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丁矽烷是一種矽烷，結構式 SiH3–(SiH2)2–SiH3。



製備

丁矽烷可以由矽化鎂（Mg2Si）和酸（如 20% 磷酸）在 50–60 °C 下反應而成：

　
: $\mathrm {Mg_{2}Si+\ 4H^{+}\ \longrightarrow \ Si_{n}H_{2n+2}} $

反應可以產生直到十五矽烷的各種矽烷。矽化鎂和 25% 鹽酸的反應會產生 40% 甲矽烷、30% 乙矽烷、15% 丙矽烷、10% 丁矽烷和 5% 高級矽烷。反應混合物可以通過蒸餾分離。

此外，包括丁矽烷的各種高級矽烷可以由甲矽烷的放電產生：

　
: $\mathrm {SiH_{4}\ \rightarrow \ SiH_{2}\ +\ H_{2}} $

　
: $\mathrm {SiH_{2}\ +\ SiH_{4}\rightarrow \ H_{3}Si{-}SiH_{3}} $

　
: $\mathrm {SiH_{2}\ +\ H_{3}Si{-}SiH_{3}\rightarrow \ H_{3}Si{-}SiH_{2}{-}SiH_{3}} $

　
: $\mathrm {SiH_{2}\ +\ H_{3}Si{-}SiH_{2}{-}SiH_{3}\rightarrow \ H_{3}Si{-}SiH_{2}{-}SiH_{2}{-}SiH_{3}} $



性質

丁矽烷是無色、可自燃的液體，有噁心的味道。它在 54 °C 以下仍會自燃，比丙矽烷更不穩定，在室溫下緩慢分解成氫氣和短矽烷。



反應

丁矽烷的光解會產生 3 - 甲矽基戊矽烷和乙矽烷：

　
: $\mathrm {2\ Si_{4}H_{10}\rightarrow \ Si_{2}H_{6}\ +H_{3}Si{-}SiH(Si_{2}H_{6})_{2}} $

在氯化鋁存在下在二甲苯里加熱丁矽烷會使其異構化成異丁矽烷。

　
: $\mathrm {2\ H_{3}Si{-}SiH_{2}{-}SiH_{2}{-}SiH_{3}\longrightarrow \ H_{3}Si{-}SiH(SiH_{3})_{2}} $
碘酸汞是二價汞的碘酸鹽，化學式為 Hg (IO3)2。



製備及性質

碘酸汞可由硝酸汞和碘酸鈉反應得到：

　
: Hg(NO3)2 + 2 NaIO3 → Hg(IO3)2 + 2 NaNO3

碘酸汞受熱分解，生成 HgI2 和 O2，迅速加熱可引發爆炸性分解。



參考文獻
碘化汞鉀（化學式：K2HgI4），也稱四碘合汞酸鉀、四碘合汞 (II) 酸鉀，是黃色的、有潮解性的晶體，有毒。密度 4.25g/cm3，溶於水、乙醇、乙醚和丙酮。

0.09mol/L 碘化汞鉀與 2.5mol/L 氫氧化鉀的混合溶液稱為奈斯勒試劑（Nessler 試劑、Neßler 試劑）或鹼性碘化汞鉀試液，由 Julius Neßler 首先使用，與氨作用產生黃色或棕色（高濃度時）沉澱，是鑑定試樣中氨的常用試劑。靈敏度大約為 0.3μg NH3/2μL。

　
: NH4+ + 2[HgI4]2− + 4OH− → HgO·Hg(NH2)I + 7I− + 3H2O

向熱濃氯化汞溶液中加入濃碘化鉀溶液，直至產生的碘化汞沉澱全部溶解為止，生成碘化汞鉀。過濾，再加入氫氧化鉀和少量的氯化汞，冷卻、稀釋，便得到奈斯勒試劑。



化學性質

碘化汞鉀可以和氯磺酸反應，生成四氯磺酸根合汞 (II) 酸鉀（K2[Hg(SO3Cl)4]）。



用途


* 檢驗銨根離子。

* 製備四碘合汞 (II) 酸銀 (I)：Ag2[HgI4]，在 45～50℃由黃色可逆地變為紅色。

　
: 2 AgNO3 + K2[HgI4] → Ag2[HgI4]↓ + 2 KI


* 製備四碘合汞 (II) 酸銅 (I)：Cu2[HgI4]，在 71℃由紅色變為黑紫色。

　
: 2 CuSO4 + K2[HgI4] + SO2 + 2 H2O → Cu2[HgI4] + K2SO4 + 2 H2SO4
硫酸汞（化學式：HgSO 
4）是一種無機化合物。硫酸汞為白色粉末，遇水水解，產生黃色的鹼式硫酸鹽和硫酸。 



製備

硫酸汞可以由汞和濃硫酸加熱反應得到：

　
: Hg + 2 H2SO4 → HgSO4 + SO2 + 2 H2O

也可以用硫酸溶解黃色氧化汞得到：

　
: HgO + H2SO4 → HgSO4 + H2O



化學性質

硫酸汞在 600℃完全分解：

　
: 4 HgSO4 → 4 Hg↑ + 3 O2↑ + 2 SO2↑ + 2 SO3↑

硫酸汞遇水水解：

　
: 3 HgSO4 + 2 H2O ⇌ Hg3O2SO4↓ + 2 H2SO4

為抑制水解，通常在配置 HgSO4 溶液時，會將其溶於稀硫酸中。

硫酸汞和較活潑的金屬反應，汞可被置換出來：

　
: HgSO4 + Cu → CuSO4 + Hg

 
和硫氰酸鈉溶液反應，產生硫化汞：

　
: HgSO4 + 2 NaSCN + 2 H2O → HgS + Na2SO4 + NH4SCN + CO2↑



用途

製備乙醛

硫酸汞在稀硫酸溶液中，可以催化乙炔和水的加成反應：

製備酮類

炔烴和水在硫酸汞的稀硫酸溶液的催化下發生加成反應，反應按照馬氏規則進行，先得到烯醇，由於烯醇不穩定，進而轉變為酮類（乙炔水化得到乙醛）。

製備氯化汞

硫酸汞和氯化鈉共熱，可以得到氯化汞（升汞）：

　
: HgSO4(s) + 2 NaCl(s) —Δ→ Na2SO4 + HgCl2
氟化鎂，是一種無機化合物，化學式 MgF2。它是一種白色晶體，在很寬的波長範圍里都是透明的，所以可用於空間望遠鏡中。它在天然中以稀有礦物氟鎂石的形式存在。



性質

氟化鎂是一種無色四方晶體或粉末，無味，難溶於水和醇，微溶於稀酸，溶於硝酸。在電光下加熱呈弱紫色螢光，其晶體有良好的偏振作用，特別適於紫外線和紅外光譜。有毒性。



製備

由菱鎂礦（碳酸鎂）與過量的氫氟酸在 90～95°C 下進行反應，再經過濾、洗滌、乾燥、粉碎得到氟化鎂成品。

　
: ${\rm {\ MgCO_{3}+2HF\rightarrow MgF_{2}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}$



用途

用作冶鍊金屬鎂時的助熔劑、電解鋁的添加劑、光學透鏡鍍膜、鈦顏料的塗著劑、陰極射線屏的螢光材料等。



參見


* 氯化鎂、溴化鎂、碘化鎂

* 氟化鈹、氟化鈣、氟化鍶、氟化鋇
氟化亞碸是一種無機化合物，化學式 ${\ce {SOF2}}$ 。它是無色氣體，是六氟化硫（電氣設備中的絕緣體）降解的產物。S-O 鍵長 1.42Å、S-F 鍵長 1.58Å；O-S-F 與 F-S-F 鍵角分別為 106.2° 與 92.2°。



合成

氟化亞碸可用以下方法合成：

　
: 3 SOCl2 + 2SbF3 → 3SOF2 + 2SbCl3

　
: SO2 + 2PF5 → SOF2 + POF3



參考文獻
氟化鉛（Lead(II) fluoride）化學式為 PbF2，是無味的白味固體。



用途

氟化鉛用在以下的應用


* 低熔點的玻璃

* 可以反應紅外線的玻璃塗層

* CRT 電視的磷光體

* 製造甲基吡啶時的催化劑。



製備

氟化鉛可以用多種方式製備，可以將氫氧化鉛或碳酸鉛和氫氟酸反應，再將生成物中的水蒸發而得：

　
: Pb(OH)2 + 2 HF → PbF2 + 2 H2O

氟化鉛也可以用在鉛鹽溶液中加入氫氟酸，或是在硝酸鉛溶液中加入氟化鉀：

　
: 2 KF + Pb(NO3)2 → PbF2 + 2 KNO3
氟化亞錫，又稱二氟化錫是一種無機化合物，化學式 SnF2。它是一種無色固體，是牙膏的添加劑之一。



防止蛀牙

氟化亞錫的引入是來替代氟化鈉的，以防止蛀牙。為此，約瑟夫・穆勒（Joseph Muhler）和威廉・尼伯格（William Nebergall）對此進行了介紹。 為了表彰他們的創新，這兩個人被入選到發明家名人堂。 

氟化亞錫將含鈣礦物質磷灰石轉換為氟磷灰石，這使牙釉質對細菌產生的酸攻擊更具抵抗力。 而且隨著時間的流逝，氟化鈉會和鈣反應形成氟化鈣，幾乎完全不溶，因此對牙齒保護無效。氟化亞錫不會那樣，是一種更穩定的成分，因此在長期保存後仍能有效增強牙釉質。 氟化亞錫已被證明與氟化鈉一樣，能有效減少齲齒的發生 並控制牙齦炎。



製備

SnF2 可以通過蒸發 SnO 和 40％的 HF 化合而成。

　
: SnO + 2 HF → SnF2 + H2O



水溶液

氟化亞錫可溶於水，並會水解。在低濃度下，它會形成 SnOH+, Sn(OH)2 和 Sn (OH)3−。 在高濃度下，它會形成多核離子，包括 Sn2(OH)22+ 和 Sn3(OH)42+。 水溶液容易氧化形成不溶性的 SnIV 沉澱物，不能有效地預防牙齒疾病。 使用穆斯堡爾譜學對冷凍樣品進行的氧化研究表明，O2 是其中的氧化性物質。 



路易斯酸性

SnF2 是一種路易斯酸。舉個例子，它可以形成 1:1 (CH3)3NSnF2 和 2:1 的三甲胺加合物 [(CH3)3N]2SnF2 ， 也可以 1:1 和 DMSO 加合 ，形成 (CH3)2SO·SnF2。

在含氟離子的溶液里， 它形成氟離子配合物 SnF3−、Sn2F5− 和 SnF2(OH2)（和水的配合物）。 從含有 NaF 的水溶液中結晶，得到含有多核陰離子的化合物如：NaSn2F5 或 Na4Sn3F10，而沒有 NaSnF3。 NaSnF3 含有 SnF3− 陰離子，可以在吡啶水溶液生成。 其它含有 SnF3− 陰離子的化合物如： Ca (SnF3)2 也被發現了。



還原性

SnF2 是還原劑，它的還原電位 Eo(SnIV/ SnII) = +0.15 V 。 它的 HF 溶液會被氧化劑 (如 O2、SO2 或 F2) 氧化 ，形成中間價態化合物如： Sn3F8 (含有 SnII 和 SnIV ，並且沒有 Sn–Sn 鍵)。



結構

單斜晶形式包含四聚體 Sn4F8，其中 Sn 原子有兩個不同的配位環境。 在每種情況下，都有三個最近的鄰近原子，其中 Sn 是在一個四面體的頂點，而孤對的電子在空間上是活躍的。 其它氟化亞錫已報告的結構如 GeF2 和黃碲礦的結構。



分子型 SnF2

在氣態， SnF2 形成單體，二聚體和三聚體。 SnF2 單體是一種非線性分子， Sn−F 鍵的鍵長是 206 pm。 據報導，SnF2 的聚合物（有時也稱為聚二氟化錫）與炔烴和芳香族化合物在 12 K 下沉積在氬氣基質中的配合物已被發現。 



安全性

SnF2 吸入或與眼睛接觸會引起發紅和刺激。 攝入到急性水平（超過 2 mg/m3）時，會引起腹痛和休克。 罕見但嚴重的過敏反應是可能的（症狀包括瘙癢，腫脹和呼吸困難）。當用於牙科產品時，也可能會出現輕度的牙齒變色，可以通過刷牙清除。
氟化鍶是穩定的白色晶體。



製備

氟化鍶可以由氯化鍶和氟氣發生反應產生。

　
: $\mathrm {SrCl_{2}\ +\ F_{2}\ \rightarrow \ SrF_{2}\ +\ Cl_{2}} $

或由氫氟酸與碳酸鍶反應產生。

　
: $\mathrm {SrCO_{3}\ +\ 2\ HF\ \rightarrow \ SrF_{2}\ +\ H_{2}O+\ CO_{2}} $



屬性

氟化鍶幾乎不溶於水，它會對眼睛和皮膚產生刺激，吸入或攝入都對身體有害。氟化鍶的結構與氟化鋇類似。



參見


* 氟化鈹、氟化鎂、氟化鈣
三氟化氮（NF3）是鹵化氮中最穩定的無機化合物，可在銅的催化下由氨氣與氟氣製成。 它可以用作氟化氫雷射器的氧化劑，半導體、液晶和薄膜太陽能電池生產過程中的蝕刻劑。曾被試做火箭燃料。 但由於三氟化氮屬於溫室氣體，能加劇溫室效應，因此有人認為應該限制這種化合物的使用。

三氟化氮在半導體及 TFT-LCD 製造的薄膜製程中扮演「清潔劑」的角色，不過這類清潔劑是氣態，而非液態。

在半導體中，薄膜製程的主要設備是「化學氣相沉積」（CVD）機台，會在晶圓片上長出薄膜。薄膜的成份有可能是矽、二氧化矽或其他金屬材料，但這些材料不僅會附著在晶片上，也附著在反應室內的牆壁上，內牆上的二氧化矽累積至相當數量，就會在反應室內形成微塵粒子（Particle），影響晶圓片的良率。

因此每台 CVD 機台在處理過規定數量的晶圓片後，就要使用含氟的氣體清洗，以去除內壁上的矽化物質。不過 NF3 與 CF4、C2F6 等氣體都屬於多氟碳化物，是造成溫室效應的來源之一。半導體廠為了降低排氣對溫室效應的影響，在排放含氟廢氣前，會以高溫（攝氏 700、800 度才進行）將氣體由有機轉分解為無機，才不會破壞臭氧層。



來源
三氟化磷是一種無色無味的氣體，化學式為 PF3，高毒，可以和水緩慢反應。它在配合物中可以作為配體，與一氧化碳（羰基）作為配體時性質相似。其毒性機理和一氧化碳類似，與血紅蛋白中的鐵結合成穩定物質。它在過渡金屬配合物中可以作為強的 π 受體，能夠和過渡金屬形成低價配合物。三氟化磷可以形成一些配合物，而相應羰基配合物不穩定或不存在。如 Pd (PF3)4 是已知的，Pd (CO)4 卻未有報導。



製備

三氟化磷可以由三氯化磷和各種氟化物（如氟化氫、氟化鈣、三氟化砷、三氟化銻和氟化鋅）反應而成：

　
: 2 PCl3 + 3 ZnF2 → 2 PF3 + 3 ZnCl2



危害

PF3 是劇毒，毒性與光氣相當。



參考文獻



拓展閱讀


* Toy, A. D. F. The Chemistry of Phosphorus. Oxford, UK: Pergamon Press. 1973.

