zaibd/wkpdtw huggingface dataset:
過錳酸銨是一種紫色固體，斜方晶系，分子式為 NH4MnO4，可溶於水。過錳酸銨不穩定，在室溫下也會緩慢分解。



製備

過錳酸銨通常利用碳酸銨和過錳酸鋁的複分解反應來製備：

$$
{\ce {6 KMnO4 + 4 Al2(SO4)3*18 H2O + 6 H2O -> 2 Al(MnO4)3 + 6 KAl(SO4)2*12H2O}}
$$

$$
{\ce {2 Al(MnO4)3 + 3 (NH4)2CO3 + 3 H2O -> 2 Al(OH)3 + 3 CO2 ^ + 6 NH4MnO4}}
$$



化學性質

過錳酸銨受熱爆炸性分解，產生二氧化錳、氮氣和水：

 
* ${\ce {2 NH4MnO4 ->[{△}] 2 MnO2 + N2 ^ + 4 H2O}}$

其受熱分解的產物複雜，還會有一氧化氮、二氧化氮等。
碘化錳是一種粉色固體，可溶於水，化學式為 MnI2。

碘化錳可以用作粉色塗料，或者作為 Mn2+ 或 I−的來源。它通常在照明行業中使用。



製備

無水的碘化錳 (II) 可以通過錳和碘在乙醚中直接化合得到：

　
: Mn + I2 —Et2O→ MnI2

其一水合物則利用氫碘酸與碳酸錳的反應即可製備。



配合物

碘化錳可以形成 [MnI4]2-配陰離子。
高氯酸錳 (II)，或稱高氯酸亞錳，是一種無機化合物，化學式為 Mn (ClO4)2。



製備

無水高氯酸在−80℃下作用於無水硝酸錳，再升溫至 0℃反應，得到六水高氯酸錳。也可簡單地由過量的高氯酸作用於一氧化錳或碳酸錳，再減壓濃縮、結晶得到產物。



物理性質

高氯酸錳是易吸濕的固體，其水合物可溶於乙醇。



化學性質

高氯酸錳 (II) 中，ClO4-有使 Mn2+ 氧化的傾向，故其不穩定，在 150℃分解，產生二氧化錳。



配合物

高氯酸錳可以形成高氯酸三碳醯肼合錳 (II)、高氯酸六咪唑合錳 (II) 等配合物，高氯酸三碳醯肼合錳 (II)（[Mn (CHZ)3](ClO4)2）由碳醯肼和高氯酸錳在水溶液中反應得到。
焦磷酸錳是一種無機化合物，化學式為 Mn2P2O7。



製備

焦磷酸錳的二水合物可以由氯化錳和焦磷酸鈉在溶液中反應得到。

MnCl2・2.03KCl 和 Na4P2O7 的混合物於 N2 中 500℃反應，也能得到 Mn2P2O7。



其它化合物

十水合焦磷酸錳

Mn4(P2O7)2·10H2O 是一種無機化合物，分子量 747.808。它是一種黃白色晶體，由 MnCl2（0.1mol/L）和 Na2H2P2O7（0.1mol/L）在 pH=1.9 的溶液中，室溫下反應得到。96℃開始分解，325℃形成 Mn2P2O7 無水物。但如果將 Na2H2P2O7 換成 K4P2O7，則得不到該產物，取而代之的是 MnKHP2O7·2H2O。

復鹽

Mn (II) 焦磷酸鹽的復鹽 (NH4)2[Mn3(P2O7)2(H2O)2]、Li2MnP2O7 等都是已知的。此外，酸式鹽 K2Mn(H2P2O7)2·2H2O、Mn1/2NH4H2P2O7·H2O 等也有文獻記載。



參考文獻
偏磷酸銨（Ammonium metaphosphate），分子式 NH4PO3。分子量 98.97。



性質

粒狀固體。稍有吸濕性，不結塊。



製備

由五氧化二磷、氨氣與水蒸氣反應而得。

　
: ${\rm {\ P_{2}O_{5}+2NH_{3}+H_{2}O\rightarrow 2NH_{4}PO_{3}}}$



用途

用作高濃度的氮磷複合肥料。



參考文獻
亞硝酸銨是亞硝酸的銨鹽，化學式為 NH4NO2。它被用作滅鼠劑、殺微生物劑和農業上的殺蟲劑，對人和水生生物都有很強的毒性。

用臭氧或過氧化氫氧化氨，或亞硝酸鋇 / 鉛與硫酸銨反應、亞硝酸銀與氯化銨反應，濾去沉澱都可得到亞硝酸銨。將溶液濃縮會得到無色亞硝酸銨晶體。它可溶於水，加熱或與酸反應都會分解生成氮氣：

　
: NH4NO2 → N2 + 2H2O

實驗室製取氮氣的一種方法，就是共熱亞硝酸鈉與氯化銨的混合溶液，利用了亞硝酸銨的分解反應。



參考文獻
二溴化鉬是二價鉬的溴化物，化學式為 MoBr2。其分子結構為 [Mo6Br8]Br4，存在二水合物。



製備

二溴化鉬可由二氯化鉬和溴化鋰的反應製備。

它也能通過三溴化鉬在 600 °C（1,112 °F）的真空中歧化得到。



參考文獻
三溴化鉬是一種無機化合物，化學式為 MoBr3。它是黑色固體，難溶於大多數溶劑，但可溶於配位性溶劑（即給體溶劑）。



製備

三溴化鉬可由鉬和溴在 350 °C（662 °F）反應得到：

　
: $\mathrm {2\ Mo+3\ Br_{2}\longrightarrow 2\ MoBr_{3}} $

它具有由無限衍生的鏈組成的八面體結構構成，具有交替 Mo-Mo 短鍵和長鍵連接。釕和鎝的三溴化物有相同的結構。與之相對應的是，三碘化鈦高溫相的 Ti-Ti 間距是固定的。



參考文獻
碲酸鉀是一種無機化合物，是鉀的碲酸鹽，化學式 K 
2TeO 
4



製備

碲酸鉀可以由二氧化碲和硝酸鉀反應而成。



性質

碲酸鉀是一種可溶於水的白色固體。



反應

和三氧化硫反應：

$$
{\mathsf {K_{2}TeO_{4}+SO_{3}\ {\xrightarrow {110^{o}C}}\ K_{2}SO_{4}+TeO_{3}}}
$$

和硝酸銀反應，形成碲酸銀：

$$
{\mathsf {AgNO_{3}+K_{2}TeO_{4}\ {\xrightarrow {T}}\ Ag_{2}TeO_{4}\downarrow +2\,KNO_{3}}}
$$
三硫代亞砷酸鉀是一種無機化合物，化學式為 K3AsS3。



製備

三硫代亞砷酸鉀可由三硫化二砷、金屬鉀和硫在液氨中按化學計量比反應得到：

　
: 6 K + As2S3 + 3 S → 2 K3AsS3



性質

它和氯化三羰基 (五甲基環戊二烯) 鉬 (II) 反應，依據反應條件（溫度、溶劑）不同，生成不同的產物，如 [Cp\*2Mo2S4]（Cp\
* 為五甲基環戊二烯）等。

它和氯化鎳、四苯基溴化鏻進行水熱反應，能夠得到配合物 (Ph4P)2[NiAs4S8]。



參考文獻
氯酸銣（英文：rubidium chlorate）是一種無機化合物，屬於氯酸鹽，由氯、銣、氧組成，為一種鹽類，其化學式為 RbClO3。



制備

可由硫酸銣和氯酸鋇反應制得

　
: Rb2SO4 + Ba(ClO3)2 → 2RbClO3 + BaSO4↓



性質

下面將詳細介紹氯酸銣的性質：

物理性質

下面將介紹氯酸銣的溶解度和晶體結構：

溶解度

氯酸銣在水中的溶解度隨溫度增加而增加

晶體結構

氯酸銣的晶體結構為三方晶系，空間群為 _R_3_m_，晶格參數為 a =608.9 pm 和 c=817.4 pm，在晶胞包含三個單位

化學性質

加熱時氯酸銣會分解成氯化銣和氧氣

　
: 2RbClO3 → 2RbCl + 3O2↑



參考文獻
氟化銣（RbF）是銣的氟化物。它是八面體配位晶體。

氟化銣有幾種合成方法。一個是用氫氧化銣與氫氟酸混合反應：

　
: RbOH + HF → RbF + H2O

另一個方法是以氫氟酸中和碳酸銣：

　
: Rb2CO3 + 2HF → 2RbF + H2O + CO2

還有一種方法是用銣金屬直接與氟氣反應，但因為銣金屬很昂貴，所以是最不常用的方法。此外，銣與鹵素會產生劇烈反應並燃燒：

　
: 2Rb + F2 → 2RbF



參考文獻
碘酸銣是銣的碘酸鹽，化學式 RbIO3。



製備

碘酸銣可以由碳酸銣和五氧化二碘反應而成。

　
: ${\ce {Rb2CO3 + I2O5 -> 2RbIO3 + CO2 ^}}$



性質

物理性質

碘酸銣是三方晶系的，空間群 R3m (No. 160)，晶格參數 a = 641.3 pm, c = 789.2 pm。它的晶體結構和碘酸鉀一樣。碘酸銣易溶於鹽酸，且會變黃。

化學性質

碘酸銣加熱分解成碘化銣和氧氣：

　
: ${\ce {2RbIO3 -> 2RbI + 3O2 ^}}$

在熱的碘酸銣和氫氧化銣中通入氯氣，可以得到高碘酸銣。

　
: ${\ce {RbIO3 + 2RbOH + Cl2 -> RbIO4 + 2RbCl + H2O}}$

碘酸銣和氫氟酸反應，形成二氟碘酸銣，有著正交晶系。

　
: ${\ce {RbIO3 + 2HF -> 2RbF2IO2 + H2O}}$
小行星 7973（英語：7973 Koppeschaar）是一顆圍繞太陽公轉的小行星。1973 年 9 月 29 日，C. J. 萬・豪敦、I. 萬・豪敦 - 格勒內費爾德、T. 赫雷爾斯在帕洛馬山發現了此天體。

這顆小行星的絕對星等為 316.47879 等。



參考文獻
大事記


* 淮北大旱，朱元璋入皇覺寺。

* 中書右丞相脫脫因病辭職，元順帝親政直到 1349 年，期間，採取了一系列改革措施，史稱「至正新政」。

* 卡斯蒂利亞王國從馬林王朝手中奪取阿爾赫西拉斯。

* 第一次加里西亞－沃里尼亞戰爭以波蘭王國 卡齊米日三世奪得加里西亞中部作結。



出生


* 拜里米蘇拉，滿剌加國（馬六甲王朝）開國君主



逝世

*
硫化鉍是鉍的硫化物，化學式 Bi2S3，是輝鉍礦的主要成分。它可用於生產其它鉍化合物。



製備

Bi (III) 鹽的水溶液與硫化氫反應生成黑色的硫化鉍沉澱：

　
: $\mathrm {2\ Bi^{3+}+3\ H_{2}S\longrightarrow \ Bi_{2}S_{3}+6\ H^{+}} $

硫化鉍也能通過鉍與硫單質於 500℃共熱 96 小時製得。

　
: $\mathrm {2\ Bi+3\ S\longrightarrow \ Bi_{2}S_{3}} $



性質

硫化鉍溶於硝酸或熱的濃高氯酸，但不溶於鹼及硫化銨。硫化鉍與硫化銻同晶，具有複雜的網狀結構。
硫化鉍也易溶於除氫氟酸以外的氫鹵酸。
三氧化二鈰（化學式：Ce2O3），是稀土元素鈰 (Ⅲ) 的氧化物，為白色固體，實際上是一個組成在 CeO1.50~1.53 的非整比化合物。難溶於水和鹼，可溶於酸。它不如二氧化鈰（CeO2）常見。



製備

由二氧化鈰在高溫時被還原製得。比如以一氧化碳為還原劑時，反應式為：

　
: 4 CeO2 + 2 CO → 2 Ce2O3 + 2 CO2 ↑



參見


* 鈰

* 二氧化鈰
氧化亞鐵，是鐵的氧化物之一。其外觀呈藍灰色粉末，化學式為 FeO，由氧化態為 II 價的鐵與氧共價結合。它的礦物形式為方鐵礦。氧化亞鐵經常容易與鐵鏽混淆，但鐵鏽的主要成分為水合氧化鐵。氧化亞鐵屬於非整比化合物，其中鐵和氧元素的比例會發生變化，範圍從 Fe0.84O 到 Fe0.95O。



製備

FeO 可以在隔絕空氣條件下加熱草酸亞鐵製得。

$$
Fe{{C}_{2}}{{O}_{4}}{\underline {\underline {\Delta }}}{\text{ }}FeO{\text{ }}+{\text{ }}CO\uparrow {\text{ }}+{\text{ }}C{{O}_{2}}\uparrow
$$

加熱後的樣品需要被冷卻以防止歧化反應的發生。

 
整比的 FeO 可以通過加熱 Fe0.95O 與金屬鐵，在 770℃和 36kbar 壓力條件下生成。

 
FeO 也可以在 900℃條件下通過氧化鐵與一氧化碳反應（在還原焰中加熱氧化鐵）得到。

$$
F{{e}_{2}}{{O}_{3}}+{\text{ }}CO{\text{ }}{\underline {\underline {{{900}^{\text{o}}}{\text{C}}}}}{\text{ }}2{\text{ }}FeO{\text{ }}+{\text{ }}C{{O}_{2}}
$$



相關反應

FeO 在低於 575℃的條件下具有熱不穩定性，可以歧化生成金屬鐵和 Fe3O4：

$$
4{\text{ }}FeO{\text{ = }}Fe{\text{ }}+{\text{ }}F{{e}_{3}}{{O}_{4}}
$$

FeO 可與一些元素單質反應，而被還原為鐵單質：

$$
Si+{\text{ }}2{\text{ }}FeO{\text{ = }}Si{{O}_{2}}+{\text{ }}2{\text{ }}Fe
$$

$$
Mn+{\text{ }}FeO{\text{ = }}MnO{\text{ }}+{\text{ }}Fe
$$

$$
2P+{\text{ }}5{\text{ }}FeO{\text{ = }}{{P}_{2}}{{O}_{5}}+{\text{ }}5{\text{ }}Fe
$$

FeO 可溶於鹽酸或稀硫酸，並分別生成氯化亞鐵和硫酸亞鐵。

$$
FeO{\text{ }}+{\text{ }}2HCl{\text{ = }}FeC{{l}_{2}}+{\text{ }}{{H}_{2}}O
$$

$$
FeO{\text{ }}+{\text{ }}{{H}_{2}}S{{O}_{4}}{\text{= }}FeS{{O}_{4}}+{\text{ }}{{H}_{2}}O
$$



結構

氧化亞鐵屬於立方晶系（類似於氯化鈉晶體結構），每個鐵原子周圍連接著 6 個氧原子形成八面體型配位，每個氧原子周圍也以同樣的情況連接著 6 個鐵原子。出現非整比化合物的原因在於，由於二價鐵很容易被氧化為三價鐵，導致 FeO 中少量二價鐵被替換為三價鐵，占據晶格中的四面體空隙。

