氨气，无机化合物，常温下为气体，无色有刺激性恶臭的气味，易溶于水，氨溶于水时，氨分子跟水分子通过*氢键结合成一水合氨(NH3·H2O)，一水合氨能小部分电离成铵离子和氢氧根离子，所以氨水显弱碱性，能使酚酞溶液变红色。氨与酸作用得可到铵盐，氨气主要用作致冷剂及制取铵盐和氮肥。

氨气

氨的分子结构

物理性质

化学性质(（1）跟水反应 （2）跟酸反应 （3）在纯氧中燃烧 （4）与碳的反应 （5）液氨的自偶电离 （6）取代反应 （7）与水、二氧化碳 （8）与氧化物反应)

氨气的制法(1.工业制法 2. 实验室制备)

铵盐(1.水解 2.受热分解 3.跟碱反应放出氨气)

人工固氮和天然固氮(1．人工固氮 2．天然固氮)

注意事项

NH3系列常用方程式

氨气的喷泉实验

氨气检验(方法一： 方法二：)

氨气

化学式： NH3

英文名：Ammonia

氨的分子结构

氮原子有5个价电子，其中有3个未成对，当它与氢原子化合时，每个氮原子可以和3个氢原子通过极性共价键结合成氨分子，氨分子里的氮原子还有一个孤对电子。

氨分子的空间结构是三角锥形，三个氢原子处于锥底，氮原子处在锥顶。每两个N—H键之间夹角为107°18’，因此，氨分子属于极性分子

结构电子式

物理性质

相对分子质量 17.031

氨气在标准状况下的密度为0.7081g/L

氨气极易溶于水，溶解度1：700

临界点：133摄氏度，11.3Atm

EINECS号： 231-635-3

无色有刺激性恶臭的气体;蒸汽压 506.62kPa(4.7℃);熔点 -77.7℃;沸点-33.5℃;溶解性：极易溶于水，相对密度(水=1)0.82(-79℃);相对密度(空气=1)0.6;稳定性：稳定;危险标记 6(有毒气体);主要用途：用作致冷剂及制取铵盐和氮肥

1 　名称 　氨

2 　化学式 　NH3

3 　CAS 注册号 　7664-41-7

4 　相对分子质量 　17.031

5 　熔点 　195.41K，-77.74℃，-107.93oF

6 　沸点，101.325kPa(1atm) 　239.72K，-33.43℃，-28.17oF

7 　临界温度 　405.65K，-132.5℃，-270.5oF

8 　临界压力 　11.3mPa，112.78bar，111.3atm，1635.74psia

9 　临界体积 　72.47cm3/mol

10 　临界密度 　0.235g/cm3

11 　临界压缩系数 　0.242

12 　偏心因子 　0.252

13 　液体刻密度 ，25℃时 　0.602g/cm3

14 　液体热膨胀系数 ，25℃时 　0.0025 1/℃

15 　表面张力 ，25℃时 　19.75×10-3 N/m，19.75dyn/cm

16 　气体密度 ，101.325 kPa(atm)和70 oF(21.1℃)时 　0.705kg/m3 ，0.0440 lb/ft3

17 　气体相对密度，101.325 kPa(1atm)和70oF时(空气=1) 　0.588

18 　汽化热 ， 沸点下 　1336.97kj/kg，574.9BTU/1b

19 　熔化热 ， 熔点下 　332.16kj/kg，142.83BTU/1b

20 　气体定压比热容 cp，25℃时 　2.112kj/(kg? k)，0.505BTU/(1b·R)

21 　气体定容比热容 cp，25℃时 　1.624kj/(kg? k)，0.388BTU/(1b·R)

22 　气体比热容比 ， cp/cv 　1.301

23 　液体比热容 ，25℃时 　4.708kj/(kg?k )，1.125BTU/(1b·R )

24 　因体比热容 ，-103℃时 　2.189kj/(kg?k )，0.523BTU/(1b·R )

25 　气体摩尔熵 ，25℃时 　192.67j/(mol?k )

26 　气体摩尔生成熵，25℃时 　-98.94j/(mol?k )

27 　气体摩尔生成焓 ，25℃时 　-45.9kj/mol

28 　气体摩尔吉布斯生成能 ，25℃时 　-16.4kj/mol

29 　溶解度参数 　29.217(j/cm3 )0.5

30 　液体摩尔体积 　24.993cm3 /mol

31 　在水中的溶解度 ，25 ℃时 　全溶

32 　辛醇 -水分配系数 ，lgKow 　---

33 　在水中的亨利定律常数 ，25 ℃时 　---

34 　气体黏度 ，25℃时 　101.15×10-7Pa ?s，101.15μP

35 　液体黏度 ，25℃时 　0.135mPa ?s，0.082cp

36 　气体热导率 ，25℃时 　0.02466W/(m ? k)

