉變成氨。
氨在人體的代謝
人體內代謝產生的氨和消化道吸收的氨進入血液后形成血氨。在正常生理情況下，血氨的水平在47μmol/L~65μmol/L。在人體內，氨的來源有氨基酸脫氨基、腸道內尿素水解和腐敗作用產生以及腎臟細胞內氨基酸的分解產生。氨是有毒的代謝物質，所以機體各組織所產生的氨必須以無毒的形式經血液運輸至肝臟合成尿素，然后經腎臟排出，這是體內氨的主要去路（也可以與谷氨酸反應生成谷氨酰胺，重新合成氨基酸，合成其他含氮化合物），或運輸至腎臟以銨鹽的形式隨尿排出體外。氨在血液中有兩種運輸形式：丙氨酸-葡萄糖循環和谷氨酰[xiān]胺運氨作用。
結構
氨分子是由一個氮和三個氫原子構成，其中氮原子有5個價電子，3個未成對。氮原子采取不等性sp3雜化，當它與氫原子化合時，每個氮原子可以和3個氫原子通過極性共價鍵結合成氨分子，氨分子里的氮原子還有一個孤對電子。由于孤電子對對成鍵電子對的排斥作用，使N-H鍵之間的鍵角∠HNH不是正四面體的109°28′，而是107°，空間結構為三角錐型。這種結構使得氨分子有相當大的極性（偶極矩為5.5×10-30C·m），易形成氫鍵。
理化性質
物理性質
常溫常壓下，氨是一種具有強烈刺激性臭味的無色氣體，摩爾質量為17.031g/摩爾，密度為0.5971g/cm3，沸點為-33.5℃，熔點為-77.75℃。氨極易溶于水、乙醇、乙醚、丙酮、三氯甲烷、苯等溶劑，常溫常壓下，一體積水可溶解700體積氨，溶解時放出大量熱，易被固化成雪狀固體。
氨很容易被液化，在0.1MPa壓力下，將氨冷卻到－33.5℃，或在常溫下加壓到0.7~0.8MPa，氨就能液化成無色的液體，同時放出大量的熱量。液氨的相對密度為0.667（20℃）。如果人與液氨接觸，則會凍傷皮膚。若將液氨在0.101MPa壓力下冷卻至－77.7℃，就凝結成略帶臭味的無色結晶。液氨也很容易氣化，降低壓力可急劇蒸發，并吸收大量的熱。
化學性質
氨對大部分物質沒有腐蝕性，但在有水的條件下，對銅、銀、鋅等金屬有腐蝕作用。氨的自燃溫度為630℃。氨與空氣或氧按一定比例混合后，遇火能爆炸，氨在空氣中的爆炸范圍為15.5%~28%，在氧氣中為13.5%~82%。氨有強烈的毒性，空氣中含有0.5%（體積)的氨，就能在幾分鐘內使人窒息死亡。
自然界中的氨是由動物體和植物腐爛形成的，因為這些物質中含有蛋白質形式的氮。氨也是動物體新陳代謝的副產物，在這種情況下，它形成尿素并排出體外。
高溫分解
在高溫（800℃以上），氨能分解成氮和氫。
與酸或酸酐反應
氨可以與酸或酸酐反應，生成各種銨鹽。
還原性
氨在鉑為催化劑的條件下，與氧反應生成一氧化氮。
一氧化氮繼續氧化與水可以反應生成硝酸。
在銅催化劑或鈀催化劑存在的條件下，氨與氧反應生成氮氣。
Cl2或Br2在常溫下也能氣態或溶液中把NH3氧化為N2。
若Cl2過量，則生成NCl3。
NH3通過熱的CuO也可以被氧化為N2。
配合物
氨可以提供孤電子對，用作配體生成氨的配合物，如[Ag(NH3)2]+、[Cu(NH3)4]2+。氨能生成各種加成配位化合物，它們和水合物類似，通稱氨合物，例如：對應CaCl2·6HO和CuSO4·4H2O也分別有CaCI2·6NH3和CuSO4·4NH3。此等化合物作為配位化合物時，通常稱氨絡物。
合成氫氰酸、尿素
氨與一氧化碳，或者與甲烷和氧反應生成氫氰酸。
氨與二氧化碳反應生成氨基甲氨酸，脫水生成尿素。
制備方法
實驗室制法
工業制法
氰化法
碳化鈣在氮氣中加熱至1000℃得到氰氨化鈣，氰氨化鈣與過熱蒸汽反應生成氨。反應方程式如下：
Haber-Bosch法合成氨