在低於 200K 時，氧化亞鐵的晶體結構會發生微小變化，變為菱方，並且具有反鐵磁性。



用途

氧化亞鐵可以被用作色素，在化妝品和刺青墨水中都有應用。氧化亞鐵也應用於瓷器製作中使釉呈綠色。



參考資料



參見


* 四氧化三鐵

* 氧化鐵

* 方鐵礦（方鐵礦）



外部連結


* 氧化亞鐵的性質簡介
溴化釓是一種無機化合物，化學式為 GdBr3。它是白色潮解性固體，具有 FeBr3 結構。



製備

溴化釓可由金屬釓和溴化氫反應製得。GdPO4–PBr3–Br2 體系的氣相轉移反應也可得到溴化釓。

從氫溴酸酸化的溴化釓的溶液中可以結晶出六水合物，直接加熱會有部分水解，生成 GdOBr，無水物需要用溴化銨處理得到。



參考文獻
硫酸釓是一種無機化合物，化學式為 Gd2(SO4)3，存在無水物和八水合物。



製備

用硫酸溶解氧化釓，可以得到硫酸釓。
氯化鎵是一種無機化合物，化學式 GaCl3，固態的氯化鎵以二聚體形式 Ga2Cl6 存在。它是無色或白色的固體，可溶於大部分溶劑，甚至能溶於烷烴，這一溶解特性在金屬鹵化物里很罕見。它的路易斯酸性比氯化鋁弱。



製備

氯化鎵可由金屬鎵在氯氣加熱反應，然後用升華提純而得到。

　
: 2 Ga + 3 Cl2 → 2 GaCl3

它也可以由氧化鎵與氯化亞碸反應而成：

　
: Ga2O3 + 3 SOCl2 → 2 GaCl3 + 3 SO2

它的水溶液在加熱（170 °C）蒸乾時，只能得到 Ga (OH) Cl2·H2O，而非 GaCl3。



反應

氯化鎵和二甲胺基鋰反應，可以得到 Ga [N (CH3)2]3 或 ClGa [N (CH3)2]2，二甲胺基鋰過量時，可以得到 LiGa [N (CH3)2]4；它和二 (三甲基矽基) 胺基鈉反應，可以得到 Ga {N [Si (CH3)3]2}3。在鋰存在下，它和三甲基氯矽烷反應，可以得到 Ga [Si (CH3)3]3。

它和三甲基矽基二三級丁基銻反應，可以得到含 Ga3Sb3 環的化合物 {Cl2GaSb[C(CH3)3]2}3。它可以和 [PCl2N]3 形成加合物 [PCl2N]3·GaCl3，其中 N 參與配位。

它和六氧化二氯反應，可以得到過氯酸鎵。它和金屬鎵加熱反應，可以得到二氯化鎵。它在加熱時也可以被鋁還原，得到 Ga [AlCl4]。它和氯化亞銅反應，可以得到 CuGaCl4。它在加熱下可以和氧化鋰或硫屬化鋰發生放熱反應：

　
: 3 GaCl3 + 5 Li2O → 9 LiCl + LiGaO2 + Ga2O3

　
: 3 GaCl3 + 3 Li2E → 6 LiCl + Li2E3 （E=S, Se, Te）



參考文獻



拓展閱讀


* Amemiya, Ryo; Yamaguchi, Masahiko. GaCl3 in Organic Synthesis. European Journal of Organic Chemistry. 28 November 2005, 2005 (24): 5145–5150 [2022-07-19]. ISSN 1434-193X. doi:10.1002/ejoc.200500512. eISSN 1099-0690. （原始內容存檔於 2022-07-19）.
四碘化鍺是一種無機化合物，化學式為 GeI4。它可由鍺和碘反應或二氧化鍺和 57% 氫碘酸反應得到：

　
: GeO2 + 4 HI → GeI4 + 2 H2O

它和四烴基錫在 250 °C 反應，生成 R2SnI2 和 R2GeI2（R= Et, Bu, Ph）。它和鍺、硫在高溫下發生化合反應，生成紅色的 GeSI2 和橙色的 Ge2S3I2。它和九羰基二鐵於 130 °C 在離子液體（[BMIm] Cl/AlCl3）中反應，可以得到 Ge12[Fe(CO)3]8I4。

　
: 12 GeI4 + 15 Fe2(CO)9 → Ge12[Fe(CO)3]8I4 + 22 FeI2 + 111 CO↑



參考文獻
亞硫酸鍶是一種無機化合物，化學式為 SrSO3，它是難溶於水的固體，在 20~90 °C 的溶度積為 6.72×10−11~3.65×3.65×10−10。它在空氣中於 700 °C 氧化。



製備及性質

亞硫酸鍶可由可溶性鍶鹽和亞硫酸鹽反應沉澱得到：

　
: Sr2+ + SO32− → SrSO3↓

氧化鍶和二氧化硫在 230 °C 反應也能生成亞硫酸鍶，其反應慢於氧化鋇的相應反應。

它加熱可以分解，在氮氣中 600~800 °C 的分解產物有二氧化硫、硫、硫化鍶、硫酸鍶和硫代硫酸鍶，這些產物在多步反應中生成：

　
: SrSO3 → SrO + SO2

　
: 2 SrSO3 + SO2 → 2 SrSO4 + 1/2 S2

　
: 2 SrO + 3/2 S2 → 2 SrS + SO2

它和鹽酸反應生成氯化鍶並放出二氧化硫。



參考文獻
雙原子分子一氧化碲經查驗是一種短暫存在的化學品。聲稱 TeO 固體存在的以往實驗結果並沒有得到證實。DVD 上名為低氧化碲的塗層可能是二氧化碲和碲金屬的混合物。



歷史

1883 年，一氧化碲首次由 E. Divers 和 M. Shimose 報告。據稱亞碸碲在真空里熱分解，便可以生成它。在 1913 年的報告裡說它可以與氯化氫反應。之後的研究成果沒有證實這個說法。到 1984 年，Panasonic 公司在開發一款可擦除光碟機，裡面含有「一氧化碲」（實際上是 Te 和 TeO2 的混合物）。



參見


* 二氧化碲

* 三氧化碲



參考文獻
27 - 降膽甾烷（英語：27-Norcholestane），是一種化學式為 C 
26H 
46 的甾烷化合物，可以作為石油中的生物標記，能通過其與 24 - 降膽甾烷的比值（24/27-norcholestane ratio，NCR）來確定石油產生的年代。



參考文獻
碲酸銨是一種無機化合物，化學式為 (NH4)2TeO4，它是對空氣敏感的白色固體，可溶於水。它可由二氧化碲、過氧化氫和氨水反應得到。它的酸式鹽 (NH4)2H4TeO6 和 NH4HTeO4 也是已知的。它可用於合成 K12+6xFe6Te4-xO27、CdTe 等材料。



參考文獻
三氯化金，俗稱氯化金，是最常見的無機金化合物，化學式是 AuCl3。名稱中的羅馬數字表明金的化合價為 + 3，這是它眾多化合物中最為穩定的價態。金亦會形成另一種氯化物 —— 氯化亞金（AuCl），它沒有 AuCl3 穩定。另外，把金溶於王水便會產生氯金酸。

氯化金 (III) 吸濕性很強，極易溶於水及乙醇。溫度高於 160 °C 或光照時會分解，並產生多種有大量配體的配合物。



結構

　
:

固態和氣態的三氯化金都是二聚物；金的溴化物 ——AuBr3 也是如此。兩個 Au 分別位於兩個正方平面的中心。此結構稱為平面型結構 ，AlCl3 及 FeCl3 也屬於這個結構。AuCl3 中的化學鍵主要是共價的，反映了它的高化合價和相對高的電負性。



化學性質

無水 AuCl3 在 160℃左右分解為 AuCl。但後者更高溫時會發生歧化反應，生成金屬金及 AuCl3。

　
: AuCl3 → AuCl + Cl2 (>160℃)

　
: 3AuCl → AuCl3 + 2Au (>420℃)

AuCl3 是一種路易斯酸，可生成多種加合物，例如：與鹽酸反應生成氯金酸（HAuCl4）：

　
: HCl(aq) + AuCl3(aq) → H+ + AuCl4(aq)−

三氯化金的水溶液極易與其它金屬反應置換出金屬金，包括鉀、鈉等活性大的金屬，原因是金的活性序排在很後面（比氫還後面），因此只要排在它前面都能與它置換，例如鎂、鋁、銅反應式為：

2AuCl3 + 3Mg → 3MgCl2 + 2Au

AuCl3 + Al → AlCl3 + Au

2AuCl3 + 3Cu → 3CuCl2 + 2Au

一些氯化物，例如氯化鉀也會與 AuCl3 反應，生成 AuCl4−。

AuCl3 溶液與鹼（例如氫氧化鈉）反應，生成不純的 Au (OH)3 沉澱，此沉澱溶於過量的氫氧化鈉中生成金酸鈉 NaAuO2。Au(OH)3 受熱時，會分解成氧化金（Au2O3），再進一步分解成金屬金。



製備

最常用的製備氯化金 (III) 的方法，是直接在高溫中氯化該金屬：

　
: 2Au + 3Cl2 → 2AuCl3



用途

三氯化金是最常見的金化合物之一，因此常用作合成許多其他金化合物的起始點。例如：溶於水的氰化物配合物 ——KAu (CN)4：

　
: AuCl3 + 4KCN → KAu(CN)4 + 3KCl

金 (III) 鹽，特別是 NaAuCl4（由 AuCl3 與 NaCl 反應製得），可取代有毒的汞 (II) 鹽作為炔烴反應的催化劑。例如，通過終端炔烴的水合作用來製備甲基酮：

一般在這些條件下，酮的產量可達 90%。還有一個用途是在炔烴的胺化反應中作為催化劑。

近年，AuCl3 開始引起有機化學家的青睞，因為它可作為其他化學反應的弱酸性催化劑，例如：芳香烴的烷基化反應，以及把呋喃轉換成苯酚（見下）。在有機物的合成以及在制藥工業中也會用到此化學反應。例如：2 - 甲基呋喃（斯而烷）可在第 5 位置與甲基乙烯基酮順利發生烷基化反應：

常溫下，用甲基腈中 1 mole% 的 AuCl3 只需進行 40 分鐘的反應便可產生 91% 的產物。這個產量值得注意，因為呋喃和酮通常在酸性環境下極易發生聚合反應等的副反應。有時當炔烴存在時，會生成苯酚：

此反應中，碳原子經歷了一系列複雜的重排，產生新的芳香環。



注意事項

處理三氯化金時應戴上手套及護目鏡，避免直接接觸物料。
碘化金是一種無機化合物，化學式為 AuI3，不穩定，在空氣中緩慢分解為碘化亞金和碘。



化學性質

碘化金可溶於鹼金屬碘化物溶液，形成 [AuI4]−。
三溴化鉈是一種無機化合物，化學式為 TlBr3。



製備

三溴化鉈的四水合物可由溴化亞鉈在水中的懸浮液和溴在 30~40 °C 反應得到。

　
: ${\ce {TlBr + Br2 + 4H2O -> TlBr3.4H2O}}$



性質

三溴化鉈以水合物的形式存在，它是淺黃色針狀晶體，易溶於水，在 40 °C 熔化，但在空氣中，30 °C 時分解為暗黃色的溴化鉈 (I,III)，生成水和溴；而在真空中，分解在室溫即可分解。它可以形成一系列的溴配合物，如 Rb [TlBr4] 和 Rb3[TlBr6]。



應用

三溴化鉈是強氧化劑，在有機化學和金屬有機化學中有所應用。



參考文獻
三氯化鉈是一種無機化合物，是鉈的氯化物之一，化學式為 TlCl3。



製備

三氯化鉈的四水合物可由氯化亞鉈在水中和氯氣反應得到：

　
: $\mathrm {TlCl+Cl_{2}+4\ H_{2}O\longrightarrow TlCl_{3}\cdot 4\ H_{2}O} $

水合物直接脫水會分解為氯化亞鉈，但在氯氣的存在下和氯化亞碸或光氣反應，可以得到無水物：

　
: $\mathrm {TlCl_{3}\cdot 4\ H_{2}O+4\ SOCl_{2}\longrightarrow TlCl_{3}+4\ SO_{2}+8\ HCl} $

　
: $\mathrm {TlCl_{3}\cdot 4\ H_{2}O+4\ COCl_{2}\longrightarrow TlCl_{3}+4\ CO_{2}+8\ HCl} $

它也可由亞硝醯氯和鉈反應，經 TlCl3・NOCl 中間體，減壓使之分解得到：

　
: $\mathrm {3\ NOCl+Tl\longrightarrow TlCl_{3}+3\ NO} $



參考文獻
硝酸鉈（III）是一種無機化合物，化學式為 Tl (NO3)3。它通常以三水合物的形式存在。它是無色固體，劇毒。它是一種強氧化劑 —— 其分子內的三價鉈和硝酸根離子都有氧化性。它受熱分解，放出氮氧化物，遇到水也會分解。
高氯酸亞鉈是一種無機化合物，化學式為 TlClO4，它在 266 °C 發生相變。它在 460 °C 分解，生成氯化亞鉈和三氧化二鉈，並放出熱量。它和三氧化二鉻加熱反應，生成重鉻酸亞鉈：

　
: 2 TlClO4 + Cr2O3 → Tl2Cr2O7 + Cl2↑ + 2 O2↑

它可由碳酸亞鉈和高氯酸反應製得。



參考文獻
四溴化釷是一種無機化合物，化學式為 ThBr4。



製備

它可由二氧化釷、溴和碳在 800~900 °C 反應得到。這種方法會產生 α 和 β 型溴化釷的混合物。純 α 型的產物通過長時間於 330~375 °C 加熱混合物得到。純 β 型則是將產物加熱至 470 °C，然後在冰水中迅速降溫得到。

　
: $\mathrm {ThO_{2}+2\ C+2\ Br_{2}\longrightarrow ThBr_{4}+2\ CO} $

四溴化釷也可由釷和溴的反應製得。氫氧化釷和氫溴酸反應，從溶液中可以結晶出水合物。



性質

四溴化釷存在低溫的 α 型和高溫的 β 型，它們都是白色潮解性固體，極易溶於水、乙醇和乙酸乙酯。它在標準狀況下可以和氟氣反應，加熱時和氯氣或氧氣反應。β 型溴化釷在室溫時是介穩的，經過 10 至 12 周轉化為 α 型，而 α 型至 β 型的轉變在 420 °C 左右發生。α 型溴化釷是正交晶系晶體，而 β 型溴化釷是四方晶系晶體，空間群 _I_41/amd。它的一些水合物是已知的，這些水合物加熱生成溴氧化釷。



參考文獻



拓展閱讀


* Kulyukhin, S. A.; Kamenskaya, A. N.; Mikheev, N. B.; Rumer, I. A.; Novichenko, V. L.; Kazakevich, M. Z. Reduction of thorium and protactinium to the oxidation state 3+ in tetrahydrofuran solutions. _Radiochemistry (Moscow)(Translation of Radiokhimiya)_, 1997. 39 (6): 501-503. ISSN: 1066-3622. CODEN: RDIOEO.
過氯酸鉛（英語：Lead perchlorate）是鉛的過氯酸鹽，分子式為 Pb (ClO4)2。