* Greenwood, Norman Neill; Earnshaw, Alan. Chemistry of the elements. 2016. ISBN 978-0-7506-3365-9. OCLC 1040112384 （英語）.

* Lide, D. R. (編). Handbook of Chemistry and Physics 71st. Ann Arbor, MI: CRC Press. 1990. ISBN 978-0-8493-0471-2.

* March, J. Advanced Organic Chemistry 4th. New York: Wiley. 1992: 723. ISBN 978-0-471-60180-7.

* Stecher, P. G. (編). The Merck Index 7th. Rahway, NJ, USA: Merck & Co. 1960.

* Holmes, R. R. An Examination of the Basic Nature of the Trihalides of Phosphorus, Arsenic and Antimony. Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry. 1960, 12 (3–4): 266–275. doi:10.1016/0022-1902(60)80372-7.



拓展連結


* National Pollutant Inventory - Fluoride and compounds fact sheet

* WebBook page for PF3（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氟化鉈是一種無機化合物，化學式 TlF3，是一種白色固體。它除了是鉈的兩種氟化物之一，該化合物僅具有理論意義。它採用與三氟化鉍相同的結構，但具有八配位的 Tl (III) 中心。有證據表明，氟化鉈還有第二種晶體結構。
四氟化鍺是一種無機化合物，化學式為 GeF4，它是無色氣體。



製備

四氟化鍺可由二氧化鍺和氟化氫反應，或者鍺和氟化氫或氟反應得到：

　
: Ge + 2 F2 → GeF4

配合物 Ba [GeF6] 的熱分解反應也能製得四氟化鍺：

　
: Ba(GeF6) → GeF4 + BaF2



性質

四氟化鍺是一種不可燃的發煙氣體，有大蒜味。它和水反應，生成氟化氫和二氧化鍺。它在 1000 °C 以上發生熱分解反應。它和粉末狀的鍺在 150–300 °C 反應，生成二氟化鍺。

GeF4 和氟化物反應，生成 GeF5−，這種陰離子因為聚合作用，Ge 有著八面體的配位結構。GeF5−的分離三角雙錐結構由「裸氟」離子試劑 1,3 - 二 (2,6 - 二異丙基苯基) 咪唑鎓氟化物的反應得到。



應用

四氟化鍺和二矽烷的反應用於 SiGe 的合成。



參考文獻



拓展連結


* "Reactivity of a Naked Fluoride Reagent and Controlled Design of Germanium Fluorido-Anions." （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
四氟化鉛是一種由鉛和氟形成的化合物。這種黃色固體 (熔點 600 °C) 是僅有在室溫下穩定的四鹵化鉛。 四氟化鉛的結構類似四氟化錫，並且包含八面體配位的鉛的平面層。其中八面體共享四個角，並且有兩個彼此不共享的末端氟原子。



製備

四氟化鉛可以由二氟化鉛或金屬鉛和氟氣反應而成。

　
: ${\ce {PbF2 + F2 -> PbF4}}$

　
: ${\ce {Pb + 2F2 -> PbF4}}$
四氟化硫是一種硫的氟化物，化學式為 SF4。在標準環境下為無色具腐蝕性以及劇毒氣體，接觸水或潮濕環境會產生危險的氫氟酸。儘管如此，四氟化硫仍用於有機合成，是製作有機氟化合物的常用試劑。



結構

四氟化硫中的硫為 + 4 氧化態。硫有六粒價電子，其中兩粒形成孤電子對。四氟化硫的形狀可由 VSEPR 理論預計而知為蹺蹺板型，其中硫在分子的中心。三個赤道位置之一被沒有成鍵的孤對電子占據。因此，該分子具有兩種不同類型的氟原子，兩個在軸向位置，另外兩個在赤道位置。四氟化硫中的 S–Fax 鍵長為 164.3 pm，S–Feq 鍵長為 154.2 pm。超價分子中的軸向原子通常鍵合較弱。相較於 SF4，相關的 SF6 的硫在 + 6 氧化態，沒有未鍵合的價電子，使得這個分子有非常對稱的八面體結構。此外和 SF4 相反，SF6 極端惰性。

SF4 的 19F NMR 光譜只有一個信號，這表明軸向和赤道的氟原子位置通過假旋轉快速相互轉換。



合成和製造

利用二氯化硫、氯、氟化鈉反應在乙腈下可以合成，反應如下。

　
: SCl2 + Cl2 + 4 NaF → SF4 + 4 NaCl

SF4 可以由 SCl2 和 NaF 在乙腈下反應而成：

　
: 3 SCl2 + 4 NaF → SF4 + S2Cl2 + 4 NaCl

SF4 也可以在沒有溶劑的情況下在高溫下生產的。

此外， SF4 可以由 S、NaF 和 Cl2 在高溫下 (225–450 °C) 反應而成。

在較低溫度下 (20–86 °C) 高產率合成 SF4 的方法有用 Br2 代替 Cl2、S 和 KF 反應而成：

　
: S + (2 + _x_) Br2 + 4 KF → SF4↑ + _x_ Br2 + 4 KBr



用於合成有機氟化合物

在有機合成中，SF4 可以把 COH 和 C=O 基團分別氟化成 CF 和 CF2。某些醇可以被四氟化硫氟化成一氟化物，而酮和醛會被氟化成偕二氟化物。羰基 α 質子的存在會導致副反應並降低產率至 30-40%。二醇和四氟化硫的反應會產生環狀的亞硫酸酯 (RO)2SO。羧酸和四氟化硫反應，可以得到三氟甲基化合物。舉個例子，庚酸和 SF4 在 100–130 °C 下反應，會產生 1,1,1 - 三氟庚烷。類似的，六氟丁炔可以從丁炔二酸開始合成。反應的副產物包括未反應的 SF4、SOF2 和 SO2，這些有毒物質可以被氫氧化鉀中和。

近年來，SF4 的使用正在被更方便處理的二乙氨基三氟化硫 (CH3CH2)2NSF3 所取代。這種試劑是從 SF4 開始合成的：

　
: SF4 + Me3SiNEt2 → Et2NSF3 + Me3SiF



其它反應

五氟氯化硫（SF 
5Cl）是 SF5 基團的有用來源。這種化合物是由 SF4 製備的。

SF4 的水解會產生二氧化硫：

　
: SF4 + 2 H2O → SO2 + 4 HF

該反應會產生氟化亞碸中間體進行，通常不會干擾 SF4 試劑的使用。



毒性

SF 
4 會和肺部的水分反應，形成二氧化硫和氫氟酸：

　
: SF4 + 2 H2O → SO2 + 4 HF



外部連結
四氟化矽（化學式：SiF4）是最常見的矽氟化物。無色氣體，遇水發生水解生成氟矽酸，在潮濕空氣中發煙。沸點僅高於熔點 4 °C。首先由 John Davy (chemist) 在 1812 年合成。

應用於微電子行業和有機合成中。 火山爆發時的煙霧中也含有大量的四氟化矽。



製備

大量的四氟化矽是工業上生產磷肥的副產物。氟磷灰石經硫酸處理後，會生成大量的氫氟酸；氫氟酸再與含矽礦石發生反應，生成揮發性的四氟化矽氣體。

實驗室製法是用氟矽酸與氯化鋇反應沉澱出氟矽酸鋇， 再加熱氟矽酸鋇至 300 °C 以上，使之分解生成四氟化矽和氟化鋇。同族的四氟化鍺也可通過這個方法製備，但需要更高的分解溫度（700 °C）。

　
: $\mathrm {H_{2}SiF_{6}+BaCl_{2}\rightarrow BaSiF_{6}\downarrow +2HCl} $

　
: $\mathrm {BaSiF_{6}\rightarrow BaF_{2}+SiF_{4}\uparrow } $

除此之外，四氟化矽還有很多其他製取方法，包括氟矽酸鈉與硫酸反應，矽與氟單質化合，二氧化矽與濃氫氟酸或活潑氟化物反應（即毛玻璃的製作和刻畫原理），以及赤熱的矽與無水氟化氫反應等。將粗品通過灼熱的玻璃毛，再在低溫用冷肼收集，便可除去其中的氟化氫、水等雜質。



應用

用於氟矽酸及氟化鉛的製取，也用作水泥和水磨石（人造大理石）的硬化劑，有機矽化合物的合成材料。



參見


* 其他四鹵化矽：四氯化矽、四溴化矽、四碘化矽
四氟化錫是一種無機化合物，化學式為 SnF4。它是白色固體，熔點超過 700℃。



製備

SnF4 可由氟氣和金屬錫直接反應得到：

　
: Sn + 2F2 → SnF4

但是，生成的氟化物膜會覆蓋在錫的表面使反應趨緩至停止。無水氫氟酸和四氯化錫的反應可以克服這一缺點：

　
: SnCl4 + 4HF → SnF4 + 4HCl



性質

鹼金屬氟化物與之反應，可以得到六氟合錫 (IV) 酸鹽（如 K2SnF6），其中包含八面體的 SnF62−陰離子。SnF4 作為路易斯酸，可以和一些分子加成為形式 L2·SnF4 或 L・SnF4 的化合物。

四氟化錫在高溫下可以被錫還原為氟化亞錫，被鹼金屬甚至是鐵，還原為單質錫。

二氧化氮和四氟化錫在室溫之上反應，可以得到硝酸三氟化錫 (IV) 和六氟 (IV) 合錫酸亞硝醯：

　
: 3 SnF4 + 4 NO2 → 2 SnF3(NO3) + (NO)2SnF6



參考文獻
四氟化鈦是一種無機化合物，化學式為 TiF4。它是一種無色有吸濕性的固體。與其他鈦鹵化物相比，它採用了八面體配位的鈦聚合物結構。



製備

製備四氟化鈦的傳統方法是過量氟化氫與四氯化鈦反應，然後通過升華提純：

　
: TiCl4 + 4 HF → TiF4 + 4 HCl
五氟化鈮，也稱氟化鈮 (V)，化學式為 NbF5。它是一種無色的單斜晶體，通常用作鈮化學的起始原料。



製備

五氟化鈮是從鈮礦石中提鍊金屬鈮的中間產物。它也可由金屬鈮在 250 至 300°C 發生氟化反應製得，氟化劑可使用氟氣、無水氟化氫或二氟化錫。將五氟化鈮蒸汽在派熱克斯玻璃或石英玻璃管中濃縮，然後在 120°C 下真空升華即可收集到無色晶體。如果與無水氟化氫反應，則會生成五氟化鈮與三氟化鈮的混合物。

　
: ${\rm {\ 2Nb+5F_{2}{\xrightarrow {\Delta }}2NbF_{5}}}$

　
: ${\rm {\ 2Nb+5SnF_{2}{\xrightarrow {\Delta }}2NbF_{5}+5Sn}}$

如果將金屬鈮溶於濃硝酸和氫氟酸的混合酸（或濃氫氟酸），蒸乾溶液並灼燒殘渣可得到一氟二氧化鈮（NbO2F），因此不常用該法製備五氟化鈮。

五氟化鈮也可由氟氣、氟化鋅、無水氟化氫與五氯化鈮反應製得：

　
: ${\rm {\ 2NbCl_{5}+5F_{2}{\xrightarrow {\Delta }}2NbF_{5}+5Cl_{2}}}$

氟配合物熱分解法也經常被使用：

　
: ${\rm {\ (BrF_{2})NbF_{6}{\xrightarrow {\Delta }}BrF_{3}+NbF_{5}}}$

　
: ${\rm {\ K_{2}NbF_{7}+2AlF_{3}{\xrightarrow {1073K}}KAlF_{4}+NbF_{5}}}$



性質

五氟化鈮吸水性很強，在空氣中就會潮解，但速率較慢不冒煙。因此不可能在水溶液中製得五氟化鈮。五氟化鈮氣態時為三角雙錐形分子，液態時為雙聚體，固態時為四聚體。固態五氟化鈮是由四個 [NbF6] 八面體組成的，鈮不僅與五個氟原子成鍵，還互相通過金屬 — 金屬鍵形成四邊形的骨架。液態五氟化鈮還會發生自耦電離：

　
: ${\rm {\ 2NbF_{5}\rightleftharpoons NbF_{4}^{+}+NbF_{6}^{-}}}$ （小於 1%）

五氟化鈮是強路易斯酸，可溶於水和酸。溶解的過程還伴隨著水解，產生氟氧化鈮和氫氟酸。與鹼溶液反應產生組成不定的水合五氧化二鈮沉澱。



參考資料



外部連結


* NIST Standard Reference Database（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
五氟化銻是化學式為 SbF5 的無機化合物。它是無色黏稠液體，是很強的路易斯酸，而且是超強酸氟銻酸（目前所知最強的酸）的組分。這個化合物的一些有趣的特徵為它的路易斯酸性，它幾乎與目前已知的所有化合物產生反應。



結構和化學反應

在氣態時，SbF5 採取 D3h 對稱群，為三角雙錐構型（如圖）。在液態和固態時結構更為複雜。液態時含有聚合物，且每個 Sb 都是八面體，其通式為 [SbF4(μ-F)2]n。在晶態時為四聚體，即化學式為 [SbF4(μ-F)]4。在四聚體的八元 Sb4F4 環中的 Sb-F 鍵長為 2.02 Å；對於其他與四個 Sb 相連的 F− 配體，其 Sb-F 鍵較短為 1.82 Å。 同族的 PF5 和 AsF5 在液態和固態時都為單體，可能是因為中心原子的體積較小，限制了配位數的緣故。BiF5 為聚合態。

SbF5 是很強的路易斯酸，對 F− 的親合力尤其顯著，生成很穩定的 [SbF6]− 陰離子。[SbF6]− 可繼續與五氟化銻反應生成 [Sb2F11]−。

因此五氟化銻可增強 HF 的布朗斯特酸性，也可加強 F2 的氧化性。如五氟化銻存在下，氟氣可將氧氣氧化成 O2+：

　
: SbF5 + ½F2 + O2 → [O2]+[SbF6]−

首次用化學方法製取氟氣也利用了五氟化銻的強路易斯酸性，過程為：

　
: 2 SbF5 + K2MnF6 → 2 KSbF6 + MnF3 + 0.5 F2

反應中的 K2MnF6 可通過 KMnO4、KF、HF 和 H2O2 反應製取。SbF5 對 F− 的強親合力及 MnF4 的不穩定性使得製取氟氣的反應可以發生，機理類似於「強酸制弱酸」，只不過酸為路易斯酸而已。



製備

五氟化銻可通過五氯化銻與無水氫氟酸的反應來製備：

　
: ${\rm {SbCl_{5}+5HF\rightarrow SbF_{5}+5HCl\,}}$

也可以通過三氟化銻與氟氣反應來製備。



安全性

SbF5 和很多化合物劇烈反應，常常釋放有毒的氟化氫。



參考資料



外部連結


* National Pollutant Inventory - Antimony and compounds fact sheet

* National Pollutant Inventory - Fluoride and compounds fact sheet
五氟化鉭是一種無機化合物，化學式為 TaF5，它是鉭的氟化物之一。



製備

五氟化鉭可由金屬鉭和氟氣在約 250 °C 反應得到：

　
: $\mathrm {2\ Ta+5\ F_{2}\longrightarrow 2\ TaF_{5}} $

鉭和氟化氫在 250~300 °C、105Pa 下反應，也能得到五氟化鉭，但同時會生成三氟化鉭。鉭和氟化亞錫反應，可以得到五氟化鉭：

　
: $\mathrm {2\ Ta+5\ F_{2}\longrightarrow 2\ TaF_{5}} $

　
: $\mathrm {2\ Ta+5\ SnF_{2}\longrightarrow 2\ TaF_{5}+5\ Sn} $



性質

五氟化鉭在固態是四聚體，由四個 TaF6 中心經氟橋連接而成；氣態時為三聚體，具有 D3h 對稱性。

五氟化鉭是強路易斯酸，在水中水解。它可以和中性路易斯鹼（如膦、砷）形成加合物，它和吡啶（py）反應形成的加合物可以寫作 [TaF4(py)4][TaF6]。它和乙醯丙酮氧鈦反應，經過 [F4Ta(OTi(acac)2)2]TaF6 加合物，得到二氟二乙醯丙酮鈦和三氟氧化鉭，完成鈦至鉭的氧遷移。

