氨水又称阿摩尼亚水，主要身分为NH3·H2O，是氨的水溶液，无色透明且具有刺激性气味。氨的熔点-77.773℃，沸点-33.34℃，密度0.91g/cm?。氨气易溶于水、乙醇。易挥发，具有部分碱的通性，氨水由氨气通入水中制得。氨气有毒，对眼、鼻、皮肤有刺激性和腐化性，能使人窒息，空气中高容许浓度30mg/m3。主要用作化肥。
工业氨水是含氨25%～28%的水溶液，氨水中仅有一小部分氨分子与水反应形成一水合氨，是仅保存于氨水中的弱碱。氨水凝固点与氨水浓度有关，常用的(wt)20%浓度凝固点约为-35℃。与酸中和反应爆发热。有燃烧爆炸危险。比热容为4.3×10?J/kg·℃（10%的氨水）
挥发性
氨水易挥发出氨气，随温度升高和安排时间延长而挥发率增加，且随浓度的增大挥发量增加。
腐化性
氨水有一定的腐化作用，碳化氨水的腐化性越发严重。对铜的腐化比较强，钢铁比较差，对水泥腐化不大。对木材也有一定腐化作用。属于危险化学品，危规号82503。
弱碱性
氨水中保存以下化学平衡：
NH3+H2O?NH3·H2O
NH3·H2O?NH4+ +OHˉ（可逆反应）电离常数：K=1.8×10-5（25℃）
因此仅有一小部分氨分子与水反应而成铵离子NH4+和氢氧根离子OH-，故呈弱碱性。
氨水具有碱的通性：
①能使无色酚酞试液变红色，能使紫色石蕊试液变蓝色，能使湿润红色石蕊试纸变蓝。实验室中常用此法检验NH3的保存。
②能与酸反应，生成铵盐。浓氨水与挥发性酸（如浓盐酸和浓硝酸）相遇会爆发白烟。
NH3+HCl=NH4Cl（白烟）
NH3+HNO3=NH4NO3（白烟）
而遇不挥发性酸(如硫酸、磷酸)无此现象。因此实验室中可用此法检验水中氨分子的保存。
工业上，利用氨水的弱碱性来吸收硫酸工业尾气，避免污染情况。
SO2+2NH3·H2O=(NH4)2SO3+H2O(NH4)2SO3+SO2+H2O=2NH4HSO3
不稳定性
一水合氨不稳定，受热易剖析而生成氨和水。
NH3·H2O=△=NH3↑+H2O
实验室中，可用加热浓氨水制氨或常温下用浓氨水与固体烧碱混淆的要领制氨气，其装置与操作简便，且所获得的氨气浓度较大，做“喷泉”实验效果更佳。
由于氨水具有挥发性和不稳定性，故氨水应密封生保存棕色或深色试剂瓶中，放在冷暗处。
可燃性
可以和氧气反应生成水和氮气，故有前景做无害燃料。可是缺点是必须在纯氧气中燃烧。（燃烧现象：氨气在纯氧中燃烧，放出红光，发热，生成无色气体和无色液滴）
沉淀性
氨水是很好的沉淀剂，它能与多种金属离子反应，生成难溶性弱碱或两性氢氧化物。例如：
Al3+ +3NH3·H2O
Al(OH)3↓+3NH4+
生成的Al(OH)3沉淀难溶于过量氨水。
Fe2﹢2NH3·H2O=Fe(OH)2↓+2NH4+
生成的白色沉淀易被氧化生成红褐色沉淀
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
利用此性质，实验中可制取Al(OH)3、Fe(OH)3 、Fe(OH)2(苯层笼罩)等。
络合性
氨水与Ag+、Cu2+、Cr3+、Zn2+等离子能爆发络合反应，当氨水少量时，爆发不溶性弱碱，当氨水过量时，不溶性物质又转化成络离子而溶解。
Ag2O+4NH3·H2O
2[Ag(NH3)2]﹢ +2OHˉ+3H2O 实验室中用此反应配制银氨溶液。
Zn(OH)2+4NH3·H2O
[Zn(NH3)4]2﹢+2OHˉ+4H2O
可用此反应来鉴别两性氢氧化物氢氧化铝和氢氧化锌。
Cu(OH)2+4NH3·H2O
[Cu(NH3)4]2+(深蓝色) +2OHˉ+4H2O
还原性
氨水体现出弱的还原性，可被强氧化剂氧化。如氨水可与氯水爆发反应：
3Cl2+8NH3·H2O
=6NH4Cl+N2+8H2O
也可与KMnO4反应。 [3]
氧化性
氨分子中+1氧化态的氢则体现出弱氧化性，可将强还原剂氧化。如液氨把碱金属氧化：
2NH3+ 2Na = 2NaNH
2 + H2↑
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