經過了近百年的發展，人們對于H-B法不斷改進，如今工業上合成氨是在高溫(400°C -500°C) 以及高壓 (20MPa-40MPa) 條件下利用Fe/Ru基金屬催化劑將N2和H2轉化為NH3。但是該方法會消耗大量的能源并且會排放出大量的二氧化碳。
工藝流程
①天然氣蒸汽重整制備H2，該過程會消耗大量的化石能源。
②水煤氣轉化生成更多的H2。
③去除氣體中殘余的CO和CO2，得到更高純度的H2。
④將到純度的N2和H2通入反應裝置，利用H-B法制氨。
⑤冷卻分離NH3，并回收未反應的N2和H2。
應用領域
醫藥
氨在醫藥上用于生產磺胺類藥物、維生素、甲硫氨酸和其他氨基酸等。其中合成的色氨酸，會使身體合成血清素和褪黑激素。
農業
氨在國民經濟中有著重要意義，現在約有85%的氨用來制造肥料，其余作為生產其他化工產品的原料。除液氨可直接作為肥料外，農業上使用的氮肥，例如尿素、硝酸銨、磷酸銨、硫酸銨、氯化銨、氨水以及各種含氮混肥和復肥，都是以氨為原料的。
工業
氨在工業上主要用來制造炸藥和各種化學纖維及塑料。從氨可以制得硝酸，進而再制造硝酸銨、硝化甘油、三硝基甲苯和硝基纖維素等炸藥。在化纖和塑料工業中，則以氨、硝酸和尿素等作為氮源，生產己內酰胺、尼龍6單體、己二胺、人造絲、丙烯腈、PF和脲醛樹脂等產品。在冶金工業中用來提煉礦石中的銅、鎳等金屬。在制冰、空調、冷藏等系統可以作致冷劑。
安全事宜
安全標識
GHS分類
儲存
儲存于陰涼、干燥、通風處。遠離火種、熱源。防止陽光直射。保持容器密封。應與酸類、金屬粉末等分開存放。
泄露處理
氨發生泄露時，人員需迅速撤離泄漏污染區至上風處，并立即進行隔離150m，嚴格限制出入，切斷火源，盡可能切斷泄漏源。對泄露污染區合理通風，加速擴散。高濃度泄漏區，噴含鹽酸的霧狀水中和、稀釋、溶解，并構筑圍堤或挖坑收容產生的大量廢水。如有可能，將殘余氣或漏出氣用排風機送至水洗塔或與塔相連的通風櫥內。儲罐區最好設稀酸噴灑設施。漏氣容器要妥善處理，修復、檢驗后再使用。
消防處理
消防人員必須穿全身防火防毒服，在上風向滅火，切斷氣源，若不能切斷氣源，則不允許熄滅泄漏處的火焰，噴水冷卻容器，可能的話將容器從火場移至空曠處。小火災時用干粉或CO?滅火器，大火災時用水幕、霧狀水或常規泡沫。
健康危害
急性吸入氨中毒的發生多由意外事故如管道破裂、閥門爆裂等造成；低濃度的氨對眼和潮濕的皮膚等黏膜有刺激作用，高濃度接觸潮濕的皮膚或眼睛可造成組織溶解性壞死，引起化學性肺炎及灼傷。其癥狀根據氨的濃度、吸入時間以及個人感受性等而輕重不同，急性輕度中毒表現為流淚、畏光、視物模糊、眼結膜充血；皮膚接觸可引起嚴重疼痛和燒傷，并能發生咖啡樣著色，被腐蝕部位呈膠狀并發軟，可發生深度組織破壞。重度者出現喉頭水腫、聲門狹窄、呼吸道黏膜細胞脫落，氣道阻塞而室息，可發生中毒性肺水腫和肝損傷。氨可引起反射性呼吸停止。如氨濺入眼內，可致晶體混濁、角膜穿孔，甚至失明。氨被列入《危險化學品名錄》，并按照《危險化學品安全管理條例》管控。
急救措施
如果患者只是單純接觸氨氣，并且沒有皮膚和眼的刺激癥狀，則不需要清除污染。假如接觸的是液氨，并且衣服已被污染，應將衣服脫下并放入雙層塑料袋內。
吸入：迅速脫離現場至空氣新鮮處，保持呼吸道通暢，如呼吸困難，應輸氧，如呼吸停止，立即進行人工呼吸，就醫。
食入：給飲牛奶或催吐，有腐蝕癥狀時忌洗胃。
如果眼睛接觸或眼睛有刺激感：應立即拉下眼臉，用大量清水或生理鹽水從眼眶上部流經眼球（避免直接沖擊），反復沖洗20分鐘以上，就醫。
皮膚接觸：應立即脫去污染衣物，用大量清水沖洗至少30分鐘，嚴重者再用2%冰醋溶液進行中和或用2%硼酸溶液濕敷就醫。
參考資料 >
Ammonia.PubChem.2023-01-01
液氨應急處理指南.義烏市人民政府.2023-11-20
Ammonia.ACS Chemistry For Life.2023-01-10