五氟化鉭在 HF 水溶液中和有機陽離子共結晶，可以得到含有 TaF72−、TaF83−等配陰離子的鹽。它和 SbF5 不同，和 HF 形成的體系 TaF5–HF 在還原性環境中是穩定的。



參考文獻
五氟化釩是釩惟一的五鹵化物，化學式為 VF5。



製備

將金屬釩加熱到 300 °C，與氟或三氟化溴反應。或者在氮氣氣氛中加熱到 600 °C 使四氟化釩歧化。

　
: $\mathrm {2\ V+5\ F_{2}\longrightarrow 2\ VF_{5}} $

　
: $\mathrm {2\ VF_{4}\longrightarrow VF_{3}+VF_{5}} $



結構

固態時是一種多聚體，由 V-F-V 順式橋連和 VF6 八面體相連而成的無限鏈狀結構。電子衍射和光譜實驗標明，氣態時五氟化釩為單體，空間構型為三角雙錐，V-F 鍵長為 171pm。



性質

五氟化釩是很強的氟化劑，常溫下就能腐蝕玻璃：

　
: ${\rm {\ 4VF_{5}+5SiO_{2}\rightarrow 2V_{2}O_{5}+5SiF_{4}}}$
六氟化硒，化學式為 SeF6，是一種無色氣體，有令人厭惡的氣味，有毒，這種化合物並沒有商業用途。



化學性質

六氟化硒在 200℃以上可以被氨還原：

　
: SeF6 + 2 NH3 → N2 + Se + 6 HF



安全

六氟化硒是有毒的，即使在低濃度，仍然會影響人體。六氟化硒氣體具有腐蝕性，會嚴重刺激皮膚、眼睛和黏膜。吸入會造成呼吸困難和肺水腫。接觸皮膚或眼睛產生刺激和流淚，可導致化學灼傷、永久性組織損傷，甚至失明。接觸液化的六氟化硒可能引起灼傷或凍傷。
美國職業安全和健康管理局及美國政府工業衛生會議定出六氟化硒在空氣濃度標準上限是 0.05ppm。
六氟化鈾（英語：uranium hexafluoride）是一種鈾的化合物，其化學式為 UF6。六氟化鈾被用於製取濃縮鈾，因此在核工業中有很重要的價值。標準狀況下，六氟化鈾為灰色的晶體。六氟化鈾有很強的毒性，可與水劇烈反應，並且能腐蝕大多數金屬。它與鋁反應溫和，在鋁的表面形成緻密的氟化鋁薄膜，阻止反應進一步進行。



製取

磨碎鈾礦（U3O8，或稱「黃餅」），並將其溶於硝酸，產生硝酸鈾醯 UO2(NO3)2 溶液。萃取純化後，使硝酸鈾醯與氨反應，生成重鈾酸銨 (NH4)2U2O7。加氫還原得到二氧化鈾，再與氫氟酸反應生成四氟化鈾。四氟化鈾與氟進行氧化反應產生 UF6。



核燃料循環中的應用

各種主要的鈾濃縮方法都需要用到六氟化鈾，不論是氣體擴散法，還是氣體離心法。這是由於六氟化鈾的三相點為 147 °F （64 °C，337 K），且氣壓略高於大氣壓。氟在自然界只存在一種穩定核種也是一個原因，因此各種六氟化鈾分子的相對分子質量差異可以完全歸咎於各種鈾核種相對原子質量的差異。

其他所有的氟化鈾將產生固態的配位聚合物。

氣相擴散法所需用的能量大約是氣體離心法的 60 倍。儘管如此，其中僅僅有 4% 的能量被用於製取濃縮鈾。

除此之外，捷克發展了一種循環使用核燃料的方法：用舊的氧化物核燃料與氟氣反應生成各種氟化物的混合物，再用分餾分離各種組分。



儲存

目前大約 95% 的貧化鈾都以六氟化鈾的形式被置於氣體鋼瓶中，儲存在核工廠的附近。每個鋼瓶大約含有 12.7 噸的固體六氟化鈾。僅在美國，1993 年至 2005 年期間，就有 686,500 噸的六氟化鈾（57,122 瓶）作為貧化鈾的儲存形式被生產出來。它們被儲存在俄亥俄州樸茨茅斯，田納西州橡樹嶺和肯塔基州帕迪尤卡。六氟化鈾很不穩定，與潮濕空氣接觸時即會反應生成極易溶於水並且毒性很大的氟化鈾醯和氟化氫，因此長期儲存六氟化鈾會對環境及人的健康造成損害，須定期檢查是否有裂縫。

美國已經發生過數起涉及六氟化鈾的事故。美國政府將 UF6 轉化為固態的鈾氧化物回收。但這種回收總共要花費大約 1500 萬到 4.5 億美元。



化學性質

固態時的結構由 J.H. Levy、J.C Taylor 和 A.B Waugh 所描述。在該論文中，他們利用中子衍射測定 UF6、 MoF6 和 WF6 在 77K 下的結構。


* 

六氟化鈾可作為氧化劑或路易斯酸，易於氟離子結合。如氟化銅與六氟化鈾在乙腈中反應會生成 Cu [UF7]2.5MeCN。

含有有機陽離子的鈾（VI）聚合物已經製得並用 X 光衍射分析。



其他鈾氟化物

C.J. Howard，J.C. Taylor 和 A.B. Waugh 提出了五氟化鈾（UF5）和九氟化二鈾（U2F9）的結構。三氟化鈾的結構則由 J. Laveissiere 闡明。

J.H. Levy，J.C. Taylor 和 P.W. Wilson 提出了四氟氧鈾的結構。



參見


* 貧化鈾

* 鈾



參考資料



延伸閱讀


* Levy JH. Structure of fluorides. Part XII. Single-crystal neutron diffraction study of uranium hexafluoride at 293 K. J. Chem. Soc. Dalton Trans. 1976: 219. doi:10.1039/DT9760000219. x (xstal structure)

* Olah GH, Welch J. Synthetic methods and reactions. 46. Oxidation of organic compounds with uranium hexafluoride in haloalkane solutions. J. Am. Chem. Soc. 1978, 100: 5396. doi:10.1021/ja00485a024.  x (selective oxidant of CFCs)
六氟化鎢為氟與鎢形成的無機化合物，化學式 WF6。它是無色、有毒、具腐蝕性的氣體，密度約為 13 g/L，是空氣密度的約 11 倍，也是密度最大的氣體之一。半導體器件製造行業通常用 WF6 的化學氣相沉積來形成鎢膜。這一層膜用於低電阻率的金屬互聯。它是十七種已知的二元六氟化物之一。



結構

WF6 分子是八面體形的，空間對稱群 Oh。它的 W–F 鍵長為 183.2 pm。 在 2.3 到 17 °C 之間，六氟化鎢會凝聚成淺黃色液體，密度 3.44 g/cm3（15 °C）。在 2.3 °C 以下時，它會凝固成立方晶系的白色固體，晶格參數 628 pm，計算的密度為 3.99 g/cm3。在−9 °C 以下，六氟化鎢晶體會變成正交晶系，晶格參數 _a_ = 960.3 pm、_b_ = 871.3 pm 和 _c_ = 504.4 pm，密度為 4.56 g/cm3。在這個相態下，W–F 鍵長為 181 pm，平均最接近的分子間距離是 312 pm。WF6 氣體是已知密度最高的氣體之一，甚至比氡（9.73 g/L）還高。液態和固態 WF6 的密度中等。 WF6 在 - 70 到 17 °C 下的蒸汽壓可以通過以下方程描述：

　
: log10 _P_ = 4.55569 − 1021.208/ _T_ + 208.45,

其中 _P_ = 蒸汽壓（巴），_T_ = 溫度（°C）。



製備

六氟化鎢通常是由氟氣和鎢粉在 350 至 400 °C 下直接反應而成的：

　
: W + 3 F2 → WF6

反應產生的氣態產物通過蒸餾與常見的雜質 WOF4 分離。在直接氟化的一種變體中，將金屬置於加熱的反應器中，略微加壓至 1.2 至 2.0 psi（8.3 至 13.8 kPa），把恆定流量的 WF6 注入到少量氟氣中。

反應中的氟氣可以被替換成 ClF、ClF 
3 或 BrF 
3。另一種製備六氟化鎢的方法是三氧化鎢（WO3）和 HF、 BrF3 或 SF4 的反應。六氟化鎢也可以從六氯化鎢開始合成：

　
: WCl6 + 6 HF → WF6 + 6 HCl

　
: WCl6 + 2 AsF3 → WF6 + 2 AsCl3

　
: WCl6 + 3 SbF5 → WF6 + 3 SbF3Cl2



反應

六氟化鎢會和水反應，形成氫氟酸（HF）和鎢的氟氧化物，最終形成三氧化鎢：

　
: WF6 + 3 H2O → WO3 + 6 HF

WF6 並不是一種有用的氟化劑，也不是強氧化劑。它可以被還原成黃色的 WF4。



應用

六氟化鎢主要應用於半導體工業的化學氣相沉積工藝中，以沉積鎢金屬。1980 年代和 1990 年代該行業的擴張導致 WF6 的消費量增加，全球每年的消費量仍保持在 200 噸左右。鎢金屬因其相對較高的熱穩定性和化學穩定性，以及低電阻（5.6 µΩ・cm）和電遷移而具有吸引力。由於 WF6 有較高的蒸氣壓，導致較高的沉積速率，因此優於如 WCl6 或 WBr6 的相關化合物。自 1967 年以來已經開發並採用了兩條 WF6 的沉積路線，即熱分解和用氫氣還原。這個工藝需要的 WF6 氣體純度很高。根據應用的不同，六氟化鎢需要的純度在 99.98% 和 99.9995% 之間變化。

在化學氣相沉積中，WF6 分子需要分解，通常通過與氫氣、甲矽烷、甲鍺烷、乙硼烷、磷化氫和相關的含氫氣體混合促進分解。

矽

WF6 會和矽基質反應。WF6 在矽上的分解反應依賴於溫度：

　
: 2 WF6 + 3 Si → 2 W + 3 SiF4 （低於 400 °C）

　
: WF6 + 3 Si → W + 3 SiF2 （高於 400 °C）

這種依賴性至關重要，因為在較高溫度下消耗的矽是低溫下的兩倍。鎢的沉積僅選擇性地發生在純矽上，在氧化矽或氮化矽上則不能，因此該反應對污染或基板預處理高度敏感。這條分解反應較快，但當鎢層厚度達到 10–15 微米就飽和了。這是因為鎢層阻止了 WF6 分子擴散到矽基質，而矽是該過程中分子分解的唯一催化劑。

如果分解反應不是在惰性環境，而是在含氧環境中發生，產生的層就會是氧化鎢，而不是金屬鎢。

氫氣

六氟化鎢和氫氣的沉積過程在 300 到 800 °C 下發生，並產生氟化氫氣體：

　
: WF6 + 3 H2 → W + 6 HF

產生的鎢層的結晶度可以通過改變 WF6/H2 混合物的比例和基質溫度來控制。低 WF6/H2 比率和溫度可以形成 (100) 定向的鎢微晶，而較高的比例和溫度有利於形成 (111) 定向。這個沉積過程的缺點是會形成具有強腐蝕性的 HF 蒸氣，會腐蝕掉大多數材料。此外，沉積的鎢與二氧化矽的粘附性較差，而二氧化矽是半導體電子產品中的主要鈍化材料。因此，SiO2 在鎢沉積之前必須用額外的緩衝層覆蓋。另一方面，HF 的蝕刻可能有利於去除不需要的雜質層。

甲矽烷和甲鍺烷

用 WF6/SiH4 混合物沉積鎢的特徵是高速、良好的附著力和平整度。它的缺點是可能會爆炸，而且沉積速率和形態對工藝參數（例如混合物比例、基質溫度等）高度敏感。因此，甲矽烷通常用於創建薄的鎢層。然後將還原劑切換為氫氣，這會減慢沉積速度並清理該層。

WF6/GeH4 混合物的沉積類似 WF6/SiH4，但其中的鎢層會有 10–15% 的鍺。這會使鎢的電阻從 5 µΩ・cm 增加到 200 µΩ・cm。



危險性

六氟化鎢是腐蝕性極強的化合物，會攻擊任何組織。WF6 和濕氣反應會產生氫氟酸，所以 WF6 的儲存容器有聚四氟乙烯墊圈。



參考文獻
次磷酸鐵是一種無機化合物，化學式為 Fe (PH2O2)3，是淺灰色難溶於水的晶體。其晶體屬於三方晶系，空間群 R3。



製備

次磷酸鐵可由次磷酸和鐵粉按化學計量比在空氣中於室溫反應得到。



參考文獻
氯化銀是銀的氯化物，化學式 AgCl。其天然礦物稱為角銀礦，亦可由可溶的銀化合物如硝酸銀與氯離子反應獲得。



理化性質

氯化銀是一種白色的、微晶體的、對光敏感的物質，照光會分解成 Ag 以及 Cl2。在氨水、硫代硫酸鈉和氰化鉀溶液中卻易溶，在這些溶液中它形成如 [Ag (NH3)2]+、[Ag(S2O3)2]3−和 [Ag (CN)2]−的配合物。它的晶體結構與食鹽的晶體結構相同。

此外，將鋅粉加入到氯化銀的渾濁液中，可以置換出銀單質：

　
: ${\ce {Zn + 2AgCl -> 2Ag +ZnCl2}}$



實驗室製備

可溶性銀鹽與氯離子反應生成氯化銀：

Ag⁺＋Cl⁻→AgCl↓



自然界中的存在

在大自然中氯化銀以角銀礦的形式存在。



用途

由於氯化銀非常不易溶，因此在實驗室中它常被用來測定樣品的含銀量。

在不是非常敏感的照片軟片、膠版和膠紙上有使用氯化銀。但一般軟片上使用的是化學性質上類似，但是更加對光敏感的溴化銀 AgBr。

氯化銀在電化學中非常重要的應用是銀 / 氯化銀參比電極。這種電極不會被極性化，因此可以提供精確的資料。由於實驗室中越來越少使用汞，因此 AgCl/Ag 電極的應用越來越多。

這種電極可以使用電化學氧化的方式在鹽酸中製備：比如將兩根銀線插入鹽酸中，然後在兩根線之間施加一至二伏電壓，陽極就會被氯化銀覆蓋（陽極反應：2 Ag + 2 HCl $\longrightarrow $ 2 AgCl + 2 H+ + 2 e−，陰極反應：2 H+ + 2e− $\longrightarrow $ H2，總反應：2 Ag + 2 HCl $\longrightarrow $ 2 AgCl + H2）。由於電化學方法製備的氯化銀粒徑細小，所以是黑色的。使用這個方式可以確保氯化銀只在電極有電的情況下產生。



