アンモニア 物質名 識別情報 ECHA InfoCard 100.028.760 EC番号 RTECS number 国連/北米番号 無水物: 1005 水溶液: 2672 ,2073 ,3318 性質 NH3 モル質量 17.0306 g mol-1 外観 常温で刺激臭のある無色透明の気体 密度 0.6942[ 1] 融点 −77.73 °C (−107.91 °F; 195.42 K) 沸点 −33.34 °C (−28.01 °F; 239.81 K) 89.9 g/100 cm3 （0 ℃） 酸解離定数 pK a 38 塩基解離定数 pK b 4.75 (H2 Oと反応) 屈折率 (n D )εr 構造 三角錐形 1.42 D 熱化学 標準定圧モル比熱 ,C p ⦵ 35.64 J mol-1 K-1 [ 2] 標準モルエントロピー S ⦵ 192.77 J mol-1 K-1 [ 2] -45.90 kJ mol-1 [ 2] 危険性 GHS 表示[ 5] Danger H314, H331, H410 P260, P273, P280, P303+P361+P353, P304+P340+P311, P305+P351+P338+P310 NFPA 704 651 °C (1,204 °F; 924 K) 爆発限界 15.0–33.6% 致死量または濃度 (LD, LC) 350 mg/kg (ラット, 経口)[ 3] 40,300 ppm (ラット, 10 min) 28,595 ppm (ラット, 20 min) 20,300 ppm (ラット, 40 min) 11,590 ppm (ラット, 1 hr) 7338 ppm (ラット, 1 hr) 4837 ppm (マウス, 1 hr) 9859 ppm (ウサギ, 1 hr) 9859 ppm (ネコ, 1 hr) 2000 ppm (ラット, 4 hr) 4230 ppm (マウス, 1 hr)[ 4] LCLo (最低致死濃度)
5000 ppm (哺乳類, 5 min) 5000 ppm (ヒト, 5 min)[ 4] NIOSH [ 6] 50 ppm (25 ppmACGIH -TLV; 35 ppmSTEL ) TWA 25 ppm (18 mg/m3 ) ST 35 ppm (27 mg/m3 ) 300 ppm 安全データシート (SDS)ICSC 0414 (無水)関連する物質 その他の陰イオン 塩化アンモニウム 炭酸アンモニウム 関連物質 ヒドラジン アジ化水素 ヒドロキシルアミン クロラミン 特記無き場合、データは
標準状態 (25 °C [77 °F], 100 kPa) におけるものである。
アンモニア （英 :ammonia ）は、分子式 NH3 で表される無機化合物 。常圧では無色 の気体 で、特有の強い刺激臭 を持つ。
水に良く溶けるため、水溶液 （アンモニア水）として使用されることも多く、化学工業 では基礎的な窒素 源として重要である。塩基 の程度は水酸化ナトリウム より弱い。
窒素原子上の孤立電子対 のはたらきにより、金属錯体 の配位子 となり、その場合はアンミン （英 :ammine ）と呼ばれる。例えば：
Cu 2 + + 4 NH 3 ↽ − − ⇀ [ Cu ( NH 3 ) 4 ] 2 + {\displaystyle {\ce {Cu^2+ + 4 NH3 <=> [Cu(NH3)4]^2+}}} Ag + + 2 NH 3 ↽ − − ⇀ [ Ag ( NH 3 ) 2 ] + {\displaystyle {\ce {Ag^+ + 2 NH3 <=> [Ag(NH3)2]^+}}} 名称の由来は、古代リビュア （現在のエジプト 西部、リビア砂漠 ）のシワ・オアシス にあったアモン 神殿の近くからアンモニウム塩 が産出した事による。ラテン語 のsal ammoniacum （アモンの塩）を語源とする。「アモンの塩」が意味する化合物は食塩 と尿 から合成されていた塩化アンモニウム である。アンモニアを初めて合成したのはジョゼフ・プリーストリー （1774年）である。
共役酸 (NH+ ) はアンモニウムイオン （英 :ammonium ion ）、共役塩基 (NH− ) はアミドイオン（英 :amide ion ）である。
