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二氯化鉑也稱為「氯化亞鉑」或「氯化鉑 (Ⅱ)」，是由氯元素與鉑元素組成的無機化合物，分子式為 PtCl2。二氯化鉑能以兩種晶型存在，這兩種晶體都具有反磁性，皆為無味、不溶於水的淡褐色固體。二氯化鉑可以作為合成其他鉑化合物的前體。



結構

二氯化鉑與二氯化鈀的性質類似，擁有二聚體（α 型，α-PtCl2）或六聚體（β 型，β-PtCl2）兩種形式的結構。β-PtCl2 能在 500℃時轉化為 α-PtCl2。β-PtCl2 中兩個鉑原子之間的距離為 3.32-3.40Å。這兩種結構的 PtCl2 的配位數皆為 4，中心的鉑原子由 4 個氯原子配體包圍著；而氯原子的配位數則為 2，僅與兩個相鄰的鉑原子連結。



製備

β-PtCl2 可由氯鉑酸在空氣中加熱至 350℃製取，反應方程式如下：

　
: H2PtCl6 → PtCl2 + Cl2 + 2 HCl

因為上述反應的反應物氯鉑酸易由金屬鉑製取，所以利用該反應製取二氯化鉑較為簡便。二氯化鉑也可由利用聯氨還原水溶液中的氯酸鉑製備，但此反應更適用於實驗室製備。後來，永斯・貝采利烏斯發現將四氯化鉑加熱至 450℃分解也可產生二氯化鉑：

　
: PtCl4 → PtCl2 + Cl2

此外，二氯化鉑也可由金屬鉑和氯氣在 550℃下直接反應合成：

　
: Pt + Cl2 → PtCl2



用途

二氯化鉑常被使用配體與之絡合形成衍生物，這類反應需要斷裂原本二氯化鉑（以聚合物形式存在）中鉑原子與氯原子之間的化學鍵：

　
: PtCl2 + 2 L → PtCl2L2

二氯化鉑的某些絡合反應可能具有誤導性，如：以氨作為配體與二氯化鉑結合，最初形成的雖然是二氯・二氨合鉑 (Ⅱ)[PtCl2(NH3)2]，但實際上最終產生的是化學式為 [PtCl4][Pt(NH3)4] 的四氨合鉑 (Ⅱ) 化四氯化鉑 (Ⅱ)（也稱為「馬格努斯氯鹽」）。

以下列出的是用二氯化鉑製備的幾種配合物：


* 二氯合鉑酸鉀（K2PtCl4），粉紅色配合物，一種應用面較廣的水溶性物質；

* _順_- 二氯・二氨合鉑 (Ⅱ)[_cis_-PtCl2(NH3)2]，無色配合物，常稱為「順鉑」，可作為抗癌藥物；

* _順_- 二氯・二 (三苯基膦) 合鉑 (Ⅱ)[_cis_-PtCl2(P(C6H5)3)2]，無色配合物，被廣泛用於作為製備如 PtX (Cl)(P (C6H5)3)2 (X = H, CH3……) 等形式複合物的前體；

* _反_- 二氯・二 (三苯基膦) 合鉑 (Ⅱ)[_trans_-PtCl2(P(C6H5)3)2]，黃色配合物，是順式異構體的亞穩態異構物；

* 二氯・一 (1,5 - 環辛二烯) 合鉑 (Ⅱ)（Pt (cod) Cl2），無色配合物，是可溶於有機溶劑的不穩定物質。

某些列舉出的配合物中可作為有機合成中均相催化的催化劑。



參考文獻
氯化鐳，化學式 RaCl2，是第一種被制出的鐳化合物，由瑪麗・居里製得。金屬鐳最初由汞電極電解氯化鐳溶液製得。



製備

氯化鐳在溶液中結晶生成二水合物 (RaCl2·2H2O)。在空氣中 100°C 加熱一小時，然後再在氬氣氛、520°C 中加熱 5.5 小時可使氯化鐳水合物脫水。若存在其它陰離子，在氯化氫氣體中熔融可使氯化鐳脫水。



性質

氯化鐳為帶有藍綠色螢光的白色固體，加熱時螢光尤其明顯。氯化鐳在水中的溶解度比其它鹼土金屬氯化物都小。利用這個性質，可以用分級結晶的方法來分離氯化鋇和氯化鐳。氯化鐳只能少量溶於共沸的鹽酸，而幾乎不溶於濃鹽酸。

氣態氯化鐳以 RaCl2 分子形式存在，此性質與其他鹼土金屬鹵化物相同。氣態氯化鐳吸收 676.3 nm 和 649.8 nm（紅色）的可見光譜。Ra－Cl 鍵的解離能為 2.9 eV，鍵長為 292 pm。



用途

氯化鐳為從瀝青鈾礦中提煉鐳的中間產物，用於分離鐳和鋇的第一階段。
用於癌症放療中產生氡氣。



注釋



參考書目


* _Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie (8. Aufl.)_, Berlin:Verlag Chemie, 1928, pp. 60–61.

* _Gmelin Handbuch der anorganischen Chemie (8. Aufl. 2. Erg.-Bd.)_, Berlin:Springer, 1977, pp. 362–64.
二氯化二硫，有時亦作一氯化硫，化學式 S2Cl2。



性質

二氯化二硫是一種黃紅色液體，有刺激性、窒息性惡臭，在空氣中強烈發煙。遇水分解為硫、二氧化硫、氯化氫。溶於醚、苯、二硫化碳。室溫下穩定，100°C 時分解為相應單質，300°C 時則完全分解。

能被金屬還原為氯化物和硫化物。與氯氣反應生成二氯化硫。能與金屬氧化物或硫化物反應生成金屬氯化物。



結構

二氯化二硫分子為折線型結構，形似一本打開的書，與雙氧水類似，為偏轉構象（gauche）。它有一種結構式為 S=SCl2 異構體，可在二氯化二硫受到紫外輻射時生成，不過壽命很短。



製備

1、由硫與限量氯氣在 50～60°C 反應 16～20 小時而得。

　
: ${\rm {\ 2S+Cl_{2}\rightarrow S_{2}Cl_{2}}}$

2、二硫化碳與氯氣在 95～100°C 反應製取四氯化碳，副產二氯化二硫：

　
: ${\rm {\ CS_{2}+3Cl_{2}\rightarrow CCl_{4}+S_{2}Cl_{2}}}$



用途

用作橡膠的低溫硫化劑和粘結劑。

在有機合成中用於引入 C–S 鍵。在氯化鋁存在下，與苯反應生成二苯硫醚。與乙烯反應生成芥子氣。也是 Herz 反應中的試劑。
二氯化二硒是一種無機化合物，化學式為 Se2Cl2。



製備

二氯化二硒可以由硒的氯化得到。硒和氯氣的化合反應可以直接發生，也可以用氯處理硒的二硫化碳懸浮液得到。

　
: 2 Se + Cl2 → Se2Cl2

也可以利用硒、二氧化硒和鹽酸的反應製備二氯化二硒：

　
: 3 Se + SeO2 + 4 HCl → 2 Se2Cl2 + H2O



化學性質

二氯化二硒化學性質較不穩定，在沸點時歧化為硒和四氯化硒。容易被還原為硒，或被氯氣、臭氧氧化為四氯化硒。

　
: Se2Cl2 + 3 Cl2 → 2 SeCl4

　
: 2 Se2Cl2 + 6 O3 → SeCl4 + 3 SeO2 + 6 O2
氯化錫（II） ，化學式 SnCl2，為白色固體。



製備

將錫溶於濃鹽酸中，再將溶液蒸發，製得無色針狀結晶 SnCl2‧2H2O。反應式：

　
: $\ Sn+2HCl\to SnCl_{2}+H_{2}\uparrow $



性質

溶於水中則水解生成鹼式氯化亞錫 [Sn (OH) Cl] 的白色沉澱。反應式：

　
: $\ SnCl_{2}+H_{2}O\to Sn(OH)Cl+HCl$

但可完全溶解於酸性溶液之中，並能成功進行置換反應。

　
: $\ SnCl_{2}(aq)+Zn\to Sn+ZnCl_{2}(aq)$

在酸性環境下易氧化成氯化錫 (IV)，為強還原劑。主要用作化學試劑、有機錫合成原料、電鍍塑料電鍍的敏化劑、香料的穩定劑、食品添加劑印染助劑、農藥中間體、有機合成催化劑等。
氯化鍶（SrCl2）是鍶和氯的鹽。這是一種典型的鹽，水溶液為中性。與其他鍶化合物類似，氯化鍶在火焰下呈紅色，因此它被用於製造紅色煙火。其化學性質介於氯化鋇（毒性更強）和氯化鈣間。



製備

氯化鍶可由氫氧化鍶或碳酸鍶加入鹽酸製備：

　
: Sr(OH)2 + 2 HCl → SrCl2 + 2 H2O

冷卻水溶液得到結晶的六水合物 SrCl2·6H2O。此鹽通常在約 61°C 時產生脫水現象，在 320°C 時會完全脫水。



使用

氯化鍶沒有什麼大用途。它是製取其他鍶化合物的前體，如鉻酸鍶。它被用來作為鋁的緩蝕劑。鉻酸根離子與硫酸根離子類似，其相應的沉澱反應亦類似：

　
: SrCl2 + Na2CrO4 → SrCrO4 + 2 NaCl

氯化鍶偶爾用來作為煙火的紅色著色劑。在玻璃製造和冶金也會加入少量的氯化鍶。放射性同位素鍶 - 89 用來治療骨癌，通常是以氯化鍶的形式操作。海水水族館需要少量的氯化鍶，用來提供某些浮游生物產生外骨骼。

牙齒護理

SrCl2 有助於降低牙齦敏感度和牙周病。在美國知名的 Elecol 和舒酸定，都是所謂的「氯化鍶牙膏」，雖然目前大部分已使用替代的硝酸鉀（除 "Sensodyne original" 之外）。



參考資料



外部連結
二氯化碲是一種無機化合物，是碲的一種氯化物，化學式 TeCl2。



製備

二氯化碲可以由碲和二氟二氯甲烷反應而成。

它也可以由四氯化碲和碲反應而成。



性質

二氯化碲是一種黑色固體，在水中分解。它會溶解成黑色液體，氣化成紫色氣體。



反應

二氯化碲和氯化鋇在水中反應，生成亞碲酸鋇。

　
: ${\ce {BaCl2 + 2 TeCl2 + 3 H2O -> Te + BaTeO3*3H2O + 6 HCl}}$
氯化鉻（化學式：CrCl3）也稱三氯化鉻、氯化鉻 (III)，是常見的鉻 (III) 化合物之一。有無水物和六水合物兩種。



物理性質及結構

無水物為強烈發光的紫色結晶，幾乎不溶於水。六水物 ${\rm {CrCl_{3}\!\cdot \!6H_{2}O\,}}$ 是一個配合物，有三種水合異構體： ${\rm {[Cr(H_{2}O)_{6}]Cl_{3},[Cr(H_{2}O)_{5}Cl]\!\cdot \!Cl_{2}\!\cdot \!H_{2}O}}$ ${\rm {,[Cr(H_{2}O)_{4}Cl_{2}]Cl\!\cdot \!2H_{2}O}}$ ，分別為紫色、淺綠色和暗綠色的固體。一般買到的都是暗綠色的異構體。

三氯化鉻晶體中含有連接成層的 CrCl6 八面體單元，結構中存在螺旋狀位錯，不含有金屬－金屬鍵。它與三碘化鉻同構。



化學性質

氯化鉻是較硬的路易斯酸。其中含 d3 構型的三價鉻，對於配體置換反應來說是惰性的。為了提高其活性，可以加入少量的還原劑（如鋅 / 鹽酸），將其還原為氯化亞鉻，很快發生配體交換反應，然後使其與 CrCl3 通過氯橋發生電子轉移，獲得三價鉻的配合物，並再生成少量活性的 Cr (II)，直至所有 Cr (III) 都發生了取代反應。

無水三氯化鉻幾乎不溶於水，但在還原劑（如鋅）存在時會緩慢溶解，原因可能是生成了電荷轉移的橋連配合物 [Cr2+-X-Cr3+…X]。溶解的產物是紫色的 [Cr (H2O)6]3+ 離子。如果配體是吡啶，則產物是 [CrCl3(C5H5N)3]。Cr (III) 的配位數為 6 的配合物大多都是八面體型的。

　
: ${\rm {CrCl_{3}+3C_{5}H_{5}N\rightarrow [CrCl_{3}(C_{5}H_{5}N)_{3}]\,}}$

與鹼金屬氯化物（如氯化鉀）熔融時，三氯化鉻生成含八面體型 [CrCl6]3− 離子，以及多聚生成的 Cr2Cl93− 電漿的鹽類。



製備

無水三氯化鉻可通過單質高溫化合製備。或者 800°C 時，用三氧化二鉻與氯氣在碳存在下反應也可以得到無水三氯化鉻。

　
: ${\rm {Cr_{2}O_{3}+3C+3Cl_{2}\rightarrow 2CrCl_{3}+3CO\,}}$

六水合三氯化鉻在 650°C 時與四氯化碳蒸汽反應，可以得到不含 CrOCl 的無水三氯化鉻。也可以用亞硫醯氯脫水。

水合三氯化鉻可由金屬鉻與鹽酸反應得到。



用途

無水三氯化鉻是有機金屬化學中的重要原料。以它為原料可以製得很多有機鉻化合物，比如結構上與二茂鐵類似的二苯鉻（下圖）。三氯化鉻也是很多鉻 (III) 配合物的起始原料。

有機合成中，CrCl3 被原位還原生成的 CrCl2 是常用的有機還原試劑之一。它可以 (A) 將 C-Cl 鍵還原為 C-H 鍵，也可以 (B) 與醛作用，將其還原為烯基鹵化物。第二個還原反應中通常用 2:1 摩爾比的三氯化鉻和氫化鋁鋰。

三氯化鉻的路易斯酸性可以用於催化某些反應，例如用亞硝基化合物作親雙烯體的狄爾斯 - 阿爾德反應。



腳註
氯化鏑是鏑的氯化物，化學式為 DyCl3。它是白色至黃色固體，在潮濕空氣中迅速吸水，形成六水合物（DyCl3·6H2O）。六水合物加熱會產生部分水解，生成氯氧化物（DyOCl）。



製備

DyCl3 通常用「氯化銨法」製備，選料可以用鏑的氧化物、氯化物、氯氧化物或六水合氯化鏑。這個方法會產生 (NH4)2[DyCl5]：

　
: : 10 NH4Cl + Dy2O3 → 2 (NH4)2[DyCl5] + 6 NH3 + 3 H2O

　
: : DyCl3·6H2O + _2_ NH4Cl → (NH4)2[DyCl5] + 6 H2O

五氯配合物按下式進行熱分解：

　
: : (NH4)2[DyCl5] → 2 NH4Cl + DyCl3

熱分解反應經過 (NH4)[Dy2Cl7] 中間體。

Dy2O3 和鹽酸溶液反應，可以結晶出六水合物 DyCl3·6H2O。

氯化鏑是中強的路易斯酸，在 HSAB（硬軟酸鹼）理論中屬於硬酸。它在水溶液中可以和氟化鈉反應，生成氟化鏑：

　
: DyCl3 + 3 NaF → DyF3 + 3 NaCl



應用

氯化鏑可以用於製備其它鏑鹽。以鎢陰極電解 DyCl3-LiCl-KCl 共熔體系，可以得到金屬鏑，此反應會經過 Dy2+ 一步。



參考文獻
三氯化銪又稱氯化銪 (III)、氯化銪（化學式：EuCl3），是稀土金屬銪 (III) 的氯化物。

氯化銪是黃色的固體，低於或等於熔點時會分解生成氯化銪 (II)（EuCl2）。它有強烈的吸水性，無水物暴露在潮濕的空氣中時會迅速吸水轉變為白色結晶六水合物（EuCl3‧6H2O）。