製備

像過氯酸銅、過氯酸鋅等大部分其他過氯酸鹽一樣，過氯酸鉛容易潮解。



化學性質

過氯酸鉛與脫鎂葉綠素在乙醇溶液中能形成鉛葉綠素錯合物，也能與 4,13 - 二癸基 - 1,7,10,16 - 四氧 - 4,13 - 二氮環十八烷 (cryptand [2,2,D,D]) 形成錯合物。



應用

過氯酸鉛溶液可用於準確測定礦石或精礦中的金、銀含量。
偏硼酸鋰(化學式︰LiBO2)，是一種實驗室分析用的助熔劑。



簡介

偏硼酸鋰的空間群是 P21/c，即屬於單斜晶系。晶胞參數為 a=5.85 (8)Å， b=4.35 (7)Å，c=6.46 (6)Å，β=115.1 (5)°， Z = 4。



製備

製備偏硼酸鋰晶體可採用助溶劑法。先將硼化合物和鋰化合物混合，加入助熔劑。平緩地把溶液升溫至溫度 600°C，然後冷卻，結晶後獲得偏硼酸鋰的晶種。再次把溶液加熱，並放置晶種於溶液重新溶化。最後混合物達室溫製成大偏硼酸鋰晶體。例如：

　
: ${\ce {Li2O + B2O3 = 2 LiBO2}}$ 
 或

$$
{\ce {LiOH + H3BO3 = LiBO2 + 2 H2O ^}}
$$



應用

熔融狀的偏硼酸鋰，可完全分解鎢鉬礦石。
將 Li2B4O7 與偏硼酸鋰以一比四混合。此溶液可溶解矽酸鋁、碳化矽、碳化硼 等。或將 Li2B4O7 與偏硼酸鋰以一比一混合，即可溶解鉻礦。 
此外，偏硼酸鋰可用作光譜緩衝劑，以減少在光譜分析時的干擾，且不會造成光散射。 
偏硼酸鋰也可幫助 X 射線螢光光譜儀作不同化合物的分析。



缺點

加入偏硼酸鋰後的溶液會含高鹽量，增加光譜儀背景信號，導致如 ICP-OES 的靈敏度下降，偵測極限上升，所以誤差更大。



參考文獻
過錳酸鋰是一種無機化合物，化學式為 LiMnO4。它可由硫酸鋰和過錳酸鋇的反應製得，從溶液中可結晶出三水合物 LiMnO4·3H2O。它在 199 °C 劇烈分解：

　
: 2 LiMnO4 → Li2O + 2MnO2 + 3/2 O2↑

但後來的研究發現過錳酸鋰的熱分解產物更加複雜，有 Li2MnO3、LiMn2O4 等產物生成。



參考文獻
磷酸二氫鋰是一種無機化合物，屬於磷酸二氫鹽，由鋰、磷、氧、氫組成，化學式為 LiH2PO4。磷酸二氫鋰可用於鋰離子電池材料的製造。



制備

磷酸和氫氧化鋰反應，溶液 pH 為 2.0~2.8 時，即得到磷酸二氫鋰：

　
: H3PO4 + LiOH → LiH2PO4

磷酸鋰和磷酸的反應也能得到磷酸二氫鋰。



參考文獻
亞硫酸鋰是一種無機化合物，化學式為 Li2SO3，可由氫氧化鋰和二氧化硫反應製得，在水中，它可以進一步和二氧化硫反應，生成亞硫酸氫鋰。它在高溫歧化為硫化鋰和硫酸鋰。它在鹼性條件下可以被鐵氰酸鋰氧化。



參考文獻
磷酸鈰是鈰的磷酸鹽之一，為一種無機化合物，化學式為 CePO4。



製備

磷酸鈰可由磷酸鈉和硝酸鈰在溶液中反應得到：

　
: Ce(NO3)3 + Na3PO4 → CePO4↓ + 3 NaNO3

氯化鈰或硝酸鈰和磷酸反應也能得到產物。



相關化合物


* 磷酸高鈰，化學式 Ce3(PO4)4。

* 磷酸氫鈰 (IV)，化學式 Ce (HPO4)2。

* 五磷酸鈰，化學式 CeP5O14。



參考文獻
鉻酸銫，即鉻酸的銫鹽，與矽、硼或鈦等還原劑作用可製得銫蒸汽，這也是製作真空管的最後步驟。銫蒸汽與剩餘的氣體（氮氣、氧氣）等反應，最終除去管內的氣體。
碘酸銅是銅的碘酸鹽，化學式為 Cu (IO3)2，目前僅已知二價的化合物。



製備

向硝酸銅溶液中加入碘酸，得到一水合物晶體：

　
: ${\ce {Cu^2+ + 2HIO3 + H2O -> Cu(IO3)2 . H2O + 2H+}}$



性質

碘酸銅一水合物（Cu (IO3)2·H2O）在 240°C 發生脫水，生成無水物。無水物繼續加熱至 470°C，不經熔化而分解，生成氧化銅。可溶於稀硫酸、稀硝酸，不溶於水和熱乙醇。在氨水中形成配位化合物而溶解。

　
: ${\ce {Cu(IO3)2 + 4NH3 -> [Cu(NH3)4]^2+ + 2IO3^-}}$

難溶於水，在水中解離如下：。

　
: ${\ce {Cu(IO3)2 . H2O <=> Cu^2+ (aq) + 2IO3^- (aq) + H2O}}$ , $K{\rm {{sp}=1.4\times 10^{-7}}}$



參考文獻



拓展閱讀

松岡敬一郎。ヨウ素綜説（第二版）. 霞ヶ関出版. 1992. ISBN 9784760301355.
三氟二氯化磷是一種無機化合物，化學式為 PF3Cl2。



製備

三氟二氯化磷可由氯氣和三氟化磷反應得到：

　
: PF3 + Cl2 → PF3Cl2

三氟化磷或硫代磷醯氟和一氯化碘在室溫下平和反應，生成 PF3Cl2。



性質

PF3Cl2 受熱分解，生成 PF5 和 PCl5。和氟化鈣加熱反應，生成 PF5。和 F3CSO2NNaCl 反應，生成 F3CSO2N=PF3；類似地，它和 PF3NH2 的反應，也能得到含 P=N 鍵的化合物 F3P=NPF2。

PF3Cl2 在 CH3CN 中的導電性很弱。



用途

PF3Cl2 和 HF 的反應可以用於製備 PF5。



參考文獻
碘酸鈷是一種無機化合物，化學式為 Co (IO3)2。碘酸鈷在 420°C 分解，生成四氧化三鈷。



製備

碘酸鈷可由碘酸或碘酸鋰在硝酸酸性條件下和硝酸鈷反應得到。如果未使用硝酸，會得到紫色的 Co (IO3)2 和粉色塊狀的 Co (IO3)2·2H2O 的混合物。

　
: Co(NO3)2 + 2 LiIO3 → Co(IO3)2 + 2 LiNO3



參考文獻
高氯酸鈷是一種無機化合物，化學式為 Co (ClO4)2，是一種強氧化劑。



製備

高氯酸鈷可由氧化鈷、氫氧化鈷、碳酸鈷和高氯酸反應得到。



用途

高氯酸鈷可作為催化劑，催化過硫酸氫鉀氧化乙苯來高效地合成苯乙酮。



參考文獻
AKB48（APINACA, N-(1 - 金剛烷)-1 - 戊基 - 1H - 吲唑 - 3 - 甲醯胺）是一種潛在的大麻素受體激動劑。此前它從未在科學界或專利文獻中被報導過，2012 年 3 月在日本的實驗室中作為合成大麻混合煙的原料被識別出來。結構上它類似於專利號為 WO 2003/035005（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）的大麻素化合物，除了吲唑 1 位上引入了一條戊烷基鏈，因而 APINACA 應屬於該專利所涵蓋的範圍，儘管尚未作為實例得到確認。APINACA 於 2012 年在日本被宣布為非法藥物，從 2012 年 7 月 13 日起作為臨時類毒品在紐西蘭被禁止。



參見


* 大麻素

* 精神藥品



參考文獻
大事記


* 元朝丞相脫脫主修《宋史》，共 496 卷。

* 加斯科涅戰役，英法百年戰爭英軍首次取得重大陸戰勝利。



出生


* 



逝世

*
K516/517、K518/515 次列車是中國鐵路運行於吉林省第二大城市吉林市至中央直轄市上海市之間的快速列車，自 1978 年 8 月 1 日起開行，現由瀋陽鐵路局吉林客運段負責客運任務，是吉林省首班始發進滬列車。列車使用 4 組 25G 型客車，沿長圖鐵路、京哈鐵路、津山鐵路、京滬鐵路運行，途經吉林省、遼寧省、河北省、天津市、山東省、安徽省、江蘇省、上海市六省兩市，全程 2442 公里。其中吉林站至上海站運行 33 小時 26 分，使用車次為 K518/515 次；上海站至吉林站運行 33 小時 54 分，使用車次為 K516/517 次。



歷史

K515 至 K518 這四個車次原本是廣州鐵路（集團）公司的管內快速列車車次。其中，K515 次由岳陽站開往衡陽站，K516 次由長沙站開往岳陽站，K517/518 往來長沙與深圳站（即今 K9017/9018 次列車）。2004 年 4 月 18 日，由於管內快速列車改用 N 字頭，這些車次得以留空。

現有的 K516/517、K518/515 次列車的前身為天津站到長春站的 181/182 次列車，1978 年 8 月 1 日開行，由瀋陽鐵路局擔當。

1985 年 4 月 1 日，181/182 次列車延長到常州站，同時變更車次為 146/147、148/145 次列車。

1987 年 4 月 1 日，146/147、148/145 次列車延長至真如站始發終到，自此結束了吉林省沒有始發進滬列車的歷史。

1997 年 4 月 1 日，中國鐵路第一次大提速期間，146/147、148/145 次列車變更車次為 346/347、348/345 次列車，同時改為上海站始發終到。

2000 年 10 月 21 日，中國鐵路第三次大提速期間，重新分類和調整列車的等級和車次，346/347、348/345 次列車改車次為 1346/1347、1348/1345 次。

2007 年 4 月 18 日，配中國鐵路第六次大提速期間，1346/1347、1348/1345 次列車升級為快速列車，車次變更為 K516/517、K518/515 次列車，並把原來的 25G 型 AC380V 空調發電車供電車體更換為 25G 型 DC600V 機車供電車體，成為瀋陽鐵路局第一列使用 25G 型 DC600V 機車供電車體的車次，同時列車於瀋陽北站至山海關站段改經秦瀋客運專線運行。

2017 年 1 月 5 日，K516/517、K518/515 次列車經長圖線延長至吉林站始發終到。



列車編組

K516/517、K518/515 次列車使用直供電 DC600V 帶集便器的中國鐵路 25G 型客車，配屬瀋陽鐵路局長春車輛段，列車滿編採取 19 節車廂編組，其中硬臥車 12 輛、硬座車 4 輛，餐車、軟臥車和行李車各 1 輛。



機車交路

過去機車交路 (2004 年)

過去機車交路 (2012 年)

現時機車交路

K516/517、K518/515 次列車在非電氣化的長圖鐵路上由配屬瀋陽鐵路局吉林機務段的東風 11G 型內燃機車牽引，長春以南的電氣化區段則全程由配屬瀋陽鐵路局瀋陽機務段的和諧 3D 型電力機車牽引，這些機車均可直接向列車提供電能，用於列車內空調和水爐等設備需要，因此列車不需要再額外加掛一節空調發電車。



時刻表

現行時刻


* 數據截至 2021 年 4 月 10 日。

歷史時刻



參見


* 滬吉高速動車組列車

* K335/338、K336/337 次列車



注釋
溴化鎳是一種無機化合物，化學式為 NiBr2，易溶於水。



製備

溴化鎳的無水物可由單質在室溫下的乙醚中反應得到：

　
: Ni + Br2 → NiBr2

利用氫溴酸和氫氧化鎳、碳酸鎳反應，蒸發結晶，可以得到溴化鎳的水合物：

　
: 2 HBr + Ni(OH)2 → NiBr2 + 2H2O

　
: 2 HBr + NiCO3 → NiBr2 + H2O + CO2↑

1,2 - 二溴乙烷和 30% 的氯化鎳水溶液反應，可以製備溴化鎳。這一反應避免了使用具有強腐蝕性的氫溴酸。反應時 1,2 - 二溴乙烷過量至 3 倍摩爾比，以四丁基溴化銨為相轉移催化劑，不額外加溶劑：

　
: NiCl2 + CH2BrCH2Br → NiBr2 + CH2ClCH2Cl



用途

溴化鎳可以和 α- 二亞胺形成配合物，用於催化乙烯聚合。



參考文獻
四羰基鎳，或稱羰基鎳、四羰基合鎳，是一個有機金屬配合物，分子式為 Ni (CO)4。1890 年首先由路德維希・蒙德（Ludwig Mond）製得，是第一個合成的簡單金屬羰基配合物。室溫下四羰基鎳為無色液體，易揮發，毒性極大。



結構

Ni(CO)4 為四面體結構，Ni 原子中心與四個羰基（一氧化碳配體）相連。CO 配體中 C-O 以三鍵相連，碳端與金屬配合。當初在弄清四羰基鎳結構時頗費了一些周折，以至於 1950 年前的大多數出版物都認為它由 CO 鏈與金屬螯合組成。

四羰基鎳與五羰基鐵和六羰基鉬等金屬羰基配合物類似，共有 18 個價電子，符合 18 電子規則。這些配合物都為對稱結構，不帶電荷，揮發性很強。四羰基鎳中鎳原子的形式氧化數為零。



製備

1890 年路德維希・蒙德通過使鎳與一氧化碳反應首先合成了 Ni (CO)4。這是第一個製得的簡單金屬羰基化合物，引發了羰基配合物的合成和研究熱潮，其中重要的包括 V、Cr、Mn、Fe 和 Co。

金屬鎳常壓下 50℃即可與一氧化碳反應生成四羰基鎳。蒙德法純化金屬鎳的過程為：323K 下讓一氧化碳通過不純的鎳表面，化合生成四羰基鎳，再適當加熱使四羰基鎳分解為金屬，即可達到純化的目的。



反應

與其他低價金屬羰基配合物類似，Ni (CO)4 可發生取代反應和氧化反應。與路易斯鹼配體如三苯基膦反應得到 Ni (CO)3(PPh3) 和 Ni (CO)2(PPh3)2，與 2,2'- 聯吡啶的反應類似。

氯氣和其他鹵素可將四羰基鎳氧化為 NiCl2 並放出 CO 氣體，可用於過量四羰基鎳的銷毀。

還原四羰基鎳或用氫氧化物處理，會生成簇合物 [Ni5(CO)12]2−和 [Ni6(CO)12]2−。

Ni(CO)4 可羰基化鹵代烷或鹵代芳烴，例如乙烯基溴化物 PhCH=CHBr 與四羰基鎳和甲醇鈉反應，產物是不飽和酯。此類反應可能經由 Ni (CO)3 中間體，再發生氧化加成反應。

金屬羰基配合物易受親核試劑進攻，以親核試劑（Nu−）處理 Ni (CO)4 得到醯基衍生物 [Ni (CO)3C(O)Nu)]−。



毒性

Ni(CO)4 揮發性強且毒性很大，歸咎於分解出的鎳粉與一氧化碳在體內的共同作用。皮膚接觸，尤其是吸入四羰基鎳可能是致命的，接觸 30 分鐘的 LC50 約為 3ppm，立即致死濃度則為 30ppm。