アンモニア分子は窒素を中心とする四面体 構造を取っており、各頂点には3つの水素 原子 と一対の孤立電子対 を持つ。常温常圧では無色で刺激臭のある可燃性 気体。水に非常によく溶け、水溶液は塩基性を示す。様々な酸 と反応して、対応するアンモニウム塩を作る。また、有機反応において求核剤 として振る舞う。例えば、ハロゲン化アルキル と反応してアミン を、カルボン酸ハロゲン化物 やカルボン酸無水物 と反応してアミド を与える。塩化水素 （塩酸）を近づけると塩化アンモニウム (NH4 Cl) の白煙を生じる。ネスラー試薬 では褐色の沈殿 を生じる。アンモニアは湿ったリトマス紙 を青に変える事が可能である。
アンモニアは液化 しやすく、20℃ では、0.857 MPa（8.46気圧 ）で液化する。また沸点 が −33℃ と高いので、寒冷地では冬季に自然に液化することもあり得る。液体アンモニアの性質は水と似ている。例えば、様々な物質を溶解し、液体アンモニア自体も水溶液と似た性質を示す。
液体アンモニア中では弱い自己解離 があり、−33℃（沸点）におけるイオン積は次のとおりである[ 7]
2 NH 3 ↽ − − ⇀ ( NH 4 + ) + NH 2 − , {\displaystyle {\ce {2NH3 <=> (NH4^+) + NH2^- ,}}} K s = 10 − 32.5 {\displaystyle \quad K_{\mbox{s}}=10^{-32.5}} 液体アンモニアの白色ボンベ 。日本においては内容物によって塗装色が定められている。 液体アンモニアには単体 アルカリ金属 、アルカリ土類金属 およびユウロピウム などを溶解する性質がある。アルカリ金属、特にセシウム の溶解度 は非常に大きく、これらの金属の希薄溶液は溶媒和電子 によって青色を呈するが、濃厚溶液は金属光沢 ブロンズ 様の液体となる。液体アンモニアに溶解した金属ナトリウム は、バーチ還元 などの有機反応に利用される。さらに、金属溶液は高濃度で金属的な伝導挙動を示すことが知られている。
比誘電率 は −33℃ において 22.4 であり、水に比べてはるかに低い。無機塩類の液体アンモニアに対する溶解度は一般的に低いが、アンモニアの配位能力によってヨウ化銀 (AgI)などは非常によく溶ける。
粘膜 に対する刺激性が強く、濃度 0.1% 以上のガス吸引で危険症状を呈する。悪臭防止法 に基づく特定悪臭物質 の一つであり、毒物及び劇物取締法 においても劇物に指定されている。日本では高圧ガス保安法 で毒性ガス及び可燃性ガスに指定され、白色のボンベ を用い、「毒性」などの注意書きは赤で書くように定められている。液体状のものが飛散した場合は非常に危険で、特に目に入った場合には失明 に至る可能性が非常に高い[ 8] [ 9]
急性毒性 [ 9]
吸入 ラット LC50 2000ppm/4hr 吸入 マウス LC50 4230ppm/4hr 吸入 ウサギ LC50 7 mg/m3 /1hr 吸入 ネコ LC50 7 mg/m3 /1hr 経口 ラット LD50 350 mg/kg 人体 においては、摂取した蛋白質 が肝臓 で分解される過程でアンモニアが生じ、さらに尿素 へと変化する。肝機能が低下するなどしていると「汗 がアンモニア臭い」と感じられることがある[ 10] 血 中アンモニア濃度を測定する。また、魚介類 などの人間以外の生体については、環境水における濃度を測定する。
アンモニア水は水生環境中で速やかに硝化、急速分解される。[ 11]
通常の状態における空気 中での引火性は知られていない。発火点は651℃で空気中のアンモニア含有量が16–25%で爆発性ガスができる。液体アンモニアはハロゲン 、強酸 と接触すると激しく反応して爆発 ・飛散することがある。酸素 中では燃焼し、窒素酸化物 を発生する[ 12]
アンモニアの水に対する溶解度は気体としては非常に大きく濃厚水溶液が存在し、また密度 は濃度と伴に減少し、市販の濃アンモニア水は25 - 28%程度のものが多く、26%（d=0.904 g cm-3 ）のものはモル濃度 は13.8 mol dm−3 である。アンモニアは水に対しかなり発熱的（すべての気体の溶解熱は発熱的であるが）に溶解し、また溶解に関するギブス自由エネルギー 変化も負の値を取るため[ 13] 極性 のアンモニア分子が、より極性の強い水分子と水素結合 を形成するためである。
NH 3 ( g ) ↽ − − ⇀ NH 3 ( aq ) {\displaystyle {\ce {NH3(g) <=> NH3(aq)}}} またアンモニア水は一部電離し、
