zetavg/zh-tw-wikipedia huggingface dataset:
7758-09-0

**亞硝酸鉀**是一種無機化合物，化學式為 KNO2。

## 性質

白色至微黃色稜柱狀或棒狀易潮解結晶。易溶於水和液氨，微溶於乙醇，不溶於丙酮。水溶液呈鹼性。常溫下性質穩定。加熱至 350 °C 以上時分解生成氧化鉀並放出氧化氮氣體。為還原劑，與有機物或其他可燃物接觸可引起燃燒和爆炸，與銨鹽或氰化物相混合時可能發生爆炸。遇酸放出劇毒的氧化氮氣體。有毒，致癌。毒理見亞硝酸鹽中毒。

## 製備

由硝酸鉀溶液與鉛共熱而得。

　
: ${\rm {\ KNO_{3}+Pb\rightarrow KNO_{2}+PbO}}$

## 用途

分析化學中，用於檢測胺基酸、碘、鈷和脲。也用作有機合成試劑、食物防腐劑和血管擴張藥等。

## 參考資料
7758-11-4

**磷酸氫二鉀**（化學式：K2HPO4）又稱 **磷酸二鉀**、**磷酸一氫鉀**，是磷酸生成的鉀鹽酸式鹽之一。它為易潮解的白色粉末，可溶於水，水溶液呈弱鹼性。

## 性質

無色四方晶系結晶或白色結晶粉末，有潮解性，可溶於水，微溶於乙醇，低毒性，健康危害等級 2，水溶液呈弱鹼性。

## 製備

一般利用磷酸與氫氧化鉀反應製成：

　
: ${\rm {H_{3}PO_{4}+2KOH{=\!=\!=\!=}K_{2}HPO_{4}+2H_{2}O}}$

## 用途

主要用於醫藥業和發酵工業，微生物，菌類培養基，pH 緩衝劑。用作液體肥料、防凍劑的緩蝕劑。食品工業中用作緩衝劑、螯合劑等。

作為食品添加劑，磷酸氫二鉀用於仿乳製品奶精，乾粉飲料，礦物質補充劑和發酵劑。 它用於非乳製品奶精以防止凝結。

磷酸氫二鉀也用於製備緩衝溶液，用於生產用於細菌培養的瓊脂平板大豆胰酶解酪蛋白瓊脂。

3％的磷酸氫二鉀凝膠用作 Crest Sensi-Strips 中的活性成分，它是常見的牙齒敏感性產品。

## 安全

作為食品添加劑，被美國食品藥品監督管理局列為一般認為安全（Gererally recognized as safe）。

## 參見

* 磷酸二氫鉀 KH2PO4、磷酸一鉀
* 磷酸鉀

## 參考來源

* http://www.surtek.com.tw/112.htm （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
7758-16-9

**酸式焦磷酸鈉**，化學式 Na2H2P2O7。

## 性質

酸式焦磷酸鈉是一種白色單斜結晶性粉末或熔融狀固體，溶於水，不溶於乙醇。稍有吸濕性，吸水後形成六水合物。水溶液用稀酸加熱則水解成磷酸。加熱至 220°C 以上時分解生成偏磷酸鈉。

## 製備

由無水磷酸二氫鈉在 140～200°C 進行加熱熔融聚合，經粉碎後包裝，製得食用酸式焦磷酸鈉。

　
: ${\rm {\ 2NaH_{2}PO_{4}\rightarrow Na_{2}H_{2}P_{2}O_{7}+H_{2}O}}$

## 用途

酸式焦磷酸鈉用作發酵粉，用於烘烤食品，控制發酸速度，提高生產強度。用於方便麵和餅乾糕點中。

## 參考資料
7758-23-8

**磷酸二氫鈣**是一種無機磷化合物，其化學式為 Ca (H2PO4)2。

## 性質

白色粉末，適度可溶於水。

## 用途

磷酸二氫鈣是磷酸鹽肥料（如過磷酸鈣）中的重要成分。此外它也用作食品添加劑。
亦可作為動物飼料添加劑。

## 參考資料
7758-29-4

**三聚磷酸鈉**，化學式 Na5P3O10。

## 性質

三聚磷酸鈉是一種白色粉末，易溶於水，水溶液呈鹼性，1％水溶液 pH 為 9.7。有兩種晶形，α 型（高溫型）和 β 型（低溫型），兩者化學性質相同，均可得到相同的水溶液和結晶水合物，不過熱穩定性、溶解度、溶解時水合熱量以及吸濕性均不同。它在水中會逐漸水解為正磷酸鹽。有良好的配位能力，可與鈣、鎂、鐵等金屬離子絡合。也是一種非有機表面活性劑。