37 　液体热导率 ，25℃时 　0.5024W/(m ? k)

38 　空气中爆炸低限含量 　16.1%( φ )

39 　空气中爆炸高限含量 　25%( φ )

40 　闪点 　---

41 　自燃点 　651.1℃，1204oF

42 　燃烧热 ，25℃(77oF)气态时 　18603.1kj/kg，7999.3BTU/1b

43 　美国政府工业卫生工作者会议 (ACGIH) 阈值浓度 　25×10-6(φ )

44 　美国职业安全与卫生管理局 (OSHA) 允许浓度值 　50×10-6(φ )

45 　美国国立职业安全与卫生研究所 (NIOSH) 推荐浓度值 　25×10-6(φ )

化学性质

（1）跟水反应

氨在水中的反应可表示为：NH3+H2O=NH3·H2O

一水合氨不稳定受热分解生成氨和水

氨水中存在三分子、三离子、三平衡

分子：NH3．NH3·H2O、H2O；

离子：NH4+、OH-、H+；

三平衡：NH3+H2O NH3·H2O NH4++OH-

H2O H++OH-

氨水在中学化学实验中三应用

①用蘸有浓氨水的玻璃棒检验HCl等气体的存在

②实验室用它与铝盐溶液反应制氢氧化铝

③配制银氨溶液检验有机物分子中醛基的存在。

（2）跟酸反应

2NH3+H2SO4===(NH4)2SO4

NH3+HCl===NH4Cl

3NH3+H3PO4===(NH4)3PO4

NH3+CO2+H2O===NH4HCO3

（反应实质是氨分子中氮原子的孤对电子跟溶液里具有空轨道的氢离子通过配位键而结合成离子晶体。若在水溶液中反应，离子方程式为：

8NH3+3Cl2===N2+6NH4Cl

(黄绿色褪去，产生白烟)

反应实质：2NH3+3Cl2===N2+6HCl

NH3+HCl===NH4Cl

总反应式：8NH3+3Cl2===N2+6NH4Cl

（3）在纯氧中燃烧

4NH3+3O2==点燃==2N2+6H2O

（4）与碳的反应

NH3+C=加热=HCN+H2↑(剧毒氰化氢)

（5）液氨的自偶电离

液氨的自偶电离为：

2NH3==（可逆）NH2- + NH4+ K=1.9×10^-30(223K)

（6）取代反应

取代反应的一种形式是氨分子中的氢被其他原子或基团所取代，生成一系列氨的衍生物。另一种形式是氨以它的氨基或亚氨基取代其他化合物中的原子或基团，例如；

COCl2+4NH3==CO（NH2）2+2NH4Cl

HgCl2+2NH3==Hg（NH2）Cl+NH4Cl

这种反应与水解反应相类似，实际上是氨参与的复分解反应，故称为氨解反应。

（7）与水、二氧化碳

NH3+H20+CO2==NH4HCO3

该反应是侯氏制碱法的第一步，生成的碳酸氢铵与饱和氯化钠溶液反应生成碳酸氢钠沉淀，加热碳酸氢钠制得纯碱。

此反应可逆，碳酸氢铵受热会分解

NH4HCO3=（加热）=NH3+CO2+H2O

（8）与氧化物反应

3CuO+2NH3 ==加热==3Cu+3H2O+N2

这是一个氧化还原反应，也是实验室常用的临时制取氮气的方法，采用氨气与氧化铜供热，体现了氨气的还原性。

氨气的制法

1.工业制法

工业上氨是以哈伯法通过N2和H2在高温高压和催化剂存在下直接化合而制成：

工业上制氨气

高温高压

N2+3H2==高温高压催化剂===2NH3（可逆反应）

催化剂

rHθ =-92.4kJ/mol

2. 实验室制备

实验室，氨常用铵盐与碱作用或利用氮化物易水解的特性制备：2NH4Cl（固态） + Ca(OH)2（固态）===2NH3↑+ CaCl2 + 2H2O

Li3N + 3H2O === 3LiOH + NH3↑

实验室快速制得氨气的方法

用浓氨水加固体NaOH(或加热浓氨水

注意点：

(1)不能用NH4NO3跟Ca(OH)2反应制氨气

　硝酸铵受撞击、加热易爆炸，且产物与温度有关，可能产生NH3．N2．N2O、NO

(2)不能用NH4CL加热分解制氨气

NH4CL加热分解生成HCL气体和NH3气体，但冷却后可以自由结合重新生成NH4CL，故无法进行分离收集，所以即使分解可产生氨气，也不可以用NH4CL加热分解制取氨气。