鑑別

與其它鹵化銀鹽如 AgBr 和 AgI 不同的是氯化銀能夠溶解在稀的氨溶液中：

　
: AgCl + 2 NH3 $\longrightarrow $ [Ag(NH3)2]+ + Cl−

在氰化物溶液中氯化銀也能溶解並形成類似的配合離子。在濃鹽酸中氯化銀可以形成 [AgCl2]−，因此溶解度將增大。

在氨溶液中加入硫化物又可以形成不可溶的銀鹽：

　
: 2 [Ag(NH3)2]+ + S2− $\longrightarrow $ Ag2S + 4 NH3



參考文獻
亞氯酸銀是一種無機化合物，化學式 AgClO2。這種正交晶系的微黃色固體對衝擊敏感。



製備

亞氯酸銀可以由硝酸銀和亞氯酸鈉反應而成：

　
: AgNO 
3 + NaClO 
2 → AgClO 
2 + NaNO 
3



反應和性質

如果正常加熱到 105 °C，亞氯酸銀就會劇烈爆炸：

　
: AgClO 
2 → AgCl + O 
2

如果非常小心地加熱，它到 156 °C 才會分解成氯化銀。如果有亞氯酸存在，會產生氯酸銀。

亞氯酸銀會和如硫和鹽酸等各種物質爆炸性反應，形成氯化銀。它也會被二氧化硫還原，和硫酸反應產生二氧化氯。亞氯酸銀和碘甲烷或碘乙烷反應會爆炸。



配合物

亞氯酸銀和氨反應，形成三氨合物：

　
: AgClO 
2 + 3NH 
3 → 3NH 
3·AgClO 
2
碘化銀（AgI）為碘和銀的化合物，黃色粉末（~558 °C 分解），見光分解，並大量吸熱，先變灰後變黑，不溶於水和氨水，用於照相術和人工降雨的晶核。



製備

碘化銀可以通過硝酸銀與碘化鉀反應獲得，同時會產生硝酸鉀，化學反應方程式為：

　
: ${\ce {AgNO3 + KI -> AgI v + KNO3}}$

也可以通過硝酸銀與氫碘酸反應，生成碘化銀與硝酸:

　
: ${\ce {AgNO3 + HI -> AgI v + HNO3}}$

或者說是銀陽離子與碘陰離子反應 (只不過銀離子通常由硝酸銀提供):

　
: ${\ce {Ag+ + I- -> AgI v}}$

或者銀單質直接與氫碘酸反應，生成碘化銀與氫氣:

　
: ${\ce {Ag + HI -> 2AgI v + H2 ^}}$



性質

作為銀的鹵化物，碘化銀易遇光分解，其遇光分解會產生碘與銀單質，化學反應方程式為：

　
: ${\ce {AgI ->[light] Ag v + I v}}$
過錳酸銀是一種無機化合物，化學式為 AgMnO4。它是一種紫色晶體，屬於單斜晶系。它受熱分解，遇水緩慢分解，加強熱可能爆炸。它可由硝酸銀與過錳酸鉀反應製得：

　
: AgNO3 + KMnO4 → AgMnO4 + KNO3
亞硝酸銀（英語：Silver nitrite）是亞硝酸的銀鹽，化學式為 AgNO2。它由銀離子和亞硝酸根離子組成。



製備


* 亞硝酸銀可通過硝酸銀與亞硝酸的鹼金屬鹽反應製備，如硝酸銀與亞硝酸鉀在溶液中反應製備，生成亞硝酸銀絮狀沉澱：

　
: $\mathrm {AgNO_{3}(aq)+KNO_{2}(aq)\rightarrow \ AgNO_{2}\downarrow +KNO_{3}(aq)} $


* 此外還可以用硫酸銀與亞硝酸鋇反應製備：

　
: ${\mathsf {Ag_{2}SO_{4}+Ba(NO_{2})_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 2AgNO_{2}+BaSO_{4}\downarrow }}$



物理性質

無色或黃色晶體。正交晶系，空間群_P mmn_，晶胞參數 _a_ = 0.3505 nm，_b_ = 0.614 nm，_c_ = 0.516 nm，Z = 2。

微溶於冷水，隨溫度升高溶解度增大，易重結晶。不溶於乙醇。



化學性質


* 在亞硝酸銀溶液中通入氨，蒸發得亞硝酸一氨合銀：

　
: ${\mathsf {AgNO_{2}+NH_{3}\ {\xrightarrow {}}\ [AgNH_{3}]NO_{2}}}$


* 溶於過量亞硝酸的鹼金屬鹽溶液：

　
: ${\mathsf {AgNO_{2}+KNO_{2}\ {\xrightarrow {}}\ K[Ag(NO_{2})_{2}]}}$


* 見光逐漸分解為銀和二氧化氮：

　
: ${\mathsf {AgNO_{2}{\xrightarrow {hv}}\ Ag+NO_{2}\uparrow }}$



應用

亞硝酸銀有許多應用。著名的例子包括：


* 苯胺化合物的生產。

* 通用氧化劑。

* 與有機溴化合物或有機碘化合物發生維克托・梅耶親核取代反應，生成硝基化合物。

* 硝基烯烴的合成，亞硝酸鹽與碘元素原位生成硝基碘化物。



參考文獻


* 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.
高錸酸銀是一種無機化合物，化學式 AgReO4。這種化合物與白鎢礦（CaWO4）同構。高錸酸銀與三甲基氯矽烷反應生成「矽酯」—— (CH3)3SiOReO3。
重鉻酸銀是無機化合物，化學式為 Ag2Cr2O7，不溶於水，遇熱水分解。



製備

　
: K2Cr2O7 + AgNO3 → Ag2Cr2O7 + 2KNO3

這個反應需要硝酸來控制酸度。



應用

相關的配合物在有機化學中用作氧化劑。例如，重鉻酸四吡啶合銀，[Ag2(py)4]2+[Cr2O7]2-，用作將苄醇和烯丙醇類化合物轉化為相應的羰基化合物。



參考資料


* Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. _Chemistry of the Elements_ 2nd. Oxford:Butterworth-Heinemann. 1997. ISBN 0-7506-3365-4.
碘化汞銀（化學式：Ag2[HgI4]），也稱四碘合汞酸銀、四碘合汞 (II) 酸銀、碘汞酸銀，為黃色固體，有毒。



製備

碘化汞銀可由碘化汞鉀和硝酸銀反應製備：

　
: 2 AgNO3 + K2[HgI4] → Ag2[HgI4]↓ + 2 KI

也可以有碘化汞和碘化銀在乙醇中研磨得到。反應物按化學計量比混合，研磨過程中顏色由橙紅色變為黃色。



物理性質

碘化汞銀為黃色固體，難溶於水，在 45～50℃由黃色可逆地變為紅色。（有資料則指出碘化汞銀在 50.7℃有低溫的 α 型轉變為高溫的 β 型。）
連二亞硝酸銀是一種離子化合物，化學式為 Ag 
2N 
2O 
2，或表示為 (Ag+ 
)2[ON=NO]2−。它是難溶於水和有機溶劑（如 DMF、DMSO）的亮黃色固體。



製備

該化合物最早於 1848 年被報導。

它可由連二亞硝酸鈉和硝酸銀在水溶液中反應得到：

　
: Na2N2O2 + 2AgNO3 → Ag2N2O2 + 2NaNO3

過量的硝酸銀會生成棕色或黑色沉澱。

鈉汞齊還原硝酸銀也能得到連二亞硝酸銀。

　
: 2 AgNO3 + 2 NaNO2 + 4 Na[Hg] + 2 H2O → Ag2N2O2 + 2 NaNO3 + 4 NaOH + 4 Hg



參考文獻
亞硒酸銀是無機化合物，化學式為 Ag2SeO3。它高溫時按下式分解：

　
: 2 Ag2SeO3 → 4 Ag + 2 SeO2 + O2



生產

焙燒陽極銅泥時，其中一部分硒化銀被轉換成亞硒酸銀。



參考文獻



外部連結


* External MSDS（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
硒酸銀是一種無機化合物，化學式為 Ag2SeO4。微溶於水而易溶於氨水。



製備

硒酸銀由碳酸銀和硒酸反應得到。：

　
: Ag2CO3 + H2SeO4 → Ag2SeO4 + H2O + CO2↑



配合物

硒酸銀可以和氨形成配合物。
四氯鋁酸鈉是一種無機化合物，化學式為 NaAlCl4，是 20 世紀發現的化合物。



製備

氯化鈉和氯化鋁共熔，可以得到 NaAlCl4。

　
: NaCl + AlCl3 → NaAlCl4



用途

熔融的四氯鋁酸鈉可以做為熔融鹽電池中氯化鈉鎳電池（sodium-nickel chloride batteries）的電極。



相關條目


* 鋁酸鈉

* 氟鋁酸鈉

* 氟硼酸鈉



參考文獻
六氟鋁酸銨，一種白色的無機化合物，分子式為 (NH4)3[AlF6]，可溶於水。加熱時，六氟鋁酸銨分解成三氟化鋁，並釋放氫氟酸。它可用於製造沸石。

$$
{\ce {(NH4)3AlF6 -> AlF3 + 3NH3 ^ + 3HF ^}}
$$



參見


* 氟硼酸銨

* 氟矽酸銨

* 六氟磷酸銨



參考文獻


* 六氟铝酸铵。化工辭典. [2008-04-22]. （原始內容存檔於 2011-12-04）.
氫化鋁（AlH3）是鋁的氫化物。用作還原劑。用於炔烴的鋁氫化反應、烯丙重排反應以及氫燃料汽車中氫氣的儲存。

氫化鋁是無色的聚合結構固體（(AlH3)n）。



歷史

氫化鋁最早是以雜質或胺／醚絡合物的形式得到。直到 1947 年，芝加哥大學的 Finholt 等才首次製得純的氫化鋁。



結構與物理性質

氫化鋁有多種晶型，較為常見的有 α-、α'-、β-、δ-、ε-、θ- 和 γ- 型。α- 氫化鋁為立方或菱方結構，每個 Al 原子被 6 個 H 原子包圍，每個 H 原子再各自與另外一個 Al 原子橋連；Al-H 鍵長均為 172 pm，Al-H-Al 角為 141°。α'- 型氫化鋁則為針狀結晶。

氫化鋁可溶於四氫呋喃和醚。

氫化鋁分子

AlH3 單體已在低溫的固體惰性氣體基質中分離，結構為平面型分子，很不穩定。它的二聚體 Al2H6 已在固態氫中分離。它的結構和乙硼烷（B2H6）以及乙鎵烷（Ga2H6）一樣。



化學性質

α- 氫化鋁為熱穩定性最高的晶型。

β- 和 γ- 型氫化鋁通常會共同生成，並且在加熱時會轉變為 α- 氫化鋁。δ-、ε- 和 θ- 氫化鋁則在不同的結晶條件下生成；雖然其穩定性不及 α- 變體，但加熱時並不會發生晶型轉變。

AlH3 可與強路易斯鹼很快形成加合物。例如它可與三甲胺形成 1:1 和 1:2 兩種加合物。1:1 加合物在氣相是四面體型結構，在固態則為含有氫橋的二聚結構 ——(NMe3Al(μ-H))2。1:2 加合物為三角雙錐結構。

某些加合物如乙基二甲基胺 - 氫化鋁（NMe2Et.AlH3）可遇熱分解為金屬鋁，可能在有機金屬化學氣相沉積有潛在的應用。



製取

氫化鋁一般是通過用氫化鋁鋰的醚溶液與三氯化鋁作用而製得。反應後得到的是氫化鋁的醚溶液。另一個產物氯化鋰則沉澱出來。反應時一般需要加入 0.5-4 mol 的硼氫化物以助於三氯化鋁的溶解。硼氫化物的價格較貴，並且反應後不能回收，從而增加了氫化鋁的製取成本。

　
: 3 LiAlH4 + AlCl3 → 4 AlH3 + 3 LiCl

氫化鋁的醚溶液需要現制現用，否則 AlH3 與醚形成的聚合物會與 AlH3 一同沉澱出來。AlH3 溶液通常會在製備 3 日後變質。

AlH3 活性高於氫化鋁鋰。它在使用時的注意事項與氫化鋁鋰相似。相關實驗需在通風櫥中進行。

此外還可通過如下方法製取氫化鋁：

　
: 2 LiAlH4 + BeCl2 → 2 AlH3 + LiBeH2Cl2

　
: 2 LiAlH4 + H2SO4 → 2 AlH3 + Li2SO4 + 2 H2

　
: 2 LiAlH4 + ZnCl2 → 2 AlH3 + 2 LiCl + ZnH2



用途

還原劑

氫化鋁在有機合成中最常用的用途是作為還原劑，它在很多方面與氫化鋁鋰都很相似。它可將醛、酮、羧酸、酸酐、醯氯、酯和內酯分別還原為相應的醇。與醯胺、腈和肟作用時，則可將其還原為相應的胺。

氫化鋁在反應選擇性方面與其他氫化物還原劑有所不同。例如，在如下環己酮衍生物的還原反應中，用氫化鋁鋰作還原劑，得到的順：反異構體之比為 1.9:1；用氫化鋁作還原劑，產生的順：反異構體比例則為 7.3:1。

 

 

Corey 等發展了一種對某些酮類進行羥甲基化的方法。（酮以烯醇負離子的形式「被保護」，因此未被還原）

 

 

氫化鋁對鹵代烴的還原很慢，有時甚至無法進行。下面的反應就是利用了這個性質，只讓羧基被還原，而鹵原子保持不變。

 

 

硝基無法被氫化鋁還原。例子見下。

 

 

氫化鋁可將縮醛還原為半保護的二醇。

 

 

氫化鋁也可用於環氧化物的開環。

 

 

用氫化鋁促進的烯丙重排反應為 SN2 反應，對於立體位阻的底物也適用。

 

鋁氫化反應

氫化鋁可對炔丙醇進行加成。與四氯化鈦共用時，氫化鋁可對碳碳雙鍵進行加成。反應類似於硼氫化反應。

 

其他

氫化鋁可能是氫燃料汽車中用於儲氫的適宜材料。氫化鋁含有 10% 的氫（質量），並可儲存 148g/L 的氫（液氫密度的兩倍）。不過迄今為止還沒有很成功的將鋁副產物重新轉化為 AlH3 的方法。

氫化鋁是火箭推進劑之一。也用於爆破與煙火用途。
可做為疫苗額外添加的佐劑。



化學反應

氫化鋁（的醚絡合物）遇空氣或水均會劇烈分解，產物是複雜的、與乙醚形成的鋁二乙醚合物。

　
: AlH3 + (C2H5)2O → H3Al·O(C2H5)2

氫化鋁可在加熱時將二氧化碳還原為甲烷：

　
: 4 AlH3 + 3 CO2 → 3 CH4 + 2 Al2O3

與氫化鋰反應時，產生氫化鋁鋰：

　
: AlH3 + LiH → LiAlH4



危害

氫化鋁並不會自發燃燒。它的處理類似氫化鋁鋰。氫化鋁會在空氣或水中分解，將其鈍化會大幅減少分解率。氫化鋁遇水會放出可燃氣體。

用氫化鋁還原三氟甲基化合物可能會爆炸。
硫酸鋁鈉是一種無機化合物，化學式為 NaAl (SO4)2·12H2O，有時候寫作 Na2SO4·Al2(SO4)3·24H2O)，又稱鈉明礬。它是白色固體，可用於食物（E521）的酸度調節劑，主要用於發粉的製造。



概況

硫酸鋁鈉由硫酸鋁和硫酸鈉化合得到，其年產量有 3000 噸（2003 年）。在美國，它經常與碳酸氫鈉、磷酸氫鈣一起使用，在家用設備中用作焙烤粉。

經典的立方明礬結構以十二水合物形式存在，礦物學中稱其為鈉明礬。它也以另外兩種罕見礦物的形式出現 —— 水鈉鋁礬（mendozite）（十一水合物）和斜鈉明礬（tamarugite）（六水合物）。