## 製備

磷酸用純鹼中和至一定磷酸氫二鈉與磷酸二氫鈉（2:1）的比例，該混合液進行乾燥 (，得到正磷酸鹽乾料)，再在 350～450 °C 下進行聚合生成三聚磷酸鈉，再經冷卻、粉碎，製得三聚磷酸鈉成品。

　
: ${\rm {\ 4Na_{2}HPO_{4}+2NaH_{2}PO_{4}\rightarrow 2Na_{5}P_{3}O_{10}+4H_{2}O}}$

## 用途

三聚磷酸鈉用作合成洗滌劑中的添加劑，肥皂增效劑、pH 調節劑，軟水劑，染色助劑，製革預鞣劑，分散劑和食品工業中的品質改良劑、軟化劑和增稠劑等。

## 對人體健康的影響

聚磷酸可以被水解成更簡單的磷酸，磷是身體所必需的元素，適量的磷酸對人體是有益的。比如，ATP，一種三磷酸化合物，對於生命是必不可少的。另外，聚磷酸的毒性比較低。聚磷酸鹽的陽離子具有微弱的鹼性，因此對皮膚和黏膜具有一定的刺激性。

## 參考資料
7758-89-6

**氯化亞銅**是銅 (I) 的氯化物，化學式為 CuCl。氯化亞銅為白色固體，常作為製取其他銅化合物的原料。和其他第一列過渡元素的鹵化物不同，它可以和一氧化碳形成穩定的錯合物。由於銅 (I) 常形成四面體型錯合物，因此氯化亞銅晶體結構為閃鋅礦型的。它是難溶於水的白色固體，易溶於濃鹽酸，不純的氯化亞銅樣品因混有氯化銅而現綠色。

## 歷史

氯化亞銅是由羅伯特・波以耳在 17 世紀中葉通過氯化汞和金屬銅反應首先合成的 ：

　
: HgCl2 + 2 Cu → 2 CuCl + Hg

1799 年約瑟夫・普魯斯特鑑別出了兩種不同的銅的氯化物。他通過將氯化銅在隔絕空氣的條件下加熱至紅熱使它失去一半的氯原子，隨後用水洗去剩餘的氯化銅得到產物。

酸性的氯化亞銅溶液曾用於分析測定氣體中的一氧化碳含量，比如用於亨普爾氣體發生器（Hempel's gas apparatus）。

## 化學性質

* *

相較於其他路易士酸，氯化亞銅較容易取得，毒性也較低。此外，銅的氧化態較多，其中重要的包括 + 1、+2。氯化亞銅的性質大多與以上兩點有關。依照軟硬酸鹼理論的分類，氯化亞銅為「軟酸」，因此較容易和其他歸類為「軟鹼」的路易士鹼形成穩定的錯合物。以下是氯化亞銅和三苯基膦的反應：

　
: CuCl + P(C6H5)3 → [CuCl(P(C6H5)3)]4

CuCl 不溶於水，但可溶於一些特定的溶液中。它與鹵化物離子加合生成錯離子，例如溶解在濃鹽酸中時生成 H3O+CuCl2−。含 CN−、S2O32−和 NH3 的溶液也可與 CuCl 配合而溶解。它也溶於氯化鉀或氯化鈉等氯化物的濃溶液中。

CuCl 在 HCl 或 NH3 中的溶液可吸收一氧化碳生成無色的錯合物，比如以氯作為橋接配位基的二聚體 [CuCl (CO)]2。而且其鹽酸溶液也可與乙炔反應生成 [CuCl (C2H2)]，氯化亞銅的氨溶液時則與乙炔反應得到爆炸性的乙炔亞銅（Cu2C2）。CuCl 與烯烴的錯合物可在溶有烯烴的醇溶液中，用二氧化硫還原 CuCl2 製得，其中氯化亞銅與二烯烴，如 1,5 - 環辛二烯的錯合物相當穩定：

　
:

它在水中溶解度不高，而且水溶液不穩定容易歧化，產物為 Cu 和 CuCl2。因此其溶液常帶綠色（如右上圖）。

乾燥的氯化亞銅在空氣中比較穩定，但濕的氯化亞銅在空氣中易發生水解和被空氣氧化。

　
: 4CuCl + O2 + 4H2O → 3CuO·CuCl2·3H2O + 2HCl

　
: 8CuCl + O2 → 2Cu2O + 4Cu2+ + 8Cl-

氯化亞銅和溴反應，可以得到暗棕色的氯溴化銅 (II)（CuBrCl)，易溶於水。

## 製備

### 實驗室製法

實驗室製備氯化亞銅可以往熱的氯化銅的濃鹽酸中加銅屑的方法，再加熱溶液至深棕色，稀釋後即得氯化亞銅沉澱。

另一種製備方法是向含有銅絲、硝酸、氯化銨、鹽酸的溶液中通入氧氣並加熱，此反應中硝酸為催化劑：

　
: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

　
: 2NO + O2 → 2NO2

　
: 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

　
: Cu(NO3)2 + Cu + 2HCl + 2NH4Cl → 2NH4[CuCl2] + 2HNO3

反應結束後，向容器中加入大量水稀釋便得氯化亞銅沉澱。

### 工業製法

工業上合成氯化亞銅有多種方法。

例如硫酸銅法，向硫酸銅和氯化鈉的溶液中通入二氧化硫，再用大量的水稀釋。最後洗滌、乾燥，即得氯化亞銅產品。反應中溫度宜控制在 70~80°C，一定要加入過量的氯化鈉。初產品要迅速洗滌乾燥，以保證產品的產量和質量。

## 用途

氯化亞銅的主要用途是作為製取殺真菌劑氯氧化銅（王銅）的前體。為達此目的，先利用歸中反應製得氯化亞銅水溶液，再以空氣氧化：

　
: Cu + CuCl2 → 2 CuCl

　
: 6 CuCl + 3/2 O2 + 3 H2O → 2 Cu3Cl2(OH)4 + CuCl2

氯化亞銅可作為很多有機反應的催化劑。氯化鋁存在下，它可吸收一氧化碳，被用在合成氨工業上。

### 有機合成

在桑德邁爾反應中，以氯化亞銅處理芳香重氮鹽，可得到氯代芳烴：

該反應應用很廣，產率很高。

早期曾以鹵化亞銅來催化格氏試劑對ɑ,β- 不飽和酮的 1,4 - 加成，並從此研究出當今在有機合成中應用很廣的有機銅試劑：

例如，CuCl 與甲基鋰（CH3Li）反應得到吉爾曼試劑 ——(CH3)2CuLi，常用於有機合成中。這與有氯化亞銅的格氏試劑與 α,β- 不飽和醛酮的反應類似。儘管碘化亞銅之類的銅 (I) 化合物也被用於這些反應中，但有些情況下還是選擇氯化亞銅：

Bu = 正丁基

但在無 CuCl 存在時，格氏試劑與 α,β- 不飽和醛酮反應會得到 1,2 - 與 1,4 - 加成產物的混合物，其情況與 α,β- 不飽鍵關於羰基另一邊的基團有關：當基團為 H（即醛基）或較小時，生成的是 1,2 - 加成為主；當基團較大時，生成的是 1,4 - 加成為主

在加特曼－科赫反應之中，作為催化劑，氯化亞銅吸收氣態的一氧化碳。

在瓦克爾法中，氯化亞銅是反應中由氯化銅形成的中間產物。

### 聚合物

在原子轉移自由基聚合中，氯化亞銅為催化劑。

## 參考文獻

## 外部連結

* 銅及其化合物資料頁
* COPureSM 法 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
7758-95-4