(3)实验室制NH3不能用NaOH、KOH代替Ca(OH)2

　因为NaOH、KOH是强碱，具有吸湿性(潮解)易结块，不易与铵盐混合充分接触反应。又KOH、NaOH具有强腐蚀性在加热情况下，对玻璃仪器有腐蚀作用，所以不用NaOH、KOH代替Ca(OH)2制NH3。

(4)用试管收集氨气要堵棉花

　因为NH3分子微粒直径小，易与空气发生对流，堵棉花目的是防止NH3与空气对流，确保收集纯净。

(5)干燥氨气　干燥氨气应采用碱石灰（氢氧化钠、氧化钙混合物）。不能用浓硫酸，因为浓H2SO4（强氧化性）与NH3反应生成(NH4)2SO4 ； 不能用氯化钙，NH3与CaCl2反应能生成CaCl2·8NH3（八氨合氯化钙）

CaCl2+8NH3==CaCl2·8NH3

类似的还有乙醇，也不能用氯化钙。

铵盐

铵盐是氨与酸作用得到铵盐，铵盐是由铵根离子(NH4+)和酸根离子组成的化合物。一般为无色晶体，易溶于水，是强电解质。从结构来看，NH4+离子和Na+离子是等电子体。NH4+离子的半径比Na+离子的大，而且接近于K+离子，一般铵盐的性质也类似于钾盐，如溶解度，一般易溶，易成矾。铵盐和钾盐是同晶型等，在化合物分类中常把铵盐和碱金属盐归为一类。

1.水解

因为氨是弱碱，铵盐是弱碱强酸盐或弱碱弱酸盐，前者水解后溶液显酸性：

NH4++H2O== NH3·H2O+H+

2.受热分解

所有的铵盐加热后都能分解，其分解产物与对应的酸以及加热的温度有关。分解产物一般为氨和相应的酸。如果酸具有氧化性，则在加热条件下，氧化性酸和产物氨将进一步反应，使NH3氧化为N2或其氧化物：

碳酸氢铵最易分解，分解温度为30℃：

氯化铵受热分解成氨气和氯化氢。这两种气体在冷处相遇又可化合成氯化铵。这不是氯化铵的升华，而是它在不同条件下的两种化学反应：

硝酸铵受热分解的产物随温度的不同而不同。加热温度较低时，分解生成硝酸和氨气：

温度再高时，产物又有不同；在更高的温度或撞击时还会因分解产物都呈气体而爆炸。

硫酸铵要在较高的温度才分解成NH3和相应的硫酸。强热时，还伴随有氨被硫酸氧化的副反应，所以产物就比较复杂。

3.跟碱反应放出氨气

实验室里就是利用此反应来制取氨，同时也利用这个性质来检验铵离子的存在。铵盐在工农业生产上有重要用途，大量的铵盐用作氮肥，如NH4HCO3．(NH4)2SO4．NH4NO3等。NH4NO3还是某些炸药的成分，NH4Cl用于制备干电池和染料工业，它也用于金属的焊接上，以除去金属表面的氧化物薄层。

人工固氮和天然固氮

1．人工固氮

工业上通常用H2和N2 在催化剂、高温、高压下合成氨

最近，两位希腊化学家，位于Thessaloniki的阿里斯多德大学的George Marnellos和MichaelStoukides发明了一种合成氨的新方法(Science，2Oct．1998，P98)。在常压下，令氢与用氦稀释的氮分别通入一加热到570℃的以锶-铈-钇-钙钛矿多孔陶瓷(SCY)为固体电解质的电解池中，用覆盖在固体电解质内外表面的多孔钯多晶薄膜的催化，转化为氨，转化率达到78%；对比：几近一个世纪的哈伯法合成氨工艺通常转化率为10至15%！他们用在线气相色谱检测进出电解池的气体，用HCl吸收氨引起的pH变化估算氨的产率，证实提高氮的分压对提高转化率无效；升高电流和温度虽提高质子在SCY中的传递速度却因SCY导电率受温度限制，升温反而加速氨的分解。