它也是用於在組織病理學中染色細胞核的蘇木精溶液的常用媒染劑。



參考文獻
磷酸鋁（化學式：AlPO4）是一種無機化合物，用途包括在玻璃生產過程中充當助熔劑，作陶瓷或牙齒的黏合劑，以及作為添加劑加入於潤膚劑、防火塗料、導電水泥等物料之中。



製備

磷酸鋁可以通過複分解反應製備：

　
: $\mathrm {Al_{2}(SO_{4})_{3}+2\,Na_{3}PO_{4}\longrightarrow 2\,AlPO_{4}+3\,Na_{2}SO_{4}} $



參考文獻
三氯化砷是一種無機砷化合物，是含有劇毒而無色的液體，不純時可能會是黃色。它是一種共價化合物，同時也是一種路易斯酸，具有腐蝕性。



合成

於 80-85℃用砷及氯合成。

　
: 2 As + 3 Cl2 → 2 AsCl3

也可使用砷氧化物和硫氯化物反應，這種方法只需要簡單的儀器就能高效率地反應：

　
: 2 As2O3 + 6 S2Cl2 → 4 AsCl3 + 3 SO2 + 9 S
五氟化砷是砷元素和氟元素形成的一種無機化合物。其中砷元素的氧化態是 + 5。



製備

五氟化砷可以由砷與氟的直接化合來製備：

　
: 2As + 5F2 → 2AsF5

它也可以通過三氟化砷與氟反應獲得：

　
: AsF3 + F2 → AsF5



性質

五氟化砷是一種無色氣體，空間構型為三角雙錐。 固態時軸向的 As-F 鍵鍵長為 171.9 pm，而水平方向的為 166.8 pm。



反應

五氟化砷可以形成其他鹵化物，它也是一個很強的氟離子受體。這可以通過它與四氟化硫反應形成離子化合物而表現出來：

　
: AsF5 + SF4 → SF3+ + AsF6−

因此，一些具有強氧化性的陽離子，比如 Cl+ 
3、ClO+ 
2、SeF+ 
3、O+ 
2、N 
2F+ 
3、XeF+ 
等都能形成較穩定的六氟砷酸鹽。

五氟化砷在這類反應有時還是氧化劑，比如液態二氧化硫中銻與五氟化砷反應得到多銻陽離子的六氟砷酸鹽，自身則被還原成三氟化砷；在無水氟化氫中，五氟化砷可與硫單質反應得到多硫陽離子的鹽 S2+ 
8(AsF− 
6)2 和 S+ 
8AsF− 
6。



參見


* 劇毒氣體
砷酸氫鉛，又稱砷酸鉛，化學式為 PbHAsO4，是一種無機殺蟲劑，主要針對馬鈴薯甲蟲。砷酸氫鉛一度是最廣泛使用的砷化合物殺蟲劑。砷酸鉛有兩種主要的配方得到推銷：鹼式砷酸鉛（Pb5OH(AsO4)3，CASN：1327-31-7）和酸式砷酸鉛（PbHAsO4）。



生產和結構

在以下反應中，砷酸氫鉛會以沉澱物生成。這是它最常用的製備方法：

　
: Pb(NO3)2 + H3AsO4 → PbHAsO4 +2 HNO3

它的結構與磷酸氫鉛（PbHPO4）的相同。這些鹽和硫酸鉛（PbSO4）一樣，幾乎不溶於水。



用途

1898 年，砷酸氫鉛在麻薩諸塞州以殺蟲劑的形式開始得到推銷，針對舞毒蛾。推行它是為了取代當時常用的巴黎綠，巴黎綠比它有毒 10 倍，而且更易溶於水。此外，砷酸氫鉛附著在植物的表面上比巴黎綠更緊密，因此它的殺蟲效果也更強更持久。

砷酸氫鉛曾經在澳洲、加拿大、紐西蘭、美國、英國、法國、北非和其他地區里得到廣泛使用，主要對抗蘋果蠹蛾和白椴蛾。它主要用在蘋果上，但也可以用在其他果樹、農作物或草皮上，用來滅蚊。在西部加州，人們在冬天一同使用砷酸氫鉛和硫酸銨，在草坪上殺滅馬唐種子。

1919 年，人們發現即使洗淨了產品，表面上依然會有砷酸氫鉛殘留，於是開始尋找化學品取代它。經查驗，所提議的化學品效果更弱，或者對植物和動物毒性更高，直到 1947 年，DDT 被發現。1988 年，美國環保局禁止在農作物上使用砷酸氫鉛。



參見


* 砷酸鈣



參考文獻



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）

* Case Studies in Environmental Medicine - Lead Toxicity （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* National Pollutant Inventory - Lead and Lead Compounds Fact Sheet

* Lead arsenate history
砷酸二氫鉀是一種無機化合物，化學式為 KH2AsO4。它可由碳酸鉀和五氧化二砷在水中反應製得。

砷酸二氫鉀在 400 °C 分解，生成偏砷酸鉀。它和硫化氫在 pH 7.2~8 時反應，可以得到 KH2AsO3S。它和三氟化銻反應，可以得到 K (SbF2)HAsO4。它和氫氟酸（40%）發生放熱反應，生成 K [AsF5OH]。它和鎂鹽在溶液中反應，形成 KMgAsO4·6H2O 沉澱。



參考文獻
偏亞砷酸鈉是一種無機化合物，化學式為 NaAsO2。



危險性

偏亞砷酸鈉有劇毒，對人類的致死量約為 0.1g。
五氟氯化鈾是一種無機化合物，化學式為 UClF5。它可由六氟化鈾和氯化氫（或三甲基氯矽烷）反應製得。如果以三氯化硼、三氯化鋁或四氯化鈦為氯化劑，則會產生六氯化鈾。它是一種氧化劑，和二氧化氮在低溫下反應，生成五氟化鈾和硝醯氯；和四氟乙烯反應，可以得到 CF2XCF2Cl（X=F 或 Cl），自身被還原為五氟化鈾或四氟化鈾。



參考文獻
溴化銀（化學式：AgBr）是銀的溴化物。



製備

與氯化銀一樣，溴化銀最常用的製備方法是用氫溴酸或鹼金屬溴化物與硝酸銀反應得到：

　
: ${\rm {MBr+AgNO_{3}\rightarrow AgBr\downarrow +MNO_{3}\,}}$ ， ${\rm {M=H\,}}$ 、鹼金屬

溴化銀也以溴銀礦的形式存在於自然界中。



性質

對光敏感的淺黃色固體。難溶於水，18-25°C 時 Ksp=5.35×10-13（蘭氏化學手冊數據）。為氯化鈉型結構，兩個離子都為八面體型六配位，晶格參數 _a_=5.7745Å。

溴化銀可溶於氫溴酸中，若將溶液稀釋，則重新沉澱出溴化銀。溴化銀也可為硫代硫酸鈉、氰化物和氨水所溶解，但被氨水溶解的反應比氯化銀要慢得多。

容易被還原劑如鋅還原：

　
: ${\rm {2AgBr+Zn\rightarrow 2Ag+Zn^{2+}+2Br^{-}\,}}$

見光分解為銀和溴單質：

　
: ${\rm {2AgBr=2Ag+Br_{2}\,}}$

溴化銀的光化學還原作用在鹵化銀中最強，因此它被廣泛用作照相底片的光敏物質。照相底片、印相紙的材料大部分都是溴化銀做的。當光線進入鏡頭時，溴化銀會依據曝光的程度而還原出不同厚度的銀金屬，高曝光區域還原較多的銀，因此有較深的顏色。沖洗店會用溶劑洗去未曝光的溴化銀粒子，再將負片轉成照片顯影出來，而剩下的溴化銀粒子還可回收再使用。



參見


* 其他鹵化銀：氟化銀、氯化銀、碘化銀
氯化鎂是一種氯化物，化學式 MgCl2。無色而易潮解晶體。這些鹽是典型的離子鹵化物，高度易溶於水。水合氯化鎂可以從鹽水或海水中提取。通常帶有 6 分子的結晶水。但加熱至 95℃時失去結晶水。135℃以上時開始分解，並釋放出氯化氫（HCl）氣體。工業上生產鎂的原料。在海水和鹽滷中找到。水合氯化鎂是處方口服鎂補充劑通常使用的物質。氯化鎂水溶液呈中性。



製備

氯化鎂一般用氫氧化鎂和鹽酸經過中和得到：

　
: ${\ce {2HCl + Mg(OH)2->MgCl2 + 2H2O}}$

此外，鎂的氧化物、碳酸鹽和鹽酸反應，也能製得氯化鎂。此外，氫氯酸和鎂亦可製得氯化鎂:

　
: ${\ce {2HCl + Mg->MgCl2 + H2}}$



毒物學

鎂離子有苦味，氯化鎂溶液的苦的程度，決定於不同程度的鎂離子濃度。氯化鎂一旦滲入泥土，會造成鎂害。



參考資料



外部連結
氟化鋇（化學式：BaF2）是鋇生成的氟化物。



性質

無色立方細小結晶。微溶於熱水，溶於酸和氯化銨。有毒！

在自然界中以氟鋇礦（frankdicksonite）的形式存在。



結構

固態氟化鋇為螢石型晶體結構，立方晶系。高壓下轉變為氯化鉛型結構。

氣態時，以 BaF2 分子的形式存在，F-Ba-F 鍵角約為 108°，與價層電子對互斥理論的預測相矛盾。 從頭計算的結果顯示這是鋇原子的 _d_ 軌道參與的結果。 也有理論認為這是由鋇內層電子的極化作用，在鋇原子周圍產生四面體型的電荷分布，並與 Ba-F 鍵發生作用造成的。



製取

一般由碳酸鋇與水調成的漿液與氫氟酸進行反應，再經過濾、乾燥、粉碎得到成品。



用途

用於光學玻璃、電機電刷、光導纖維、雷射發生器、塗料、助熔劑及琺瑯。用作木材防腐劑和殺蟲劑。



參見


* 氯化鋇、溴化鋇、碘化鋇

* 氟化鈹、氟化鎂、氟化鈣、氟化鍶

閃爍體致光物質
過錳酸鋇是一種無機化合物，化學式為 Ba (MnO4)2。它可由過錳酸銀和氯化鋇在水中反應得到。它在 180 °C 分解，生成氧化鋇、二氧化錳和氧氣。它可在有機化學中用作氧化劑。



參考文獻
氟化鈹，化學式：BeF2，鈹的氟化物，白色固體，最重要的金屬鈹生產原料。



製備

四水合氟化鈹在加熱時會水解，所以無水氟化鈹不能用濕法製備。無水氟化鈹可由無水氟化氫氣體在 220°C 與氧化鈹作用而製得。270-280°C 時，在二氧化碳氣流中熱解氟鈹酸銨，也可以得到無水氟化鈹。

氟化鈹吸濕性很強，很難制純。



結構

氟化鈹的結構與二氧化矽相似，主要因為氧離子和氟離子在半徑和極化性上都比較相近。氟化鈹中的鈹原子為四配位、四面體型。氟化鈹也容易形成無定形體，而難於形成晶體。

氟化鈹與其他鹵化鈹不同，它在氣相時不是二聚體，而為線型分子，Be-F 鍵長為 177pm。熔融的氟化鈹與水有些相似，也有很強的分子間締合作用，其密度在熔點附近同樣發生降低。



性質

氟化鈹有吸水性，在水中有很大的溶解度，但溶解過程是比較緩慢的。25 攝氏度時氟化鈹的溶解度約為 25mol/L。從氟化物 - 氟化鈹 - 水體系中，可以析出氟鈹酸鹽固體。



參見


* 氯化鈹、溴化鈹、碘化鈹

* 氟化鎂、氟化鈣、氟化鍶、氟化鋇
溴氧化鉍是一種無機化合物，化學式為 BiOBr。它在冷鹼溶液中穩定，加熱轉化為 Bi2O3。



製備

將硝酸鉍和溴化鈉的稀溶液混合攪拌，滴加氫氧化鈉，可以製得溴氧化鉍（BiOBr）。不同的反應條件也能得到不同比例的化合物，如 Bi4O5Br2、Bi24O31Br10 等。



參考文獻
溴化鉍是一種無機化合物，化學式為 BiBr3。它可以催化醇氧化為醛或酮。



製備

氧化鉍和氫溴酸的反應可以：

　
: Bi2O3 + 6 HBr → 2 BiBr3 + 3 H2O

或者通過鉍和溴單質的化合反應製備：

　
: 2 Bi + 3 Br2 → 2 BiBr3



參考文獻
氯氧化鉍是一種無機化合物，化學式為 BiOCl。它是一種有光澤的白色固體，自古代起便已有使用，尤其是在古埃及。其板狀結構的光波干涉產生類似於珍珠的珠光彩虹光反射。

BiOCl 在自然界中以罕見礦物氯鉍礦的形式存在，該礦物存在於氟氯鉛礦礦群中。



結構

氯氧化鉍的結構可以認為由層狀的 Cl−、Bi3+ 以及 O2−構成（分別對應右側圖中的灰色 (Bi)、紅色 (O) 和綠色 (Cl) 的離子）。這些離子按 Cl-Bi-O-Bi-Cl-Cl-Bi-O-Bi-Cl 的模式排序，有著膠體的 Cl−與 O2−以及陽離子 Bi3+。這種層狀結構產生了這種材料的珠光性質。

就單個離子的配位環境來說，鉍中心採取扭曲的正方形反稜鏡的配位幾何。Bi3+ 離子與四個 Cl−配位，形成一個正方形面，每個正方形的面與 Bi 的距離為 3.06Å，四個氧原子形成另一個正方形面，每個正方形面與 Bi 的距離為 2.32Å。 鉍和氧是四面體配位。



製備與反應

BiOCl 由氯化鉍的水解反應製得：

　
: BiCl3 + H2O → BiOCl + 2 HCl

除了直接使用氯化鉍外，還可以將硝酸鉍五水合物溶於濃鹽酸，再稀釋水解得到。

當 BiOCl 加熱至 600 °C 以上時，它轉換為 Bi24O31Cl10（該化合物稱作「Arppe 化合物」），有著複雜的層狀結構。pH<5 的鹽酸作用於 BiOCl 時，鹽酸濃度越大、溫度越高，越有利於 BiOCl 的溶解。BiOCl 可以被 NH4HCO3 轉化為碳酸鹽：

　
: 2 BiOCl + 2 NH4HCO3 → (BiO)2CO3 + CO2↑ + H2O + 2 NH4Cl

BiOCl 和 Na2CO3 的混合物可以在加熱下被碳或一氧化碳還原為金屬鉍。



應用

在古埃及，它曾用於化妝品，如眼影、頭髮噴霧劑、化妝粉、指甲油及其他化妝品。由於 BiOCl 的片狀結構，其懸濁液有類似珍珠的光學性質。在化妝品中它的名字為 C.I. 77163。

硝酸氧鉍的結構與之類似，也可用作白色顏料。



參考文獻
氯化鉍化學式 BiCl3，常溫下是易潮解的白色晶體。與離子晶體三氟化鉍不同，在氣相或晶體中，氯化鉍分子構型都為三角錐形，可從價層電子對互斥理論（VSEPR）解釋。是常用的提供 Bi3+ 離子的試劑。氯化鉍是常用的提供 Bi3+ 離子的試劑，以及用於製備其它鉍鹽，以用於顏料和化妝品。