它可溶於水，無水物易溶於乙醇（類似 SmCl3）。氯化銪 (III) 為 UCl3 結構，含有九配位的銪原子。



製備

加熱氯化銪的水合物會造成少量水解。無水氯化銪可以由六水合氯化銪與氯化亞碸（SOCl2）混合加熱約 15 小時製備。



用途


* 氯化銪在金製容器中緩慢加熱至 700°C 下用氫氣還原可以製得氯化銪 (II)。

　
: 2 EuCl3+H2->2 EuCl2+2 HCl


* 無水氯化銪可用來製備銪的有機金屬化合物，如雙 (五甲基環戊二烯基) 銪 (II) 配合物。

* 氯化銪可用來製備其他銪鹽。
氯化鐵（FeCl3）又稱三氯化鐵，是三價鐵的氯化物。它易潮解，在潮濕的空氣會水解，溶於水時會釋放大量熱，並產生咖啡色的酸性溶液。這個溶液可蝕刻銅製的金屬，甚至不鏽鋼。

無水的氯化鐵是很強的路易斯酸，可用作有機合成的催化劑。啡黃色的六水物是氯化鐵常見的商業製品，其結構為 [FeCl2(H2O)4]Cl·2H2O（參見三氯化鉻）。

加熱至約 315℃，氯化鐵便熔化，然後變成氣態。氣體內含有一些 Fe2Cl6（參見氯化鋁），會漸漸分解成氯化亞鐵（FeCl2）和氯氣（Cl2）。



化學性質

氯化鐵是頗強的路易斯酸，跟路易斯鹼，例如氧化三苯基膦，可組成穩定的 FeCl3(OP-Ph3)2（Ph = 苯基）。

氯化鐵在鹽酸中和氯又可組成 FeCl4−配離子，它是黃色的，這就是工業濃鹽酸顯黃色的原因，可用乙醚萃取出來。

草酸根離子和氯化鐵反應，可得到穩定的配位化合物如 [Fe (C2O4)3]3−。

氯化鐵是一般強度的氧化劑，可氧化氯化亞銅為氯化銅。還原劑如聯胺，可以使氯化鐵成為鐵的配位化合物。



製取

無水物可以用元素之間化合製取：

　
: 2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3

溶液在工業上有三個製法：

1. 將磁鐵礦溶入鹽酸：

　
: Fe3O4 + 8 HCl → FeCl2 + 2 FeCl3 + 4 H2O
2. 再加入氯氣：

　
: 2 FeCl2 + Cl2 → 2 FeCl3

或以空氣氧化 FeCl2 的鹽酸溶液：

　
: 4 FeCl2 + O2 + 4 HCl→ 4 FeCl3 + 2 H2O

將水合物和亞硫醯氯一起加熱，可得到無水物。



用途

最常見的用途莫過於蝕刻，特別是印刷電路板和不鏽鋼。不過，由於它回收困難，易污染環境，現多改用氯化銅。

它用於污水處理，以除去水中的重金屬和磷酸鹽。

在實驗室，可用三氯化鐵測試來測試酚，方法如下：準備 1% 氯化鐵溶液，跟氫氧化鈉混合，直到有少量 FeO (OH) 沉澱形成。過濾該混合液。將試料溶於水、甲醇或乙醇。加入混合液，若有明顯的顏色轉變，即酚或烯醇在試料內。

另外我們可以用它催化雙氧水使其分解成氧氣和水。



參見


* 氯化亞鐵
三氯氫矽是一種無機化合物，化學式為 SiHCl3，由弗里德里希・維勒和海因里希・布夫於 1857 年發現。



製備

經乾燥的矽粉在氯化沸騰爐中與乾燥氯化氫氣體在 340°C 下進行反應，生成的粗三氯氫矽經濕法除塵器、列管冷凝器去蒸餾塔分離四氯化矽，再經冷凝，得成品。利用矽鐵和 HCl 的反應也可以得到產物。

　
: ${\rm {\ Si+3HCl\rightarrow SiHCl_{3}+H_{2}}}$



性質

無色有刺激腥臭味的液體。遇水分解，溶於二硫化碳、四氯化碳、氯仿、苯等。易燃，在空氣中能自燃。有毒！

它可以和烯烴發生加成反應。乙烯的氫矽烷化反應如下：

　
: Cl3Si-H + H2C=CH2 → Cl3Si-CH2-CH3

這一反應通過 H2PtCl6、Co2(CO)8、Ni(cod)2、NiCl2(PPh3)2 或 RhCl (PPh3)3 之類的催化劑催化。



用途

用作有機矽化合物的原料，也是生產多晶矽的基本原料。它在有機合成中也可以用於將非末端烯烴轉化為末端烯烴。
氯化銦是一種無機化合物，化學式為 InCl3。這種無色的鹽在有機合成中用作路易斯酸，它也是常見的可溶性銦化合物之一。



製備與結構

作為相對正電性的金屬，銦可以和氯反應，生成氯化銦。氯化銦易溶且易潮解。在甲醇 - 苯混合溶液中用電化學電池法製備也有了報導。

正如 AlCl3 和 TlCl3 一樣，InCl3 以層狀結構結晶，它由含有八面體配位的 In (III) 中心層的密堆積氯組成，其結構單元類似於 YCl3。而與之相反，GaCl3 以 Ga2Cl6 二聚體的形式結晶。熔融的 InCl3 導電，而 AlCl3 不導電，因為它以二聚體 Al2Cl6 的形式存在。



反應

InCl3 是一種路易斯酸，可以和供體配體 L 形成配合物 ——InCl3L、InCl3L2 和 InCl3L3。如四面體的 InCl4−、三角雙錐的 InCl52−和八面體的 InCl63−。

在乙醚溶液中，InCl3 和 LiH 反應，生成 LiInH4，這種化合物不穩定，在 0℃以上分解，它是在有機合成中的原位反應還原劑，可以製備 InH3 的叔胺或膦的配合物。

三甲基銦（InMe3）也能由 InCl3 在乙醚溶液中和格氏試劑 CH3MgI 或甲基鋰反應得到；三乙基銦可以用相似的方法和 EtMgBr 反應得到。

　
: ${\ce {InCl3 + 3LiMe -> Me3In.OEt2 + 3LiCl}}$

　
: ${\ce {InCl3 + 3MeMgI -> Me3In.OEt2 + 3MgClI}}$

　
: ${\ce {InCl3 + 3EtMgBr -> Et3In.OEt2 + 3MgBr2}}$

　
: （乙醚在 25 °C 的真空中除去）

InCl3 在高溫下可以和 In 反應，產生低價的銦的氯化物，如 In5Cl9、In2Cl3 和 InCl。



催化劑

氯化銦在有機反應（如 Friedel-Crafts 醯基化反應和 Diels-Alder 反應）中用作路易斯酸催化劑。DA 反應的一個例子如下，反應在室溫進行，在乙腈 - 水混合溶劑中負載 1mol% 的催化劑。第一步是巴比妥酸和醛之間的 Knoevenagel 縮合反應，第二步是 IEDDA 反應。

　
:

這是 N,N'- 二甲基巴比妥酸、苯甲醛和乙烯基乙醚的多組分反應。使用催化劑，報導的化學產率為 90%，反式異構體的百分比為 70％。不加催化劑，產率下降到 65%，只有 50％反式產物。



參考文獻
三氯化銥是一種無機化合物，化學式為 IrCl3，存在無水物和三水合物。無水的三氯化銥相對少見，為暗綠色固體，但其水合物可用於製備其他銥化合物。



製備

銥以六氯合銥 (IV) 酸銨 (NH4)2[IrCl6] 的形式從鉑系元素里分離出來，它經氫氣流還原，得到海綿狀的金屬銥，它再和氯氣在 300-400 °C 下反應，生成三氯化銥。它的結構與三氯化銠一樣，具有 AlCl3 結構。 

通過將水合氧化銥 (III) 與鹽酸共熱，可以結晶出三氯化銥的水合物。



用途

在工業上，大多數銥配合物是以常見的六氯銥酸銨或氯銥酸（H2IrCl6）為原料來製備的。

在實驗室中也可以使用水合三氯化銥來製備其他銥化合物，例如三 (四氫噻吩) 三氯化銥、羰基二 (三苯基膦) 氯化銥，_trans_-[IrCl(CO)(PPh3)2] 等。它也可以用於製備銥的烯烴配合物，例如環辛二烯氯化銥二聚體 和二 (環辛烯) 氯化銥二聚體，它們可由三氯化銥和相應的烯烴在乙醇水溶液中加熱反應製得。



安全

三氯化銥未列在危險物質指令的附件 I 中，但通常歸為刺激性物質（R36/37/38：刺激眼睛，呼吸系統和皮膚）一類中。它在有毒物質控制法案（TSCA）的清單中被列出。
三氯化氮，也稱為三氯胺，是化學式為 NCl3 的化合物。這個黃色、油狀、具有刺激性氣味的液體經常可以在氨的衍生物與氯的反應的副產物中見到。純的 NCl3 是非常活潑的。把自來水用氯胺消毒，就會有少量三氯化氮產生。



製備和結構

三氯化氮可由氯氣與銨鹽（例如硝酸銨）的反應來製備：

　
: ${\rm {4NH_{3}+3Cl_{2}\longrightarrow NCl_{3}+3NH_{4}Cl}}$

反應中間體包括氯胺（NH2Cl）和二氯胺（NHCl2）。

NCl3 分子具有三角錐結構，N-Cl 鍵長為 1.76 Â，Cl-N-Cl 鍵角為 107°。 氮（3.04）和氯（3.16）的電負性相差不大。



反應

三氯化氮水解生成氨和次氯酸：

　
: ${\rm {NCl_{3}+3H_{2}O\rightarrow NH_{3}+3HClO}}$



安全

三氯化氮非常容易爆炸，對光、熱和有機化合物都非常敏感。皮埃爾・路易・杜隆在 1812 年首先製得三氯化氮，在製備的過程中丟掉了兩個手指和一隻眼睛。漢弗里・戴維也因製備三氯化氮而導致視力受損，因此僱用麥可・法拉第作為合作者。

比利時的研究人員報告，NCl3 和兒童哮喘（氣喘）病例的上升有潛在的聯繫。2017 年，香港亦有研究指三氯化氮作為一種含氨的尿液與用作游泳池消毒的氯氣混合後的副產物之一，普遍存在於泳池水裡，刺激泳客而使他們眼紅及流鼻涕。



註解



參考文獻



外部連結


* OSHA - 三氯化氮（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
三氯氧磷（分子式：POCl3），也稱作磷醯氯，室溫下為無色液體。它在潮濕空氣中發煙，水解為磷酸及具刺激性的鹽酸液滴。工業上由三氯化磷與氧氣或五氧化二磷反應製備，主要用作生產磷酸酯如磷酸三甲苯酯。



結構

三氯氧磷中的磷原子為四面體構型，含有三個 P-Cl 鍵及一個 P=O 雙鍵，P=O 鍵離解能大約為 533.5kJ/mol。根據鍵長及電負性的數據，Schomaker-Stevenson 規則認為下列共振式中雙鍵型的貢獻較多，但同族的 POF3 中，貢獻較多的則是電荷分離型結構。P=O 雙鍵與酮中的羰基 π 鍵也不相似，以前教材中認為磷 _d_ 軌道與氧的 _p_ 軌道交蓋，現在則大多認為 P-O 鍵中的 π 鍵與 P-Cl 鍵 σ\
* 反鍵軌道有關，並不考慮 _d_ 軌道的作用。

　
:



化學性質

POCl3 與水和醇反應，生成磷酸或磷酸酯，如：

　
: O=PCl3 + 3 H2O → O=P(OH)3 + 3 HCl

若反應中醇代替水，則產物為三烷基磷酸酯。此類反應常在吡啶或胺中進行，以吸收生成的 HCl，推動反應進行。

路易斯酸如氯化錳催化下，POCl3 與過量酚（ArOH）共熱得到三芳基磷酸酯。例如與苯酚反應：

　
: 3 C6H5OH + O=PCl3 → O=P(OC6H5)3 + 3 HCl

POCl3 也可以充當路易斯鹼，與很多路易斯酸形成加合物。如與四氯化鈦反應：

　
: Cl3P+-O− + TiCl4 → Cl3P+-O-−TiCl4

與氯化鋁生成的加合物（POCl3·AlCl3）很穩定，POCl3 也因此被用於從傅 - 克反應生成物中去除 AlCl3。AlCl3 存在下，POCl3 與溴化氫反應生成 POBr3。



製備

三氯氧磷可通過三氯化磷與氧氣在 20-50 °C 反應製備（使用空氣效率較低）：

　
: 2 PCl3 + O2 → 2 O=PCl3

或者利用五氯化磷與五氧化二磷的反應。但是反應物都為固態，反應效果不佳。用氯氣氯化 PCl3 和 P4O10 的混合物，生成的 PCl5 同時再與 P4O10 反應，效果會好一些。產生的 POCl3 自身就可作反應溶劑：

　
: 6 PCl3 + 6 Cl2 → 6 PCl5

　
: 6 PCl5 + P4O10 → 10 POCl3

五氯化磷水解時也會產生 POCl3，但副反應較多，反應不易控制。



用途

三氯氧磷最常用於生產三芳基磷酸酯（如磷酸三苯酯和磷酸三甲苯酯），它們可用作阻燃劑及聚氯乙烯的增塑劑。而三烷基磷酸酯如磷酸三丁酯（由 1 - 丁醇通過類似反應製取）則是液液萃取的溶劑，用在核燃料後處理等工業中。

半導體工業中，也用 POCl3 作為擴散過程中磷的來源，以摻雜製取 N 型矽半導體。

實驗室中用 POCl3 作為失水劑，將醯胺轉化為腈。某些醯胺可通過 Bischler-Napieralski 反應環化，生成二氫異喹啉的衍生物：

若上述反應經由的 R-C (=NH)-Cl（imidoyl chloride）中間體足夠穩定，則反應可停留在此階段。比如，POCl3 可使吡啶酮與嘧啶酮轉化為相應的氯代產物，是醫藥工業中的重要前體。140 °C 時，三氯氧磷與巴比妥酸反應生成 2,4,6 - 三氯嘧啶：

三氯氧磷存在下，活化的芳香環發生 Vilsmeier-Haack 反應，得到芳醛或芳酮。反應中的醯基化試劑常用 DMF 或 _N_- 苯基 -_N_- 甲基甲醯胺，中間產物亞胺鹽很容易水解生成醛。例如，以蒽作反應物得到 9 - 蒽甲醛：
三氯化銻是一個無機化合物，化學式為 SbCl3。



製備

由銻與氯作用或將三硫化二銻溶解於鹽酸中製得。用於製藥物、色澱及銻鹽等，也用作媒染劑、有機合成中的氣化劑和催化劑以及化學試劑等。



物理性質

三氯化銻溶於稀鹽酸、醇、苯、二硫化碳、氯仿、四氯化碳、乙醚、丙酮等中。也溶於液體二氧化硫、液體硫化氫以及酒石酸等各種無機液體。

三氯化銻本身也是一種溶劑，可以溶解一些物質，如碘等。



化學性質

三氯化銻遇到水發生水解，生成氯氧化銻（SbOCl），因此，在配製三氯化銻水溶液時，需要先用濃鹽酸溶解來抑制水解，再稀釋。

三氯化銻可以和維生素 A 在氯仿中形成藍色的加合物：

　
: SbCl3 + C20H29OH → C20H29OH·SbCl3

和維生素 D 在氯仿中形成橙色化合物。

和二氧雜環己烷在甲醇中反應，可以得到配合物 SbCl3·[(CH2)4O2]1.5（白色）：

　
: SbCl3 + 1.5 (CH2)4O2 → SbCl3·[(CH2)4O2]1.5

和視黃醇在氯仿中反應，形成藍色可溶物，並在數秒內穩定。



安全


* 危害： 會經由吸入、食入以及皮膚吸收，造成人體健康危害，且高濃度的三氯化銻對眼睛、皮膚甚至呼吸道等，有強烈的刺激性，也可能因此而引發支氣管炎、肺水腫等呼吸方面疾病。 嚴重時可導致死亡。