NH 3 ( aq ) + H 2 O ( l ) ↽ − − ⇀ NH 4 + ( aq ) + OH − ( aq ) {\displaystyle {\ce {NH3(aq) + H2O(l) <=> NH4^+(aq) + OH^{-}(aq)}}} K b = 1.8 × 10 − 5 {\displaystyle Kb=1.8\times 10^{-5}} p K b = 4.75 {\displaystyle {\mbox{p}}K_{b}=4.75\,} の酸塩基 平衡反応によってアンモニウムイオン NH4 + と水酸化物イオン OH- が生じ塩基 性を示す。かつてアンモニア水の塩基性は水酸化アンモニウム NH4 OH が生成し、これが電離 すると考えられていたが、水溶液中にはそのような化学種は認められず、また低温ではアンモニア一水和物 NH3 ·H2 O が生成するが、これはアンモニア分子と水分子が水素結合 したものであり水酸化アンモニウムの構造ではない[ 14]
また、弱塩基のアンモニアを中和した塩であるアンモニウム塩は弱酸性を示すが、これはアンモニウムイオンの酸解離による。塩基の強度は共役酸 の酸解離定数 で表記する場合が多い。
NH 4 + ( aq ) ↽ − − ⇀ H + ( aq ) + NH 3 ( aq ) {\displaystyle {\ce {NH4^+(aq) <=> H^+(aq)\ + NH3(aq)}}} K a = 5.6 × 10 − 10 {\displaystyle \ Ka=5.6\times 10^{-10}} pK a = 9.25 {\displaystyle =9.25} アンモニアの塩基解離およびアンモニウムイオンの酸解離に対するエンタルピー 変化、ギブス自由エネルギー変化、エントロピー 変化および定圧モル比熱 変化は以下の通りである[ 13] 水和 の増加に伴いエントロピーの減少が見られるが、アンモニウムイオンの酸解離に関しては、電荷 は変化しないためエントロピー 変化は小さい[ 15]
アンモニウムイオン 英 :ammonium ) はアンモニアに水素イオンが付加（配位結合 ）することにより生成し、アンモニア水の電離によっても一部生成する1価の陽イオン であり、オニウムイオン の一種である。正四面体 型構造をとる。
アンモニウムイオンを含むイオン結晶をアンモニウム塩 （アンモニウムえん、英 :ammonium ）と呼び、アンモニアと酸との中和反応 によっても生成する。多くのものが水に可溶であるが、過塩素酸 塩、ヘキサクロロ白金酸 塩などは溶解度が低く、アンモニウム塩の溶解度はアンモニウムイオンとイオン半径 の近い、カリウム 塩およびルビジウム 塩に類似する。加熱により分解し、過塩素酸アンモニウム などは爆発する。
現在ではアンモニアの工業生産はハーバー・ボッシュ法 によるものが一般的である。実際のプラントでは水素 と窒素 を鉄 触媒 存在下 25 - 35 MPa、約500℃ で反応させると[ 16]
N 2 + 3 H 2 ⟶ 2 NH 3 {\displaystyle {\ce {N2 + 3H2 -> 2NH3}}} の反応によってアンモニアが生成する。現在、ハーバー・ボッシュ法に必要な水素は化石燃料（天然ガスまたは石炭）から製造されており、CO2排出につながっています。再生可能電力（太陽光や風力エネルギー）を用いた水の電気分解から水素を製造すれば、再生可能アンモニアを生産することが可能です。 アフリカは地理的に恵まれているため、再生可能アンモニアを生産し、肥料輸入への依存を減らす大きな可能性を秘めています[ 17] [ 18] [ 19]
実験室レベルでは、アンモニア水を加熱するか、塩化アンモニウム と水酸化カルシウム を混合して熱する方法で、発生させることができる。水への溶解度 が大きく、空気の平均分子量より小さいため、吸湿して構わないならば上方置換 によって集めることができる。
高電圧放電法（1905年、ビルケランド・アイデ法） 雷と同じ方法で、空中で火花放電させて窒素と酸素から一酸化窒素 を作り最後に硝酸とする。1905年に実用化したが、電力消費が極めて大きい[ 16] N 2 + O 2 → 3000 ∘ C 2 N O → 600 ∘ C O 2 2 N O 2 → H 2 O 2 N H O 3 {\displaystyle \mathrm {{N_{2}}+{O_{2}}\ {\xrightarrow[{3000^{\circ }{C}}]{\ }}\ 2NO\ {\xrightarrow[{600^{\circ }{C}}]{O_{2}}}\ 2NO_{2}\ {\xrightarrow {H_{2}O}}\ 2NHO_{3}} } 石灰窒素法（1906年，フランク・カロ法） 1901年ドイツ人フランクとカロによる方法で、炭化カルシウム ( CaC 2 ) {\displaystyle {\ce {(CaC2)}}} 石灰窒素 を合成する手法。