其蒸氣帶有腐爛和煤煙味，可以在空氣中自燃。使用四羰基鎳的實驗室常放有對其更加敏感的金絲雀，以指示四羰基鎳的濃度。

鎳中毒可分為兩個階段。第一階段內的症狀包括頭痛和心臟疼痛，可持續數小時，而後會有減輕。第二階段則發生在 16 小時後，為肺炎所導致的咳嗽、呼吸困難和嚴重的疲乏，四天後症狀最為嚴重，可能因為心肺和急性腎功能衰竭而導致死亡。康復所需的時間很長，期間常伴有疲憊、憂鬱症和呼吸困難等症狀。四羰基鎳造成永久呼吸損傷的例子並不常見，其致癌性也仍有爭議。



參考資料



外部連結


* 國際化學品安全卡 0064（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* 四羰基鎳資料頁

* NIOSH 化學品安全（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* 歐洲化學品局

* IARC「鎳及其化合物」

* NIST 資料庫（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
五羰基鐵，鐵與羰基的化合物，化學式為 Fe (CO)5。



物理性質

五羰基鐵熔點在 - 20.3℃，沸點在 103.6℃，臨界溫度 286℃。完全溶解於苯、溴苯、二氯苯、汽油、四氯化萘、苯醛、丙酮等溶劑。



化學性質

化學性質活潑，容易形成氫化羰基物 H2Fe(CO)4 等化合物。



用途

可用於製取微奈米級羰基鐵粉。



製備

讓一氧化碳和鐵在 500℃、18MPa 的高溫高壓的環境下，可以產生五羰基鐵

　
: : $\mathrm {Fe} +\mathrm {5CO} {\xrightarrow[{18\mathrm {MPa} }]{500^{\circ }\mathrm {C} }}\mathrm {Fe(CO)_{5}} $
吡硫鎓鋅（Zinc pyrithione）亦稱吡啶硫酮鋅、奧麥丁鋅或活膚鋅，是一種無色固體，在常溫中性條件下幾乎不溶於水。這種鋅的配合物早在 20 世紀 30 年代就被合成 並用作外用抗真菌劑或抗菌劑。 吡硫鎓鋅被廣泛應用於海倫仙度絲等去頭皮屑洗髮精之中， 因此也被稱為去屑因子。



結構

在吡硫鎓鋅中，配體是 2 - 巰基吡啶 -_N_- 氧化物（CAS# 1121-31-0，吡啶 -_N_- 氧化物的衍生物）的共軛鹼。配體通過氧和硫與鋅形成螯合物（見右側化學品信息框分子式（上圖））。晶體狀態下，吡硫鎓鋅以二聚體形式存在，每個鋅離子與兩個硫和三個氧以四方錐形式配合（見右側化學品信息框球棍結構圖（下圖，灰色為鋅）），在溶液中二聚體因一個氧 - 鋅配位鍵的斷開而解體為兩個單體。



用途

吡硫鎓鋅是良好的殺真菌劑和殺藻劑。吡硫鎓鋅通過阻塞質子泵來干擾細胞膜的物質轉運工作， 不過實驗也表明，真菌可以低濃度情況下自行解毒。

作為抗真菌劑，吡硫鎓鋅最著名的用途便是治療由秕糠馬拉癬菌引起的頭皮屑和脂溢性皮炎，也包括頭皮癬、疥瘡和酒糟鼻。 由於 IARC 將傳統的治療頭皮屑和脂溢性皮炎的煤焦油列為第一類致癌物質，吡硫鎓鋅成為煤焦油的替代品之一。

雖然吡硫鎓鋅能以不超過 1.5% 的含量加入洗髮水（普通海飛絲洗髮水中吡硫鎓鋅有效成分含量為 1%）等日用化學品，但是大劑量接觸或食用可能會有致命危險（EU 分類 T+）。2009 年有研究指出，吡硫鎓鋅可能導致人類角質形成細胞和黑素細胞的熱休克並引起 DNA 損傷。

由於吡硫鎓鋅具有極低的溶解度（約 8 ppm），它也被用於戶外油漆的防霉或防藻。吡硫鎓鋅不可用於羧酸金屬鹽固化的油漆。當用於水溶性乳膠漆的時候，若水中含鐵離子較高，需要先應用隔絕劑除去鐵離子。吡硫鎓鋅在紫外線照射下分解緩慢，可以在陽光直射的情況下依然長時間保持良好的功效。

3M 公司也將吡硫鎓鋅加入海綿百潔布之中用作抗菌材料。

2007 年，約翰・霍普金斯大學研究人員報導利用吡硫鎓鋅可以激活並恢復癲癇病人受損的鉀離子通道，具有潛在的治療癲癇的能力。



參考資料



外部連結


* 吡硫鎓鋅毒性信息（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）（英文）
二氧化鈦，化學式為 TiO2，俗稱鈦白粉，分子大小是奈米級為光觸媒，能靠紫外線消毒及殺菌，已經有一些產品問世。
亦可用於化妝品中。
二氧化鈦是水反應生成氫氣和氧氣的催化劑，
二氧化鈦可製作成光催化劑，淨化空氣，消除車輛排放物中 25% 到 45% 的氮氧化物，可用於治理 PM2.5 懸浮顆粒物過高的空氣污染。



存在形式



製備

鈦白粉的生產方法有硫酸法和氯化法兩種。硫酸法是將鈦鐵礦經濃硫酸酸解成塊狀固相物，用酸性水浸取後得到鈦液，經沉降除雜質、冷凍分離副產硫酸亞鐵後，加晶種使硫酸氧鈦分解生成偏鈦酸。經水洗達標後煅燒、粉碎而製得鈦白粉。

反應方程式： 
「
2H2SO4 + TiO2→Ti(SO4)2 + 2H2O

Ti(SO4)2 + H2O→ TiOSO4 + H2SO4

TiOSO4 + H2O→H2TiO3↓+ H2SO4
H2TiO3·SO3→TiO2+H2O+SO3↑
」 
有誤待修正

氯化法是將粉碎後的金紅石或高鈦渣與焦炭混合，在硫化床氯化爐中與氯氣反應生成四氯化鈦，經淨化，加入晶型轉化劑於高濁罡氧化生成二氧化鈦，再經水洗、乾燥、粉碎得到。
反應方程式：

2TiO2 + 3C + 4Cl2→2TiCl4 + 2CO↑+ CO2↑

TiCl4（g）+O2 （g）→TiO2 （s）+ 2Cl2 （g）



用途


* 油漆、塑膠、橡膠

* 食用色素 E171

* 防曬和抗紫外線吸收劑，用於化妝品

* 染料敏化太陽能電池

* 白色結晶的 TiO2 有很高的折射率，可作為寶石

* 修正液、修正帶

* 生物感測奈米黃金之催化劑

* Airwaves 口香糖

* ……



參考資料



外部連結


* 二氧化鈦光觸媒的應用

* 鈦白粉字典 - Guidechem.com（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* 金紅石型鈦白粉
MBP（化學名：4 - 甲基 - 2,4 - 雙 (4 - 羥苯基) 戊 - 1 - 烯，英語：4-Methyl-2,4-bis(4-hydroxyphenyl)pent-1-ene）是一種有機化合物，分子式 C18H20O2，是雙酚 A 在體內的主要代謝產物，具有極強的雌激素活性。



參考文獻



外部連結
砷酸鉀是一種無機化合物，化學式為 K3AsO4。它可以在 FeAsS 的處理過程中產生：

　
: 2 FeAsS + 3 K2CO3 + 6 O2 → 2 K3AsO4 + Fe2O3 + 3 CO2 + 2 SO2



反應

砷酸鉀和硝酸銀反應，生成砷酸銀沉澱：

　
: K3AsO4 + 3 AgNO3 → 3 KNO3 + Ag3AsO4↓

它在酸性條件下可以被碘化鉀還原：

　
: K3AsO4 + 2 KI + 2 HCl → 2 KCl + I2 + K3AsO3 + H2O

　
: K3AsO4 + 2 KI + 4 HCl → 4 KCl + I2 + KAsO2 + 2 H2O



參考文獻
原亞砷酸鈉是一種無機化合物，化學式為 Na3AsO3。



製備

將三氧化二砷和碳酸鈉溶液共煮，可以得到原亞砷酸鈉。



化學性質

原亞砷酸鈉在酸性溶液中可以被活潑金屬還原，放出劇毒的 AsH3 氣體。
砷酸鈉是一種無機化合物，化學式為 Na3AsO4。



製備

砷酸鈉可由砷酸（或五氧化二砷）和氫氧化鈉反應得到，從 pH=11 的溶液中可析出十二水合物：

　
: H3AsO4 + 3 NaOH → Na3AsO4 + 3 H2O

或由偏亞砷酸鈉在水中經過氧化鈉氧化得到。它也可以從紅砷鎳礦中用硝酸鈉和氫氧化鈉提取出來：

　
: 2 NiAs + 7 NaNO3 + 6 NaOH → 2 NiO + 2 Na3AsO4 + 7 NaNO2 + 3 H2O



性質

砷酸鈉和金屬鹽在氨的存在下反應，可以得到相應的氨配鹽 [M (NH3)6]AsO4（M=Sc, Y, La, Cr, Co, Fe）。它可以被甲醛還原為單質砷。



參考文獻
鍺烷基胂（Germylarsine）是一種無機化合物，化學式為 H3GeAsH2。



製備

該化合物可由鍺烷和砷化氫按等摩爾比放電反應得到，或者由矽烷基胂（silylarsine）和一氯鍺烷（GeH3Cl）反應得到。CaGe 和 Ca3As2 的混合物在酸性條件下水解，會生成 H3GeAsH2 作為產物之一。LiAlH4 和 AsH3 反應後，再和 GeH3X（X=Cl, Br, I）反應，也能得到 GeH3AsH2。



性質

該化合物和乙硼烷反應，生成 GeH3PH2BH3。和碘反應，生成 GeH3I 和砷的氫化物物種。



參考文獻



拓展閱讀


* Zaitsev, N. M.; Maslov, P. G.; Ivolgin, V. I. Thermodynamics of germanium hydrides containing arsenic and carbon（俄文）. _Zhurnal Prikladnoi Khimii (Sankt-Peterburg, Russian Federation)_, 1974. 47 (9): 2020-2023. ISSN: 0044-4618.
亞砷酸是一種無機化合物，化學式為 H3AsO3。它可由三氧化二砷溶於水製得，只能存在於水溶液中，還沒有分離出純酸，但這並不影響它的結構為 As (OH)3。



性質

亞砷酸為三角錐形的分子結構，有三個氫氧根和砷原子鍵結。亞砷酸水溶液的 1H 核磁共振頻譜中只有單一的訊號，反映分子高度的對稱性。相反的，含磷的化合物 H3PO3 中主要是以 HPO (OH)2 的結構存在，水溶液中 P (OH)3 只佔很少的比例。含砷和含磷化合物的差異反映出同一族的主族主素中，較輕的元素在較高的氧化態下會比較穩定的趨勢。



反應

亞砷酸可以用三氧化砷在水中緩慢的水解來製備，若加入鹽基可以使亞砷酸變成亞砷酸根離子 [AsO (OH)2]-、[AsO2(OH)]2-及 [AsO3]3-。其 pKa1 為 9.2。三氧化砷水溶液的反應均可歸因於亞砷酸及其共軛鹼。



毒性

許多含砷的化合物都是有毒的致癌物質。三氧化二砷是亞砷酸的酸酐，常用在除草劑、農藥及滅鼠劑。



參考資料


* Arsenic trioxide. [January 29, 2006]. （原始內容存檔於 2011-07-27）.



外部連結


* Case Studies in Environmental Medicine - Arsenic Toxicity（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
砈化氫，又稱氫砈酸（化學式：HAt），是一種鹵氫酸，由氫原子與砈原子組成的共價化合物。

這種化合物溶於水生成氫砈酸，性質和其他四種鹵化氫相似 —— 實際上具備氫鹵酸中最強的酸性。但它極易分解為氫與砈單質，加之砈的同位素半衰期均很短，因此它的用途有限。由於氫原子 (2.20) 和砈 (2.22) 原子有著幾乎相等的電負度，砈的陽離子已被觀察到，解離時極易造成在氫攜帶負電荷。因此，砈化氫可以進行以下反應：

　
: 2 HAt → H+ + At− + H− + At+ → H2 + At2

此外，鹵化氫 HX 的趨勢是隨著鹵化物的周期增加，形成的焓降低。儘管氫碘酸溶液是穩定的，但是砈化氫溶液明顯不如水 - 氫 - 砈系統穩定。砈原子核的輻解也可能會切斷 H-At 鍵。
進一步的，砈沒有穩定的同位素，其中最穩定的是砈 - 210，它的半衰期約為 8.1 小時，使得它的化學成分及結構改變，特別難以處理，由於砈會衰變成其他元素（鉍或釙），所以可能會變成鉍化氫或釙化氫或分解。



參考文獻
在化學中，硫酸𨥙（部分文獻寫作硫酸金井），又稱硫酸二𨥙或硫酸二肼是一種易溶於水的無機化合物，為𨥙與硫酸根組成的鹽類，其化學式為 (N2H5)2SO4，常溫下為固體，可藉由氫氧化𨥙和硫酸銨的置換反映製得，解離常數約為 8.1。



製備

硫酸𨥙可由硫酸銨和水合肼反應得到：

　
: (NH4)2SO4 + 2 N2H4·H2O → (N2H5)2SO4 + 2 NH3 + 2 H2O

產物用五氧化二磷進行真空乾燥。



性質

(N2H5)2SO4 在 250℃開始分解（放熱），分解產物有 NH4HSO4、H2O、H2S、SO2、N2 和 NH3，在 400℃硫酸氫銨吸熱分解。



參考文獻
溴化鎘是一種白色到淡黃色的晶體，實驗式為 CdBr2，溶於水。有較高毒性。溴化鎘是典型的層狀結構離子晶體，存在無水物、一水和四水合物。



製備

溴化鎘由溴和鎘在稀氫溴酸中反應得到。
碘酸鎘是一種無機化合物，由鎘、碘和氧組成，化學式 Cd (IO3)2，可由碘酸或鹼金屬碘酸鹽和氯化鎘在水溶液中反應得到，存在多種晶型。其晶體可通過在 60% 硝酸中結晶得到。



用處

碘酸鎘可以用作藥物和體香劑。
二硫化二氫（英語：Hydrogen disulfide），又稱過硫化氫、二硫化氫，是一種無機硫化合物，其化學式為 H2S2，亦可計為 (SH)2，其結構類似於過氧化氫（H2O2）與硫氧化氫（H2SO），外觀為油狀液體，且具有惡臭，常溫下容易分解為硫化氫（H2S）和硫元素。



結構

二硫化二氫與過氧化氫非常相似，中心有兩個硫原子和外圍兩個氫原子，即將過氧化氫的氧原子全部換成硫，但擁有不同的鍵角，像二硫化氫的 H-S-S 鍵擁有比過氧化氫更小、更接近直角的鍵角，並呈現順式（_syn_）的分子構型。

二硫化氫的分子歪斜角為 90.6°，與過氧化氫的 113.7° 對比。在這兩種分子的鍵長 O-O、 O-H、S-S、S-H 依序為：1.490、0.970、2.055、1.352 埃，可見二硫化氫分子大小略大於過氧化氫，而硫氧化氫則介於兩者之間。