* 特性：當遇到受熱或者水分解，則會釋放出有毒的氯化氫腐蝕性煙霧。若經燃燒分解，會產生氯化物。



處理方式


* 隔離污染區，周圍設置警告標語，處理人員需配戴呼吸器及穿著化學防護衣。避免直接接觸。

* 不慎皮膚接觸，須立即用大量清水沖洗，若有灼傷，則必須送醫治療。若是眼睛接觸，需用清水沖洗，或者使用少許碳酸氫鈉溶液沖洗。

* 不慎吸食，則必要時對患者使用人工呼吸，然後盡速就醫。若是食入，患者清醒的情況下可給予漱口，然後送醫。



用途

利用三氯化銻的水解可以用來製備三氧化二銻：

　
: SbCl3 + H2O → Sb(OH)Cl2 + HCl

　
: Sb(OH)Cl2 + H2O → Sb(OH)2Cl + HCl

　
: Sb(OH)2Cl → SbOCl + HCl

　
: 4 SbOCl + H2O → Sb2O3·2SbOCl + 2 HCl

生成的 Sb2O3・2SbOCl 和 Na2CO3 溶液反應，可脫去氯：

　
: Sb2O3·2SbOCl + Na2CO3 → 2Sb2O3 + 2NaCl + CO2↑

此外，三氯化銻還是一些反應中的催化劑。



參見


* 苦艾酒

* 聚碳酸酯



參考資料



外部連結


* Jmol 三維圖像（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
三氯化鈾（UCl3） 是一個鈾和氯的化合物。 三氯化鈾主要用於再加工用過的核燃料。四氯化鈾從各種方式可以合成三氯化鈾，但三氯化鈾不比四氯化鈾穩定的。



製備

三氯化鈾可由四氯合鈾 (III) 酸銨在高真空下加熱得到。



參考文獻
四氯化銥是一種無機化合物，化學式為 IrCl4，為水溶性的暗褐色無定形固體。四氯化銥的結構未得到準確表徵，分子中會含有少量水和氯銥 (IV) 酸。它用於製備催化劑，如 Henbest 催化劑，可用於環己酮的轉移氫化反應。



參考文獻



參見


* 三氯化銥

* 四氯化鉑
四氯合鈀 (II) 酸鉀是一種配合物，化學式為 K2[PdCl4]。較溶於冷水，易溶於熱水；難溶於乙醇和丙酮。



製備與性質

氯化鈀和氯化鉀按化學計量比反應，可以得到 K2[PdCl4]。其水溶液在 100°C 以上不穩定。



參考文獻
氯亞鉑酸鉀是一種無機化合物，化學式為 K2PtCl4。它是橙紅色的固體，是製備其它鉑化合物的重要試劑。



製備及性質

氯亞鉑酸鉀可以由氯鉑酸鉀用肼還原來製備。該配合物僅在水中 appreciably soluble。在鹼的存在下用乙醇處理，則會被還原為金屬鉑。相應的有機的氯亞鉑酸鹽，如 [PPN]2PtCl4，可溶於氯代烴中。



參考文獻
四氯化鋨的化學式為 OsCl4，是鋨的一種氯化物。



製備

四氯化鋨可由鋨粉在氟矽酸玻璃容器中，和乾燥且過量的氧氣與氯氣在 650℃以上反應得到。

或者由氯化亞碸作用於四氧化鋨得到：

　
: OsO4 + 4 SOCl2 → OsCl4 + 2 Cl2 + 4 SO2

但鹽酸作用於四氧化鋨只能得到六氯合鋨 (IV) 酸：

　
: OsO4 + 8 HCl → H2OsCl6 + Cl2 + 4 H2O



性質

四氯化鋨在 450℃升華，可溶於水並緩慢水解，也可溶於鹽酸，但不溶於非極性溶劑。

四氯化鋨可以和一些氯化物反應，得到六氯鋨 (IV) 酸鹽：

　
: OsCl4 + 2 MCl → M2OsCl6 (M = 鹼金屬和 NH4+)

四氯化鋨強熱下可以分解，產生三氯化鋨：

　
: 2 OsCl4 —Δ→ 2 OsCl3 + Cl2↑
四氯化釙 (又稱氯化釙 (IV)) ，是一種無機化合物，化學式 PoCl4。它是一種易潮解的黃色固體。在 200 °C 以上，它會分解成二氯化釙和氯氣。同族氯化物四氯化硒和四氯化碲也有此性質。



結構

四氯化釙是單斜晶系或是三斜晶系的。



外觀

在室溫下的四氯化釙是黃色固體。到了熔點 (300 °C), 它變成類似吸管顏色的黃色物質。到了沸點 (390 °C), 它是猩紅色的物質。四氯化釙蒸汽是紫色的，到了 500 °C 高溫的四氯化釙則是青色的。



製備

四氯化釙可以由以下方法製備:


* 二氧化釙和氯化氫，氯化亞碸氣體或五氯化磷反應而成；

* 釙金屬和鹽酸反應；

* 200 °C 時二氧化釙和四氯化碳反應；

* 釙和氯氣在 200 °C 反應。
四氯化硒是一種無機化合物，化學式 SeCl4。 這種化合物是一種黃白色，易揮發的固體。它是兩種最常見的硒的氯化物的一種，另一種是二氯化二硒，Se2Cl2。SeCl4 可以用來製備其它硒化合物。



製備

四氯化硒可以由硒直接和氯化合而成。



反應

四氯化硒會發生水解，生成亞硒酸和鹽酸:

　
: SeCl4 + 3 H2O → H2SeO3 + 4 HCl

與二氧化硒反應時會生成氯氧化硒:

　
: SeCl4 + SeO2 → 2SeOCl2
四氯化矽是化學式為 SiCl4 的無機化合物，由永斯・貝采利烏斯於 1823 年發現。



製備

四氯化矽可以由各種矽化合物（例如矽鐵合金和碳化矽）或二氧化矽與碳的混合物的氯化而成，其中最常使用矽鐵合金的氯化生產四氯化矽。

在實驗室里，SiCl 
4 是由矽和氯在 600 °C（1,112 °F）下直接反應而成的：

　
: Si + 2 Cl 
2 → SiCl 
4



化學性質

與四氯化碳不同，四氯化矽與水迅速反應生成二氧化矽和氯化氫。反應也會產生中間體 SiCl3(OH)、SiCl2(OH)2 和 SiCl (OH)3，它們可以在低溫下分離。

　
: $SiCl_{4}+2H_{2}O\rightarrow SiO_{2}+4HCl$

四氯化矽也會和氟化氫交換鹵素，生成通式為 SiClxF4-x 的中間體，最終產生四氟化矽。

　
: $SiCl_{4}+4HF\rightarrow SiF_{4}+4HCl$

它和正丁基鋰在乙醚里反應，生成四丁基矽烷：

　
: ${\ce {SiCl4{}+4LiC4H9->[\mathrm {Et_{2}O} ][]Si(C4H9)4{}+4LiCl}}$

它與甲醇或乙醇反應則分別得到矽酸四甲酯和矽酸四乙酯：

　
: $SiCl_{4}+4ROH\rightarrow Si(OR)_{4}+4HCl$

高溫下與矽發生歸中反應：

　
: $Si+SiCl_{4}\rightarrow Si_{2}Cl_{6}$ + 同系物



用途

四氯化矽沸點較低，多次分餾可用於生產多晶矽；也可用於生產高純的合成石英玻璃（熔融石英）。它可被氫氣還原為矽，也可水解為二氧化矽。大量的高純矽應用在半導體工業和光電池中。



危害

攝入和吸入有毒四氯化矽，而且它對皮膚、眼睛和黏膜有刺激性。和其它氯代矽烷一樣，四氯化矽的毒性源自水解形成的氯化氫。此外，在多晶矽的製造過程中，四氯化矽會污染環境。



參考資料



擴展閱讀


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



外部連結


* MSDS— 牛津大學
氯化錫，化學式 SnCl4，為無色發煙性液體。



製備

可於氯化亞錫溶液中，通入過量的氯氣而製得。反應式：

　
: $\ SnCl_{2}+Cl_{2}\to SnCl_{4}$



用途

氯化錫的蒸氣與氨及水氣混合，生成氫氧化錫及氯化銨之微粒而呈濃煙狀，軍事上用以製作煙幕彈。反應式：

　
: $\ SnCl_{4}+4NH_{3}+4H_{2}O\to Sn(OH)_{4}+4NH_{4}Cl$



參考文獻
四氯化碲是一種無機化合物，化學簡式為 TeCl4。它具有揮發性，在 200 °C（0.1 mm Hg）升華。熔融的 TeCl4 是離子化合物，可以解離為 TeCl3+ 和 Te2Cl102−。



結構

TeCl4 在氣相為單體，和 SF4 的結構類似。在固態時的四聚的類立方烷簇合物 Te4Cl16。它有 Te4Cl4 核，每個 Te 有三個末端氯化物配體。



製備

TeCl4 可以由碲粉和氯氣反應得到：

　
: Te + 2 Cl2 → TeCl4

反應由熱引發。產物通過蒸餾分離。



參考文獻
四氯化釷是一種無機化合物，化學式為 ThCl4，有放射性。



製備

四氯化釷可由金屬釷、碳化釷或氫化釷和氯氣反應得到：

　
: : ${\mathsf {Th+2Cl_{2}\ {\xrightarrow {450-500^{o}C}}\ ThCl_{4}}}$

用氯氣作用於二氧化釷和碳的混合物也能得到氯化釷：

　
: : ${\mathsf {ThO_{2}+C+2Cl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}ThCl_{4}+CO_{2}}}$



化學性質

四氯化釷在潮濕環境或含氧環境中加熱，會產生 ThOCl2。
四氯化釷和氟氣或者氟化氫反應，得到四氟化釷。
四氯化鈾是一種無機化合物，化學式為 UCl4，有放射性。



製備

四氯化鈾可以通過二氧化鈾與氯化亞碸或四氯化碳的反應來製備：

　
: UO2 + CCl4 —450℃→ UCl4 + CO2



化學性質

四氯化鈾遇水產生氯化鈾醯，在空氣中加熱也會氧化到此產物。

2 UCl4+O2+2 H2O->2 UO2Cl2+4 HCl

遇到乙醇、丙酮、吡啶和乙酸乙酯也會發生化學反應。
四氯化鋯，是一種鋯化合物，並且是多種鋯鹽的前體。



結構

與四氯化鈦不同，固態的 ZrCl4 中存在著以鋯原子為中心的含有氯橋連接的八面體配位結構。這也就解釋了它們在熔點上的巨大差異。這種結構還出現在 HfCl4 中。當使用路易斯鹼進行處理時，Zr-Cl-Zr 形式的氯橋會斷裂，從而使聚合物分解。例如，四氯化鋯可以和含羥基的配體發生氯置換反應，和水反應可生成 ZrOCl2。



製備

四氯化鋯可由氯氣與碳化鋯（或二氧化鋯與碳的混合物）反應製備，再用升華法提純。



性質和用途

四氯化鋯是一種弱的路易斯酸，能與五氯化磷形成加合物 ZrCl4·PCl5 和 ZrCl4·2PCl5，或和鹼金屬或鹼土金屬氯化物形成六氯鋯酸鹽。此外，它還可以代替三氯化鋁參與傅 - 克反應和狄爾斯–阿爾德反應。

四氯化鋯是用於對二氧化鋯和二硼化鋯進行化學氣相沉積的最重要的前體。它還被用作紡織品防水劑、皮革鞣劑、分析試劑。



參考文獻
五氯化鈮（化學式：NbCl5）是製備其他鈮化合物的常用原料。室溫下它為白色結晶，加熱到 183°C 時轉變為黃色，熔融時變為橙紅色。易水解為 NbOCl3，在潮濕空氣中冒煙。

五氯化鈮由金屬鈮與稀釋的氯氣在 300-350°C 下反應得到，通過升華純化。沒有碳存在時，五氧化二鈮直接氯化生成 NbOCl3；有碳存在下反應，反應生成的是 NbCl5 和 NbOCl3 的混合物。比較純的五氯化鈮可通過鈮的硫化物與氯氣反應製備。



結構

固態的五氯化鈮為二聚體，含有兩個氯橋連的結構，見右圖及下圖。每個鈮原子都為六配位變形八面體構型，兩個橋鍵長為 256pm，平鍵鍵長 225pm，直鍵鍵長 229.2pm。直鍵向內變形，與兩個氯橋組成的平面形成的角度為 83.7°，氯橋的 Nb-Cl-Nb 鍵角為 101.3°。Nb-Nb 距離較長，為 398.8pm，不足以產生金屬 - 金屬相互作用。

　
: : :

相似的五溴化鈮、五氯化鉭、五溴化鉭等也都採取這種結構。氣態時的五氯化鈮是單分子的。



用途

五氯化鈮是有機合成中的路易斯酸，可以催化烯烴發生羰基 Ene 反應和 Diels-Alder 反應。

　
:

 

　
: :

它與某些吡咯烷反應得到 _N_- 醯基亞胺鹽，後者可以進一步與烯丙基三甲基矽、吲哚、烯醇矽醚等親核試劑反應，如下例。



參考資料


* Cotton, F. Albert; Wilkinson, Geoffrey (1980). _Advanced Inorganic Chemistry_ (4th Edn.). New York:Wiley. ISBN 0-471-02775-8.
五氯化磷（化學式：PCl5）是一種無機化合物。它是最重要的磷氯化物之一，其它的還有三氯化磷和三氯氧磷。它是一種無色、具有吸濕性的固體，主要用作氯化劑，在不同條件下可有不同的結構。



結構

固態時五氯化磷的結構單元可以寫作 PCl4+PCl6−，氯化銫型晶體結構，兩個離子分別為四面體和八面體結構，陽離子中的磷原子為 _sp3_ 雜化，陰離子中的磷為 _sp3d2_ 雜化。氣態和液態的五氯化磷為單分子結構，分子呈三角雙錐形，與 VSEPR 理論所預測的一致。

溶液中的分子結構與濃度和溶劑有關。 溶於極性溶劑（如硝基甲烷、硝基苯）時，五氯化磷發生自偶電離，在稀溶液中的主要反應為：

　
: ${\rm {PCl_{5}\rightarrow [PCl_{4}^{+}]Cl^{-}}}$

濃度較高時的主要反應為：

　
: ${\rm {2PCl_{5}\rightarrow [PCl_{4}^{+}][PCl_{6}^{-}]}}$

溶於非極性溶劑（如二硫化碳、四氯化碳、苯）時，五氯化磷不發生電離，仍以 PCl5 的形式存在。

溶液中 PCl5 曾被認為以二聚體存在（P2Cl10），但來曼系光譜的數據否定了這個假說。

五氯化磷中超價的磷原子可用三中心四電子鍵解釋。



制備方法

五氯化磷可通過三氯化磷的氯化製備。該方法 2000 年生產了大約一萬噸的五氯化磷。

　
: ${\rm {PCl_{3}+Cl_{2}\rightarrow PCl_{5}}}$ ； ${\rm {\ \Delta H=-124kJ/mol}}$

180 °C 時，PCl5 與 PCl3 和 Cl2 構成平衡，PCl5 的解離度大約為 40%。 因此 PCl5 的樣品中經常含有氯氣，也因此常帶綠色。



水解

PCl5 與水劇烈反應，生成氯化氫和含氧磷化合物。部分水解的產物為三氯氧磷：

　
: ${\rm {PCl_{5}+H_{2}O\rightarrow POCl_{3}+2HCl}}$

在熱水中，五氯化磷完全水解，生成磷酸：

　
: ${\rm {PCl_{5}+4H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{4}+5HCl}}$



其它反應

五氯化磷是常用的氯化劑。

對有機化合物的氯化

五氯化磷在有機合成中有兩類反應比較重要：一是將 C-H 鍵轉化為 C-Cl 鍵的反應，二是將 C-OH 鍵轉化為 C-Cl 鍵的反應。一些常見的反應如下：


* 將羧酸轉化為醯氯、將醇轉化為相應的氯代烷。目前實驗室中做此類反應時，比較常用的是氯化亞碸，因為副產物二氧化硫是氣體，比五氯化磷的副產物（固體 POCl3）容易分離得多。

