氨水又稱阿摩尼亞水，主要成分為NH3·H2O，是氨氣的水溶液，無色透明且具有刺激性氣味。氨氣熔點-77℃，沸點36℃，密度0.91g/cm3。氨氣易溶于水、乙醇。易揮發(fā)，具有部分堿的通性，氨水由氨氣通入水中制得。氨氣有毒，對眼、鼻、皮膚有刺激性和腐蝕性，能使人窒息，空氣中容許濃度30mg/m3。主要用作化肥。
　　工業(yè)氨水是含氨25%～28%的水溶液，氨水中僅有一小部分氨分子與水反應形成銨離子和氫氧根離子，即一水合銨，是僅存在于氨水中的弱堿。氨水凝固點與氨水濃度有關，常用的(wt)20%濃度凝固點約為-35℃。與酸中和反應產生熱。有燃燒爆炸危險。比熱容為4.3×103J/kg·℃﹙10%的氨水）

　　物化性質
　　揮發(fā)性
　　氨水易揮發(fā)出氨氣，隨溫度升高和放置時間延長而揮發(fā)率增加，且隨濃度的增大揮發(fā)量增加。

　　腐蝕性
　　氨水有一定的腐蝕作用，碳化氨水的腐蝕性更加嚴重。對銅的腐蝕比較強，鋼鐵比較差，對水泥腐蝕不大。對木材也有一定腐蝕作用。屬于危險化學品，危規(guī)號82503。

　　弱堿性
　　氨水中存在以下化學平衡：
　　NH3+H2O===NH3·H2O（可逆反應）
　　NH3·H2O===NH4+ +OHˉ（可逆反應）電離常數(shù)：K=1.8×10ˇ-5（25℃）
　　因此僅有一小部分氨分子與水反應而成銨離子NH4+和氫氧根離子OH-，故呈弱堿性。

　　氨水具有堿的通性：
　　①能使無色酚酞試液變紅色，能使紫色石蕊試液變藍色，能使?jié)駶櫦t色石蕊試紙變藍。實驗室中常用此法檢驗NH3的存在。
　　②能與酸反應，生成銨鹽。濃氨水與揮發(fā)性酸（如濃鹽酸和濃硝酸）相遇會產生白煙。
　　NH3+HCl=NH4Cl（白煙）
　　NH3+HNO3=NH4NO3（白煙）
　　而遇不揮發(fā)性酸(如硫酸、磷酸)無此現(xiàn)象。因此實驗室中可用此法檢驗水中氨分子的存在。
　　工業(yè)上，利用氨水的弱堿性來吸收硫酸工業(yè)尾氣，防止污染環(huán)境。
　　SO2+2NH3·H2O=(NH4)2SO3+H2O(NH4)2SO3+SO2+H2O=2NH4HSO3

　　不穩(wěn)定性
　　一水合氨不穩(wěn)定，見光受熱易分解而生成氨和水。
　　NH3·H2O=NH3↑+H2O
　　實驗室中，可用加熱濃氨水制氨或常溫下用濃氨水與固體燒堿混合的方法制氨氣，其裝置與操作簡便，且所得到的氨氣濃度較大，做“噴泉”實驗效果更佳。
　　由于氨水具有揮發(fā)性和不穩(wěn)定性，故氨水應密封保存在棕色或深色試劑瓶中，放在冷暗處。

　　可燃性
　　可以和氧氣反應生成水和氮氣，故有前景做無害燃料。但是缺點是必須在純氧氣中燃燒。（燃燒現(xiàn)象：氨氣在純氧中燃燒，放出紅光，發(fā)熱，生成無色氣體和無色液滴）

　　沉淀性
　　氨水是很好的沉淀劑，它能與多種金屬離子反應，生成難溶性弱堿或兩性氫氧化物。例如：
　　Al3+ +3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH +生成的Al(OH)3沉淀難溶于過量氨水。
　　Fe2﹢+2NH3·H2O=Fe(OH)2↓+2NH4+生成的白色沉淀易被氧化生成紅褐色沉淀
　　4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3紅褐色）
　　利用此性質，實驗中可制取Al(OH)3、Fe(OH)3 、Fe(OH)2(苯層覆蓋)等。

　　絡合性
　　氨水與Ag+、Cu2+、Cr3+、Zn2+等離子能發(fā)生絡合反應，當氨水少量時，產生不溶性弱堿，當氨水過量時，不溶性物質又轉化成絡離子而溶解。
　　Ag2O+4NH3·H2O=2[Ag(NH3)2]﹢ +2OHˉ+3H2O 實驗室中用此反應配制銀氨溶液。
　　Zn(OH)2+4NH3·H2O=[Zn(NH3)4]2﹢+2OHˉ+4H2O
　　可用此反應來鑒別兩性氫氧化物氫氧化鋁和氫氧化鋅。
　　Cu(OH)2+4NH3·H2O=[Cu(NH3)4]2+(深藍色) +2OHˉ+4H2O

　　還原性
　　氨水表現(xiàn)出弱的還原性，可被強氧化劑氧化。如氨水可與氯水發(fā)生反應：
　　3Cl2+8NH3·H2O=6NH4Cl+N2+8H2O
　　也可與KMnO4反應。

　　氧化性
　　氨分子中+1氧化態(tài)的氫則表現(xiàn)出弱氧化性，可將強還原劑氧化。如液氨把堿金屬氧化：
　　2NH3+ 2Na = 2NaNH + H2↑