**氯化鉛**，又稱**二氯化鉛**（PbCl2）是一種無機化合物，是一種在標準狀況下是白色固體。它微溶於冷水，可溶於熱水。

## 物理性質

它是白色粉末，密度為 5.3-5.8 克 / 厘米。摩氏硬度為 1.5-2。溶解度為 0.99 g/100 mL (20 °C)。

## 毒性

像其他鉛化合物一樣，接觸氯化鉛可能會引起鉛中毒。

## 參見

* 鉛
* 氯化物
7758-97-6

**鉻酸鉛**（俗稱**鉻黃**），化學式 PbCrO4。常溫時為黃色粉末，可用作黃色顏料或是塗於馬路上的分隔線，使用量已經大幅減少。

其溶解度極低、鉻酸鉛在製造時有精心管理、主要是在於原料鉻酸鹽的粉塵，鉻酸鉛的實際危害比其他含鉛及六價鉻的化合物低很多。

將鉻酸鉀加於鉛鹽可以製成鉻酸鉛。它的反應式是：

　
: Pb2+ + CrO42− → PbCrO4

這一反應常用來鑑定 Pb2+ 或 CrO42−。它可在氫氧化鈉溶液中溶解：

　
: PbCrO4 + 3 OH−   →   [Pb(OH)3]− + CrO42−

故可用來區別其他黃色的難溶鉻酸鹽（如 BaCrO4）。
7758-98-7

**硫酸銅**，化學式 CuSO4，無水為白色粉末，或因不純而呈淡灰綠色，是可溶性銅鹽。硫酸銅常見的形態為其結晶體，**一水合硫酸四水合銅**（[Cu(H2O)4]SO4·H2O，即五水合硫酸銅），為藍色固體，故俗名為藍礬、膽礬。其水溶液因水合銅離子的緣故而呈現出藍色，故在實驗室里無水硫酸銅常被用於檢驗水的存在。在現實生產生活中，硫酸銅常用於煉製精銅，與熟石灰混合可製農藥波爾多液。硫酸銅屬於重金屬鹽，味酸，略有苦味，有毒，成人致死劑量 0.9g/kg。若誤食，應立即大量食用或飲用牛奶、雞蛋清、牛肉等富含蛋白質食品，或者使用 EDTA 鈣鈉鹽解毒。

## 製備

硫酸銅可以用硫酸與氧化銅反應製得。

　
: CuO + H2SO4 $\to $ CuSO4 + H2O

碳酸銅跟硫酸反應都可以製備硫酸銅：

$$
{\ce {CuCO3 + H2SO4 -> CuSO4 + CO2 + H2O}}
$$

亦可用銅電極電解硫酸製得。也可以用濃硫酸和銅共熱製取： ${\ce {Cu + 2H2SO4 -> CuSO4 + SO2 + 2H2O}}$

也可用鹼式碳酸銅加酸分解來製備硫酸銅。

$$
{\ce {Cu2 ( OH ) 2CO3 + 2H2SO4 -> 2CuSO4 + CO2 + 3H2O}}
$$

## 化學性質

### 置換反應

金屬活動性位於銅之前的金屬可以將硫酸銅溶液中的銅置換出來，如：

　
: Sn + CuSO4 → SnSO4 + Cu

　
: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

明朝《本草綱目》記載硫酸銅（膽礬）「能化鐵為銅」，說明古代人們已經明白有這種置換反應。

### 配體取代反應

硫酸銅和適量氨水反應，生成氫氧化銅沉澱，當氨水過量時，沉澱溶解，形成深藍色的硫酸四氨合銅溶液，結晶可得到晶體：

　
: CuSO4 + 2 NH3·H2O → Cu(OH)2↓ + (NH4)2SO4

　
: CuSO4 + 4 NH3·H2O → [Cu(NH3)4]SO4 + 4 H2O

### 熱分解

硫酸銅五水合物在 56.5 °C 可以分解為淺藍色的三水合物，在 70.5 °C 生成一水合物。也有文獻指出根據反應條件的不同，分解溫度也不同，如 95.6 °C 五水合物分解為三水合物，液相以飽和溶液的形式存在，或 103 °C 時的硫酸銅飽和溶液析出三水合物。另外，在較高溫度下無水硫酸銅可以分解形成水、氧化銅、三氧化硫，古人曾用此方法製備硫酸。

## 用途

硫酸銅可以用於殺滅真菌。與石灰水混合後生成波爾多液，用於控制檸檬、葡萄等作物上的真菌。 稀溶液用於水族館中滅菌 以及除去蝸牛。由於銅離子對魚有毒，用量必須嚴格控制。大多數真菌只需非常低濃度的硫酸銅就可被殺滅。此外，硫酸銅也可用來控制大腸桿菌。
硫酸銅也可用於除藻，其機制為銅離子穿透細胞壁取代葉綠素中的鎂離子，使葉綠體無法行光合作用，進而滅亡。

## 化學用途

### 菇農業

室內種菇可能用來作為農藥，如果菇表面有藍色即是代表被污染和不能食用

### 分析試劑

幾種化學分析都需用到硫酸銅。它用於斐林試劑和班氏試劑中檢驗還原糖。在反應中，二價銅離子被還原成一價的不溶紅色沉澱氧化亞銅。硫酸銅還可用於雙縮脲試劑中用來檢測蛋白質，其原理是銅與蛋白質會形成紫色的絡合物。