* 五氯化磷、三氯化磷與硫醯氯都可以用作 Cl2 的來源，但在實驗室中，硫醯氯比五氯化磷用途廣泛，因為氣態的二氧化硫很容易與產物分離。

* 與叔胺（如 N,N - 二甲基甲醯胺）反應，生成 Vilsmeier 試劑（[(CH3)2NCClH] Cl）。此類試劑可用於甲醯化反應合成苯甲醛的衍生物，或轉化醇為相應的氯代烴。

* 五氯化磷比較特殊的反應是，它可以氯化烯丙基位和苄基位的 C-H 鍵，將其轉化為 C-Cl，而且也可將 C=O 轉化為偕二氯代物（>CCl2）。

* 與苯乙烯反應水解後可得亞磷酸的衍生物。該反應體現了五氯化磷的親電特徵。

對無機化合物的氯化

與其在有機反應中的應用類似，五氯化磷已被氯化亞碸取代。五氯化磷與五氧化二磷反應，生成三氯氧磷：

　
: ${\rm {6PCl_{5}+P_{4}O_{10}\rightarrow 10POCl_{3}}}$

可氯化二氧化氮為硝醯氯：

　
: ${\rm {PCl_{5}+2NO_{2}\rightarrow PCl_{3}+2NO_{2}Cl}}$

也可作為合成六氟磷酸鋰的前體。後者是鋰離子電池中的電解質。

　
: ${\rm {PCl_{5}+6LiF\rightarrow LiPF_{6}+5LiCl}}$



五氯化砷和五氯化銻

AsCl5 和 SbCl5 都採取三角雙錐結構。相關的鍵長數據分別為：211pm（As-Cleq），221pm（As-Clax），227pm（Sb-Cleq）和 233.3pm（Sb-Clax）。 低溫下 SbCl5 為二聚體，雙八面體的 Sb2Cl10，與五氯化鈮類似。



安全

五氯化磷會劇烈水解生成氯化氫，因此使用五氯化磷要注意安全。



參見


* 三氯化磷

* 五氟化磷、五溴化磷、五碘化磷



參考文獻
氟化鈷，一種無機化合物，化學式為 CoF2。常溫下為粉紅色晶體。



製備

氟化鈷可以由氫氟酸及氯化亞鈷或氧化亞鈷製備，反應式如下：

　
: CoCl2 + 2HF → CoF2 + 2HCl

　
: CoO + 2HF → CoF2 + H2O

 



參考文獻
三氟化鈷（化學式：CoF3），IUPAC 名稱氟化鈷 (III)，室溫下為不穩定的淺棕色易潮解固體，是很常用的氟化劑，用於有機氟化合物（尤其是全氟化合物）的製取， 還原產物是氟化鈷。類似可以用作氟化試劑的金屬氟化物還有三氟化錳、二氟化銀等。

與氟同族的氯也可生成鈷 (III) 的二元化合物，但很不穩定，三氧化二鈷溶於鹽酸時便會有氯氣放出。溴化鈷 (III) 及碘化鈷 (III) 從未製得。



製取

氯化鈷 (II) 或氟化鈷 (II) 與氟氣在 250°C 時發生快速放熱反應生成三氟化鈷固體：

　
: CoCl2 + 3/2 F2 → CoF3 + Cl2

此外，用三氟化氯來氟化金屬鈷或一氧化鈷與氟氣反應也可得到三氟化鈷。它為六方晶系，與氟化鐵和氟化鋁同晶，是一個高自旋配合物。具潮解性，可被轉化為 [CoF6]3−離子，是少見的高自旋八面體鈷 (III) 配合物之一。



反應

三氟化鈷可以與許多金屬或非金屬單質反應生成相應的氟化物，自身被還原為二氟化鈷。三氟化鈷在 600~700 °C 分解產生二氟化鈷並放出氟氣，三氟化鈷在此溫度下於氟氣中可升華。三氟化鈷也有水合物，CoF3·3.5H2O，但結構尚不清楚。

用三氟化鈷氟化有機化合物時，首先用二氟化鈷與氟氣在 300°C 左右反應生成三氟化鈷，然後引入有機反應物與三氟化鈷反應。三氟化鈷被還原後生成的二氟化鈷可以循環使用。氟化反應包含單電子轉移及碳正離子中間體機理： 

　
:

該反應通常用於全氟有機物的製取。三氟化鈷的氧化性較強，一般反應都在氣相、無溶劑或以無水氟化氫作介質中進行，常伴有重排或其他副反應的發生， 用相關的 KCoF4 氟化可使反應的選擇性增強。400°C 左右時所有碳氫化合物的 C-H 鍵都可被轉化為 C-F 鍵，並且氟也可以加到不飽和鍵上。

　
: 2CoF3 + R-H → CoF2 + R-F + HF
硝酸鈷，化學式 Co (NO3)2。



性質

硝酸鈷是一種紅色單斜柱狀結晶，在潮濕空氣中易潮解，易溶於水、乙醇、丙酮和乙酸甲酯，微溶於氨水，水溶液呈紅色。55°C 失去 3 個結晶水，再加熱則失去 1 個結晶水，繼續加熱則分解為氧化鈷。與有機物接觸能爆炸和燃燒。



製備

由 30～32％硝酸與金屬鈷進行反應，再經趁熱過濾、濾液酸化、蒸發濃縮、冷卻結晶、離心分離得到硝酸鈷成品。

　
: ${\rm {\ 3Co+8HNO_{3}\rightarrow 3Co(NO_{3})_{2}+4H_{2}O+2NO\uparrow }}$

鈷的氧化物、氫氧化物、碳酸鹽和硝酸反應，也能得到硝酸鈷。



用途

用於製造石油化工中直接脫硫的催化劑、隱顯墨水、鈷顏料、六亞硝酸鈷鈉，用作氰化物中毒的解毒劑，此外也用作陶瓷工業中的著色劑、製造維生素 B12 的添加劑等。
硫酸鈷，化學式 CoSO4，常為七水合物（CoSO4·7H2O）的形式。



性質

七水物為桃紅色單斜結晶，溶於水和甲醇，微溶於乙醇，不溶於氨。在空氣中易風化。加熱至 420°C 時失去七個結晶水。



存在

硫酸鈷很少以自然的狀態存在於自然界中


* biebierite（七水物）

* 水鎳鈷礬（moorhouseite，(Co,Ni,Mn) SO4·6H2O）

* 四水鈷礬（aplowite，(Co,Mn,Ni) SO4·4H2O）和

* cobaltkieserite（一水物）

等礦石中，也以少量存在於含鈷礦物輝砷鈷礦和方鈷礦中。



製備

1、將金屬鈷溶於硫酸與硝酸的混酸中，用蒸汽加熱至沸，反應後經濃縮結晶、分離母液，製得硫酸鈷成品。

　
: ${\rm {\ 3Co+2HNO_{3}+3H_{2}SO_{4}\rightarrow 3CoSO_{4}+2NO\uparrow +4H_{2}O}}$

2、將一氧化鈷溶於硫酸中，溶液經蒸發濃縮、結晶、離心脫水，製得硫酸鈷。

　
: ${\rm {\ CoO+H_{2}SO_{4}\rightarrow CoSO_{4}+H_{2}O}}$



用途

用作鈷鐵磁性材料、彩色瓷器的釉藥、鹼性蓄電池的添加劑、鈷電鍍液成分、化學分析試劑和催化劑等。



毒性

吸入鈷化合物粉塵有時會導致哮喘。有實驗表明硫酸鈷對小鼠有毒性和輕微的致癌性，對沙門氏菌亦有致誘變性質，因此工作人員在操作時需要注意，應穿戴防毒口罩、防塵工作服和防護手套。
鄰苯二甲酸銅是銅 (II) 的鄰苯二甲酸鹽，化學式為 C6H4(COO)2Cu。



結構

鄰苯二甲酸銅一水合物為單斜晶體，α=26.10±0.025，b=9.79±0.01，c=6.67±0.01Å，γ=93.9±0.2°。空間群 _B_2/_b_(C2A6, No.15)。



製備

銅的碳酸鹽和鄰苯二甲酸反應，過濾去剩餘固體，得到產物（一水合物）。



性質

鄰苯二甲酸銅在 533K 分解，分解產物為黑色的氧化銅。在更高溫度分解，也會有氧化亞銅的產生。



參考文獻
臭氧是氧的同素異形體，化學式為 O3。在常溫下，它是一種有特殊臭味的有色氣體。臭氧的英文「Ozone」一詞源自希臘語 _ozon_，意為「嗅」。

臭氧主要存在於距地球表面 20 公里的平流層下部的臭氧層中，含量約 50ppm。它能吸收對人體有害的短波紫外線，防止其到達地球。O3 經紫外光照射 O2 而得。在大氣層中，氧分子因高能量的輻射而分解為氧原子（O），而氧原子與另一氧分子結合，即生成臭氧。臭氧又會與氧原子、氯或其他游離性物質反應而分解消失，由於這種反覆不斷的生成和消失，乃能使臭氧含量維持在一定的均衡狀態，而大氣中約有 90% 的臭氧存在於離地面 15 到 50 公里之間的區域，也就是平流層，在平流層的較低層，即離地面 20 到 30 公里處，為臭氧濃度最高之區域，是為臭氧層。臭氧層具有吸收太陽光中大部分的紫外線，起到保護地球表面生物不受紫外線侵害之功能；可解自由基，令生物 RNA 和 DNA 斷裂。



發現

1785 年，德國人馬丁・范・馬倫在做實驗時，發現發電機附近有股異味，但是他並沒有繼續研究下去。1839 年，另一德裔瑞士化學家克里斯提安・弗里德里希・尚班在做電解水實驗亦發現特殊的臭味，於是他以「ozone」來命名這種新氣體，來源自希臘語「ozein」，意思是「臭味」，並於 1840 年在《哲學雜誌》上發表相關他的發現。



物理性質

臭氧是一種淡藍色氣體，微溶於水，易溶於四氯化碳或碳氟化合物而顯藍色。在 - 112℃凝結成深藍色的液體。溫度低於 - 193℃，臭氧會形成紫黑色固體。

大多數人都可以嗅到有點類似氯刺鼻的氣味。暴露在 0.1－1 ppm 的臭氧會產生頭痛，眼睛灼熱，刺激呼吸道。即使空氣中有低濃度的臭氧，也會破壞有機材料，如橡膠、塑料，及動物的肺部組織。

臭氧是抗磁性的，這意味著它的電子都是成對的。



性狀

臭氧具有等腰三角形結構，含有一個 3 中心 4 電子離域 π 鍵，三個氧原子分別位於三角形的三個頂點，頂角為 116.79 度，密度約為氧氣的 1.5 倍，其沸點和凝固點均高於氧。臭氧在液態時呈現藍紫色，在固態呈現紫色。。它與氧氣不同，高濃度的臭氧帶明顯令人噁心的氣味。但低濃度的臭氧聞起來就像下過雨後出門聞到的「新鮮空氣」的那種氣味，十分怡人。臭氧反應活性強，極易分解，很不穩定，在常溫下會逐漸分解為氧氣。臭氧性質比氧活潑，比重為一般空氣的 1.7 倍。臭氧會因光、熱、水份、金屬、金屬氧化物以及其他的觸媒而加速分解為氧。

它不溶於液態氧等。有很強的氧化性，在常溫下可將銀氧化成氧化銀，將硫化鉛氧化成硫酸鉛。臭氧可使許多有機色素褪色，對橡膠和纖維破壞性很大，很容易氧化有機不飽和化合物。臭氧在冰中極為穩定，其半衰期為 2000 年。

臭氧可利用碘化鉀來檢驗。

$$
{\ce {O3 +2I^- +H2O-> I2 + O2 + 2OH-}}
$$

臭氧能迅速且定量地氧化 I− 
成 I 
2，此反應也可以用來測定 O 
3 的含量。

臭氧能氧化 CN− 
故常被用來處理電鍍工業中的含氰廢水 :

$$
{\ce {O3 +CN^- -> OCN- +O2}}
$$

$$
{\ce {2OCN- + 2O3 ->2CO2 +N2 +2O2}}
$$

由於它的強氧化性，亦可用於消毒殺菌劑。



結構

臭氧分子呈彎曲形對稱結構。中心原子採取 sp² 雜化 (混成)，兩個雜化軌道與其他兩個氧原子形成兩根 σ 鍵，另一雜化軌道容納孤對電子，除此之外，互相平行的 2pz 軌道重疊形成三中心四電子的大 π 鍵。

臭氧分子可以結合一個電子形成臭氧根離子 (O3-)，所形成的化合物為離子型臭氧化合物。臭氧分子也可以形成臭氧鏈 - O-O-O-，構成共價型臭氧化物，如 O3F2。



用途與制備

工業上，用乾燥的空氣或氧氣，採用 5－25kv 的交流電壓進行無聲放電製取，用空氣做氧源時會衍生出大量氮氧化合氣體。目前最先進的臭氧製備方法為高能量紫外線光解空氣而對應生成純淨的臭氧。另外，在低溫下電解稀硫酸，或將液體氧氣加熱都可製得臭氧。大自然很容易產生臭氧，在打雷閃電時會產生幾十萬伏特的高壓電，電離空氣及有機物形成臭氧。臭氧能於短時間內將空氣中的浮游細菌消滅，並能中和、分解毒氣，去除惡臭。臭氧作為一種常溫下的氣態強氧化劑，能迅速瀰漫到整個滅菌空間，滅菌不留死角，殺菌更徹底。因此臭氧可用於淨化空氣及飲用水、殺菌、處理工業廢物和作為漂白劑。在一些游泳池以臭氧取代氯氣做為消毒用途。

市面上有一部分的空氣清淨機（或活氧機）具有製造活氧的功能，其實活氧就是臭氧，因為臭氧對生物有危害，在使用時人跟寵物都不能在室內。

三聚體的三過氧化三丙酮分解也可以產生臭氧，但反應較為劇烈，不宜使用：

　
: ${\ce {C9H18O6->O3 +3C3H6O}}$

臭氧的滅菌原理：滅菌過程屬生物化學氧化反應。臭氧能對細菌的細胞體直接氧化，即破壞其 DNA 而達到抑制的效果，對病毒的 RNA 亦有破壞作用；對各種毒素具有一定的氧化作用，降低其毒性。

1. 臭氧能氧化分解細菌內部葡萄糖所需的酶，使細菌滅活死亡。
2. 直接與細菌、病毒作用，破壞它們的細胞器和 DNA、RNA，使細菌的新陳代謝受到破壞，導致細菌死亡。
3. 透過細胞膜組織，侵入細胞內，作用於外膜的脂蛋白和內部的脂多糖，使細菌發生通透性畸變而溶解死亡。



臭氧對人體的影響

臭氧具有強烈的刺激性，吸入過量對人體健康有一定危害。它主要是刺激和損害深部呼吸道，並可損害中樞神經系統，對眼睛有輕度的刺激作用。

臭氧吸入體內後，能迅速轉化為活性很強的自由基 - 超氧基 (O2-)，主要使不飽和脂肪酸氧化，從而造成細胞損傷。

當大氣中臭氧濃度為 0.1mg/m3 時，可引起鼻和喉頭黏膜的刺激；臭氧濃度在 0.1－0.2mg/m3 時，引起哮喘發作，導致上呼吸道疾病惡化，同時刺激眼睛，使視覺敏感度和視力降低。臭氧濃度在 2mg/m3 以上可引起頭痛、胸痛、思維能力下降，嚴重時可導致肺氣腫和肺水腫。

此外，臭氧還會阻礙血液輸氧功能，造成組織缺氧；使甲狀腺功能受損、骨骼鈣化，還可引起潛在性的全身影響，如誘發淋巴細胞染色體畸變，損害某些酶的活性和產生溶血反應。臭氧超過一定濃度，除對人體有一定毒害外，對某些植物生長也有一定危害。臭氧還可以使橡膠製品變脆和產生裂紋。臭氧對人體也有致畸性，母親孕期接觸臭氧可導致新生兒瞼裂狹小發生率增多。