合成和反應

二硫化二氫可以利用將鹼金屬或鹼土金屬的多硫化物溶於水而製得。當該溶液在 - 15℃下與濃鹽酸混合得到一個由混合物多硫化氫（H2Sn）組成的黃色油狀液體，並且與水分層，可以透過分餾從其他多硫化物（主要是三硫化物）分離出來

二硫化二氫在室溫條件下容易分解硫化氫和硫。在有機硫化學中，硫化氫加烯烴可以產生二硫化物和硫醇。



對人體的影響

二硫化二氫具有揮發性，其蒸氣具有惡臭和刺激性，被描述為「有嚴重刺激性氣味的氣體」，類似樟腦或二氯化硫，能刺激眼睛與鼻腔，並造成流淚與鼻腔刺痛等症狀。若吸入高濃度的二硫化氫蒸氣則可能導致頭暈目眩、迷失方向等症狀，重者會昏迷甚至失去意識。



參見


* 過氧化氫

* 硫氧化氫
過氯酸銦 (III) 是一種無機化合物，化學式為 In (ClO4)3。



製備

將氫氧化銦溶於高氯酸，蒸發溶液後得到 In (ClO4)3·7H2O。

　
: In(OH)3 + 3 HClO4 → In(ClO4)3 + 3 H2O

銦和 70% 的高氯酸溶液（過量）反應，得到過氯酸銦 (III) 的溶液。將次溶液蒸發，至有高氯酸蒸氣時冷卻，過濾。將晶體在硫酸乾燥器中乾燥，可以得到八水合物。



結構與性質

高氯酸銦六水合物可寫作 [In (H2O)6](ClO4)3，屬於立方晶系。九水合物可寫作 [In (H2O)6](ClO4)3·3H2O，屬於三角晶系。

過氯酸銦 (III) 易溶於水，其濃溶液有高黏度。其八水合物也易溶於乙醇和乙酸。



參考文獻



拓展閱讀


* Eyring E M, Owen J D. Kinetics of aqueous indium(III) perchlorate dimerization[J]. Journal of Physical Chemistry, 1970, 74(9):1825-1828. DOI: 10.1021/j100704a001

* Schwok A S, Rabani J. Pulse radiolysis of aqueous indium(III) perchlorate solutions[J]. Radiation Physics & Chemistry, 1984, 23(1):211-216.
溴酸鑭是一種無機化合物，化學式為 La (BrO3)3，極易溶於水。其水合物是無色晶體，100 °C 分解為四水合物。無水物在更高溫度分解，放出光和熱。



製備

溴酸鑭可以由硫酸鑭和溴酸鋇的複分解反應製得：

　
: La2(SO4)3 + 3 Ba(BrO3)2 → 2 La(BrO3)3 + 3 BaSO4↓
氯酸汞是一種無機化合物，化學式為 Hg (ClO3)2。劇毒。它可由氧化汞和氯酸反應得到。



化學性質

氯酸汞受熱可以分解，迅速加熱可能有爆炸性的分解。 它在溶液中和乙炔反應生成具有爆炸性的白色沉澱。
碘酸亞汞是一種無機化合物，化學式為 Hg2(IO3)2。



製備及性質

碘酸亞汞可由碘酸或碘酸鈉和酸化的硝酸亞汞反應得到：

　
: Hg2+ 
2 + IO− 
3 → Hg 
2(IO 
3) 
2↓，lg_K_sp＝-13.71（25°C）

碘酸亞汞在水中穩定。固體在 200°C 時不經熔化即分解。



參考文獻
在化學中，過錳酸（英語：Permanganic acid），化學式為 HMnO4，是一種無機酸，是七氧化二錳（化學式：Mn2O7）與水反應的產物，是一種一元酸，有強氧化性。過錳酸是強電解質，可以解離出過錳酸根離子和氫離子，具強酸性。



結構

過錳酸的結構是一個七價的錳，有三個雙鍵與錳配位的氧，和一個單鍵與錳共價的氧，該氧再與氫化合形成共價鍵，形狀為三個雙鍵與錳配位的氧與錳原子在一個平面上，然後與氫形成共價鍵的氧在垂直於該平面過錳的直線上，呈一個三角錐體，然而解離後，形成氫離子根過錳酸根離子，此時過錳酸根離子呈現與四個氧原子共振的穩定四面體結構。



制備

可以透過七氧化二錳與水反應而製得，但由於反應劇烈，相對危險。

可以透過硫酸錳與二氧化鉛在硫酸中反應制得，反應後會生成過錳酸，並產生硫酸鉛沉澱。

　
: 2 MnSO4 + 5 PbO2+ 3 H2SO4 → 2 HMnO4+ 5 PbSO4 + 2 H2O



過錳酸鹽

過錳酸鹽是過錳酸所形成的鹽，含有四面體型的過錳酸根離子 MnO4−，其中錳的氧化態為 +7，有強氧化性。過錳酸鉀是最重要的過錳酸鹽，為紫色的針狀晶體。



參考文獻


* The reduction of permanganic acid by hydrogen and ethylene and study of some of its salts - Patterson, Austin M. (Austin McDowell), 1876-1956
過碘酸銣是一種無機化合物，屬於離子化合物，其化學式為 RbIO4。



制備

氫氧化銣與碘酸銣混合，在氯氣中反應制得

　
: RbIO3 + 2RbOH + Cl2 → RbIO4 + 2RbCl + H2O



性質

物理性質

過碘酸銣晶體結構為四方晶系，其空間群為 I41/a，晶格參數為 a =592.1 pm 和 c=1305.2 pm，每單位晶胞有四個單位晶體結構與過碘酸鉀類似 。

化學性質

當加熱時，它分解並釋放氧氣。

　
: RbIO4 → RbI + 2O2↑



參考文獻
二氯化釕是一種無機化合物，化學式為 RuCl2。它可由金屬釕和氯氣在一氧化碳的存在下反應得到，或通過三氯化釕和氫氣在鉑黑和氯化氫的存在下於乙醇中反應得到：

　
: ${\mathsf {Ru+Cl_{2}\ \xrightarrow {CO} \ RuCl_{2}}}$

　
: ${\mathsf {2RuCl_{3}+H_{2}\ \xrightarrow {Pt,HCl} \ 2RuCl_{2}+2HCl}}$

它可以進一步被氫還原為單質釕。它可以和芳烴形成配合物。



參考文獻
磷酸釤是一種無機化合物，化學式為 SmPO4，它是釤的磷酸鹽之一，可以形成單斜晶系的晶體，空間群 _P_21/n。它可由磷酸和氯化釤反應得到。它和氟化鈉在空氣中加熱至 750 °C，生成 Na2SmF2PO4。



參考文獻
硫酸釤是一種無機化合物，化學式為 Sm2(SO4)3。



製備及性質

用硫酸溶解氧化釤，可以得到硫酸釤。它可以和一些 M2SO4 型硫酸鹽在水中結晶，可以得到復鹽，如 NaSm (SO4)2、[(CH3)2NH2]Sm(SO4)2 等。
溴化鈧是一種無機化合物，化學式為 ScBr3，可溶於水，具有潮解性。



製備及性質

溴化鈧可由過量的氫溴酸和氧化鈧反應製備，從溶液中可以結晶出六水合物。六水合物的熱分解只能得到溴氧化鈧（ScOBr）和氧化鈧。無水物可由溴、氧化鈧和石墨在氮氣中反應製得。

溴化銨和氧化鈧或溴化鈧的六水合物加熱反應，經 (NH4)3ScBr6 中間體，分解後得到無水溴化鈧。

它可以被金屬鈧還原為低價態的化合物，如 ScBr2.40 等；和鈧及另一金屬（M=Mn, Fe, Ru, Os）在 800~900 °C 加熱，可以得到 Sc19M4Br28。



參考文獻
硝酸鈧，化學式 Sc (NO3)3，是一種離子化合物。和所有的硝酸鹽一樣，它是一種氧化劑。氧化鈧溶於硝酸，再用五氧化二磷乾燥可得 Sc (NO3)3·4H2O。氯化鈧與無水四氧化二氮或五氧化二氮反應得無水硝酸鈧。



參考文獻
三碘甲矽烷是一種鹵代甲矽烷，化學式 SiHI 
3。



製備

三碘甲矽烷可以由三氯甲矽烷和苯胺的苯溶液和碘化氫的兩步反應而成。

　
: $\mathrm {SiHCl_{3}+6\ C_{6}H_{5}NH_{2}\longrightarrow SiH(NHC_{6}H_{5})_{3}+3\ [C_{6}H_{5}NH_{3}]Cl} $

　
: $\mathrm {SiH(NHC_{6}H_{5})_{3}+6\ HI\longrightarrow SiHI_{3}+3\ [C_{6}H_{5}NH_{3}]I} $

三碘甲矽烷也可以由矽和碘化氫反應而成，類似三溴甲矽烷，不過量很少。 這個反應在 1857 年三溴甲矽烷首次合成時，就被弗里德里希・維勒和 Heinrich Buff 描述了。

　
: $\mathrm {Si+3\ HI\rightarrow SiHI_{3}+H_{2}} $

它也可以由三氯甲矽烷和氨里的碘化銨反應而成。

它也可以由三苯甲矽烷和碘化氫反應而成。這個反應由氯化鋁催化。

　
: $\mathrm {SiH(C_{6}H_{5})_{3}+3\ HI\longrightarrow SiHI_{3}+3\ C_{6}H_{6}} $



性質

三碘甲矽烷是一種無色，易水解，易光解的液體。



用處

三碘甲矽烷和二碘甲矽烷可以用來分離矽層。
氯矽烷是一種活潑的化合物，化學式為 SiH3Cl。雖然氯矽烷的名稱中有「烷」字，但化合物本身並不含碳，因此它是無機物。



製備

氯矽烷可由矽烷和氯化氫在三氯化鋁催化劑的存在下反應製備：

　
: $\mathrm {SiH_{4}+HCl\ {\xrightarrow {AlCl_{3},100^{o}C}}\ SiH_{3}Cl+H_{2}} $

四氯化矽和甲醛的反應也可以得到氯矽烷：

　
: $\mathrm {SiCl_{4}+HCHO\ {\xrightarrow {Al_{2}O_{3},400^{o}C}}\ SiH_{3}Cl+HCl+CO} $



化學性質

氯矽烷的化學性質活潑，可以發生一系列的化學反應。

水解反應

氯矽烷在水中可以發生水解：

　
: $\mathrm {2SiH_{3}Cl+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ }}2SiH_{3}OH+2HCl} $

水解產生的 SiH3OH 會發生分子間縮合，得到乙矽氧烷，而不會形成 Si＝O 雙鍵：

　
: $\mathrm {2SiH_{3}OH\ {\xrightarrow {\ }}H_{3}SiOSiH_{3}+H_{2}O} $

重排反應

和其他鹵代甲矽烷一樣，氯矽烷受熱發生分子重排：

　
: $\mathrm {2SiH_{3}Cl\ {\xrightarrow {\ }}SiH_{4}+SiH_{2}Cl_{2}} $

鹵素交換

氯矽烷可以和三氟化銻發生鹵素交換，產生氟矽烷。



參考資料



拓展閱讀


* Stephen P. Walch, Christopher E. Dateo. Thermal Decomposition Pathways and Rates for Silane, Chlorosilane, Dichlorosilane, and Trichlorosilane （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）[J]. _J. Phys. Chem. A_, 2001, 105 (10), pp 2015–2022. DOI: 10.1021/jp003559u

* Rosa Becerra, J. Pat Cannady, Robin Walsh. Time-Resolved Gas-Phase Kinetic and Quantum Chemical Studies of Reactions of Silylene with Chlorine-Containing Species. 1. HCl （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）[J]. _J. Phys. Chem. A_, 2004, 108 (18), pp 3987–3993. DOI: 10.1021/jp037630i
四碘化矽是一種無機化合物，化學式為 SiI4。它是正四面體形的分子，Si-I 鍵的鍵長為 2.432 (5) Å。

SiI4 是製備矽醯胺（化學式：Si (NR2)4）的前體。在微電子學它還用於矽的生產與蝕刻。



參考資料



外部連結


* Webelements page（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
鎢酸銀是一種無機化合物，化學式為 Ag2WO4。它可通過將鎢酸鈉溶液滴加至硝酸銀溶液得到：

　
: Na2WO4 + 2 AgNO3 → Ag2WO4↓ + 2 NaNO3

它在高溫分解，生成銀和鎢的氧化物；它在高溫被氫氣還原，得到銀和鎢。它和碘化汞按不同比例加熱反應，可以得到鎢酸汞和碘化銀（或碘化汞銀）。



參考文獻
高氯酸鋇是一種無機化合物，它是一種強氧化劑，化學式為 Ba (ClO4)2。

高氯酸鋇在加熱到 505 °C 時分解。
亞硫酸銀是銀的亞硫酸鹽，化學式 Ag2SO3。這種不穩定的物質在加熱或光照下會分解成連二硫酸銀和硫酸銀。



製備

亞硫酸銀可以由硝酸銀和亞硫酸鈉反應沉澱：

　
: 2 AgNO3 + Na2SO3 ⇌ Ag2SO3 + 2 NaNO3

沉澱後，過濾亞硫酸銀，用沸水將其洗滌，然後在真空中乾燥。
溴化鈉，化學式 NaBr 或 NaBr・2H2O。無色晶體（或粉末），溶於水，微溶於酒精。與氯化鈉十分相似。口服毒性低。其無水形式（NaBr）的熔點為 747 °C，沸點為 1390 °C。可製溴化銀感光劑。醫療上可用作鎮定劑、催眠劑、或抗驚厥藥物。工業上，溴化鈉可用來製溴。



製備

溴化鈉可以通過氫溴酸和氫氧化鈉或碳酸鈉反應製備：

　
: HBr + NaOH → NaBr + H2O

溶液蒸發結晶可以得到溴化鈉晶體。無水物在 50.7℃以上結晶得到。在此溫度之下可以得到二水合物。



健康危害

當人吞咽或吸進該化合物後，會對中樞神經系統、大腦、及眼睛造成傷害，同時也會引起皮膚、眼睛與呼吸道的刺激性反應。



參考文獻
焦磷酸鋇是一種無機化合物，化學式為 Ba2P2O7，它是鋇的磷含氧酸鹽之一。它可由磷酸氫鋇在高溫分解得到。

摻雜銪的焦磷酸鋇（Ba2P2O7:1%Eu2+）可用作近紫外 LED 的藍光磷光體。



參考文獻



拓展閱讀


* J. A. Campbell, Charles Schenker. A Polarographic Study of Barium Ion Removal by Complex Phosphates 1. Journal of the American Chemical Society. 1945-05, 67 (5): 767–769 [2022-10-07]. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja01221a021. （原始內容存檔於 2022-10-11） （英語）.
碲酸鋇是一種無機化合物，化學式為 BaTeO4。



製備及反應

碲酸鋇可由氧化鋇和三氧化碲或氧化鋇和碲酸反應製得：

　
: ${\ce {BaO + TeO3 -> BaTeO4}}$

　
: ${\ce {BaO + H2TeO4 -> BaTeO4 + H2O}}$

BaH4TeO6 在 375 °C 加熱分解，也能得到 BaTeO4。

它可被還原為碲化鋇。



參考文獻



拓展閱讀


* 山村金保。酸根の系統的新定性分析法 (第五報). 日本化學會誌 / 58 巻 (1937) 1 號.
氯化鈹（化學式：BeCl2）是鹼土金屬鈹的氯化物，有劇毒，室溫下為雪白色易升華的固體。