製備

氯化鉍可從氯氣與鉍直接反應製得：

　
: 2 Bi + 3 Cl2 → 2 BiCl3

或用鹽酸溶解氧化鉍：

　
: Bi2O3 + 6 HCl → 2 BiCl3 + 3 H2O

或將氧化鉍溶於濃硝酸，再向溶液中加入氯化鈉固體：

　
: Bi + 6 HNO3 → Bi(NO3)3 + 3 H2O + 3 NO2

　
: Bi(NO3)3 + 3 NaCl → BiCl3 + 3 NaNO3



化學性質

氯化鉍易水解，生成氯氧化鉍：

　
: Bi3+ 
  + Cl− 
  + H 
2O → BiOCl (s) + 2 H+

故配製 Bi³⁺離子的溶液需要加酸抑制其水解。

氯化鉍是一種氧化劑，遇還原劑如氯化亞錫生成黑色的金屬鉍粉末，此反應可用於檢驗 Bi³⁺。

氯配合物

氯化鉍作為一種路易斯酸，在 Cl-濃度高的溶液中能形成各種氯配合物，如 BiCl63−。其八面體結構與價層電子對互斥理論的判斷不符， 不過 BiCl52−的四方錐結構符合該理論的判斷。

有機反應催化劑

氯化鉍用於有機合成的催化劑，例如麥可加成反應，碘的加入能提高催化效率。



安全性

氯化鉍有毒，能刺激胃腸道和呼吸道，與皮膚接觸可能導致灼傷。
五氟化鉍是一種無機化合物，化學式為 BiF5，也是鉍元素惟一的五鹵化物。



結構

BiF5 固態時是多聚體，由反式橋連的線型鏈共用 BiF6 八面體的一個角形成。 這種結構與 _α_-UF5 是相同的，卻與三氟化鉍（BiF3）不同，這是一種離子化合物並採用 YCl3 結構。



製法

BiF5 可以通過 BiF3 與 F2 在 500 °C 下反應製備：

　
: BiF3 + F2 → BiF5

另一種合成方法是在 350 °C 下使用 ClF3 作為氟化劑：

　
: BiF3 + ClF3 → BiF5 + ClF



反應

五氟化鉍是最活潑的 VA 族元素五氟化物，它也是一個很強的氧化劑。它與水劇烈反應產生臭氧、二氟化氧以及棕色沉澱（可能是水合氟氧化鉍 (V)），與碘或硫在室溫下即可反應。BiF5 可以在 50 °C 以上將煤油（碳氫化合物）氟化成碳氟化合物，並能在 150 °C 下將 UF4 氧化成 UF6。溫度達到 180 °C 時，五氟化鉍甚至能將 Br2 氟化成 BrF3，將 Cl2 氟化成 ClF。

BiF5 也能與鹼金屬氟化物（MF）作用，得到六氟鉍酸鹽 M [BiF6]。其中含有六氟合鉍酸根離子 [BiF6]−。
碘氧化鉍是一種無機化合物，化學式為 BiOI。它可由硝酸鉍五水合物和碘化鉀在乙二醇中於 160 °C 反應釜中反應得到。硝酸酸化的硝酸鉍水溶液經氫氧化鈉調節 pH 後再滴加碘化鉀也能得到反應產物，其它配比的碘氧化物根據調節不同也會產生。



參考文獻
碘化鉍是綠黑色晶體，化學式 BiI3。



晶體結構

碘化鉍的晶體結構特殊，晶胞中碘按六方最密堆積，鉍隔一層填充於三分之二的八面體空隙，形成一種層狀結構。



合成

碘化鉍可直接從單質合成，加熱碘和鉍的混合粉末：

　
: 2Bi＋3I2　→　2BiI3

也可用氫碘酸溶解氧化鉍得到碘化鉍：

　
: Bi2O3(s)＋6HI(aq)　→　2BiI3(s)＋3H2O(l)



反應

碘化鉍不溶於水，可用碘離子定性檢驗溶液中的 Bi3+，得黑色沉澱。

與 I-溶液共熱，碘化鉍溶解生成配陰離子：

　
: 2 NaI＋BiI3　→　Na2[BiI5]
硫酸鉍是一種無機化合物，化學式為 Bi2(SO4)3。



製備

硫酸鉍可由金屬鉍、氧化鉍或氫氧化鉍與濃硫酸反應得到。



性質

硫酸鉍遇水產生鹼式鹽沉澱。
溴化銫是一種無機離子化合物，屬於溴化物，為一種鹽類，其化學式為 CsBr，是一種白色固體或白色粒、塊狀物。 它具有簡單立方 p 型立方晶體結構，相當於氯化銫型，空間群為 _Pm3m_ ，晶格常數 為 _a_ = 0.42953 nm. Cs 和 Br 的距離為 0.37198 nm.



制備

它可以透過下列反應製備：

中和反應

將強鹼氫氧化銫和較強的酸氫溴酸混合酸鹼中和製得:

　
: CsOH (aq) + HBr (aq) → CsBr (aq) + H2O (l)

　
: Cs2(CO3) (aq) + 2 HBr (aq) → 2 CsBr (aq) + H2O (l) + CO2 (g)

直接合成

直接將氣態溴和金屬銫放在一起，銫會在氣態溴中自燃

　
: 2 Cs (s) + Br2 (g) → 2 CsBr (s)

直接合成是最快的方式，但由於成本高、實驗操作不易，所以一般不使用此方法。



用途

溴化銫可作為分光鏡光學元件在長波段分光光度儀。



參見


* 氟化銫

* 氯化銫

* 碘化銫



參考文獻


* MSDS at Oxford University （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* Physical data （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）, Crystran PDF version, PDF version

* Caesium bromide at webelements.com （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* Relaxed Excited States Origin and Structure in Lead-Doped Caesium Bromide

* IR transmission spectrum

* Ultra-violet photoabsorption measurements in alkali iodide and caesium bromide evaporated films
溴化亞銅（化學式：CuBr）是銅 (I) 化合物之一。無色反磁性粉末，易受氧化而呈銅 (II) 的綠色。 難溶於水，主要用作有機合成試劑。



製備

溴化亞銅常由溴離子存在下二價銅鹽被亞硫酸根離子還原得到，方法與氯化亞銅的製備過程類似。

　
: 2 CuBr2 + H2O + SO32− → 2 CuBr + SO42− + 2 HBr

金屬銅與溴蒸汽在加熱時反應，得到溴化銅與溴化亞銅的混合物。如果金屬銅為粉狀，則反應在室溫就可發生。

銅粉溶於氫溴酸時也可生成溴化亞銅：

　
: 2 HBr + 2 Cu → 2 CuBr + H2



性質

溴化亞銅難溶於水和大多數溶劑，但易溶於鹽酸、氫溴酸和氨水。它可被氧化劑氧化為 Cu2+，也可被還原劑（如硫酸亞鐵）還原為銅。室溫時為閃鋅礦結構，銅以四面體與四個溴配位，加熱時則依次轉變為纖鋅礦和氯化鈉型結構。

溴化亞銅可以與軟的路易斯鹼形成加合物，例如與二甲基硫醚反應時，會形成無色的 CuBr (S (CH3)2)。 該配合物是製取其他有機銅化合物的原料。銅在其中為二配位的直線型結構。

　
: CuBr + S(CH3)2 → CuBr(S(CH3)2)

溴化亞銅是 Sandmeyer 反應中的溴化試劑，用於將芳香重氮鹽轉化為溴化物：

　
: ArN2+ + CuBr → ArBr + N2 + Cu+
三氟化溴是一種鹵素互化物，化學式為 BrF3。這種無色、有毒、有腐蝕性的液體可溶於硫酸，但與水或有機化合物接觸會發生爆炸。它是一種強氟化劑和無機離子化溶劑。它在核燃料生產和後處理過程中被用於生產六氟化鈾（UF6）。



製備

三氟化溴最早由保羅・利比奧（Paul Lebeau）於 1906 年報導。他將溴單質與氟在 20 °C 下反應得到了三氟化溴：

　
: ${\rm {\ Br_{2}+3F_{2}\rightarrow 2BrF_{3}}}$

一氟化溴的歧化反應也產生三氟化溴：

　
: ${\rm {\ 3BrF\rightarrow BrF_{3}+Br_{2}}}$



結構

與 ClF3 和 IF3 類似，BrF3 分子也是 T 形的。價層電子對互斥理論中，中心溴原子連有兩對孤對電子。每個軸向的 Br-F 鍵長度為 1.81 Å，而水平方向的為 1.72 Å。軸向 Br-F 鍵與水平 Br-F 鍵的夾角略小於 90°，86.2° 的鍵角是因為孤對電子的排斥比成鍵電子更強，鍵角的變小使得能量降低。



化學性質

BrF3 是一種強氟化劑，但略弱於 ClF3。這種液體能導電，因為它能發生自耦電離：

　
: ${\rm {\ 2BrF_{3}\rightleftharpoons BrF_{2}^{+}+BrF_{4}^{-}}}$

許多離子型氟化物易溶於三氟化溴，並形成溶劑合鹼（即路易斯酸鹼的加合物）：

　
: ${\rm {\ KF+BrF_{3}\rightarrow KBrF_{4}}}$

此外少數共價型氟化物，例如四氟化矽、五氟化釩及類似化合物也可溶於三氟化溴，它們在溶液中作為路易斯酸。

　
: ${\rm {\ SbF_{5}+BrF_{3}\rightarrow BrF_{2}^{+}SbF_{6}^{-}}}$

含 BrF2+ 的物質與含 BrF4-能發生類似於酸鹼中和的反應：

　
: ${\rm {\ Ag^{+}BrF_{4}^{-}+BrF_{2}^{+}SbF_{6}^{-}\rightarrow AgSbF_{6}+2BrF_{3}}}$

　
: ${\rm {\ K^{+}BrF_{4}^{-}+(BrF_{2}^{+})_{2}SnF_{6}^{2-}\rightarrow K_{2}SnF_{6}+4BrF_{3}}}$

這類反應被廣泛用於製取含氟配合物，例如 AgAuF4、(NO2)SnF6、(NO)2SnF6、LiVF6、KRuF6 等，在上述反應完成後真空蒸發除去三氟化溴即可得到產品。

三氟化溴能使高價氟配合物穩定，例如四氟化鈀不能分離得到，但在三氟化溴中可製得它的配合物。稀有氣體的氟化物也能在三氟化溴中與強路易斯酸形成加合物。



參考資料



外部連結


* WebBook page for BrF3（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
鉻酸銨是一種黃色單斜結晶，分子式為 (NH4)2CrO4，溶於水，遇熱會分解，長期放置會分解放出氨。鉻酸銨主要可以當作媒染劑、催化劑、緩蝕劑等等。



參見


* 重鉻酸銨
鉻酸鉀（化學式：K2CrO4）是黃色固體，是鉻酸所成的鉀鹽。鉻酸鉀中鉻為六價，屬於二級致癌物質，吸入或吞食會導致癌症。



製備

鉻酸鉀可由重鉻酸鉀和碳酸鉀反應得到：

　
: K2Cr2O7 + K2CO3 → 2K2CrO4 + CO2↑

或者將氫氧化鉀溶液加入至三氧化鉻至反應液為黃色時為止，可得到鉻酸鉀。



化學性質

水溶液中，鉻酸鉀離解出鉻酸根離子（CrO42−，黃色），與另一種二聚的重鉻酸根離子（Cr2O72−，紅色）形成平衡，加酸會使反應平衡向重鉻酸根離子方向偏移，從而使溶液呈橙紅色：

　
: : 2 CrO42− + 2 H+ ⇌ Cr2O72− + H2O

鉻酸鉀在溶液中提供鉻酸根離子，可以與 Ba2+、Pb2+ 和 Ag+ 形成沉澱：

　
: Ba2+ + CrO42− → BaCrO4↓（黃色）

　
: Pb2+ + CrO42− → PbCrO4↓（黃色）

　
: 2Ag+ + CrO42− → Ag2CrO4↓（磚紅色）

其中 BaCrO4 俗稱檸檬黃，PbCrO4 俗稱鉻黃，它們可用作黃色顏料。
鉻酸鉀在鹼性條件下可以和過氧化氫反應生成過氧鉻酸鉀：

　
: 2 K2CrO4 + 7 H2O2 + 2 KOH → 2 K3CrO8 + 8 H2O

但過氧鉻酸鉀不穩定，在水中迅速分解：

　
: 4 K3CrO8 + 2 H2O → 4 K2CrO4 + 4 KOH + 7 O2↑

鉻酸鉀具有氧化性，可以被硫化氫、硫化銨等物質還原：

　
: 2 K2CrO4 + 3 H2S + 2 H2O → 2 Cr(OH)3↓ + 4 KOH + 3 S

　
: 2 K2CrO4 + 3 (NH4)2S + 8 H2O → 2 Cr(OH)3↓ + 4 KOH + 3 S↓ + 6 NH3·H2O

鉻酸鉀、碳酸鈉和硫共熔，可以得到 Na2Cr2S4：

　
: 4 K2CrO4 + 2 Na2CO3 + 8 S → 2 K2CO3 + 2 Na2Cr2S4 + 2 K2O + 7 O2↑
鉻酸鍶是鍶的鉻酸鹽，化學式 SrCrO4。



製備

鉻酸鍶可以由氯化鍶和鉻酸鉀反應而成。

　
: ${\ce {SrCl2 + K2CrO4 -> 2KCl + SrCrO4 v}}$

它也可以由碳酸鍶和鉻酸反應而成。



性質

鉻酸鍶是一種檸檬黃色固體，難溶於水。它在約 500 °C 下分解。 它和硫酸根反應，形成硫酸鍶。

鉻酸鍶會和碳酸鍶反應，形成鉻 (V) 酸鍶 Sr3(CrO4)2。

　
: ${\ce {4SrCrO4 + 2SrCO3 ->[{800 °C}] 2Sr3(CrO4)2 + 2CO2 + O2}}$

它和鉻酸反應，形成重鉻酸鍶。

　
: ${\ce {2SrCrO4 + H2CrO4 -> Sr2Cr2O7 + H2O}}$

鉻酸鍶的晶體結構是和獨居石一樣的單斜晶系，空間群 P21/n (No. 14)，晶格參數 a = 706.5 pm、b = 737.5 pm、c = 674.1 pm 和 β = 103.08°。
重鉻酸銨是一種橘色的晶體，分子式為 (NH4)2Cr2O7，可用於印染、茜素合成、鉻明礬製造、石油精製，製造鞣革、香料、照像藥品、煙火、陶瓷等。

重鉻酸銨加熱至 150 °C 可爆炸分解為三氧化二鉻、氮氣和水，該反應常被戲稱為「火山爆發」，用於演示化學反應：

　
: ${\rm {(NH_{4})_{2}Cr_{2}O_{7}\ {\overset {\Delta }{\longrightarrow }}\ Cr_{2}O_{3}+N_{2}\uparrow +4H_{2}O}}$



安全

重鉻酸銨具有很強的毒性以及是可疑的致癌物質，另外亦有強烈的刺激性。



注釋



參考文獻
碘化銫（化學式：CsI）是一種無機離子化合物，通常作為 X - 射線影像倍增管等螢光顯示設備之輸入熒光劑。碘化銫陰極管對於強紫外線波段有很高的偵測效率。

碘化銫晶體常用於粒子物理學實驗中電磁量能器的閃爍體材料。純碘化銫是一種快速，高密度的閃爍體材料，具有相對較高的發光量。發出的光線有兩個主要成分：位在近紫外線區的波長 310 nm 和 460 nm 兩個波段。碘化銫的缺點是高溫度影響梯度和輕微吸濕性。