參見


* 臭氧層

* 氧

* 臭氧化反應



參考文獻
氟化鎳是一種無機化合物，化學式為 NiF2，在空氣中穩定。



製備

碳酸鎳或氫氧化鎳與氫氟酸反應，可以製備氟化鎳：

　
: NiCO3 + 2 HF → NiF2·H2O + CO2↑

　
: Ni(OH)2 + 2 HF → NiF2·2H2O

反應時，需要將氫氟酸緩慢滴入含 Ni (II) 的懸濁液中。工業上，為了節約成本，往往會使 F−過量，過量的 F−常用石灰法處理。



化學性質

氟化鎳和氟化鉀共熔，可以得到綠色的化合物 K2[NiF4]，它的結構和一些超導氧化物材料有著緊密的聯繫。

氟化鎳與氟化氫銫按 1:1 摩爾比進行反應，在 800~900℃的惰性氣氛下加熱，可以得到黃綠色的 CsNiF3。用氟化銫進行反應也能得到此產物。

氟化鎳和強鹼反應，可以得到氫氧化鎳 (II)：

　
: NiF2 + 2 NaOH → Ni(OH)2 + 2 NaF



參考文獻



拓展閱讀


* DH Lee, KJ Carroll, S Calvin, _et al_. Conversion mechanism of nickel fluoride and NiO-doped nickel fluoride in Li ion batteries （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）. _Electrochimica Acta._,2011. (59). DOI:10.1016/j.electacta.2011.10.105.
硫酸鐵是鐵 (III) 的硫酸鹽，化學式為 Fe2(SO4)3。無水物存在單斜和菱方兩種晶型。其水合物可溶於水。它被用作媒染劑以及工業廢水的凝結劑，也用於顏料中。醫藥上用硫酸鐵作收斂劑和止血劑。

中國一些廠家的硫酸鐵試劑通常為含鐵量 21~23% 的「Fe2(SO4)3·xH2O」，即 x≈6，相對分子質量約為 507.73。



製備

硫酸鐵可通過硫酸、硫酸亞鐵熱溶液與氧化劑如硝酸或過氧化氫反應得到。

　
: ${\rm {2FeSO_{4}+H_{2}SO_{4}+H_{2}O_{2}{=\!=\!=\!=}Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2H_{2}O}}$

其五水合物 Fe2(SO4)3 可以從含有硫酸的水溶液中通過降溫結晶得到。在不同條件下還可以得到其它水合物 Fe2(SO4)3·nH2O（n=7.75 和 9）和酸式鹽 (H5O2)Fe(SO4)2·H2O、Fe2(SO4)3·H2SO4·28H2O 等化合物。



參考資料



外部連結


* 安全資料頁 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
對苯二甲酸鈉是有機酸對苯二甲酸形成的鈉鹽，化學式為 C8H4O4Na2。它可由對苯二甲酸和氫氧化鈉反應得到。它在 600 °C 開始分解，分解產物是碳酸鈉。

它和氯化銅在水溶液中反應，生成對苯二甲酸銅或對苯二甲酸鉛的水合物沉澱。



參考文獻
環戊胺是一種有機化合物，化學式為 C5H11N。它可由硝基環戊烷的還原反應或環戊酮的還原胺化反應製得。在碳酸鉀存在下，它和溴乙醯溴反應，可以得到 _N_- 環戊基溴乙醯胺。



參考文獻
HA-966（化學名 (±) 3 - 氨基 - 1 - 羥基吡咯烷 - 2 - 酮，(±) 3-Amino-1-hydroxy-pyrrolidin-2-one），分子式 C4H8N2O2，是一種用於科研的甘氨酸受體和 N - 甲基 - D - 天門冬胺酸受體拮抗劑或低效部分激動劑。



參考文獻



外部連結
赤藻糖醇（英語：Erythritol，(2_R_,3_S_)- 丁 - 1,2,3,4 - 四醇）或稱赤蘚醇，是一種存在於葡萄、梨子等果實或醬油、味噌、清酒等發酵食品中的天然糖醇 (或者多元醇)。具有砂糖 60-80% 的糖度。赤藻糖醇是由葡萄糖發酵而成。幾乎不含熱量，相較於其它糖醇、不太會引起消化問題（美國 FDA 建議成人及兒童的日食用上限為體重每公斤 0.78g 及 0.71g），也不會引起齲齒。由於能弱化齒垢中細菌彼此的結合力，因此具有分解齒垢的作用。它已經在美國獲准使用。它是由約翰・斯登豪斯於 1848 年首先發現的。



健康風險

過往赤藻糖醇一直都被認為是一種安全的醣類，但 2023 年 2 月尾《自然》雜誌的醫學分刊發表了一項針對赤藻糖醇與心血管事件風險的研究。研究顯示赤藻糖醇增強體外血小板反應性和體內血栓形成，增加心血管疾病的風險；但目前大眾欠缺對長期使用赤藻糖醇的安全性研究，因此未來應該加強這方面的研究。



參見


* 蘇糖醇，赤蘚醇的非對映體

* 甜葉菊



參考文獻



外部連結


* Information About Erythritol from Cargill, a US-Producer of Erythritol under the Eridex trade name
溴化錳，化學式為 MnBr2，是由錳和溴組成的化合物。



製備

溴化錳可以由溴和錳反應得到：

　
: Mn + Br2 → MnBr2

錳或碳酸錳和氫溴酸反應，從溶液中可以結晶出溴化錳的水合物。其水合物存在四水合物和六水合物。六水合物在 13°C 分解。



用途

在施蒂勒反應中可用於代替鈀，和有機錫化合物共同作用，進行耦合反應。



參考文獻
溴化鉛是一種無機化合物，化學式為 PbBr2。它是白色粉末，可以在傳統的含鉛汽油的燃燒中產生。



製備與來源

溴化鉛可以由可溶性鉛鹽和溴化物反應得到，這種製備方法利用了溴化鉛在水中溶解度小的性質 ——0℃時 100 g 水僅溶解 0.455 g 溴化鉛。而它在沸水中的溶解度是這個的十倍。

　
: 2 NaBr + Pb(NO3)2 → 2 NaNO3 + PbBr2↓

由於含鉛汽油的使用，溴化鉛在環境中普遍存在。四乙基鉛曾被廣泛用於改善汽油的燃燒性能。為了防止生成的氧化鉛污染髮動機，於是用有機溴化合物處理汽油，有機溴化合物將氧化鉛轉化為更易揮發的溴化鉛，然後將其從發動機中排出到環境中去。



化學性質

氫氣可以將溴化鉛還原為鉛。溴化鉛在濃鹽酸中可以轉化為氯化鉛，在碘化物溶液中轉化為碘化鉛。

溴化鉛和鉀或鈉的混合物在敲擊時可以發生爆炸。Cd 在 360℃可以與溴化鉛發生置換反應。



配合物

溴化鉛可以形成 [PbBr3]−離子的配合物，如 [C6H11N2][PbBr3]、[CH3NH3][PbBr3] 等。



安全

與其他含鉛化合物一樣，國際癌症研究機構（IARC）將溴化鉛分類為「可能對人類致癌」（2A 類）。因此，將含鉛汽油中的鉛轉化為溴化鉛排放到環境中引起過巨大的爭議。



參考文獻
溴化鐳是一種鐳的化合物，是一種溴化鹽類，具放射性，分子式為 RaBr2，通常外觀為白色粉末狀，其結晶的晶體結構為正交晶系。



制備

碳酸鐳加入氫溴酸中，然後於氬氣保護下加熱至 550℃持續 390 分鐘，而製得。

　
: RaCO3 + 2HBr → RaBr2 + CO2 + H2O

也可以在氣態溴化氫中加熱氯化鐳，發出紅光時，表示溴化氫還原了氯化鐳生成溴化鐳。

　
: RaCl2 + 2HBr → RaBr2 + H2 + Cl2



參考文獻
溴化亞錫是一種無機化合物，由錫和溴組成，化學式 SnBr2。 在這個化合物里，錫的氧化態為 +2 。二價錫的化合物穩定是惰性電子對效應造成的。



結構和成鍵

氣態 SnBr2 分子是一種角形的分子，與 SnCl2 在氣態的時候一樣。 Br-Sn-Br 的鍵角為 95° ， Sn-Br 的鍵長則為 255pm。 有證據表明它會二聚。 固態溴化亞錫的結構類似 SnCl2 和 PbCl2。錫與五個溴原子配位，形狀類似三角雙錐。



製備

溴化亞錫可以由金屬錫和 HBr 反應而成，蒸餾出 H2O/HBr 並冷卻：

　
: Sn + 2HBr→ SnBr2 + H2

不過，如果接觸氧氣，這個反應會生成四溴化錫。



反應

SnBr2 可溶於供體溶劑，例如丙酮、吡啶和二甲基亞碸，得到錐形加合物。 
它有很多種水合物，如： 2SnBr2·H2O、3SnBr2·H2O 和 6SnBr2·5H2O 。它們的固相中的錫的配位是扭曲的三角柱，連接 6 個溴原子，且 Br 或 H2 O 覆蓋 1 或 2 個面。 
當它溶於 HBr 時，三角錐型的 SnBr3− 離子會被產生。
和 SnCl2 一樣，溴化亞錫也是一種還原劑。它和溴代烴反應，生成烷基三溴化錫。 例如：

　
: SnBr2 + RBr→ RSnBr3

溴化亞錫是一種路易斯酸，可以和配體如：三甲胺形成加合物如： NMe3.SnBr2 和 2NMe3.SnBr2。

它也可以和同時路易斯酸和路易斯鹼形成加合物，例如 F3B.SnBr2.NMe3 ，路易斯酸是三氟化硼，而路易斯鹼則是三甲胺。
溴化鉻是一種無機化合物，化學式為 CrBr3。無水物可由鉻和溴的反應得到，水合物可由三氧化鉻和氫溴酸反應，從溶液中結晶得到。

溴化鉻可以和乙二胺、二甲基亞碸等配體形成配合物。



參考文獻
溴化鐵，化學式為 FeBr3，棕黃色或深紅棕色固體。易溶於水，溶於水略顯酸性，其水溶液可以結晶出暗綠色的 FeBr3·6H2O。可溶於給電子溶劑（如乙醚、乙醇）中。

固體溴化鐵具有和氯化鐵相似的聚合物結構，每個鐵原子為六配位，八面體型結構，與六個溴原子相連。



製取

溴化鐵可由鐵與溴反應製備：

　
: ${\rm {2Fe+3Br_{2}\rightarrow 2FeBr_{3}\,}}$

溴化亞鐵與溴在 170-200 °C 時反應也可以得到溴化鐵：

　
: ${\rm {2FeBr_{2}+Br_{2}\rightarrow 2FeBr_{3}\,}}$



反應

溴化鐵可以催化苯與液溴生成溴苯的反應：

　
:

溴化鐵樣品難以制純，原因是它不穩定，Br−會被 Fe3+ 氧化，生成 Br2 和 Fe2+。加熱溴化鐵至 200 °C 以上時容易分解，煮沸其水溶液也會使其分解，生成溴化亞鐵和溴。

　
: ${\rm {2FeBr_{3}\rightarrow 2FeBr_{2}+Br_{2}\,}}$
四溴化碲（化學式：TeBr4）是一種無機化合物，它和 TeCl4 有著相似結構。它可以通過溴和碲的反應製備。在氣態 TeBr4 中，按下式解離：

　
: TeBr4 → TeBr2 + Br2

TeBr4 熔化時是一個導體，這是因為它解離出 TeBr3+ 和 Br−兩種離子。
它的苯或甲苯溶液不導電，且 TeBr4 以四聚體（Te4Br16）的形式呈現出來。在有配位能力的溶劑，如乙腈中，可以形成導電的溶液：

　
: TeBr4 + 2CH3CN → (CH3CN)2TeBr3+ + Br−



參考文獻
硝酸銅是銅 (II) 的硝酸鹽，化學式為 Cu (NO3)2。無水物和水合物都是藍色晶體，但性質有很大不同。水合硝酸銅常用於在學校中演示原電池反應。



性質

水合硝酸銅與無水硝酸銅性質有很大差異。

無水物

亮藍色的無水硝酸銅（Cu (NO3)2）是一種易揮發的固體，在真空中升華。氣態時，Cu (NO3)2 單體為平面正方結構，每個 Cu 原子與四個氧原子相連，冷凝時則發生聚合。

水合物

含 2.5 個結晶水的 Cu (NO3)2(H2O)2.5 中，中心銅被水分子和硝酸根包圍，為八面體配位。

該水合物在 170 °C 左右分解為氧化銅、二氧化氮和氧氣：

　
: 2Cu(NO3)2(s) → 2CuO(s) + 4NO2(g) + O2(g)

可通過熱分解硝酸銅並將產生的氣體導入水中來製取硝酸。該方法與奧斯瓦法最後一步類似。

　
: 2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2

　
: 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

浸過硝酸銅的薄木條在火焰下發出翡翠綠色的光，加入硝酸鎂則會產生橙綠色。



合成

含水的 Cu (NO3)2 加熱會水解生成鹼式鹽，進一步加熱分解為氧化銅，因此無法通過加熱水合物來製取無水硝酸銅。

無水 Cu (NO3)2 可由金屬銅與 N2O4 反應製備：

　
: Cu + 2N2O4 → Cu(NO3)2 + 2NO

硝酸銅也可由銅與硝酸銀溶液發生置換反應得到。



有機合成中的應用

硝酸銅與乙酸酐的混合物（Menke condition）以發現的荷蘭化學家命名，是有機合成中有用的硝化劑，用於芳香化合物的硝化。

硝酸銅承載到黏土（蒙脫土）上後，稱為粘土銅試劑（Claycop），可用於氧化硫醇至二硫化物，轉化縮硫醛為羰基化合物，以及硝化芳香化合物，從而避免大量使用混酸造成的環境污染。



參考資料



外部連結


* 銅及其化合物資料頁

* ICSC 銅及其化合物資料頁
硒酸銅的五水物是一種淺藍色晶體，易溶於水。



製備

硒酸銅可由氧化銅溶於硒酸得到：

　
: CuO + H2SeO4 → CuSeO4 + H2O



性質

硒酸銅在空氣中穩定，易溶於水而不溶於乙醇。
硝酸鏑是一種無機化合物，化學式為 Dy (NO3)3。



製備

硝酸鏑可以將氧化鏑、氫氧化鏑或碳酸鏑溶於硝酸得到：

　
: Dy2O3 + 6 HNO3 → 2 Dy(NO3)3 + 3 H2O

　
: Dy(OH)3 + 3 HNO3 → Dy(NO3)3 + 3 H2O

所得溶液經過小心蒸發可以得到水合硝酸鏑，其中六水合物最常見。



化學性質

水合硝酸鏑受熱分解，產生 DyONO3，繼續加熱得到氧化鏑。



參考資料



拓展閱讀


* Magnetic Salt - Dysprosium Nitrate （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）（視頻）. NurdRage
硫酸鏑是一種無機化合物，化學式為 Dy2(SO4)3。



製備

用硫酸溶解氧化鏑，可以得到硫酸鏑。
硫酸鉺是一種無機化合物，化學式為 Er2(SO4)3，存在無水物、四水合物和八水合物。



製備

用硫酸溶解氧化鉺，可以得到硫酸鉺。
硝酸銪是一種無機化合物，化學式為 Eu (NO3)3。



製備

硝酸銪可以將氧化銪、氫氧化銪或碳酸銪溶於硝酸得到：

　
: Eu2O3 + 6 HNO3 → 2 Eu(NO3)3 + 3 H2O

　
: Eu(OH)3 + 3 HNO3 → Eu(NO3)3 + 3 H2O

所得溶液經過小心蒸發可以得到水合硝酸銪，其中六水合物最常見。



化學性質

水合硝酸銪受熱分解，產生 EuONO3，繼續加熱得到氧化銪。
硫酸亞銪是銪的一種硫酸鹽，化學式 EuSO4。



製備

硫酸亞銪可以由三氯化銪鹽酸溶液和鋅和硫酸反應而成。

　
: $\mathrm {2\ EuCl_{3}+Zn+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow 2\ EuSO_{4}\downarrow +\ ZnCl_{2}+4\ HCl} $

它也可以由任何一種可溶銪 (II) 鹽和稀硫酸反應而成。



性質

硫酸亞銪是對空氣穩定的白色固體，難溶於水。硫酸亞銪在空氣中儲存幾個月後才會被氧化。它的晶體結構和硫酸鍶、硫酸鋇一樣，都是正交晶系 的，空間群 Pnma (No. 62) 它有兩種同質異形體。
硫酸銪是一種無機化合物，化學式為 Eu2(SO4)3。