消費電力は放電法の1 ⁄4 [ 16] C a O → 2000 ∘ C 3 C C a C 2 → 1000 ∘ C N 2 C a C N 2 → 3 H 2 O 2 N H 3 {\displaystyle \mathrm {{CaO}\ {\xrightarrow[{2000^{\circ }{C}}]{3C}}\ \ CaC_{2}\ {\xrightarrow[{1000^{\circ }{C}}]{N_{2}}}\ CaCN_{2}\ {\xrightarrow {3H_{2}O}}\ 2NH_{3}} } ルテニウム触媒（Ru-活性炭-K） 尾崎、秋鹿らによる、ハーバー法よりも温和な条件でアンモニアを合成できる、ルテニウム 触媒を用いた合成法[ 20] [ 21] C12A7 Electride アルミナセメントの構成成分を用いる方法で、常圧 320 - 400℃で合成可能[ 22] モリブデン錯体 2010年にはレンゲ の酵素 構造を参考にして、モリブデン を含む触媒により、常温常圧でアンモニアを合成する手法が発表された[ 23] [ 24] ランタンコバルト金属間化合物 (LaCoSi) 貴金属触媒を使用しない方法[ 25] アンモニア電解合成 モリブデン触媒アンモニア合成 常温で窒素と水と還元剤のヨウ化サマリュウムとモリブデン触媒をかき混ぜるだけで、アンモニアを合成できる。2019年発表。[ 26] 水素50℃＋窒素＝アンモニア合成 上水道や海水からセルロースナノファイバー電極と言う水素で脆くならず、錆びない電極を用いて水素を得て、水素を50℃に温めて、新触媒のRu／CaH２（ルテニウムナノ粒子とカルシウムハイドライドの複合体）Ca2+ (H- )2 Ca2+ (Cl- )2 塩化カルシウム（除雪剤・脱水剤）を使用する事で、アンモニアを合成する手法。2020年発表。[ 27] アンモニアは硝酸 などの基礎化学品、硫安 などチッソ肥料 の原料となるため、工業的に極めて重要な物質である。2008年度日本国内生産量は 1,244,083t、消費量は 403,841t である[ 28] [ 29] ソルベー法 が盛んに用いられた時期には炭酸ナトリウム を製造するための原料だった。
液化したアンモニアはバーチ還元 の溶媒として使用される。また、蒸発熱 が大きいため (5.581 Kcal/mol)、冷蔵機・冷凍機の冷媒 として利用されているが、小型の機器では吸収式冷凍機を除きそのほとんどがフロン などに替わられた。しかし新しい冷媒に比べオゾン層 の破壊係数が少ないことから、最近この用途で見直されつつある[ 30] 人工衛星 などの宇宙開発 用機器の冷却にも多く用いられている。
19世紀 末にはアメリカ合衆国で Emile Lamm が1870年と1872年にアンモニアを動力源として使用する機関車に関する特許を取得して[ 31] [ 32] ニューオーリンズ で1872年に作動流体 として圧縮空気 や蒸気 の代わりにアンモニアを使用する無火機関車が馬車鉄道 の代わりに使用された[ 33] [ 34] [ 35] [ 36] [ 37]
X-15 のエンジンがアンモニアを燃料として使用していた前述のようにアンモニアは条件次第で燃焼し、燃やしても代表的な温室効果ガス である二酸化炭素 が生成されない。このためアンモニアを火力発電 用燃料 として使う技術開発が行われている。微粉炭 と混焼させたり[ 38] ガスタービン発電 で燃料や空気の供給量・速度を調整したり[ 39] [ 40] 増進回収法 （EOR）や二酸化炭素回収・貯留 （CCS）に利用する。こうしたことから、使用するアンモニアを、カーボンニュートラルな燃料として、「ブルーアンモニア」と呼称している。
グリッドパリティ 達成、再エネの価格低下により地域によってはブルーアンモニアより安く再生可能エネルギーによるグリーンアンモニア を製造可能になっている。経済産業省では3円/kWhでアンモニアを製造できると試算しているが、発電時の損失、火力発電所の改修コストを考えると最終的な発電コストは23.5円/kWhとしている。[ 41]
アンモニアを燃焼させると二酸化炭素より強力な温室効果ガスである亜酸化窒素 が発生する、均等化発電原価 （英語版 ） [ 42] カーボンニュートラル 目標に整合しない[ 43]
XLR99 のようなロケット 燃料に使われたことがある。炭素が無いのでエンジンの高温による炭素析出、煤 の発生や配管の詰まりを防ぐことが出来る。
炭化水素燃料では炭素の析出や一酸化炭素の触媒毒 が問題になるがアンモニアなら問題ない。