2．天然固氮

①大气固氮

　闪电能使空气里的氮气转化为一氧化氮，一次闪电能生成80～1500kg的一氧化氮。这也是一种自然固氮。自然固氮远远满足不了农业生产的需求。

②生物固氮

　豆科植物中寄生有根瘤菌，它含有氮酶，能使空气里的氮气转化为氨，再进一步转化为氮的化合物。固氮酶的作用可以简述如下：

除豆科植物的根瘤菌外，还有牧草和其他禾科作物根部的固氮螺旋杆菌、一些原核低等植物——固氮蓝藻、自生固氮菌体内都含有固氮酶，这些酶有固氮作用。这一类属自然固氮的生物固氮。

注意事项

氨对接触的皮肤组织都有腐蚀和刺激作用，可以吸收皮肤组织中的水分，使组织蛋白变性，并使组织脂肪皂化，破坏细胞膜结构。氨的溶解度极高，所以主要对动物或人体的上呼吸道有刺激和腐蚀作用，常被吸附在皮肤粘膜和眼结膜上，从而产生刺激和炎症。可麻痹呼吸道纤毛和损害粘膜上皮组织，使病原微生物易于侵入，减弱人体对疾病的抵抗力。氨通常以气体形式吸入人体，氨被吸入肺后容易通过肺泡进入血液，与血红蛋白结合，破坏运氧功能。进入肺泡内的氨，少部分为二氧化碳所中和，余下被吸收至血液，少量的氨可随汗液、尿液或呼吸排出体外。短期内吸入大量氨气后可出现流泪、咽痛、声音嘶哑、咳嗽、痰带血丝、胸闷、呼吸困难，可伴有头晕、头痛、恶心、呕吐、乏力等，严重者可发生肺水肿、成人呼吸窘迫综合症，同时可能发生呼吸道刺激症状。若吸入的氨气过多，导致血液中氨浓度过高，就会通过三叉神经末梢的反射作用而引起心脏的停搏和呼吸停止，危及生命。

长期接触氨气，部分人可能会出现皮肤色素沉积或手指溃疡等症状。

室内空气中氨气主要来自建筑施工中使用的混泥土添加剂。添加剂中含有大量氨内物质，在墙体中随着温度、湿度等环境因素的变化而还原成氨气释放出来。

NH3系列常用方程式

NH4+ + H2O ═ NH3*H2O + H+

2NH4+ + SiO32- + H2O ═ H4SiO4↓ + 2NH3↑

NH4+ + AlO2- + H2O == Al(OH)3↓ + NH3↑（一水合氨虽是碱，但不能与氢氧化铝反应）

NH4+ + HCO3- + 2OH- == CO32- + H2O + NH3*H2O（向NH4HCO3溶液中加入足量NaOH溶液）

NH3 + H2O== NH3*H2O

NH3*H2O== NH4+ + OH-

NH3*H2O + Ag+ == AgOH↓+ NH4+ 2AgOH == Ag2O + H2O (AgNO3溶液中加入少量氨水)

2NH3*H2O + Ag+ == [Ag(NH3)2]+ + H2O　(足量氨水)：

2NH3*H2O + Cu2+ == Cu(OH)2↓+ 2NH4+ (向CuSO4溶液中加入少量氨水)：

4NH3*H2O + Cu2+ == [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O (足量氨水)：

2NH3*H2O + Zn2+ == Zn(OH)2↓+ 2NH4+ (向ZnCl2溶液中加入少量氨水)

4NH3*H2O + Zn2+ == [Zn(NH3)4]2+ + 4H2O　( 足量氨水)：

3NH3*H2O + Al3+ == Al(OH)3↓+ 3NH4+H2↑

注：在鲁教版，偏铝酸根离子（AlO2-）写作四羟基合铝酸离子[Al(OH)4-]

氨气的喷泉实验

在常温，常压下，一体积的水中能溶解700体积的氨。

在干燥的圆底烧瓶里充满氨气，用带有玻璃管和滴管（滴管里预先吸入水）的塞子塞紧瓶口。立即倒置烧瓶，使玻璃管插入盛水的烧杯里（水里事先加入少量的酚酞试液），把实验装置装好后。打开橡皮管的夹子，挤压滴管的胶头，使少量的水进入烧瓶。观察现象。

实验的基本原理是使烧瓶内外在短时间内产生较大的压强差，利用大气压将烧瓶下面烧杯中的液体压入烧瓶内，在尖嘴导管口形成喷泉。

氨气检验

方法一：

用湿润的红色石蕊试纸检验，试纸变蓝证明有氨气。

方法二：

用玻璃棒蘸浓盐酸或者浓硝酸靠近，产生白雾，证明有氨气。