碘化銫可用於傅立葉變換光譜（FT-IR）的光譜儀作為分光鏡。碘化銫相對於更常用的溴化鉀分光鏡，有更廣泛的透光範圍，使用波段可以延伸到遠紅外線。但是有一個問題，光學的碘化銫晶體的都非常柔軟，無解理，因此很難製作出一個平坦的拋光面。此外，碘化銫光學晶體必須存放在乾燥容器中，以防止水與碘化銫反應。在碘化銫的表面鍍上一層鍺，可以盡量減少在交換分光器時，接觸到空氣中溼氣的影響。



光學特性


* 範圍: 250 nm to 55 µm

* 折射率: 1.739 at 10.6 µm

* 反射損耗: 13.6% at 10.6 µm (2 surfaces)



物理特性


* 諾氏硬度：137.9 千帕 (20 lbf/in2)

* 楊氏模量：5.3 GPa (769 lbf/in2)

* 斷裂模數：5.6 GPa(810 lbf/in2)

* 表觀彈性極限：5.6 GPa (810 lbf/in2)

* 晶體結構：立方，無解理

* 顏色：無色



化學特性

碘化銫與碘化砈與和過量的 I2 作用時，可生成 CsAtI2。因此，AtI 在溶液中能夠由 CsI3 共沉澱下來。如果把共沉澱物濾出，並在空氣中加熱，砈最先揮發出來，隨後碘蒸出，碘化銫會殘留下來。



參考文獻



參見


* 組成碘化銫的元素：碘、銫

* 銫化合物
*
硝酸銫(英文:Caesium nitrate) 是一種無機化合物，屬於硝酸鹽，其化學式為 CsNO3，由氮、銫、氧組成，其中氮和氧是由共價鍵組成硝酸根離子，硝酸根離子和銫離子間由離子鍵結合，為一種鹽類。硝酸銫外觀為白色的結晶體，可溶於水。這是用在煙火成分，作為著色劑和氧化劑，例如：在誘餌彈和照明彈。



制備

可利用碳酸銫和硝酸反應制得



性質

和其他鹼金屬硝酸鹽一樣，受熱時分解，形成亞硝酸銫:

　
: $\mathrm {2\ CsNO_{3}\rightarrow 2\ CsNO_{2}+O_{2}} $

硝酸銫還有兩種不同的特殊的硝酸鹽結構：CsNO3·HNO3 和 CsNO3·2HNO3 （熔融溫度 100 °C 和 36–38 °C）

硝酸銫的晶體結構為六方晶系.



用途

硝酸銫的棱鏡用於紅外光譜、X 射線熒光粉，在閃爍計數器它也可用於製作光學鏡片。

硝酸銫也被廣泛應用於軍事煙火，在近紅外照明彈和煙霧製造。在煙火效果活性成分的火焰由銫離子作為凝結核，從而增強吸收放射性是很重要的氣霧劑。



參考文獻


* Cesium Compounds: Nuclear Power Plant Emissions

* HSNO Chemical Classification Information Database
重水，或稱氘代水、一氧化二氘，化學式為 D2O 或 2H2O，是水的一種，它的莫耳質量比一般水要重。普通的水（H2O）是由兩個只具有質子的氫原子和一個氧 16 原子所組成，但在重水分子內的兩個氫同位素氘，比一般氫原子有各多一個中子，因此造成重水分子的質量比一般水要重。地球上水中的氫原子大約有 6,400 分之一是氘。

由於普通水和重水都是由相同數量的氫和氧原子組成，兩者的化學反應皆會接近相同。但在物理上，重水的凝固點（即固態水的熔點）和沸點比普通水稍高，在一個大氣壓力下，重水的凝固點是攝氏 3.82 度，沸點是攝氏 101.4 度，密度為 1.1056g/cm3。

有另一種重水稱為半重水（HDO）它只有一個氫原子是多一個中子的重氫。一般的半重水都並不純正，通常是 50% HDO，25% 的 H2O 及 25% 的 D2O。除了由重氫組成的重水分子外，還有一種由重氧原子（氧 17 或氧 18）組成的重水分子，稱為「重氧水」。由於分離出重氧水分子的難度較高，因此提煉純正重氧水的成本會比重氫水為高。



用途


* 使用核磁共振分析時倘若溶劑是水，而研究的對象是氫，可以使用重水作溶劑。

* 中子減速劑：某些核子反應爐使用重水來減慢中子的速度，讓它們有機會與鈾反應。輕水（普通水）亦可以作減速劑，但因為輕水會吸收中子，因此輕水反應爐必須使用濃縮鈾，而不能使用普通鈾，否則將不能達到臨界質量。重水反應爐不但可以使用普通鈾，而且會把鈾 238 轉化成為可製作核彈的鈽。納粹德國、印度、巴基斯坦、以色列、北朝鮮都是以這樣方法製造核燃料。為了防止核子武器擴散，重水的生產和出售在很多國家都受到限制。



健康問題

一般重水並不屬於有毒物質，但是人體內的代謝需要輕水，所以如果只喝重水會生病。情形就好像空氣中最主要的成分氮氣是無毒的，但吸入純氮會因為缺氧致死。以老鼠做的實驗發現重水能抑制細胞的有絲分裂，引起需要迅速代謝的身體組織變壞。實驗中的老鼠連續數天只喝重水後，體內約一半的體液變成重水；這時症狀開始出現，需要快速細胞分裂的組織，如髮根及胃膜最先出現毛病。本來快速增長的癌細胞生長速度亦出現減慢，不過減慢的程度並不足以令重水作為可行的治療方法。



提煉方法

地球上的水分子中大約有 3,200 分之一是半重水（HDO），也即 6,400 分之一的氫原子是氘。半重水可以透過電解及蒸餾，或以化學方法從普通水中提煉出來。可以使用化學方法，是因為氘及普通氫原子由於質量稍為不同，所以化學反應的速度有異。當水中的半重水到了相當的濃度，重水便會因為水分子之間交換氫原子而慢慢出現。要從半重水再提煉純正的重水亦可使用電解、蒸餾及化學方法。但是電解及蒸餾所需要的能量會非常巨大，因此一般這一步只會使用化學方法。



參閱


* 水
氟磺酸（化學式：HSO3F），或稱氟代硫酸，是通用的強酸之一。其分子結構以 HSO3F 描述較恰當，可以強調它和硫酸（H2SO4）的關係。HSO3F 是四面體型分子。



化學性質

氟磺酸是流動性強的無色液體。它可溶於極性的有機溶劑中（例如硝基苯、醋酸和醋酸乙酯），但在非極性溶劑（如烷烴）中不易溶解。它強酸的性質，使它能溶解幾乎所有的有機化合物，甚至弱質子接受體（弱鹼）。 HSO3F 會緩慢的水解為氟化氫與硫酸。

相關的三氟甲磺酸 CF3SO3H 保有 HSO3F 的強酸性，但不易水解。



製備

氟磺酸可由氟化氫與三氧化硫反應製得。

　
: SO3 + HF → HSO3F

除此之外，用氟化氫鉀或氟化鈣與發煙硫酸在 250°C 反應，一旦產生 HF，便以惰性氣體清除，HSO3F 可在玻璃設備中分餾出來。



超強酸

HSO3F 是結構簡單的布朗斯特酸中已知的最強酸之一，雖然碳硼烷酸酸性更強。 它的酸度（_H_0）為−15.1，而硫酸是−12。HSO3F 和路易斯酸五氟化銻混合會產生「魔酸」，這是一個超強的質子給予體。這些酸都歸類在「超強酸」中，酸度比純硫酸強。



應用

HSO3F 可以催化烷烴的異構化，及烯烴對烴的烷基化反應。 它在實驗室也能作為氟化劑。



安全性

氟磺酸遇水解離出 HF，有很強的毒性和腐蝕性。HSO3F 加水會產生劇烈反應，如同硫酸加水一般。
氟化鋰（化學式：LiF）是一個鹼金屬鹵化物，室溫下為白色晶體，微溶於水，是目前為止已知的鹼金屬鹵化物溶解度最低的物質。它可由碳酸鋰或氫氧化鋰與氫氟酸在鉛皿或鉑皿中結晶製得。

氟化鋰有氯化鈉型的晶體結構，是鹼金屬氟化物中最難溶和最穩定的。它不生成水合物，在氫氟酸中溶解度會增大，原因是生成氟氫離子 HF2−。

氟化鋰是電解鋁工業中的助熔劑，以增加電流的效率，從而加快鋁的生產和降低生產成本。它對紫外線的透過率是所有物質中最高的，因此在光學材料中用作紫外線的透明窗，氟化鋰單晶可用於生產特殊的光學儀器。

氟化鋰在製備粉末時，也扮演助熔劑的角色，其可有效幫助粉末合成燒結溫度下降。



參考資料

1. Lithium fluoride. [2006-02-26]. （原始內容存檔於 2009-02-25）.
溴酸的化學式為 HBrO3，是溴的含氧酸之一，其中溴的氧化態為 + 5。它形成的鹽類稱為溴酸鹽，衍生出的酸根離子稱為「溴酸根」離子。固態溴酸及溴酸鹽與氯酸 / 氯酸鹽類似，都具有強氧化性，可與還原性物質劇烈反應。

溴酸是 Belousov-Zhabotinsky 振盪反應中的試劑之一。



製備

溴酸可以由硫酸跟溴酸鋇的反應製備而成。由於硫酸鋇是不溶於水的，所以可以直接傾析液體以取得溴酸。

　
: Ba(BrO 
3) 
2 + H 
2SO 
4 → 2 HBrO 
3 + BaSO 
4



反應

由於溴酸是一種酸，所以可以跟鹼反應，生成相應的溴酸鹽。例如溴酸跟氫氧化鈣反應，可以製備溴酸鈣。



參考資料


* Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. _Chemistry of the Elements_ 2nd. Oxford:Butterworth-Heinemann. 1997. ISBN 0-7506-3365-4.
一溴化碘是一種鹵素互化物，化學式為 IBr。它是暗黑色晶體，有刺激性氣味，可溶於水、乙醇、乙醚。它被用作碘化試劑。



製備

它可由溴單質與碘單質直接反應製備，需要將兩者在稀有氣體保護下長時間加熱：

　
: ${\rm {\ I_{2}+Br_{2}\rightarrow 2IBr}}$
溴酸鈉，常溫下為有旋光性的無色晶體，與氯酸鈉同晶型，化學式為 NaBrO3。



製備

室溫下，溴在氫氧化鈉中歧化生成溴化鈉和溴酸鈉：

　
: 3Br2 + 6NaOH → 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O

在溴酸鈉和溴化鈉混合溶液中加酸，發生以上反應的逆反應。

溴酸鈉也可以由碳酸鈉水溶液和溴反應而成。



性質

溴酸鈉是一種無色無味吸水性固體，為強氧化劑，會與還原劑如硫、磷劇烈反應。在 381 °C 以上時，溴酸鉀分解並放出氧氣。它是立方晶系的，空間群 P213 (No. 198)，晶格參數 _a_ = 6.707 Å。

溴酸鈉可溶於水，溶解度隨溫度上升而上升。

　
:



用處

溴酸鈉用作燙髮藥劑、化學試劑、分析試劑，與溴化鈉混合用於溶解金。溴酸鈉可以用作芳香化合物的溴化劑，用來溴化硝基苯、苯甲酸和苯甲醛。



參考資料


* Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. _Chemistry of the Elements_ 2nd. Oxford:Butterworth-Heinemann. 1997. ISBN 0-7506-3365-4.



外部連結


* flinnsci.com
溴化銣，分子式為 RbBr，晶體結構類似氯化鈉，其晶格穩定於 685 皮米。

合成溴化銣有很多方法。其中一種為氫氧化銣與溴化氫反應：

　
: RbOH + HBr → RbBr + H2O

另一種方法是用溴化氫中和碳酸銣：

　
: Rb2CO3 + 2HBr → 2RbBr + H2O + CO2

雖然金屬銣也可直接與溴單質發生反應，生成溴化銣，但這種生產工藝不實際，不僅因為金屬銣的價格比碳酸鹽和溴化氫的貴，更重要是該反應可能會引起爆炸。



參考資料


* WebElements （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）. URL accessed March 1, 2006.
溴化亞鉈是一種無機化合物，由鉈和溴組成，化學式 TlBr。它可以用來探測 X 射線，伽馬射線和藍光。

它是一種半導體，能隙為 2.68 eV。

它在室溫的晶繫結構是 CsCl 結構，但在冷卻時會變成 TlI 的結構。過渡溫度還可能會受到雜質的影響。 在 LiF、NaCl 或 KBr 襯底上生長的奈米級 TlBr 薄膜具有岩鹽結構。

鉈具有劇毒，可以通過皮膚吸收。攝入鉈化合物，包括溴化亞鉈的急性和慢性影響包括疲勞，四肢疼痛，周圍神經炎，關節痛，脫髮，腹瀉，嘔吐以及對中樞神經系統，肝臟和腎臟的損害。



參考資料



來源


* Haynes, William M. CRC handbook of chemistry and physics: a ready-reference book of chemical and physical data 92nd. Boca Raton, FL.: CRC Press. 2011. ISBN 978-1-4398-5511-9. OCLC 730008390 （英語）.
溴化鈷是一種無機化合物，化學式為 CoBr2，可溶於水。



性質

無水溴化鈷是綠色晶體，六水合物在 100 °C 失水，得到二水合物：

　
: CoBr2.6H2O → CoBr2·2H2O + 4 H2O

二水合物在 130 °C 完全失水，得到無水物

　
: CoBr2·2H2O → CoBr2 + 2 H2O

無水物的熔點為 678 °C，在更高溫度和氧反應，形成四氧化三鈷並放出溴蒸氣。

溴化鈷和氨水反應，形成二價的鈷氨配合物，該配合物經過氧化氫氧化，得到穩定的三價鈷配合物二溴化一溴五氨合鈷 (III)：

　
: 2 CoBr2 + 8 NH3 + 2 NH4Br + H2O2 → 2 [Co(NH3)5Br]Br2 + 2 H2O



製備

溴化鈷可以通過氫氧化鈷和氫溴酸反應得到：

　
: Co(OH)2(s) + 2 HBr(aq) → CoBr2 + 2 H2O

無水溴化鈷可以由鈷和液溴反應得到。



參考文獻
溴化銅是一種無機化合物，為二價銅的溴化物，化學式 CuBr2。



製備

溴化銅可由氧化銅和氫溴酸反應得到：

　
: CuO + 2 HBr → CuBr2 + H2O



結構及性質

在固態，CuBr2 有著聚合結構，其中 [CuBr4] 平面單元對側連結以形成鏈。CuBr2 晶體屬單斜晶系，空間群 C2/m，晶胞參數 a=714 pm, b=346 pm, c=718 pm, β=121°15′。CuBr2 在高溫時的氣相為單分子。

溴化銅和其它溴化物反應，可以得到多種銅溴配合物，如 CsCuBr3、(EtNH2)2Cu3Br8 等。



參見


* 溴化亞銅



參考文獻
溴化汞是一種無機化合物，化學式為 HgBr2，是白色固體，有劇毒。



製備

溴化汞可以由溴化鉀或溴化鈉和可溶性汞鹽（如硝酸汞）反應，結晶得到。氫溴酸和氧化汞反應、汞和溴反應也能得到溴化汞。



化學性質

溴化汞可用於柯尼希斯－克諾爾反應，在碳水化合物中形成糖苷。

它也被藥典推薦，用於檢測砷。
砷首先用氫氣處理，轉化為砷化氫，再和溴化汞反應：

　
: AsH3 + 3HgBr2 → As(HgBr)3 + 3HBr

如果樣品中存在砷，白色的溴化汞 (II) 會變為黃色、棕色或黑色。

溴化汞在較高溫度可以和金屬銦劇烈反應
，和鉀混合形成敏感的爆炸性混合物。



參考文獻
溴化鎂，化學式 MgBr2，是由溴和鎂組成的白色或無色易潮解物質。通常在治療神經紊亂中用作鎮靜劑或抗痙攣藥物。 溴化鎂溶於水，部分溶於乙醇。在水氯鎂石或光鹵石中存在少量。亦可在某些海水、湖水（如死海水）中找到。