結構

固態存在多種晶型，含有不同方式堆積的 BeCl4 四面體。 氣相 500-600°C 時，氯化鈹以二聚體 Cl-Be<(Cl)2>Be-Cl 的形式存在，溫度再升高至 1000°C，它完全離解為直線形的 BeCl2 單體，其中鈹為 _sp_ 雜化。

氯化鈹常作為介紹價層電子對互斥理論和雜化軌道理論時所選用的例子。其他很多鹼土金屬鹵化物，如氟化鈣、氟化鍶、氟化鋇、氯化鍶、氯化鋇、溴化鋇、碘化鋇等，它們的結構都不含有二配位的鹼土金屬原子，與 VSEPR 理論所預測的結果不一致。



製備

BeCl2 可通過多種方法製備，包括金屬鈹與氯化氫氣體反應：

　
: ${\rm {Be+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+H_{2}}}$

也可通過用二氯化二硫或光氣與氧化鈹、氯氣與 Be2C 或氧化鈹在焦炭還原下與氯氣反應氯化得到。



性質

無水氯化鈹水解生成水合的 [Be (H2O)4]Cl2， 易溶於醇或醚中形成加合物，也可以作傅 - 克反應的酸性催化劑。
3 - 蒈烯（Carene, 或 delta-3-carene）是一種天然存在的單萜烯，是松節油的組分之一。視來源不同，松節油中含量可達 42%。3 - 蒈烯有強烈香氣，不溶於水，與油脂混溶。



存在

3 - 蒈烯的天然來源包括松節油，以及迷迭香，黑胡椒，松木，香柏木等的精油。
溴化釔是一種無機化合物，化學式為 YBr3，為白色固體。無水溴化釔可由氧化釔或溴化釔的水合物與溴化銨反應，經 (NH4)3YBr6 中間體得到。碳化釔（YC2）和溴反應，也能製得溴化釔。它可以被金屬釔還原為低價態的 YBr 或 Y2Br3；溴化釔、釔和鋨共同反應，可以生成 Y4Br4Os。



參考文獻
大事記


* 歐洲
  
* 百年戰爭：英國國王愛德華三世提出他是法國王位的合法繼承人。
  
* 7 月 26 日 —— 卡昂戰役 (1346 年)，百年戰爭戰役之一，英軍獲勝。
  
* 8 月 24 日 —— 布朗什塔克戰役，百年戰爭戰役之一，英軍成功度過索姆河，奠定克雷西戰役獲勝的基礎。
  
* 8 月 26 日 —— 克雷西戰役，百年戰爭戰役之一，英法會戰於加萊南方，英軍大敗法軍主力。
  
* 10 月 17 日 —— 內維爾十字之戰，法國國王腓力六世請蘇格蘭國王大衛二世從北方威脅英格蘭，英格蘭取得決定性勝利，大衛二世被俘。

* 亞洲
  
* 4 月 26 日 —— 元朝頒布《至正條格》。
  
* 金帳汗國可汗札尼別聯合突厥貴族加茲罕成功殺死合贊算端，察合台汗國滅亡。加茲罕隨後擁立傀儡答失蠻察，促使察合台汗國分成東、西二部。
  
* 鄂圖曼帝國奧爾汗一世被帕里奧洛格斯王朝的拜占庭帝國皇帝約翰五世承認是安納托利亞最強大的統治者。

* 其他
  
* 鼠疫在亞洲大規模爆發，蒙古軍包圍克法城，將病死的戰士投入城內，鼠疫由此傳入歐洲，英、法兩國暫時停戰八年。



發明


* 法蘭西人皮爾製成了第一枚長形彈。



出生


* 



逝世


* 合贊算端，察合台汗國第 23 代可汗。
硝酸釷是一種無機化合物，化學式為 Th (NO3)4，為極易潮解的放射性氧化劑。



製備

獨居石精礦用 50％氫氧化鈉溶液在 140°C 下溶解，後經熱水稀釋和 70°C 下保溫陳化，得到獨居石鹼溶餅。用硝酸溶解獨居石鹼溶餅，經兩次萃取和反萃，得硝酸釷溶液：

　
: LnPO4 + 3NaOH → Ln(OH)3 + Na3PO4

　
: Th3(PO4)4 + 12NaOH → 3Th(OH)4 + 4Na3PO4

　
: Th(OH)4 + 4HNO3 → Th(NO3)4 + 4H2O

從溶液中根據條件的不同可以結晶出四、五或六水合物。



物理性質

無色或白色六角板狀易潮解結晶，有放射性。易溶於水，水溶液呈酸性。溶於乙醇。

硝酸釷水合物的比放射性強度為 3.93 kBq/g。



化學性質

在空氣中加熱至 500°C 時分解為二氧化釷。在較低溫度可以生成鹼式鹽。

硝酸釷還能形成絡合物，如 MgTh (NO3)6·8H2O、CoTh(NO3)6·8H2O、Th(NO3)4・6DMSO 等。



用途

用於汽燈紗罩發光體和製取其他釷化合物。
三氟化鈦（TiF3）是鈦元素的一種氟化物。該物質難溶於水、稀酸、稀鹼溶液，但會被濃酸分解，因此需避免與強酸接觸。



製備

三氟化鈦最早於 1954 年製得，當時將金屬鈦與氟化氫反應製得了該物質：

　
: ${\rm {\ 2Ti+6HF{\xrightarrow {\Delta }}2TiF_{3}+3H_{2}}}$

實際生產中將氫氣與氟化氫按 1：4 混合後在 700℃下與金屬鈦反應 4-5 小時，產率約為 90%，需要嚴格控制溫度，因為溫度如果太高則會生成四氟化鈦。

在氬氣氣氛保護下，在一支鎳舟中用金屬鈦還原四氟化鈦也可製得三氟化鈦，一開始先在 550℃下處理 3-4 小時，然後再 900℃下反應 6-8h，產率也可達到 90%。然後在 1000℃下真空升華提純產物：

　
: ${\rm {\ Ti+3TiF_{4}{\xrightarrow {\Delta }}4TiF_{3}}}$

另一種方法是三氯化鈦與氟化氫氣體進行複分解反應：

　
: ${\rm {\ TiCl_{3}+3HF{\xrightarrow {\Delta }}TiF_{3}+3HCl}}$

一開始溫度控制在 425℃，然後迅速升溫至 700℃，最後迅速冷卻，最佳產率只有 30%，因此不太常用。但是不需要用成本較高的金屬鈦。用氫氣在 650℃時還原六氟鈦酸銨也得三氟化鈦，產率更低，約為 17%：

　
: ${\rm {\ 2(NH_{4})_{2}TiF_{6}+H_{2}\xrightarrow {\Delta } 2(NH_{4})_{2}TiF_{5}+2HF}}$

　
: ${\rm {\ (NH_{4})_{2}TiF_{5}{\xrightarrow {\Delta }}NH_{4}F+TiF_{3}}}$

因為反應溫度下部分原料未發生還原早已升華，因此產率低。



用途

它可用於製取鈦氟玻璃。
四氯化鎢是一種鎢的氯化物。



製備

四氯化鎢可以由六氯化鎢被鋁、四氯乙烯 或六羰基鎢 還原而成。

　
: $\mathrm {3\ WCl_{6}+2\ Al\longrightarrow 3\ WCl_{4}+2\ AlCl_{3}} $

　
: $\mathrm {2\ WCl_{6}+W(CO)_{6}\longrightarrow 3\ WCl_{4}+6\ CO} $



性質

四氯化鎢是一種黑色固體，會水解。 在 450 °C 下，四氯化鎢會歧化成二氯化鎢和五氯化鎢。它剩正交晶系，類似於四氯化鈮，晶格常數為 a = 807 pm、b = 889 pm、c = 685 pm。 它對空氣和濕氣敏感，但可以在氮氣氣氛中無限期保存。 四氯化鎢不溶於有機溶劑。



用處

四氯化鎢可用於生產其他鎢 (IV) 化合物。
二碘化鎢是鎢的一種碘化物，化學式為 [W6I8]I4，或簡寫為 WI2。



製備

二碘化鎢可以由三碘化鎢分解而成。

　
: $\mathrm {6\ WI_{3}\longrightarrow [W_{6}I_{8}]I_{4}+3\ I_{2}} $

它也可以由二氯化鎢和碘化物的置換反應而成。

　
: $\mathrm {[W_{6}Cl_{8}]Cl_{4}+12\ I^{-}\longrightarrow [W_{6}I_{8}]I_{4}+12Cl^{-}} $

它也可以由鎢和碘直接反應而成，此為可逆反應。這個反應可用於鹵素燈中。

　
: $\mathrm {W+I_{2}\rightleftharpoons WI_{2}} $

六羰基鎢和碘反應，也可以得到二碘化鎢。



性質

二碘化鎢是一種深土色固體，在空氣和濕氣中穩定。它的結構和二氯化鎢一樣，為正交晶系，空間群 Bbem (No. 64)，晶格參數 _a_ = 1258 pm、_b_ = 1259 pm、_c_ = 1584 pm。
三溴化鈾是一種無機化合物，化學式為 UBr3，有放射性。



製備

三溴化鈾可以通過金屬鈾或氫化鈾和溴化氫反應得到，也可利用 NH4UBr4·1.5CH3CN·6H2O 的熱分解製備。
四溴化鈾是一種無機化合物，化學式為 UBr4，有放射性。140℃被空氣氧化，生成 UO2Br2。



製備

四溴化鈾可用單質直接化合得到，反應溫度 600~700℃：

　
: U + 2 Br2 → UBr4

也可用三氧化鈾和四溴化碳在 165℃反應得到：

　
: UO3 + 3 CBr4 → UBr4 + 3 COBr2 + Br2
五氯化鈾是一種無機化合物，化學式為 UCl5，有放射性。



製備

五氯化鈾可以通過四氯化鈾在 520℃的直接氯化得到：

　
: 2 UCl4 + Cl2 → 2 UCl5

這個反應可逆。

三氯化硼和 UF5·3SbF5 在 40℃反應也可得到五氯化鈾：

　
: UF5·3SbF5 + 5 BCl3 → 2 SbCl5 + 5 BF3 + UCl5



化學性質

五氯化鈾遇水歧化：

　
: 2 UCl5 + 2 H2O → UCl4 + UO2Cl2+ 4 HCl
硫酸鈾 (IV) 是一種水溶性鈾化合物，化學式為 U (SO4)2，高毒。



製備

硫酸鈾醯溶液經過光化學還原可以得到硫酸鈾 (IV)，以乙醇為還原劑，光化學還原可以在日光下進行。硫酸鈾 (IV) 在溶液中結晶，或者加入過量的乙醇使之沉澱。硫酸鈾有多種水合物。這種光化學反應在熱力學和動力學上都是有利的。

硫酸鈾醯陰極還原也能得到硫酸鈾 (IV)：

　
: UO2SO4 + 2H2SO4 → U(SO4)2 + 4H2O



相關物種

UIV-SO4 可以形成離子及配合物，如 USO42+、[U(SO4)5(H2O)]6−等。



參考文獻



拓展閱讀


* Perez, F. M.; Gil, J. M.; Gil, F. J. M. Preparation, infrared and visible spectra of Sulfate Complexes of Uranium(IV). Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 1980, 462: 231. doi:10.1002/zaac.19804620127.

* Merkel, B.; Hasche-Berger, A. (2008). Uranium, Mining and Hydrogeology. Springer. ISBN 978-3-540-87745-5

* Hennig, C.; Schmeide, K.; Brendler, V.; Moll, H.; Tsushima, S.; Scheinost, A.C. (2007). 「EXAFS Investigation of U(VI), U(IV), and Th(IV) Sulfato Complexes in Aqueous Solution」. Inorganic Chemistry 46 (15): 5882–5892.

* Cardenas, E.; Watson, D.; Gu, B.; Ginder-Vogel, M.; Kitanidis, P.K.; Jardin, P.M.; Wu, W.; Leigh, M.B.; Carley, J.; Carroll, S.; Gentry, T.; Luoe, J.; Zhou, J.; Criddle, C.S.; Marsh, T.L.; Tiedje, J.M. (2010). 「Significant Association between Sulfate-Reducing Bacteria and Uranium-Reducing Microbial Communities as Revealed by a Combined Massively Parallel Sequencing-Indicator Species Approach」. Applied and Environmental Microbiology 76 (20): 6778-6786.

* Converse, B.J.; Wua, T.; Findlay, R.H.; Roden, E.E. (2013). 「U(VI) Reduction in Sulfate-Reducing Subsurface Sediments Amended with Ethanol or Acetate」. Applied and Environmental Microbiology 79 (13): 4173-4177.

* Day, R. A.; Wilhite, R. N.; Hamilton, F.R. (1955). 「Stability of Complexes of Uranium(IV) with Chloride, Sulfate and Thiocyanate」. Journal of the American Chemical Society 77 (12):3180-3182.

* Hennig, C.; Kraus, W.; Emmerling, F.; Ikeda, A.;. Scheinost, A.C. (2008). 「Coordination of a Uranium(IV) Sulfate Monomer in an Aqueous Solution and in the Solid State」. Inorganic Chemistry 47 (5): 1634-1638.

* Plášil, J.; Fejfarová, K.; Novák, M.; Dušek, M.; Škoda, R.; Hloušek, J.; Čejka, J.; Majzlan, J.; Sejkora, J.; Machovič, V.; Talla, D. (2011). 「Běhounekite, U(SO4)2(H2O)4, from Jáchymov (St Joachimsthal), Czech Republic: the first natural U4+ sulphate」. Mineralogical Magazine 75 (6): 2739-2753.

* Mudd, G.M. (2001). 「Critical Review of Acid in situ leach uranium mining: 1. USA and Australia」. Environmental Geology 41 (3-4): 390-403.