製備

用硫酸溶解氧化銪，可以得到硫酸銪。
過氯酸鎂是一種強氧化劑，化學式為 Mg (ClO4)2。它可以由氧化鎂溶於 30% 過氯酸製得：

　
: MgO + 2HClO4 → Mg(ClO4)2 + H2O

反應過程需不斷攪拌，分多次緩慢加入氧化鎂粉末，緩慢滴加過氯酸溶液，溶液呈弱酸性後停止滴加。然後用冷卻熱飽和溶液的方法結晶，液體表面剛出現結晶薄膜時停止加熱，然後過濾可得六水合過氯酸鎂，再真空加熱製得無水過氯酸鎂。

或者使飽和過氯酸鈉溶液與氯化鎂發生複分解反應，過濾除去氯化鈉，再用上述方法結晶：

　
: MgCl2 + 2NaClO4 → Mg(ClO4)2 + 2NaCl

過氯酸鎂加熱到 250 °C 即分解並放出氧氣，與還原劑、有機化合物、易燃物混合易爆炸。它的標準莫耳生成熱為 - 568.90 kJ mol-1。

無水過氯酸鎂是白色多孔的物質。它的溶解熱相當高，因此過氯酸鎂在溶液中反應時需用大量水稀釋。它是實驗室常用的乾燥劑，被用於乾燥氣體樣品，它的吸水效率（指足量乾燥劑與水蒸氣完全反應後氣體中的水蒸氣濃度）僅次於五氧化二磷，比濃硫酸、氫氧化鉀、無水氯化鈣等乾燥劑高得多。它吸水量也很大，最多可達自身質量的 60%。

過氯酸鎂遇到水蒸氣即結合成六水合過氯酸鎂：

　
: Mg(ClO4)2 + 6H2O → Mg(ClO4)2·6H2O

無水過氯酸鎂能吸收甲醇、乙醇、丙酮、吡啶、乙腈氨和硝基甲烷的蒸汽，可用來分析有機化合物的成分 (會吸收水分)，但用它乾燥有機物蒸汽曾發生爆炸，因此必須謹慎使用。科學家也建議不再使用它，因為過氯酸鹽對人體有害，吸過水的過氯酸鎂在 250 °C 時真空加熱，失去 6 分子結晶水，又得到無水過氯酸鎂。
氫碘酸是碘化氫的水溶液，是種非氧化性酸，化學式為 HI。氫碘酸的濃度通常為 48 - 57% HI。氫碘酸是一種強酸。腐蝕性強，有危險性，能灼傷皮膚。 它是第二強的氫鹵酸，僅次於氫砈酸。氫碘酸是一種常用的化學試劑，是在水溶液中完全電離的強酸之一。

由於氫碘酸可用於製造甲基安非他命之還原劑，因此被列入美國緝毒局化學品監控列表的第一類化學品。



性質

碘化氫易溶於水跟乙醇，十分不穩定。製法是由碘蒸氣與氫氣在 500 度鉑的催化下製得，在 300℃以上會分解成碘跟氫。跟氯化氫的毒性差不多。人體吸入會導致慢性支氣管炎。

危險處與鹼金屬反應會爆炸。



反應

氫碘酸會和空氣中的氧氣反應，使舊樣本的顏色變深：

　
: 4 HI + O2 → 2 H 
2O + 2 I2

　
: HI + I2 → HI3

像其他鹵化氫一樣，氫碘酸將與不飽和烴（例如烯烴）進行加成反應。 它也可以作為還原劑使用，例如在芳香族硝基化合物的還原反應中，也可以用作苯胺的還原劑。 

Cativa 催化法

Cativa 催化法是氫碘酸的最大用途，作為通過甲醇的羰基化生產乙酸的助催化劑。 

非法使用

氫碘酸被列入美國緝毒局化學品監控列表，原因是它被用作由麻黃鹼 或偽麻黃鹼產生甲基苯丙胺有關的還原劑。（從鼻充血藥中回收） 



用途

1. 有醫藥（稀溶液）上的用途。
2. 碘化物的合成。
3. 有機化學中的還原劑。



參考資料



外部連結


* International Chemical Safety Card 1326 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* European Chemicals Bureau
硫酸氫鈉（化學式：NaHSO4），也稱酸式硫酸鈉，硝石餅（niter cake） 。它的無水物有吸濕性。硫酸氫鈉在達到其熔點前即分解為焦硫酸鈉，故其熔點很難測定。

硫酸氫鈉的水溶液顯酸性，1mol/L 溶液的 pH 大約為 1.4。在某些情況下，硫酸氫鈉的溶液可以代替 39.0-42.0% 的硫酸溶液使用。比如，蒸餾硫酸氫鈉和乙酸鈉的混合溶液可以得到乙酸，硫酸氫鈉溶液也可以與大部分的碳酸鹽反應並生成二氧化碳。

在一定程度上，硫酸氫鈉表現出硫酸和硫酸鈉混合物的性質。這一點在硫酸氫鈉溶於乙醇時就能體現出來（它會分解成溶於乙醇的硫酸和不溶於乙醇的硫酸鈉）。

　
: 2NaHSO4 → Na2SO4 + H2SO4



生產

硫酸氫鈉可通過兩種方法獲得。


* 混合等物質的量的氫氧化鈉和硫酸，可以得到硫酸氫鈉和水。

　
: NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O


* 氯化鈉（食鹽）和硫酸可在高溫下反應，生成硫酸氫鈉和氯化氫氣體。

　
: NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

液態的硫酸氫鈉會被噴灑到空中，在空中它冷卻並凝固成固態的硫酸氫鈉顆粒。副產物氯化氫可以溶解在水中而形成鹽酸。



用途


* 家用清潔劑（45% 溶液）；

* 金屬銀的提取；

* 降低游泳池水的鹼度；

* 寵物食品；

* 在實驗室分析土壤和水的樣本時作防腐劑；

* 在實驗室中用於製取硫酸。

* 中和鹼性廢料



參考資料



外部連結


* AAFCO Official publication （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* U of Illinois Research （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* Food Chemicals Codex （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* Browning Inhibitor Study
硫酸肼是聯氨與硫酸生成的鹽類，指 N2H5HSO4 和 N2H6SO4 兩種物質，常寫作 N2H4·H2SO4。

N2H6SO4 遇水完全水解，產生 N2H5HSO4，而 N2H5HSO4 尚未分離得到固體。N2H6SO4 固體在室溫下可以以正交晶系或單斜晶系存在。



性質

無色無味鱗狀結晶或斜方結晶。微溶於冷水，易溶於熱水，水溶液呈酸性。不溶於醇。在空氣中穩定，不易吸濕。為強還原劑。不可與鹼類、氧化劑共存。有毒，致癌。

硫酸肼受熱分解，其分解產物是硫酸銨和硫酸氫銨。



製備

尿素、次氯酸鈉、液鹼在過錳酸鉀存在下反應，製得肼，經蒸餾，再同硫酸發生中和，生成物經冷卻結晶、過濾、乾燥，製得硫酸肼成品。

　
: ${\rm {\ NaOCl+NH_{2}CONH_{2}+2NaOH{\xrightarrow {KMnO_{4}}}N_{2}H_{4}\cdot H_{2}O+}}$ ${\rm {\ NaCl+Na_{2}CO_{3}}}$

　
: ${\rm {\ N_{2}H_{4}\cdot H_{2}O+H_{2}SO_{4}\rightarrow N_{2}H_{4}\cdot H_{2}SO_{4}+H_{2}O}}$

硫酸氫銨和水合肼反應，也能得到硫酸肼：

　
: NH4HSO4 + N2H4·H2O → N2H5HSO4 + NH3 + H2O



用途

用作有機合成試劑，用於製取偶氮二異丁腈，以及製造藥品、殺蟲劑、滅菌劑等。化學鍍時用作還原劑。也用作塑膠和橡膠的發泡劑等。

硫酸肼在美國是營養補充劑，用以對抗癌症造成的患者厭食、消瘦等症狀。 1970 年代中期美國的 Joseph Gold 首先提出硫酸肼治療法以控制癌患者惡病質的發展。其原理是癌細胞需要靠葡萄糖的糖酵解來產生能量，而此過程的產物乳酸在肝臟中又經過另一耗能過程 —— 糖異生再轉變為葡萄糖。由於肼是化學性質很活潑的化合物，可能在體內對糖異生中的磷酸烯醇式丙酮酸羧化激酶有抑制作用，因此使用硫酸肼可能阻斷糖異生過程，並因此控制惡病質的發展。 這一替代醫學療法在 1990 年代中期因《閣樓》成人雜誌創辦人妻子 Kathy Keeton 的宣傳而廣為人知。Keeton 曾用這一方法治療自己的轉移性乳腺癌， 並聲稱自己因使用這一療法而使壽命延長數年。不過至今，硫酸肼療法的效果仍然受到很大的爭議。
硫酸鐿是一種無機化合物，化學式為 Yb2(SO4)3。



製備

用硫酸溶解氧化鐿，可以得到硫酸鐿。
硫酸鎂（magnesium sulfate、magnesium sulphate），或無水硫酸鎂，是一種含鎂的化合物，分子式為 MgSO4。無水的硫酸鎂是一種常用的化學試劑及乾燥試劑。其水溶液呈中性。但是硫酸鎂常指七水合硫酸鎂（MgSO4·7H2O），因為它不容易潮解，比無水硫酸鎂更容易秤量，便於在工業中進行的定量控制。



起源

硫酸鎂起源於埃普索姆，煮沸當地礦泉水的時候生成。此後就從海水中獲取。近代，硫酸鎂是從諸如瀉利鹽之類的礦物質中提取的。



用途

農業

硫酸鎂在農業中被用於一種肥料，因為鎂是葉綠素的主要成分之一。通常被用於盆栽植物或缺鎂的農作物，例如番茄、馬鈴薯、玫瑰等。硫酸鎂比起其他肥料的優點是溶解度較高。

畜牧

可以添加在飼料中，作為動物補充鎂元素營養成分。

醫藥

醫藥中，硫酸鎂被用來治療指甲內翻、高血壓、破傷風、子癲以及當作瀉藥使用。副作用包括脫水、腸胃道潰爛、及中毒。

有機化學

無水硫酸鎂是一種在有機合成中很常見的乾燥劑。當有機相中的硫酸鎂飽和後，通過過濾或移注去除硫酸鎂。

很多其他的無機鹽也被用來作為乾燥劑，例如硫酸鈉、硫酸鈣。

其他用途

硫酸鎂也被用作浴鹽、造紙、炸藥、及瓷器。



參見


* 鎂

* 硫酸

* 硫酸鋇

* 低血鎂症



外部連結

*
三氯化鐿（化學式：YbCl3）是一種無機化合物。



歷史

鐿（Ytterbium），一種鑭系元素，1878 年由 Marignac 發現，並以瑞典小鎮（Ytterby）命名。在文獻記載中，直到 1946 年才由 Hoogschagen 首次合成 YbCl3。 在目前 YbCl3 是一個現成可用的 Yb3+ 離子來源，這就是為什麼 YbCl3 的研究具有化學上的重要性。



化學性質

Yb3+（來自 YbCl3）的價電子組態是 4_f_135_s_25_p_6，這是影響 Yb3+ 化學行為的重要關鍵。Yb3+ 的大小也影響它的催化性能和生物學上的應用。例如，當 Ce+3 和 Yb+3 都有一個未配對 _f_ 電子時，Ce3+ 體積比 Yb3+ 大很多，因為當 _f_ 電子較 _d_ 電子缺乏屏蔽作用時，有效核電荷數增加，鑭系元素則會變小。 這就是所謂的鑭系收縮。Yb3+ 的小體積使其有快速的催化能力，而且原子半徑（0.99 Ǻ）可比得上許多重要的生物離子。

因為許多測量都是在氣態下（YbCl3 能以 [YbCl6]-3 或 Yb2Cl6 的形態存在）操作，熱力學性質的製表很難完成。Yb2Cl6 的形態是電子碰撞質譜儀發現 (Yb2Cl5+) 而獲得。 從大量的低激發態的 _f_-_d_ 和 _f_-_f_ 電子躍遷產生的額外併發物中獲取實驗數據。儘管有這些問題，YbCl3 的熱力學性質已經獲得，而且 C3V 對稱團已經根據四個主動式紅外震盪確定。



製備

YbCl3 可由 Yb2O3 與四氯化碳，或熱鹽酸反應製得。

在實務上，有更好的方法來製備實驗用的 YbCl3。HCl 溶液／氯化銨法是技術等級低且很有效的方法。另外水合 YbCl3 可利用各種試劑脫水，尤其是氯化三甲基矽烷。其他已發表的方法包括在密閉試管中微細的金屬粉末與氯化汞在高溫下反應。溶解 YbCl3 的各種方法也已經被提出，包括了在供體溶劑如 THF 中與各種鹵烴反應，或以氯化三甲基矽烷或亞硫醯氯在如 THF 的溶劑中脫水的水合氯化物。



使用

催化

YbCl3，有一個未成對的 _f_ 電子，為填補 4_f_ 軌域，可當作路易斯酸。YbCl3 的路易斯酸性質，讓 YbCl3 過渡狀態中配位（通常為 [YbCl2]+）催化烷基化反應，如羥醛反應（Aldol reaction）和 Pictet-Spengler 反應。

在合成有機化學中 Aldol 反應是一個多功能的反應。YbCl3 催化路易士酸，即幫助 Pd (0) 催化酮烯醇和乙醛間的 decarboxylative Aldol 反應。以過渡態_A_和_B_表示鐿鹽作為路易士酸的配位方式。 以 R = tert-butyl 和 
R' = -(CH2)2Ph 描述 decarboxylative Aldol 反應，其反應的產出顯示 YbCl3 是一種有效的路易士酸催化劑：

Pictet-Spengler 反應產生一個有價值的 tetrahydro-β-carboline ring system，它可以用於製備吲哚生物鹼。 YbCl3 催化路易士酸的反應，可以使之獲得更多的產量，並且讓反應時間從 4 天降低到 24 小時。

Yb3+ 的小體積使它有快速的催化作用，但代價是只能選擇性催化特定反應。例如，_meso_-1,2-diols 的 mono-acetylation 與 YbCl3 是反應最快的 (2 h)。但是 mono-acetylated 產物的化學選擇性比
CeCl3 (23 h, 85%) 低 (50%)。

生物學

YbCl3 是一種 核磁共振位移試劑，讓和 YbCl3 接觸的原子核與沒有與位移試劑接觸的原子核產生不同的共振。 一般而言，順磁性離子如（鑭系）+3 離子即是可用的位移試劑。YbCl3 大大的影響了膜生物學，39K+ and23Na+ 的移動是建立電化學梯度的關鍵。神經訊號是一種生命的基礎領域，也許可以利用使用 YbCl3 的核磁共振技術來探測。YbCl3 也可以用來作為鈣離子探針，和鈉離子探針的裝置相似。

YbCl3 也用於追踨動物的消化。一些豬飼料的添加物，像益生菌，即添加在固態飼料或可飲用的液體中。YbCl3 跟隨這些固態食物，並協助確定何種食物狀態是吸收食物添加物的最佳狀態。YbCl3 濃度是以 ICP（感應耦合電漿）質譜儀定量在 0.0009 μg/mL 之間。 
YbCl3 濃度隨著時間改變，以動物對固體微粒的消化流速而定。因為 YbCl3 可以輕易的和排泄物一起排出體外，且不會改變體重、臟器重量、或血容比，這些都已在實驗鼠上觀察到。

YbCl3 的催化性本質也可應用在 DNA 微陣列技術上，或稱為基因晶片。 
YbCl3 能讓附著在標的 DNA 上的螢光劑增加到 50-80 倍，這能造成傳染病檢測的革命性突破（例如快速檢測肺結核）。