製備

溴化鎂可由氫溴酸和氫氧化鎂反應後結晶得到。

　
: Mg(OH)2 + 2 HBr → MgBr2 + 2H2O

也可用氫溴酸和碳酸鎂反應後蒸乾，收集其固體得到。

另一種製備方法是將金屬鎂加入液氨和溴化鈉的溶液中製備。蒸發溶劑液氨，收集沉澱物即為溴化鎂。



用途

溴化鎂可以用作多種反應的催化劑，如可加入溶劑或用於製備格氏試劑。作溶劑可制在藥學中應用廣泛的二氫嘧啶。二氫嘧啶在醫藥中可用於阻止鈣通過通道，也可作為 HIVgp-120-CD4 抑制劑。

溴化鎂也可作為安定劑。 溴化鎂與二氯甲烷一起作催化劑可使烯烴氫化過程中產生特殊的對稱性和手性。

溴化鎂與其他官能團結合時可發揮更大的催化作用。與乙基相連可用於三酸甘油酯的區域性分析。

六水合溴化鎂可作為阻燃劑。用 0.125 mol/L 的六水合溴化鎂加入至棉花中可起到阻燃的作用。

溴化鎂被用於合成第一種穩定的含鎂類矽烯（即通式為 R2SiMX 的物質，其中 M 為金屬原子， R 為烴基）。傳統上類矽烯中的金屬原子只可用鋰、鈉、鉀。



參考
二溴氧化硒 (SeOBr2) 是一種硒的溴氧化物。



製備

二溴氧化硒可以由二氧化硒 和四溴化硒反應而成。 硒和二氧化硒會和溴 反應，形成一溴化硒和四溴化硒。 二氧化硒和四溴化硒的反應會產生二溴氧化硒。

　
: 2 Se + Br2 → Se2Br2

　
: Se2Br2 + 3 Br2 → SeBr4

　
: SeBr4 + SeO2 → 2 SeOBr2



性質

二溴氧化硒，是一種紅棕色固體具有低熔點 (41.6 °C) ，化學性質類似二氯氧化硒。 它在 220 °C 下沸騰並分解，使得分餾不是一種分離二溴氧化硒的好方法。 它的 電導率（液態，稍高於熔點）是 6×10−5 S/m。 SeOBr2 會水解 ，形成 H2SeO3 和 HBr。

SeOBr2 的反應性很高，大部分反應都在液態下進行。 它會分解成 Se2Br2。 鐵、銅、金、鉑和鋅都會被 SeOBr2 反應。
三溴甲矽烷是一種無機化合物，由矽、氫和溴組成。在高溫下，它會分解成矽，是半導體工業生產超純矽中三氯甲矽烷的替代。



製備

它可以由矽晶體和氣態溴化氫在高溫下反應而成。 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\ HBr\longrightarrow SiHBr_{3}+H_{2}} $



性質

三溴甲矽烷是一種無色發煙液體。 它會水解成溴化氫和氫氧化矽。它在空氣中自燃。
三溴氧磷是一種無機化合物，化學式為 POBr3。它可由五溴化磷和五氧化二磷（或乙酸、異丙醇、叔丁醇）反應製得。三溴化磷在四氧化二氮催化下氧化，也能得到溴氧化磷。



參考文獻
三溴化磷為淡黃色發煙無色液體，有刺激性臭味，具腐蝕性。可溶於丙酮、二硫化碳、氯仿、四氯化碳。目前用於化學分析和有機合成，或作為催化劑。

三溴化磷對眼睛、皮膚、黏膜和呼吸道有強烈的刺激性。人體經呼吸吸入、誤食或皮膚接觸後，會產生燒灼感、咳嗽、喘息、喉炎、氣短、頭痛、噁心和嘔吐。



製備

三溴化磷可通過單質磷與溴化合製備，以 PBr3 自身作溶劑（白磷可溶於其中）：

　
: P4 + 6 Br2 → 4 PBr3

磷要過量，否則會生成五溴化磷。



反應及有機合成應用

三溴化磷與水反應，生成溴化氫和亞磷酸，反應激烈時會發生爆炸：

　
: PBr3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HBr

三溴化磷和三氯化磷、三氟化磷類似，都可作為路易斯酸或路易斯鹼。一方面，它可與三溴化硼生成 1:1 加合物 Br3B-PBr3；另一方面，它也可作為親電試劑與胺反應。

PBr3 最常用作轉化醇為溴代烴，分子中的三個溴原子都可溴化：

　
: PBr3 + 3 ROH → 3 RBr + HP(O)(OH)2

機理涉及 SN2 親核取代反應，如下圖所示：

由於機理的緣故，該反應只對一級和二級醇起作用，而且反應後 α 碳發生構型翻轉。

類似地，三溴化磷也可與羧酸反應生成醯溴：

　
: PBr3 + 3 RCOOH → 3 RCOBr + HP(O)(OH)2

三溴化磷也可用作羧酸 α 氫溴化反應中的催化劑，製取 Hell-Volhard-Zelinsky 反應反應物醯溴的前體 以及合成藥物等。

三溴化磷是強還原劑，與氧氣的反應比三氯化磷更加激烈，最終爆炸性生成 P2O5 和 Br2。
四溴化硒，簡稱四溴硒。是一種由溴、硒組成的無機化合物，其中溴的質量佔比為 80.18%，硒則佔 19.81%。它是一種最為常見的溴硒化物。其他溴硒化物有二溴化硒等。四溴化硒的化學式為 SeBr4。這種黃色或紅棕色晶體在潮濕的空氣中與水反應生成亞硒酸。它可溶於二硫化碳、氯仿和溴乙烷。它可由溴單質與硒單質直接化合製得：

　
: ${\rm {\ Se+2Br_{2}\rightarrow SeBr_{4}}}$
四溴化鈦的化學式是 TiBr4，其性質介於四碘化鈦和四氯化鈦之間。這類 4 價鈦的四配物有些關鍵的通性，如路易士酸性較高，且易溶於非極性有機溶劑。TiBr4 為抗磁性物質，中心原子的外層電子組態為 d0。



製備

四溴化鈦可以由四氯化鈦和溴化氫反應而成。

　
: $\mathrm {TiCl_{4}+4\ HBr\longrightarrow TiBr_{4}+4\ HCl} $

四溴化鈦也可以由以下反應產生：

　
: $\mathrm {Ti+2\ Br_{2}\longrightarrow TiBr_{4}} $

　
: $\mathrm {TiO_{2}+2\ C+2\ Br_{2}\longrightarrow TiBr_{4}+2\ CO} $

　
: $\mathrm {3\ TiCl_{4}+4\ BBr_{3}\longrightarrow 3\ TiBr_{4}+4\ BCl_{3}} $

非常純的四溴化鈦可以由二溴化鉛和鈦反應而成。

　
: $\mathrm {2\ PbBr_{2}+Ti\longrightarrow 2\ Pb+TiBr_{4}} $



性質

四溴化鈦是一種琥珀黃色晶體。它極易潮解，會水解成二氧化鈦和氫溴酸。剛結晶的四溴化鈦是四碘化錫結構的，空間群 Pa3 (No. 205)，晶格參數 a = 1130.0 pm。放置很久的四溴化鈦會轉變成四溴化錫結構，空間群 P21/c (No. 14)，晶格參數 a = 1017 pm、b = 709 pm、c = 1041 pm 和 β = 101.97°。



反應

四溴化鈦會形成加合物，如 TiBr4(THF)2 和 [TiBr5]−。 它和 2 - 甲基吡啶 (2-Mepy) 配合，形成五配位的 TiBr4(2-MePy)。這種分子是三角雙錐構型的，吡啶環在水平方向。

TiBr4 在有機合成中可用作路易斯酸催化劑。

四溴化鈦和四氯化鈦混合，會形成各種通式 TiBr4−xClx (x = 0-4) 的化合物。它的機理不明。



參考文獻
五溴化磷是一種活潑的黃色固體，化學式為 PBr5，固態時它是離子晶體 PBr4+Br−，但在氣態時完全分解成 PBr3 和 Br2。這時將它快速冷卻到 15K 可以產生離子化合物 [PBr4]+[Br3]-。

在有機化學中，可以用它將羧酸轉化為醯溴。它具有強烈的腐蝕性因此必須小心保存。它在 100 °C 以上分解產生三溴化磷和溴：

　
: PBr5 → PBr3 + Br2

想促使該反應平衡左移來製備五溴化磷是很困難的，因為很容易進一步反應生成 PBr7([PBr4]+[Br3]-)。
氟化鈣（化學式：CaF2）是鈣的氟化物，為白色晶體，難溶於水，單晶是透明的。它是螢石礦物的主要成分，也是氟元素的主要來源，可用於製取氟化氫、氟氣、氟化物等重要化學試劑，年產量達 50 萬噸（1990 年代後期）。

氟化鈣型結構是晶體結構中的一種重要結構。立方體晶胞中，Ca2+ 與八個 F−以立方體型配位，F−與四個 Ca2+ 以四面體型配位。 由於晶格中 F 心存在，礦物中的氟化鈣常帶很深的顏色。

工業上和實驗室中都以氟化鈣為原料製取氟化氫。氟化鈣與濃硫酸在鉛皿中反應，便會有氟化氫氣體放出：

　
: CaF2(s) + H2SO4(l) → CaSO4(s) + 2 HF(g)

氟化氫是化工中極為重要的中間體，可以配製氫氟酸，也是製取有機氟化合物、氟化物等多種化學試劑的原料。



參見


* 同族的氟化物：氟化鈹 - 氟化鎂 - 氟化鍶 - 氟化鋇 - 氟化鐳

* 同族的鈣鹽：氯化鈣 - 溴化鈣 - 碘化鈣

* 礦物 ： 螢石



參考資料



外部連結


* 氟化鈣型晶體結構的三維立體演示 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氫化鈣是化學式為 CaH2 的無機化合物。通常為灰色粉末（高純度時為白色，但很少見），與水劇烈反應產生氫氣。因此 CaH2 可被用作乾燥劑。

CaH2 為鹽類氫化物，其結構與鹽相似。鹼金屬和鹼土金屬的氫化物都是鹽類氫化物。例如我們所熟知的氫化鈉，它會在 NaCl 晶格中結晶。這些氫化物具有更複雜的結構，它們在不反應的溶劑中均不溶解。CaH2 會在 PbCl2 晶格中結晶。



乾燥劑

CaH2 與水的化學反應可以下式表示：

　
: CaH2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + 2 H2↑

水解產生的兩種化合物，氫氣和 Ca (OH)2 固體，非常容易以蒸餾、過濾或傾析與溶劑分離開。氫化鈣是非常溫和的乾燥劑，它比其他試劑如金屬鈉或鈉鉀合金安全。氫化鈣常被用於乾燥鹼性物質，如胺和吡啶。它也被用來預處理即將被更強幹燥劑乾燥的溶劑的水分。

缺點

雖然 CaH2 非常方便且常常被選用為乾燥劑，但是它有一些缺點：


* 相較於 LiAlH4，它不溶於任何溶液，因此乾燥反應的速度很慢。

* 會與氯代烴產生非常劇烈的反應（LiAlH4 也有這個缺點）。

* CaH2 和 Ca (OH)2 在外觀上幾乎難以區別，CaH2 的樣品純度很難從外觀上加以判斷。

* 鈣氫化合物不能去除溶解氧，因此它不能用來溶劑去氧。
大事記


* 8 月 15 日，巴斯克人與穆斯林結盟，伏擊查理曼的後衛部隊於庇里牛斯山的隆塞斯瓦耶斯隘口，擊斃查理曼之侄羅蘭，是為隆塞斯瓦耶斯隘口戰役，史詩《羅蘭之歌》即取材於此，詩中的羅蘭被塑造成傳奇英雄。諸薩克森、倫巴第旋叛。

* 查理曼征服巴伐利亞。



出生


* 路易一世

* 趙州從諗禪師

唐憲宗李純



逝世

*
過碘酸鉀是一種無機化合物，化學式為 KIO4。它由鉀陽離子和過碘酸根陰離子組成。也可以看作是過碘酸的鉀鹽。

低溶解度的過碘酸鉀有助於鉀的測定。



制備

在氯水中加入碘酸鉀和氫氧化鉀，然後煮沸，會出現沉澱，再用冰水洗滌和過濾。另外會產生氯化鉀：

　
: $\mathrm {KIO_{3}+2\ KOH+Cl_{2}\longrightarrow KIO_{4}+2\ KCl+H_{2}O} $



性質

過碘酸鉀是一種強氧化劑。

　
: $\mathrm {KIO_{4}+2\ KI+H_{2}O\longrightarrow KIO_{3}+I_{2}+2KOH} $

　
: $\mathrm {KIO_{4}+2\ KI+H_{2}O\longrightarrow KIO_{3}+I_{2}+2KOH} $

當過碘酸鉀溶解於氫氧化鉀生成二過碘酸鉀，與硝酸反應可回到簡單的碘酸鉀。

　
: $\mathrm {2\ KIO_{4}+2\ KOH\longrightarrow K_{4}I_{2}O_{9}+H_{2}O} $

　
: $\mathrm {K_{4}I_{2}O_{9}+2\ HNO_{3}\longrightarrow 2KIO_{4}+2KNO_{3}+H_{2}O} $

---

　
: $\mathrm {2\ K_{2}H_{3}IO_{6}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ K_{4}I_{2}O_{9}+3\ H_{2}O} $

在水溶液離子平衡：

　
: $\mathrm {\lbrack H_{3}IO_{6}\rbrack ^{2-}+H^{+}\rightleftharpoons \lbrack IO_{4}\rbrack ^{-}+2\ H_{2}O} $

　
: $\mathrm {2\ \lbrack H_{3}IO_{6}\rbrack ^{2-}\rightleftharpoons 2\ \lbrack HIO_{5}\rbrack ^{2-}+2\ H_{2}O} $

　
: $\mathrm {2\ \lbrack HIO_{5}\rbrack ^{2-}\rightleftharpoons \lbrack H_{2}I_{2}O_{10}\rbrack ^{4-}\rightleftharpoons \lbrack I_{2}O_{9}\rbrack ^{4-}+H_{2}O} $



用途

過碘酸鉀可作為分析試劑用於測定鈰或二價錳。
過碘酸鈉是過碘酸的鈉鹽，有兩種形式，偏過碘酸鈉（化學式：NaIO4）和原過碘酸鈉（化學式：Na5IO6），都可用作有機合成中的氧化劑。

過碘酸鈉密度為 3.865g/cm3，可溶於水，加熱時分解為碘酸鈉（NaIO3）和氧氣。加入二氧化錳會使分解速度加快。

偏過碘酸鈉、偏過碘酸鉀和過碘酸的水溶液都可氧化偕二醇、鄰多元醇、α- 羥基酸、α- 二酮、α- 胺基酮、1 - 胺基 - 2 - 羥基化合物，使碳 - 碳鍵斷裂，生成相應的羰基化合物醛酮。反應是定量的，可用於推測反應物的結構。

　
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參見


* 碘酸鈉、次碘酸鈉、碘化鈉

* 過碘酸