* Závodská, L.; Kosorínová, E.; Scerbáková, L.; Lesny, J. (2008). 「Environmental Chemistry of Uranium」. HV ISSN 1418-7108.
原矽酸鈉（Sodium orthosilicate）是一種無機化合物，化學式為 Na 
4SiO 
4。它是鈉的矽酸鹽之一，是原矽酸鹽，形式上是不穩定的原矽酸（H 
4SiO 
4）的鹽。 



用途

原矽酸鈉被認為是油田水驅中的界面張力降低添加劑，用於提高油的提取率。在實驗室環境中，發現它對於某些類型的油比氫氧化鈉更有效。 

原矽酸鈉已發現可形成穩定的鐵和鋼的表面高鐵酸鹽薄膜作為抗腐蝕處理。



自然礦存

在自然界中未發現原矽酸鈉。然而，最近在科拉半島發現了化學上相關的礦物 chesnokovite，二鈉鹽 [Na+ 
]2[SiO 
2(OH)2− 
2]·8H 
2O。



參見


* 偏矽酸鈉， Na 
2SiO 
3



參考文獻
過錸酸鈉是一種無機化合物，化學式為 NaReO4。這是一種白色粉末狀晶體，具有吸濕性，通常用作製備其他錸化合物的前體。其化學結構和過氯酸鈉、過錳酸鈉的結構相似。



製備

過錸酸鈉可由七氧化二錸和氫氧化鈉反應，或由其對應鉀鹽，過錸酸鉀，行陽離子交換得到。

過錸酸鈉也可由在鹼 (氫氧化鈉) 存在的條件下，由錸金屬和過氧化氫混合製得：

$$
{\ce {2 Re + 7 H2O2 + 2 NaOH -> 2 NaReO4 + 8 H2O}}
$$



反應

過錸酸鈉可在乙醇中和鈉反應獲取九氫合錸 (VII) 酸鹽。

過錸酸鈉也被作為合成錸的氮化物 (如 Re3N, Re2N, Re3N2, ReN2, ReN3, ReN4) 的前體，其可用於作為氨合成和加氫脫氮的催化劑。

過錸酸鈉也可用於合成十羰基二錸。



擴展閱讀
鎢酸鈉，化學式 Na2WO4，一般為二水合物（Na2WO4·2H2O）的形式。



製備

由三氧化鎢與氫氧化鈉溶液反應，再經蒸發結晶、離心脫水、乾燥，得到成品。

　
: ${\rm {\ WO_{3}+2NaOH+H_{2}O\rightarrow Na_{2}WO_{4}\cdot 2H_{2}O}}$



物理性質

無色結晶或白色斜方結晶。溶於水，水溶液呈微鹼性；微溶於氨，不溶於乙醇。在乾燥空氣中風化，加熱至 100°C 時失去結晶水變為無水物。



化學性質

鎢酸鈉遇強酸生成鎢酸沉澱：

　
: Na2WO4 + 2 HCl — 煮沸→ H2WO4↓(黃色) + 2 NaCl

　
: Na2WO4 + 2 HCl + H2O → H2WO4·H2O↓(白色) + 2 NaCl

將硫化氫通入鎢酸鈉溶液，硫原子逐個取代鎢酸根的氧原子，最後生成四硫代鎢酸鈉。



用途

用作製造金屬鎢、鎢酸及鎢酸鹽的原料。可用作媒染劑、催化劑和顏料，以及織物防火劑和化學分析試劑等，也廣泛應用於石油、航天及國防工業。
錫酸（英語：stannic acid）是一種含錫無機酸，其化學式為 H2SnO3。錫酸擁有類似於碳酸的結構，不易溶於水，可溶於有機物如丙酮，溶解後可解離成錫酸根離子（SnO32-），也同樣擁有類似碳酸根的共振結構。錫酸中錫離子周圍有 6 個氫氧根，其結晶結構呈八面體。 已知的含錫無機酸除了錫酸外，還有過錫酸（H4SnO4）和亞錫酸（H2SnO2）等。

錫酸可分為 α- 錫酸和 β- 錫酸兩種，α- 錫酸可通過 Sn (IV) 在鹼中水解製得：

　
: SnCl4 + 4 NH4OH → H2SnO3(α)↓ + 4 NH4Cl + H2O

而 β- 錫酸可由金屬錫與濃硝酸反應制得:

　
: Sn + 4 HNO3(濃) → H2SnO3↓ + 4 NO2↑ + H2O

α- 錫酸常稱氫氧化錫 (Ⅳ)，是白色無定形粉末或凝膠。α- 錫酸不溶於水，溶於酸鹼，長期放置或加熱逐漸轉變為 β- 錫酸。β- 錫酸為白色細晶固體，具有二氧化錫四方晶體結構。不溶於水、酸或鹼，加熱下溶於濃鹽酸和熔融鹼，在稀酸或鹼作用下可發生膠溶。X 射線研究表明，這兩種錫酸都是含水錫石，並非異構體，它們溶解性不同是由於粒子大小和聚結程度不同所致。錫酸用作光吸收劑，用於制不透明玻璃、瓷釉等。



參見


* 過錫酸

* 氫氧化錫



參考文獻
硫酸鈥是一種無機化合物，化學式為 Ho2(SO4)3。



製備

用硫酸溶解氧化鈥，可以得到硫酸鈥。
硫酸鎦是一種無機化合物，化學式為 Lu2(SO4)3。



製備及性質

用硫酸溶解氧化鎦，可以得到硫酸鎦。它和氫氧化鈉反應，生成氫氧化鎦。
溴酸鈷是一種無機化合物，化學式為 Co (BrO3)2。



製備

溴酸鈷可由硫酸鈷和溴酸鋇的反應製備：

　
: Ba(BrO3)2 + CoSO4 → BaSO4↓ + Co(BrO3)2



參考文獻
硒酸鏑是一種無機化合物，化學式為 Dy2(SeO4)3，極易溶於水。



化學性質

硒酸鏑受熱分解，先生成亞硒酸鹽，最後得到氧化物。它和氟化鋰共熱反應，可以得到 Dy3(SeO3)4F。
氫化鋇是一種無機化合物，化學式為 BaH2，它比氫化鍶更加活潑。



製備

氫化鋇可以由單質加熱直接化合得到：

　
: Ba + H2 → BaH2



化學性質

氫化鋇在空氣中可以和氧氣、水反應：

　
: 2 BaH2 + O2 → 2 BaO + 2 H2O

　
: BaH2 + 2 H2O → Ba(OH)2 + 2 H2↑

它和鹵酸鹽、鉻酸鹽等固體氧化劑的混合物遇熱或撞擊容易爆炸。



參考文獻



拓展閱讀


* M.C.Verbraeken, _et al_.Demonstration of high H - ionic conductivity in barium hydride （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
次氯酸鋇是一種無機化合物，化學式為 Ba (OCl)2，或寫作 Ba (ClO)2。它是次氯酸的鋇鹽，僅已知存在於溶液中。它可用作三價銅化合物製備的氧化劑。



參考文獻
砷酸銨是一種無機化合物，化學式為 (NH4)3AsO4。它可由氨和砷酸的濃溶液反應得到，反應析出三水合物的無色晶體。加熱時放出氨。

它和其它砷化合物一樣，被歸為一類致癌物，可能對人類致癌。

砷酸銨存在多種酸式鹽，如砷酸二氫銨和砷酸氫二銨。



參考文獻
鉬酸釹是一種無機化合物，化學式為 Nd2(MoO4)3。它可由氧化釹和三氧化鉬在高溫反應得到。或通過硝酸釹和 (NH4)6Mo7O24 反應，再將得到的沉澱高溫處理製得。它和鉬酸鈉在高溫反應可以得到 NaNd (MoO4)2。它在 350~700 °C 和硫化氫反應，生成硫化釹和二硫化鉬。在 780~870 K，它可以被氫氣還原為 Nd2Mo3O9。



參考文獻
氯酸鎳是一種無機化合物，化學式為 Ni (ClO3)2。



製備

氯酸鎳可以由硫酸鎳和氯酸鋇的複分解反應得到：

　
: Ba(ClO3)2 + NiSO4 → Ni(ClO3)2 + BaSO4↓



物理性質

氯酸鎳易溶於水。



化學性質

六水合氯酸鎳在 140℃分解，產生氧化鎳和氯化鎳，紅熱下得到氧氯化鎳。
氰化鎳是一種無機化合物，化學式為 Ni (CN)2。



製備

氰化鉀與鎳 (II) 鹽在水溶液中反應，沉澱出氰化鎳水合物，將水合物加熱至 140℃，得到無水物。



化學性質

氰化鎳溶於氰化鉀溶液，得到杏黃色溶液：

　
: Ni(CN)2 + 2 KCN → K2[Ni(CN)4]

氰化鎳和丁二酮肟反應，產生氰化氫：

　
: Ni(CN)2 + 2 C4H8O2N2 → Ni(C4H7O2N2) + 2 HCN
碘酸鎳是一種無機化合物，化學式為 Ni (IO3)2。碘酸鎳在 520°C 分解，生成一氧化鎳。



製備

β 型碘酸鎳可由碘酸鋰和硝酸鎳在硝酸中反應，50°C 揮髮結晶得到。如果未使用硝酸，會得到 Ni (IO3)2·2H2O。

　
: Ni(NO3)2 + 2 LiIO3 → Ni(IO3)2 + 2 LiNO3

二水合物在 200°C 失水，得到 α 型碘酸鎳。



參考文獻
過碘酸銫是銫的過碘酸鹽，化學式為 CsIO4。要制備過碘酸銫，可將氫氧化銫與碘酸銫混合，在氯氣中反應制得。

CsIO4 和過量 CsOH 加熱，可以得到 Cs4H2I2O10，該物質於 60 °C 分解為 Cs4I2O9。



參考文獻
硫酸鈷 (III) 是一種無機化合物，化學式為 Co2(SO4)3。它可以形成十八水合物和復鹽，如 RbCo (SO4)2。其十八水合物可由硫酸鈷 (II) 在硫酸溶液中的陽極氧化反應得到。

硫酸鈷 (III) 可用作氧化劑，如它可以迅速將亞磺酸（RSO2H）氧化為二碸（RSO2SO2R）。



參考文獻
三氯化鉬是一種無機化合物，為鉬的氯化物之一，化學式為 MoCl3，它有 α 型和 β 型兩種晶型。



製備

五氯化鉬和氫氣、鉬、氯化亞錫等還原劑發生還原反應，可以製得三氯化鉬：

　
: ${\mathsf {MoCl_{5}+H_{2}\ {\xrightarrow {250^{o}C}}\ MoCl_{3}+2HCl}}$

　
: ${\mathsf {3MoCl_{5}+2Mo\ {\xrightarrow {T}}\ 5MoCl_{3}}}$

　
: ${\mathsf {MoCl_{5}+SnCl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}MoCl_{3}+SnCl_{4}}}$

它也能在四氯化鉬的歧化反應中產生：

　
: ${\mathsf {2MoCl_{4}\ {\xrightarrow {T}}\ MoCl_{3}+MoCl_{5}}}$

氯化氫通過熱的三溴化鉬可以得到三氯化鉬：

　
: ${\mathsf {2MoBr_{3}+3HCl\ {\xrightarrow {T}}\ MoCl_{3}+3HBr}}$

氯化汞氧化金屬鉬，也能得到三氯化鉬。



參考文獻
偏磷酸鹽是具有偏磷酸根（實驗式：PO− 
3）含氧陰離子的鹽，其結構由 PO4 結構單元構成，每個單元與領一個單元共享兩個頂角，具體來說有兩種類型：


* 如圖所示的環狀結構，如三偏磷酸根離子；

* 無限鏈狀結構，如偏釩酸銨中的偏釩酸根離子。

偏磷酸鹽對應的偏磷酸（HnPnO3_n_）純品尚未分離出來。偏磷酸鹽在有機合成中可以用作白磷的替代試劑。



參見


* 三偏磷酸鈉

* 六偏磷酸鈉



參考文獻
甘氨酸銅是一種銅的胺基酸鹽，化學式 C4H8CuN2O4。它可由 0.01 mol/L 的 CuSO4 和 0.02 mol/L 的甘氨酸在弱鹼性條件下於室溫反應，加入乙醇沉澱後用熱水重結晶，加入乙醇沉澱，真空乾燥製得。氧化銅和甘氨酸的反應也能得到產物。

甘氨酸銅在 145 °C 發生分解。順式結構的甘氨酸銅比反式結構的更加穩定。



參考文獻
大事記


* 金帳汗國圍攻卡法，把死亡的鼠疫病人屍體用投石機投入城中，後來一名熱那亞商人把鼠疫帶回義大利，從而引發歐洲黑死病大瘟疫（1349 年結束），並於交戰中的英國與法國散布。

* 盧森堡的約翰之子查理四世 (神聖羅馬帝國) 獲選為羅馬人民的國王。

* 禿忽魯帖木兒建立東察合台汗國，察合台汗國自此分為東、西二部。

* 阿拉丁・哈桑・巴赫曼沙阿脫離德里蘇丹國，建立巴赫曼尼蘇丹國，首都古爾伯加。

* 8 月 3 日 —— 加萊抵抗英軍的圍困達 1 年之久後，彈盡糧絕開城投降，此後英國佔領加萊直到 1558 年。

* 9 月 28 日 —— 英王愛德華三世和法王腓力六世在教宗克勉六世居中協調下簽署加萊停戰協議，雙方停戰直到 1355 年。



逝世

*
2,4,6 - 三甲基苯碲酚是一種有機碲化合物，化學式為 C9H12Te，可由 2,4,6 - 三甲基苯碲酚鋰（鋰鹽由二碲化物和三乙基硼氫化鋰反應得到）在−78 °C 下和 HBF4·Et2O 反應得到。它和二 [二 (三甲基矽基) 氨基] 鎘反應，得到二 (2,4,6 - 三甲基苯碲酚) 鎘；和二 [二 (三甲基矽基) 氨基] 鋅反應，得到相應的鋅配合物。



參考文獻



外部連結


* 2,4,6 - 三甲基苯碲酚. WolframAlpha
大事記


* 浙江台州方國珍聚眾起義。

* 黑死病肆虐歐洲。

* 神聖羅馬帝國皇帝兼波希米亞國王查理四世創辦布拉格查理大學。

* 2 月 4 日 —— 四條畷之戰，楠木正行和足利尊氏方的高師直會戰於河內國四條畷，楠木軍大敗，後村上天皇逃到賀名生。



出生


* 安德洛尼卡四世（1348 年－1385 年，37 歲），東羅馬帝國皇帝。



逝世


* 12 月 2 日 —— 花園天皇，日本第 95 代天皇

* 虞集
碘化亞鐵是無機化合物，化學式為 FeI2。



製備


* 直接用碘與鐵反應：

　
: ${\mathsf {Fe+I_{2}\ {\xrightarrow {}}\ FeI_{2}}}$


* 加熱碘與硫化鐵：

　
: ${\mathsf {FeS+I_{2}\ {\xrightarrow {T}}\ FeI_{2}+S}}$


* 加熱分解 Fe (CO)4I2：

　
: ${\mathsf {Fe(CO)_{4}I_{2}\ {\xrightarrow {T}}\ FeI_{2}+2CO}}$



物理性質

紅棕色三方晶體，空間群_P 3m1_，其中 _a_ = 0,404 nm，_c_ = 0,675 nm，Z = 1。

易溶於水。

可形成 FeI2·_n_ H2O，其中 _n_ = 2, 4, 6, 9。



化學性質


* 在空氣中加熱時，被氧氣氧化：

　
: ${\mathsf {4FeI_{2}+3O_{2}\ {\xrightarrow {T}}\ 2Fe_{2}O_{3}+4I_{2}}}$



用途

在有機反應中作為催化劑使用。



參考文獻


* Редкол.: Кнунянц И.Л. и др. (編). Химическая энциклопедия 2. М.: Советская энциклопедия. 1990: 671. ISBN 5-82270-035-5.

* Редкол.: Никольский Б.П. и др. (編). Справочник химика 1 2-е изд., испр. М.-Л.: Химия. 1966: 1072.

* Редкол.: Никольский Б.П. и др. (編). Справочник химика 2 3-е изд., испр. Л.: Химия. 1971: 1168.

* Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов 2. М.: Мир. 1972: 871.
溴酸鐠是一種無機化合物，化學式為 Pr (BrO3)3。它可溶於水，可以形成二水合物、四水合物和九水合物，九水合物在 56.5 °C 熔於自身結晶水，130 °C 完全失去結晶水。它可由溴酸鋇和硫酸鐠反應製得。



參考文獻
硝酸鎵是一種無機化合物，化學式為 Ga (NO3)3。



製備

硝酸鎵可以由金屬鎵、氧化鎵或氫氧化鎵和濃、熱的硝酸反應得到。其八水合物可從水溶液中結晶而得，有潮解性。



化學性質

硝酸鎵溶於水時會發生水解，產生渾濁或絮狀沉澱。
過氯酸釹（英語：neodymium perchlorate）是釹的過氯酸鹽，分子式為 Nd (ClO4)3。



製備

將氧化釹溶於過氯酸溶液中可得到過氯酸釹:

　
: ${\rm {Nd_{2}O_{3}+6HClO_{4}\rightarrow 2Nd(ClO_{4})_{3}+3H_{2}O}}$



化學性質

過氯酸釹能與甘胺酸和丙胺酸形成錯合物，其化學式為 Nd2(Gly)5(Ala)3(ClO4)6·2H2O。過氯酸釹也能和麩胺酸配合。
過氯酸鐠（英語：praseodymium perchlorate）是鐠的過氯酸鹽，分子式為 Pr (ClO4)3。



製備

過氯酸鐠可由十一氧化六鐠製備。將十一氧化六鐠溶於微過量的鹽酸中並加入少量過氧化氫，可製得過氯酸鐠。



化學性質

過氯酸鐠能與冠醚 18 - 冠 - 6 生成化學計量比為 1:1、1:2 的兩種錯合物，還能和 L - 脯胺酸、麩胺酸、苦杏仁酸、青黴胺形成錯合物。過氯酸鐠還能與咪唑和丙胺酸共同形成錯合物。
高氯酸鐿是一種無機化合物，化學式為 Yb (ClO4)3。在水溶液中，Yb3+ 可以和 ClO4−相互作用，形成 YbClO42+，其穩定常數為 4.5 × 10−2。



製備

高氯酸鐿的水合物可由氧化鐿和在濃高氯酸中溶解，從溶液中結晶得到。將水合物（x H2O, x＜6）在 170 °C 真空處理，得到一水合物。

一水合物在 175 °C 的真空中脫水，可以得到 _R_3_c_ 空間群的無水物 Yb (ClO4)3，而 Cl2O6 經處理得到的無水物屬 _P_63/_m_ 空間群。



用途

高氯酸鐿可用作 Yb (III) 來源，以製備其它鐿化合物。



參考文獻
過氯酸鈦是一種無機化合物，化學式為 Ti (ClO4)4，化學性質活潑。



製備

將 72% 過氯酸和發煙硫酸小心混合併蒸餾，得到含 2％Cl2O7 的無水過氯酸，真空處理後於液氮保存。將四氯化鈦蒸餾提純，真空保存待用。之後，將提純的過氯酸和四氯化鈦以 6：1 小心混合，並緩慢升溫至 - 20℃，保持 1h，然後升溫至 - 10℃再保持 1h，即可製得過氯酸鈦。反應放出 HCl 以及微量的 ClO2：

　
: ${\mathsf {TiCl_{4}+4HClO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ Ti(ClO_{4})_{4}+4HCl\uparrow }}$



性質

過氯酸鈦可以和液體石蠟反應，和二甲基甲醯胺爆炸性地反應；在硝基甲烷、乙腈中溶解並分解，溶液變為黃色。不溶於四氯化碳，但在 25℃以上可以反應，得到黃色溶液。在常壓下加熱過氯酸鈦，130℃爆炸性分解：

　
: ${\mathsf {Ti(ClO_{4})_{4}\ {\xrightarrow {}}\ TiO_{2}+4ClO_{2}\uparrow +3O_{2}\uparrow }}$

但在真空中加熱至 70～120℃，發現過氯酸鈦有所升華，其熔化時呈現黃色。



參考文獻
四氯化鉿，無機化合物，化學式 HfCl4。這種無色固體是大多數有機鉿化合物的前體。它可用於多種特定用途，主要集中於材料科學中，或作為催化劑。



製備

可以用幾種相近的方法來製備 HfCl4：


* 在 450 °C 以上用四氯化碳和二氧化鉿反應；

　
: HfO2 + 2 CCl4 → HfCl4 + 2 COCl2


* 用氯氣或二氯化二硫，在 600 °C 以上氯化 HfO2 和碳的混合物：

　
: HfO2 + 2 Cl2 + C → HfCl4 + CO2


* 在 250 °C 以上氯化碳化鉿。

　
: HfC+2 Cl2→HfCl4+C



分離鋯和鉿

鉿和鋯通常共生於礦物中，如鋯石、曲晶石和斜鋯石。二氧化鉿（HfO2）的含量在鋯石中為 0.05％至 2.0％，曲晶石為 5.5％至 17％，斜鋯石為 1.0％至 1.8％。鉿和鋯的化合物會從礦石中一併提取，並轉化為四氯化物的混合物。

HfCl4 和 ZrCl4 難以分離，因為鉿和鋯的化合物具有非常相似的化學和物理性質。它們的原子半徑相近：鉿為 156.4 pm，而鋯為 160 pm。兩種金屬的反應相似，並會形成相似的配合物。

許多方法可從 ZrCl4 中提煉出 HfCl4，包括分餾、分級沉澱、分級結晶和離子交換法。固體氯化鉿的蒸氣壓（從 476 至 681 K）的對數（以 10 為底數）由下式給出：log10(P) = -5197/T + 11.712，其中壓力的單位為托，溫度的單位為開爾文。（熔點下的壓力為 23000 托。）

有一種方法基於兩種四鹵化物還原性的差異。選擇性地將鋯化合物還原一至二價，甚至是單質，可以分離四鹵化物。在還原反應中，四氯化鉿基本不反應，並且可從直接從鋯的低鹵化物中回收。四氯化鉿是揮發性的，因此可以很容易地從不揮發的三鹵化鋯中分離出來。



結構及成鍵

此鹵化物含有 + 4 氧化態的鉿。固體 HfCl4 是八面體鉿中心聚合物。每個鉿中心周圍有六個氯配體，二個為終端，四個橋接至另一個鉿中心。在氣相中，ZrCl4 和 HfCl4 有著與 TiCl4 相同的單體四面體結構。氣相 HfCl4 的電子成相研究顯示，Me-Cl 核間距為 2.33 Å，Cl…Cl 核間距為 3.80 Å。核間距比 r (Me-Cl)/r (Cl…Cl) 為 1.630，與正四面體模型的預測值（1.633）很接近。



反應特性

該化合物極易水解，並釋放氯化氫：

　
: HfCl4 + H2O → HfOCl2 + 2 HCl

因而，久置的樣品中常常混有氯氧化物，它也是無色的。

與 THF 單體按 2:1 的比例形成配合物：

　
: HfCl4 + 2 OC4H8 → HfCl4(OC4H8)2

因為此配合物可溶於有機溶劑，它是一種製備鉿的其他配合物的有用試劑。

HfCl4 與格氏試劑發生複分解反應。可用此製備四苄基鉿。

與醇形成醇鹽。

　
: HfCl4 + 4 ROH → Hf(OR)4 + 4 HCl

這些化合物結構複雜。

還原

HfCl4 極難還原。在膦配位體的存在下，可以用鈉鉀合金還原：

　
: 2 HfCl4 + 2 K + 4 P(C2H5)3 → Hf2Cl6[P(C2H5)3]4 + 2 KCl

深綠色的二鉿產物是抗磁性的。X 射線晶體學結果表明該配合物的結構為共邊雙八面體，與鋯類似物非常類似。



用途

四氯化鉿是高活性的齊格勒 - 納塔催化劑的前體，用於烯烴，特別是丙烯的聚合中。典型的催化劑由四苄基鉿衍生而來。

在各種有機合成應用中，HfCl4 是一種高效的路易斯酸。例如，相比使用氯化鋁，用四氯化鉿能使二烯丙基氯矽烷更高效地烷基化二茂鐵。大尺寸的 Hf 可以減小 HfCl4 與二茂鐵配合的傾向。

HfCl4 可以加速 1,3 - 偶極環加成，並對其加以控制。與芳基和脂族醛肟一起使用時，相比其它路易斯酸，能得到更好的結果，並可生產外異構體。

微電子應用

HfCl4 曾作為化學氣相沉積和原子層沉積的一種前體，以生成二氧化鉿和矽酸鉿，它們在製造現代高密度集成電路時用作高 κ 電介質。然而，由於其相對較低的揮發性和腐蝕性的副產物（即 HCl），HfCl4 為金屬有機前體所淘汰，例如四 (乙基甲基氨基) 鉿（TEMAH）。



參考



擴展閱讀


* Duraj, S. A.; Towns; Baker; Schupp, J. Structure of _cis_-Tetrachlorobis(tetrahydrofuran)hafnium(IV). Acta Crystallographica. 1990, C46 (5): 890–2. doi:10.1107/S010827018901382X.



外部連結


* WebElements（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* NIST（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
過鎝酸銫，化學式 CsTcO4，是銫的過鎝酸鹽。



製備

過鎝酸銫可以由碳酸銫和過鎝酸銨反應而成。

$$
{\ce {Cs2CO3 + 2 NH4TcO4 -> 2 CsTcO4 + (NH4)2CO3}}
$$



性質

過鎝酸銫是正交晶系的，空間群 Pnma (No. 62)。它的晶格參數為 a = 572.6 pm、b = 592.2 pm 和 c = 1436 pm。過鎝酸根中的 Tc–O - 鍵長為 164.0 pm ，O–Tc–O 鍵角為 112.9°。
大事記


* 室町幕府初代將軍足利尊氏設置了鎌倉府以便統治關東地區，命令其第三子足利基氏擔任鎌倉府的首長 -- 鎌倉公方。

* 亞拉岡王國兼併馬約卡王國。

* 立陶宛大公阿爾吉爾達斯對首次加里西亞－沃里尼亞戰爭的結果不滿而入侵波蘭王國，但仍結果是立陶宛大公國戰敗。



出生


* 



逝世

*
134 公里號誌站（K134）是位於台灣苗栗縣造橋鄉台 13 甲線旁，是臺灣鐵路管理局臺中線已廢除的鐵路號誌站。位於舊里程基隆起點 134 公里處，因此得名。



車站構造


* 原正線西側設置交會線，軌道大約是新線的東正線位置。

* 往北和往南皆為單線。



利用狀況


* 已廢止。



車站週邊


* 穿月生態園區
  
* 見返坂隧道 （已廢止隧道，又稱西坑尾隧道、穿月隧道）
  
* 造橋隧道（已廢止隧道，又稱西坑尾隧道）

* 香格里拉樂園（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* 豐富隧道



歷史


* 台中線原為單線，1976 年 8 月 30 日設置此號誌站作為列車調度交會之用。

* 1991 年 11 月 15 日發生 1006 次自強號 ATS 故障超速，與 1 次莒光號列車側撞，造成 30 人喪生，一百多人受傷的重大事故。相關單位決定將造橋豐富段改線，開闢新線及開鑿新造橋隧道（後命名為豐富隧道）通車後，停用 134 號誌站和造橋隧道。

* 1994 年 7 月竹南至造橋、1994 年 10 月豐富至苗栗路段分別完成雙軌通車。

* 為配合造橋至豐富路段雙軌工程施工，134 公里號誌站於 1996 年 6 月 13 日廢止。

* 原號誌站所在路基今已變成台 13 甲線替代道路。



鄰近車站
文圖拉高速公路（英語：Ventura Freeway）是南加州地區的高速公路命名，其西端是文圖拉縣、聖巴巴拉縣的交界處，東端是帕薩迪納。這條高速公路是穿越文圖拉縣最主要的高速公路。其西端到其與好萊塢高速公路的交流道之間的路段在編號系統裡為 101 號美國國道，而從那裡繼續向東直到帕薩迪納的路段則被編為 134 號加利福尼亞州州道。



參考文獻
134 號聯邦公路（西班牙語：Carretera Federal 134），又稱瑙卡爾潘 - 托盧卡公路（西班牙語：Carretera Naucalpan - Toluca）、托盧卡 - 阿爾塔米拉諾城公路（西班牙語：Carretera Toluca - Cd. Altamirano）或阿爾塔米拉諾城 - 錫瓦塔內霍公路（西班牙語：Carretera Cd. Altamirano - Zihuatanejo），是墨西哥境內的一條公路，起自該國中部墨西哥州瑙卡爾潘市，途徑米卻肯州及格雷羅州，抵達太平洋沿岸的著名旅遊城市錫瓦塔內霍，全長約 466.66 公里。



分段

根據墨西哥交通部及聯邦道路橋梁管理局發布的《墨西哥公路數據報告（2020 年版）》，該公路分為 3 個區段，各區段獨立進行里程計算：

1）瑙卡爾潘 - 托盧卡段，全長 63.3 公里；

2）托盧卡 - 阿爾塔米拉諾城段，全長 216 公里；

3）阿爾塔米拉諾城 - 錫瓦塔內霍段，全長 187.36 公里。

134 號聯邦公路為一條非連續性的公路，其在托盧卡境內的兩段由市政道路連接，但連接道路不屬於本公路的一部分。



走向

瑙卡爾潘 - 托盧卡段

134 號聯邦公路起自墨西哥州瑙卡爾潘市境內曼努埃爾・卡馬喬大道（墨西哥城外環路）與五月一日大道互通處，向西至古斯塔沃・巴茲・普拉達大道交匯口，市政道路名稱變為路易斯・多納爾多・科洛西奧大道。公路向西南穿越人口稠密的城鎮區域，與 57D 號聯邦公路以查瑪帕立交橋互通，隨後穿越拉斯克魯斯山，途徑聖弗朗西斯科 - 奇瑪爾帕鎮等地後至霍納卡特蘭鎮進入托盧卡谷地。在此段，該公路先後與 36 號州級公路、6D 號州際公路及機場大道交匯，至艾爾弗雷多・德爾瑪索立交橋處與 55 號聯邦公路互通，本段結束。公路繼續向前的區段成為托盧卡市市政道路的一部分。

托盧卡 - 阿爾塔米拉諾城段

本段起自托盧卡市內托尤坎大道與克里斯托巴爾・哥倫布大道交匯處，向南至卡普爾蒂特蘭鎮北側轉向西，此段又稱太平洋大道；公路轉向西南進入山區，沿線途徑特馬斯卡爾特佩克、特胡皮爾科等主要市鎮，並先後與 10 號州級公路、巴耶・德布拉沃公路、50 號州級公路及 2 號州級公路等道路相匯，在貝胡科斯鎮處進入格雷羅州，轉向南穿越庫查瑪拉鎮入米卻肯州轄境，前行約 9 公里後跨庫查瑪拉河再次回到格雷羅州境內，抵達阿爾塔米拉諾城。

阿爾塔米拉諾城 - 錫瓦塔內霍段

在阿爾塔米拉諾城及科尤卡 - 德卡塔蘭兩地，該公路的市政道路名稱為拉薩羅・卡德納斯大道，其間以米格爾・阿雷曼大橋跨越巴爾薩斯河；自科尤卡 - 德卡塔蘭以下，公路進入人煙稀少的南瑪德雷山區，向西南方向蜿蜒前行 180 公里後，在聖何塞 - 伊斯塔帕鎮北側匯入 200 號聯邦公路。



參考文獻