參考文獻



參見


* 三氯化鐿性質表
硝酸鉍是一種無機化合物，為無色或白色有硝酸氣味的固體，易潮解，其分子式為 Bi (NO3)3·5H2O，不含結晶水的硝酸鉍尚未製得。



結構

五水合硝酸鉍的晶體中的 BiIII 為三個二齒配體 NO3−和 3 個 H2O 配位形成高配位離子。



製備

用硝酸和氧化鉍 (III) 或碳酸鉍 (III) 反應：


* 6 HNO3 + Bi2O3 → 2 Bi(NO3)3 + 3 H2O

硝酸鉍也能有鉍和稀硝酸反應，蒸發結晶製得：


* Bi + 4 HNO3 → Bi(NO3)3 + NO↑+ 2 H2O

反應時用濃硝酸則有可能產生氧化鉍 (III)：


* 2 Bi + 2 HNO3 → Bi2O3 + 2 NO↑+ H2O



化學性質

硝酸鉍在加熱下受熱分解：Bi (NO3)3·5H2O 在 50～60℃分解為 (Bi6O6)2(NO3)11(OH)·6H2O，在 77～130℃繼續分解為 [Bi6O6](NO3)6·3H2O，最終在 400～500℃變成 α-Bi2O3。

當把硝酸鉍晶體溶於水時會產生不溶於水的鹼式鹽沉澱，它的濃硝酸溶液被稀釋時亦是如此。生成的鹼式鹽有：BiONO3、Bi2O2(OH)NO3 和 Bi6O4(OH)4(NO3)6·H2O。當鹼式鹽沉澱時，溶液中仍然存有 [Bi6O4(OH)4]6+ 單元。

硝酸鉍可以被強還原劑還原為單質鉍，如亞錫酸鈉作用於硝酸鉍：

　
: 3 Na2[Sn(OH)4] + 2 Bi(NO3)3 + 6 NaOH = 2 Bi↓ + 3 Na2[Sn(OH)6] + 6 NaCl

該反應在鹼性條件下進行，產生黑色的金屬鉍沉澱。該反應可以用來鑑定 Sn2+ 和 Bi3+。



用途

製備含鉍的奈米材料

硝酸鉍的溶液可以用來製備硫化鉍奈米管，用水熱法在 120℃下反應 12h：


* 2 Bi(NO3)3 + 3 Na2S → Bi2S3↓ + 6 NaNO3

此外，硝酸鉍還能製備奈米氧化鉍、奈米鹼式氯化鉍等。

催化劑

硝酸鉍是一種催化劑，可以和活性炭催化水合肼還原芳香族硝基化合物，來製備芳胺，其產率在 78～99% 之間。

其他用途

硝酸鉍用於生產其他鉍鹽，常用於顯像管和發光漆。鹼式鹽則被當作藥物。



安全

硝酸鉍對皮膚有腐蝕性，勿用皮膚直接接觸。
CAS 號 10035-10-6 鏈入下列條目：


* 溴化氫

* 氫溴酸



注釋
四氟肼（N2F4）在常溫常壓下是一種無色的活潑氣體。它是肼的一種含氟衍生物，有劇毒，與有機化合物接觸易爆炸。



製法

四氟肼可以由三氟化氮在鐵等金屬還原劑存在下製得：

　
: ${\rm {\ 2NF_{3}+Fe\rightarrow N_{2}F_{4}+FeF_{2}}}$

三氟化氮與一氧化氮反應也可製得四氟肼，並產生亞硝醯氟：

　
: ${\rm {\ 2NF_{3}+2NO{\xrightarrow {600^{o}C}}N_{2}F_{4}+2NOF}}$

它在一些物質的化學合成中用作前體或催化劑。



結構

四氟肼存在兩種構象，能壘約為 12.5kJ/mol。

　
:



性質

四氟肼與二氟化氮自由基處於分子 - 自由基平衡中：

　
: ${\rm {\ N_{2}F_{4}\rightleftharpoons 2NF_{2}}}$ ·

二氟化氮自由基使得四氟肼在高溫下略顯深藍色。正因為自由基的存在，使得四氟肼能發生許多相關的反應：


* 與一氧化氮偶聯：

　
: ${\rm {\ N_{2}F_{4}+2NO\rightleftharpoons 2NONF_{2}\rightleftharpoons 2NO+2NF_{2}}}$


* 自由基取代反應：

　
: ${\rm {\ RCHO+N_{2}F_{4}\rightarrow RCONF_{2}+HNF_{2}}}$

　
: 由這類反應可製備含二氟氨基的高能化合物。


* 自由基加成反應，二氟氨基加在碳碳雙鍵或三鍵的兩端碳上。

四氟肼與水緩慢反應並產生肼和氟化氫：

　
: ${\rm {\ N_{2}F_{4}+4H_{2}O\rightarrow N_{2}H_{4}+4HF+2O_{2}}}$

四氟肼可以用作火箭燃料中的高能液體氧化劑。這項應用於 1959 年時提出。

四氟肼也能與路易斯酸反應形成加合物，例如它與五氟化銻能形成 N2F4·2SbF5 和 N2F4·3SbF5 兩種加合物。在低溫下後者與二氧化硫反應能轉換為前者。核磁共振表明，N2F4·2SbF5 實際上是離子化合物 N2F3+Sb2F11-。
四氯化鍺是一種無色的發煙液體，帶一股獨特的酸性臭味。它是生產高純鍺過程中的反應中間體。因為可用作光纖試劑的緣故，近年來四氯化鍺的使用量增加了不少。四氯化鍺遇水分解。



製備

四氯化鍺可以通過二氧化鍺和濃鹽酸反應得到，也能通過單質在 500~600℃化合得到。



參考文獻
硫酸羥胺是羥胺的硫酸鹽，化學式為 (NH3OH)2SO4，易溶於水。



合成

羥胺與硫酸發生酸鹼中和反應可製得硫酸羥胺：

　
: ${\ce {2NH2OH +H2SO4 ->(NH3OH)2SO4}}$

其中，羥胺由氨的催化氧化製得。



應用

硫酸羥胺在有機合成中用於將醛和酮轉化為肟，將羧酸及其衍生物（例如酯）轉化為羥肟酸，將異氰酸酯轉化為 N - 羥基脲，將腈轉化為醯胺肟。硫酸羥銨還用於從發煙硫酸或氯磺酸反應生成羥胺 - O - 磺酸。

硫酸羥胺可用於生產抗結皮劑、藥物、橡膠、紡織品、塑料和洗滌劑。它是一種自由基清除劑，可終止自由基聚合反應並在天然橡膠中用作抗氧化劑。 在農業上，硫酸羥胺是一些殺蟲劑、除草劑和生長調節劑的合成原料。它在攝影中用作彩色照片顯影劑的穩定劑和彩色膠片感光乳劑中的添加劑。



分解

在 120 °C 的高溫時，硫酸羥胺開始分解為三氧化硫、一氧化二氮、水和氨：

　
: ${\ce {{2(NH3OH)2SO4}->[][{\triangle }]{2SO3}+{N2O}+{2NH3}+{5H2O}}}$

該反應在 138 °C 的溫度以上時是放熱反應，並且在 177 °C 時反應放熱最多。 金屬（尤其是銅、和其衍生合金、銅鹽）可催化硫酸羥胺的分解。硫酸羥胺的不穩定性主要是由於羥銨離子的弱氮氧單鍵所造成。



參考資料



外部連結


* 國際化學品安全卡 0898 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
小行星 18235（18235 Lynden-Bell, 1003 T-2）是一顆位於小行星帶的小行星。 於 1973 年 9 月 29 日被科內利斯・約翰內斯・萬・豪敦（_Cornelis Johannes van Houten_）、湯姆・赫雷爾斯（_Tom Gehrels_）和英格麗・萬・豪敦 - 格勒內費爾德（_Ingrid van Houten-Groeneveld_）發現於帕洛馬山天文台。以英國天文學家唐納德・林登貝爾的姓氏命名。



外部連結


* JPL Small-Body Database Browser on 18235 Lynden-Bell （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
硝酸鍶是一種無機化合物，化學式為 Sr (NO3)2。



性質

硝酸鍶是一種無色或白色等軸晶系結晶，易溶於水、液氨，微溶於無水乙醇和丙酮。加熱時先放出氧生成亞硝酸鍶，繼續加熱則分解為氧化鍶，並放出一氧化氮和二氧化氮氣體：

　
: 2 Sr(NO3)2 — 高溫→ 2 SrO + 4 NO2↑ + O2↑

硝酸鍶為氧化劑，與有機物和還原劑接觸、摩擦、碰撞及遇火可能引起劇烈燃燒和爆炸。有毒！



製備

1、天青石用鹽酸溶解後除鈣，加入飽和碳酸鈉溶液沉澱出碳酸鍶，過濾，用硝酸溶解，再經壓濾、濾液蒸發濃縮、結晶、離心分離，得到硝酸鍶成品。

　
: ${\rm {\ SrSO_{4}+Na_{2}CO_{3}\rightarrow SrCO_{3}\downarrow +Na_{2}SO_{4}}}$

　
: ${\rm {\ SrCO_{3}+2HNO_{3}\rightarrow Sr(NO_{3})_{2}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}$

2、由碳酸鍶與硝酸反應製備。反應方程式見上面。



用途

硝酸鍶用於製造紅色煙火，用於製造鐵路、航道和機場等的信號燈。國防工業中用於製造信號彈、火焰筒、曳光彈。也用於製造電視顯像管中的紅色發光劑、光學玻璃。還用於醫藥，製造螢光體。
氯化鋱是一種無機化合物，化學式為 TbCl3。在固態時它有著 YCl3 的層狀結構。氯化鋱可以形成無水物和六水合物。



配合物

氯化鋱可以和甘氨酸形成配合物 Tb (gly)3Cl3·3H2O。



參考文獻
硫酸鋁（化學式：Al2(SO4)3）是一個被廣泛運用的工業試劑，通常會與明礬混淆。硫酸鋁通常被作為絮凝劑，用於提純飲用水及汙水處理設備當中，也用於造紙工業。

自然狀況下，硫酸鋁幾乎不以無水鹽形式存在。它會形成一系列的水合物，其中十六水硫酸鋁是最常見的。

硫酸鋁也是一種很有效的軟體動物殺蟲劑，能殺滅西班牙鼻涕蟲（Spanish slugs）。



實驗室製備

硫酸鋁可以通過將氫氧化鋁（Al (OH)3）投入硫酸（H2SO4）中製備。

　
: 2Al(OH)3 + 3H2SO4 + 10H2O → Al2(SO4)3·16H2O



用途


* 在紡織品的印染中作為媒介。由於 Al3+ 會和 SO42-水解出氫氧化鋁膠體，因此硫酸鋁常用於淨水，在水的淨化中，它使雜質凝結，更容易沉澱和過濾。

* 當溶解於大量中性或微鹼性的水中時，產生膠體沉澱氫氧化鋁，Al (OH)3。在印染布料時，氫氧化鋁膠體使得染料更容易附著於植物纖維之上。

* 硫酸鋁也被用來調節土壤 pH 值，因為它水解生成氫氧化鋁的同時產生少量的硫酸稀溶液。



參見


* 硫酸

* 鋁

* 明礬

* 膽礬



注釋


* Pauling, Linus. General Chemistry. W.H. Freeman: San Francisco. 1970. ISBN 978-0-486-65622-9.



外部連結


* 國際化學安全卡 1191 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* 美國國立職業安全與健康研究所化學危險手冊 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* 硫酸鋁字典 - Guidechem.com （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氮化硼是一種由相同數量的氮原子（N）和硼原子（B）組成的二元化合物，其實驗式是 BN。氮化硼和碳是等電子的，並和碳一樣，氮化硼有多種同質異形體，其中六方氮化硼（α-BN）結構則類似於石墨，是一種十分實用的潤滑劑，立方氮化硼（β-BN）結構類似於鑽石，硬度僅低於金剛石，但耐高溫性優於金剛石。



六方氮化硼

六方氮化硼又稱 h-BN、α-BN 或 g-BN（graphitic BN），結構類似於石墨，有時也稱「白石墨」，它是最普遍使用的氮化硼形態。和石墨相似，六方形態是由許多片六邊形組成。這些薄片層與層之間的相關結構（registry）不同，但是從石墨的排列模式中看出，這是由於硼原子在氮原子上面使氮化硼的原子變成橢圓的。如此結構反映出硼 — 氮鏈的極性。


* 
* 
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氮化硼中較低的共價性質，使它成爲導電性相對於石墨較低的半金屬，電在它六邊形薄片中 pi - 鏈的網絡中流通。六方氮化硼的缺乏顏色，顯示較低的電子離域性，表示其能隙較大。

六方氮化硼在極低和極高（900 °C）的溫度甚至是氧氣下都是一種很好的潤滑劑，它在石墨的導電性和與其它物質的化學反應造成困難時特別有用。由於它的潤滑機理並不涉及到層面之間的水分子，氮化硼潤滑劑還可以在真空下使用，如在太空作業時。

六方氮化硼在空氣中高達 1000 °C、真空中 1400 °C 和在惰性氣體中 2800 °C 都仍然穩定，也是其中一種導熱性最好的絕緣體。它對多數物質都不產生化學反應，也不被許多融化物質所沾濕（如：鋁、銅、鋅、鐵和鋼、鉻、矽、硼、冰晶石、玻璃和含有鹵素的鹽類。）

細粒的 h-BN 被用於一些化妝品、顔料、補牙劑和鉛筆芯。

製造

六方氮化硼可由三氯化硼經過氮化或氨解後製作而成。六方氮化硼部件可由加熱加壓和其後的機械加工造出，因爲它的硬度與石墨相當，所以加工成本不高。這些部件都由氮化硼粉末製造，以氧化硼作爲燒結劑。氮化硼薄膜可以由三氯化硼和氮雛形化學氣相沉積後形成。而工業製造是基於兩個化學反應：熔化的硼酸與氨、硼酸或鹼性硼化物與尿素、胍、蜜胺或其他適當的氮氣中的有機氮化合物。製作超細氮化硼潤滑劑和 toner 則需要在氮氣中以 5500°C 高溫燃燒硼粉末。

B2O3 + 2 NH3 → 2 BN + 3 H2O (800 - 1200°C)

B2O3 + 3 C + N2 → 2 BN + 3 CO (1800 - 1900°C)

氮化硼纖維

六方氮化硼可以製成纖維的形態，由於和碳纖維結構相似，氮化硼纖維也被稱爲「白碳纖維」。它可以由射出成形的環硼氮烷纖維加上氮中的氧化硼於 1800 °C 下的熱分解製成。這種物質也可經過纖維素纖維浸泡於超過 1000 °C 的氨氣和氮氣中的硼酸或四硼化氨之後產生的熱分解製成。氮化硼纖維也可作為複合材料的補強，基質材料包括有機樹脂、陶瓷與金屬。

w - 氮化硼

w - 氮化硼是六方氮化硼是發生在高壓環境下的一種超硬狀態。這種六方形態呈纖維鋅礦結構，與石墨的層狀結構不同。



立方氮化硼

立方氮化硼也叫 c-BN、β-BN 或 z-BN，結構類似於鑽石，極其堅硬，顯微硬度 HV72000～98000Mpa，硬度僅低於鑽石。和鑽石相似，立方氮化硼是一種絕緣體但卻是一種極佳的導熱體。是被廣泛使用的工業鑽磨工具。

由於它鐵、鎳和其他高溫合金中是不可溶的，所以 CBN 適合加工鐵鎳等黑色金屬，而鑽石會和這些物質發生化學反應而造成刃具迅速磨損。多晶體 c-BN 鑽磨工具多用於機械鋼鐵，同時鑽石鑽磨工具多用於鋁合金、陶器和玻璃。如鑽石一樣，立方氮化硼由於聲子有著高傳熱性。在高溫中與氧接觸，氮化硼會形成一個氧化硼的鈍化層。氮化硼可以和金屬很好地結合，這是因爲硼或氮合金交錯層的形成。

立方體氮化硼晶體材料常被用在切割工具的切割頭。用於磨料時，一般使用合成樹脂、多孔性陶瓷等做粘合劑。商業產品名稱包括「Borazon」（Diamond Innovations）和「Elbor」或「Cubonite」（by Russian vendors）。