船舶や自動車等の脱炭素燃料として注目される。
アンモニアは爆発限界が狭く燃えにくいため、給気に混ぜ予混合気としてディーゼルエンジン に送り込むことができ、重油の使用量を容易に減らせる。しかしアンモニア混合比率が増えるといかにアンモニアを燃やすかが課題となる[ 44] [ 45]
水素をそのままの状態で保存するよりアンモニアのほうが沸点、蒸気圧を下げ簡単に液化できるため水素貯蔵 の一つとして研究されている。
アンモニアから水素の生成は吸熱反応で、400℃近い加熱された触媒によって生成される[ 46]
NH 3 ( g ) ⟶ 1 ⋅ 5 H 2 ( g ) + 0 ⋅ 5 N 2 ( g ) {\displaystyle {\ce {NH3 (g) -> 1.5H2 (g) + 0.5N2 (g)}}} Δ H = + 45 k J / m o l {\displaystyle \Delta H=+45\mathrm {kJ/mol} } 水素に戻す際の熱源はSOFC のような高温の燃料電池 の廃熱を利用したり、アンモニアと空気の触媒燃焼 によって賄うことができる。
環境に有害な窒素酸化物 の発生を抑制するために火力発電所 のボイラー などに設置される、選択触媒還元脱硝装置 の還元剤 として使用される[ 47] ディーゼルエンジン を動力とするディーゼル自動車 においても応用されている（尿素SCRシステム ）が、アンモニアを直接搭載するのは危険であるため「AdBlue 」と呼ばれる専用の尿素 水を代わりに搭載し、これを排気中に噴射することにより高温下で加水分解 させアンモニアガスを得る仕組みになっている。
銀鏡反応 を利用した銀 めっき の還元剤 としても使用される。強烈な刺激臭のため、気絶 した人に気付け薬 として嗅がせることがある。また 9.5–10.5% のアンモニア水溶液は日本薬局方 一部医薬品（日本薬局方アンモニア水）で虫刺され用の外用薬の成分として用いられることもある[ 48] ギ酸 などには中和 が期待されるものの、ヒスタミン などに対する分解作用は無い。 ヒト の体内におけるアンモニアは血液によって運ばれ肝臓 によって処理される[ 49] 肝臓病 などの疾病においてその処理機能が低下すると、高アンモニア血症を発症し脳障害など重大な影響を及ぼす[ 50]
食品、特に動物性食品の蛋白質やアミノ酸 が微生物に分解されるとアンモニアが発生し、一定の量を超えればいわゆる腐敗 臭を放つようになる。アンモニアには毒性があるが、微量であれば食物の風味付けに利用される。くさや やホンオフェ など、刺激臭のする発酵食品 の臭気の主成分の一つはアンモニアである。またアンモニアは食品添加物として認められ、パンや洋菓子などの生地の膨張剤として使用される。この場合アンモニアは加熱過程で消散し、製品に残留しないことが要求されている。
サメ の体内にはアンモニアがあるために腐敗が遅い。冷蔵 技術が普及する前、日本の山間部では、腐敗や食中毒を起こさずに海岸部から運んでこられるサメが海の幸 として珍重されていた[ 51]
アンモニアは、また体内でも生成される。食物に含まれる蛋白質や、腸の分泌液に含まれる尿素が腸内細菌によって分解されるとアンモニアが生産され、血液中に放出される。血中アンモニアは肝臓で尿素 やグルタミン に変換され、無毒化される。薬剤や肝硬変 などで肝機能が低下したときには体内にアンモニアが蓄積され、肝性脳症 [ 52] 血液脳関門 を通過し、脳 にダメージを与える。）。
生物は、蛋白質など代謝 の結果で不要となった窒素を貯蔵、排泄しなければならない。硬骨魚類 や両生類 の幼生では主にアンモニアの形でそのまま排泄されるが、軟骨魚類 、哺乳類 や両生類 の成体では主に尿素 、爬虫類 の多くや鳥類 では尿酸 に変換された上で貯蔵、排泄される。
電子技術総合研究所 で神経回路の伝達の研究に使用されていたヤリイカ の飼育は当初困難だったが、松本元 により、アンモニアを除去するために循環濾過 フィルター内にアンモニアを酸化する細菌（亜硝酸菌 ）と、それを還元する細菌（嫌気呼吸 菌、脱窒 菌）の繁殖・保持により達成された。これは現在の海水魚飼育で、基本的な技術となっている[ 53]
ウシなどではタンパク質などの過剰摂取により第一胃 内および血液中のアンモニア濃度が上昇し、アンモニア中毒 となることがある。
室内アンモニア濃度が20ppm以上の状態でラットを長時間飼育すると呼吸器系の炎症を引き起こす。
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