燒結的立方氮化硼是一種不導電的散熱片材料，故在微電子學領域中有潛在應用價值。

製造

立方氮化硼的製作可由在高溫、高壓下處理六方氮化硼而成，就如從石墨製成人造鑽石相似。使六方氮化硼直接轉爲立方氮化硼需要在 18 百萬帕的壓力和 1730-3230 °C 的溫度下。加入小量的氧化硼可以把所需的壓力降到 4 至 7 百萬帕，溫度降到 1500 °C。

α-BN + 1500-2200°C + 50-90kbar + kat. Li3N → β-BN

在工業裏，人們會使用催化法轉化氮化硼，而不同的催化劑物質會用在不同的生産方法上，例如鋰、鉑或鎂、他們的氮化物，氟氮化物、水再加上氨化合物或肼。其他工業合成法會使用溫差下結起的晶體或者爆炸產生的衝擊波。衝擊波的應用是用來製作出一種稱爲異鑽石的超硬的硼、碳和氮的化合物。

低壓下，可採用立方氮化硼薄膜的沉積技術。在化學氣相沉積中，可使用三氟化硼來選擇性蝕刻沉積的六方氮化硼（與沉積鑽石薄膜類似，使用氫原子來蝕刻石墨）。其他物理氣相沉積方法，如離子束沉積、電漿改善化學氣相沉積、脈衝雷射沉積、反應性噴濺法等亦有所使用。



三方氮化硼

三方氮化硼相似於六方氮化硼。它會在立方氮化硼轉化為六方氮化硼的過程中產生。



參見


* β- 氮化碳

* 磷化硼

* 低氧化硼

* 氮化鋁

* 寬能隙半導體

* 金屬基複合材料



注釋



參考資料



外部連結


* National Pollutant Inventory: Boron and Compounds

* Fiz Chemie Berlin thermophysical database

* Materials Safety Data Sheet （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館） at University of Oxford
硼酸（分子式：H3BO3）別名：原硼酸，正硼酸，是一種無機酸，為白色結晶性粉末，有滑膩手感，無氣味，主要用於消毒、殺蟲、防腐，在核電站控制鈾核分裂的速度，以及製取其他硼化合物。其為白色粉末或透明結晶，可溶於水；有時也會以礦物的形式存在，常存在溶解於某些礦物、火山湖水或溫泉。



製造

通常以硼砂與硫酸反應來製備硼酸：

　
: ${\ce {Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O -> 4H3BO3 + Na2SO4}}$

或將硼礦粉與碳酸氫銨溶液混合，經加熱後分解得到含硼酸銨料液，再經脫氨，得到硼酸。也可以用鹽酸酸解硼精礦，經過過濾、結晶和乾燥的處理，即得硼酸。



存在

硼酸很常見，很多地方都有，例如：


* 海水

* 植物，尤其是水果，幾乎每種水果都有硼酸

* 某些特定地區的火山，通常是存在火山口的蒸氣中

* 一些溫泉中

* 天然硼酸，顧名思義，就是天然的硼酸礦物

* 和很多其他礦物中，例如硼砂、方硼石、硬硼鈣石等等



性質

溶於水、酒精、甘油、醚類及香精油中，水溶液呈弱酸性。硼酸在水中的溶解度隨溫度升高而增大，並能隨水蒸汽揮發。

硼酸首先由霍姆貝格（1652－1715）製得，他是用硫酸和四硼酸鈉混合反應而製造的，霍姆貝格將之命名為 _sal sedativum Hombergi_，意思是「霍氏鎮靜鹽」。雖然硼酸在水中很穩定，但只要將之加熱到 170 °C 就會分解成偏硼酸 （HBO2），偏硼酸是白色晶體，較難溶解於水，大約在 236 °C 熔化，如果繼續加熱到 300 °C 就有可能進一步分解成四硼酸（H2B4O7）或叫焦硼酸，為白色固體，而如又進一步加熱的話就變成三氧化二硼。

水溶液中，硼酸主要以未游離的 B (OH)3 形式存在，只有少數與水中的 OH- 結合形成 [B (OH)4]−，使硼酸具有一元弱酸的性質。

　
: ${\ce {B(OH)3 + 2H2O <=> [B(OH)4]- + H3O+}}$

硼酸和硼酸鹽可以很迅速地與多元醇（如甘油）和 α- 羥基羧酸形成穩定的螯合物，使其酸性增強。這是分析化學用氫氧化鈉溶液在甘露醇存在下滴定硼酸的基礎。



分子結構

硼酸是由不對稱氫鍵相連的 B (OH)3 單元組成的片層結構，層間的距離為 318 皮米。



危險性

人類

一般硼酸的毒性不大，成人的致死量約為按每公斤體重 15～20 克，而小孩為每公斤體重 3～6 克。一次大量的吸收後可能會導致急性中毒，早期症狀為嘔吐、腹瀉、皮疹、中樞神經系統先興奮後抑制。嚴重得發生循環衰竭或休克，一般會在 3～5 天死亡。如果反覆食用小劑量會在體內累積，導致慢性中毒，出現厭食、乏力、精神錯亂、皮炎、禿髮、月經紊亂。

動物

一般來說，含 0.25% 硼酸飲用水餵食動物引起慢性中毒，硼酸會抑制動物生長， 動物屍體解剖並無組織受損現象，周圍血液循環也沒有改變。根據實驗結果：


* 天竺鼠口服攝入硼酸的致死劑量為 175 mg/kg。

* 大鼠的半數致死劑量為 900mg/kg。

* 小鼠的半數致死劑量為 466mg/kg。

* 鱒魚的半數致死濃度為 100 ppm（軟水）或 79 ppm（硬水）。



用途

醫藥用途

硼酸可以用於消毒或治療較小的割傷和燒傷，有時也被用作製造敷藥、軟膏等藥品的原料。硼酸可以治療黴菌感染，例如念珠菌症等疾病。以少量硼酸浸濕襪子可以治療足癬（香港腳），硼酸還可以治療人類和哺乳動物的外耳炎。

硼酸是唯一可以施用在眼部的酸，因此硼酸也是市面上多數眼藥水的重要成分。

殺蟲

硼酸曾被美國國家環境保護局用作控制蟑螂、白蟻、火蟻、跳蚤、蠹魚和其他爬行害蟲的殺蟲劑。硼酸會影響牠們的新陳代謝並腐蝕牠們的外骨骼，它可以做成含有引誘劑（砂糖等）的食物餌從而殺死害蟲，直接用乾燥的硼酸也有同樣的效果。如果直接用硼酸的話，硼酸可能會滲進入地板的裂縫，而當昆蟲走過裂縫時，腳上便沾有硼酸，當牠們再整理自己時（用嘴舔舐）就會吃進硼酸，食後成脫水狀態，會出屋外覓水，這導致牠們在三到十天內死亡。 有殺蟑藥採用硼酸當作餌劑成分：如在擺放後約 3-7 日內逐漸看不到蟑螂出沒，也無屍體蹤影，即見效果；且可保屋內清潔，和農藥成份的連鎖殺蟑藥相較之下，較可避免造成細菌孳生。

防腐

硼酸還可以殺死細菌和白蟻，因此其具有防腐用途。因為硼酸有毒，所以很少用在食物方面，但常用在木頭等容易腐爛的東西上。通常會把硼酸製成特殊的軟膏，並且塗在木頭上，或者把浸泡過硼酸和乙二醇的木條打入木頭內，這樣的優點就是硼酸做的藥劑可以進到木頭的深處。上述的兩種作法都可以達到防真菌、細菌、白蟻和溼氣等功能。

其他工業用途

硼酸亦可用於製造玻璃、鈾料、琺瑯、皮革、紙、黏合劑和炸藥。在美國更廣泛用於洗潔劑，由於熔化的硼酸能溶解其他金屬氧化物，因此也可用作銅銲和焊接時的助熔劑。

核電站用途

硼酸還可以在核電站內控制核分裂速率，並且影響核電站的發電量，一般來說，核分裂時釋放的中子量控制著核分裂的速率，而硼就是一種很能吸收中子的原子，吸收的量有 20%，其中硼 - 10（硼的同位素之一）的最高，高達 80%。因此可把硼 - 10 做成的硼酸注入反應爐，或是加入控制棒裡面，以控制核分裂的速率。



參見


* 硼的同位素



延伸閱讀


* 硼酸 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館） 於化工引擎．

* ChemSub Online （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館） 硼酸



參考文獻
碘 - 131（Iodine-131），也稱放射碘（Radioiodine），是碘的一種放射性同位素。原子核內有 78 個中子，比碘的穩定性核素碘 - 127 的原子核的中子數多 4 個。碘 - 131 是人工核分裂產物，正常情況下在自然界中不會存在，攝入人體後，會積聚在甲狀腺處對人體造成危害。因此各國會針對核能電廠周邊住民發放或儲備碘片（碘化鉀），核災發生後遭受游離碘輻射暴露時，於 4 小時內服用可使不具放射性的碘 - 127 在甲狀腺裡飽和，從而減少甲狀腺對放射性碘 - 131 的吸收。



用途

碘 - 131 治療，也就是利用其特異性被甲狀腺細胞吸收，利用碘 - 131 的 β 衰變釋放出的電子的殺傷半徑僅為 3 毫米，可靶向殺死甲狀腺腫瘤細胞和甲狀腺細胞，可用於甲狀腺癌的放療與甲亢治療。服用碘 - 131 的病人應該儘可能避開輻射到其他人，尤其是幼兒和孕婦。

碘 - 131 全身顯像，是診斷甲狀腺癌遠處轉移的高靈敏檢查。一般在服用碘 - 131 之後的第七天與三個月後做 SPECT 全身顯像，如果發現瀰漫性放射性攝取碘 - 131，提示甲狀腺癌瀰漫性轉移或甲狀腺癌根治術後殘留。



參見
硫酸鋁鉀（potassium alum，KAl(SO4)2·12H2O）又稱鉀明礬、鉀鋁礬、鉀礬、白礬、生礬、羽涅、雲母礬、十二水合硫酸鋁鉀，由於是「礬」類中最重要成員，又直接簡稱為「明礬」，其為由硫酸鉀和硫酸鋁形成的含結晶水之複鹽。

硫酸鋁鉀可以用作淨化水質、鞣製皮革、當作發粉或者代替硫酸鋁作凡拉明藍防染劑。硫酸鋁鉀也可以添加在化妝品中當作除臭劑，或為刮鬍子時造成的小傷口當作止血劑。



性質

明礬（硫酸鋁鉀）結晶為極易溶於水中的無色或白色的八面體晶體，其晶體結構屬異極性三方晶系。其水溶液呈酸性、可用作收斂劑，加入碳酸鈉可得「中性明礬」。明礬受熱時會先溶解於其自身所含的結晶水中，繼續加熱則失去水分而成無水硫酸鋁鉀白色粉末，稱為「燒明礬」或稱「枯礬」（burnt alum）。



礦物形態和生成

明礬礦是含有硫化物礦物和含鉀礦物經過風化作用和氧化還原反應自然生成的硫酸鹽礦物，常常存在於礦區堅硬的岩石表面。在過去，明礬都是由生成於含硫的火山沉積物裡面的明礬石提煉出來，所以明礬石應該就是以前鋁和鉀的來源。目前義大利維蘇威火山、澳洲昆士蘭省的 Springsure 東部、美國田納西州的 Alum Cave、美國亞利桑那州聖克魯斯縣的 Alum Gulch 及菲律賓的宿霧島都有產明礬石。纖維鉀明礬（kalinite）是一種與明礬石相似的礦物，它的分子式為 KAl (SO4)2·11(H2O)（十一水合硫酸鋁鉀）。



用途

明礬常被拿來當作膨鬆劑（發粉），用於油條和冬粉的製作，以及用於造紙、製筆、製皮革和泡沫滅火器中。也用作將缺乏親和力的纖維染色的媒染劑。

在中國古代，明礬的使用可追溯至宋朝，宋朝對鹽、茶、礬等都行使專賣，並建立有榷礬制度。溫州礬山鎮在當時有「世界礬都」之稱。中醫認為明礬可以解毒殺蟲，燥濕止癢，《得配本草》記載：「礬石即白明礬，甘草為之使。畏麻黃，惡牡蠣。酸、鹹，澀，入肝肺二經。」而印度的傳統醫學阿育吠陀中稱為「phitkari」或「saurashtri」的東西亦是指明礬。

照相定影劑中常常添加明礬當作固相劑。

水質處理中，明礬用作淨水劑。其原理為鋁離子 Al3+ 在水中會水解生成氫氧化鋁膠體，吸附水中的懸浮微粒。反應式為：

Al3+ + 3H2O ↔ Al(OH)3 + 3H+

明礬有殺菌及消毒的功效。由於可以抑制細菌的生長，因此可以當作天然除臭劑，消除體臭；然而，這種用法並沒有止汗的功效。此外，明礬亦可在小傷口上止血，特別是在刮鬍子時造成的輕微割傷。



製備

可由硫酸鋁與硫酸鉀溶液適量混合後結晶製得，或蒸發水分製得無水硫酸鋁鉀。其反應式為：

　
: ${\rm {\ Al_{2}(SO_{4})_{3}+K_{2}SO_{4}+24H_{2}O\rightarrow 2KAl(SO_{4})_{2}\cdot 12H_{2}O}}$



安全性

含鉀明礬的除臭劑中可能會對皮膚有輕微的刺激性。



參見


* 礬

* 硫酸鋁銨（銨明礬）

* 硫酸鋁鈉（鈉明礬）



參考資料



外部連結


* Potassium Alum: Mineral Data （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* Mindat （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* 白礬 中藥材圖像資料庫（香港浸會大學中醫藥學院）（中文）（英文）
第 10043 號總統公告（英語：Proclamation 10043）是美國總統唐納・川普於 2020 年 5 月 29 日簽署的總統公告，旨在禁止與中國人民解放軍有聯繫的中華人民共和國學生獲得 F 簽證或 J 簽證。該公告至今仍然有效。

2021 年 8 月 25 日，安東尼・布林肯簽署文件，將公告第 2 (a)(vii) 款「申請人進入美國符合美國利益」的判斷權力委託給領事事務助理部長。



影響

路透社 2020 年 9 月報導稱，已有上千名中國人的簽證被撤銷。2021 年 6 月，在一份 310 名學生參與的拒簽調查中，大部分被拒簽的學生本科曾就讀於北京航空航天大學、北京理工大學、哈爾濱工業大學、哈爾濱工程大學、西北工業大學、南京航空航天大學、南京理工大學和北京郵電大學等八所高校之一，或受國家留學基金委員會資助。

在《福布斯》報導的案例中，當事人自 2018 年以來一直呆在美國，但仍在 2023 年回國續簽時被拒簽。



回應

中華人民共和國教育部回應稱，中方堅決反對美國政府出台限制中國留學人員的錯誤做法，堅決反對將正常的留學交流政治化和污名化。2021 年 7 月 6 日，外交部發言人趙立堅回應稱，中方對此表示嚴重關切，已向美方提出嚴正交涉。

有自稱被影響學生計劃發起集體訴訟，正在聯繫律師中，他們還開設了英文網站 10043.org （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）向外界傳播受第 10043 號公告影響的學生案例，呼籲維護學術自由。

2021 年 6 月 10 日，美國大學協會、美國教育理事會及其他 39 個協會致信美國國務院官員，要求其對第 10043 號總統公告的實施範圍進行說明。



參見


* 海外高層次人才引進計劃，俗稱千人計劃。

* 國防七子



參考文獻



外部連結


* 10043.org （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
苯甲酸鈾 (IV) 是鈾的苯甲酸鹽，化學式為 U (C6H5COO)4。它可由鈾和苯甲酸在醚溶液中反應得到，或由四乙酸鈾和苯甲酸在回流條件下反應製得，反應生成的乙酸可以減壓蒸去。



參考文獻



拓展閱讀


* Thierry Loiseau, Ionut Mihalcea, Natacha Henry, Christophe Volkringer. The crystal chemistry of uranium carboxylates. Coordination Chemistry Reviews. 2014-05,. 266-267: 69–109 [2023-02-27]. doi:10.1016/j.ccr.2013.08.038 （英語）.