硫酸銅可用於檢驗貧血。將血樣滴入硫酸銅溶液中，若血樣中含足夠血紅蛋白，血樣會快速下沉；若血紅蛋白含量不夠，血樣會懸浮在溶液中。

焰色反應中硫酸銅顯藍綠色，比鋇離子的顏色藍得多。

### 有機合成

硫酸銅可以用於有機合成。 無水鹽用於催化縮醛反應。 五水鹽與高錳酸鉀反應生成一種氧化劑，用於伯醇的轉換。

### 化學教育

硫酸銅通常被包含在兒童的化學實驗試劑中，用於晶體的生成試驗和電鍍銅實驗。因為它的毒性，不建議幼兒使用。硫酸銅常用於演示放熱反應，演示時將鎂條插入硫酸銅溶液中。硫酸銅還可以用來演示晶體失水風化和得到結晶水的過程。

在初中化學中，利用硫酸銅與鐵發生的置換反應驗證質量守恆定律，以及研碎硫酸銅晶體來區分物理變化和化學變化。

### 藥用

硫酸銅亦可以用作催吐劑，現在則認為這樣用毒性太大。但其仍是世界衛生組織 ATC 代碼 (V03) 列出的一種解毒劑。

硫酸銅配成溶液後可以和白磷反應，在白磷燒傷和白磷中毒上有應用。

## 注釋
7759-02-6

**硫酸鍶**（SrSO4）是鍶對應的硫酸鹽，外觀為白色晶體狀粉末，在自然界中以礦物天青石的形式存在。其極微溶於水，比例為 8800:1，即 8800 體積的水能溶解 1 體積的硫酸鍶，相比而言，鹽酸和硝酸的鍶鹽更溶於，微溶於鹼性氯化物中，如氯化鈉。

## 結構

硫酸鍶是一種聚合物，與硫酸鋇有相同結構。一小部分放射蟲等原生動物會利用硫酸鍶晶體作為它們骨骼的主要成份。

## 應用

在自然界中，發現硫酸鍶會作為發現其他鍶的化合物的先兆，而且這種方法更實用。在工業上會為了將其用作初期製陶或煙火製造而將硫酸鍶分別加工成碳酸鍶或硝酸鍶。

## 參考資料
775工程

**775 工程**（俄語：**Объект 775**）是蘇聯車里雅賓斯克設計局的伊薩科夫・帕維洛維奇（Павел Па́влович Иса́ков）於 1964 年研製的一款飛彈坦克，該坦克僅有幾輛原型車被製造出，從未量產過。

## 設計與發展

775 工程是由伊薩科夫・帕維洛維奇從 1962 年至 1964 年設計的一種坦克，1963 年時考慮採用紅寶石（Rubin）或阿斯特拉（Astra）兩種飛彈其中一種裝備，國防科學技術委員於 1964 年 3 月 1 日決定採用紅寶石飛彈。與其他飛彈坦克（287 工程與 IT-1）相同，775 工程的砲塔採用全鑄造炮塔，配備了 125 毫米線膛火箭發射器，能發射反坦克飛彈和火箭，砲塔做的相當低矮，全車總高度只有 1740 毫米，車身採用 T-64 的車體，經過強化後，被認為能在核戰中使用。車上乘員僅有兩名，一位在砲塔，一位在車身。

## 結果

在測試 775 工程時認為其擁有良好的機動力、續航力和隱蔽性，但因為發射紅寶石飛彈的裝置重達 180 公斤、飛彈長度過長、昂貴、低可靠性的飛彈系統。此外，敵人步兵、迫擊砲不為 775 工程所能應付的目標，特別是在極近距離（4-5 公尺）下。T-64 取代了 775 工程，原本還有以 775 工程為原型設計的 780 工程，是以 3 人乘員，可發射反坦克導彈和一般穿甲彈的坦克，也沒有被採用。

## 資料來源

## 參考資料

* Ракетный танк «Объект 775» （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* РАКЕТНЫЕ ТАНКИ или как прививали броне чужеродную конструкцию（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
775年

## 大事記

* 查理曼決心征服諸薩克森之政權與神權。本年更發動大規模入侵，但遇挫。

## 出生

* 伊爾杜安，法國主教，作家
* 利奧五世 (拜占庭)，拜占庭帝國皇帝

## 逝世

* 中將姬，日本人物
* 井上內親王，日本皇女
* 吉備真備，日本學者
* 貞懿皇后獨孤氏，唐代宗李豫的貴妃
* 新平公主 (唐朝)，唐玄宗之女
* 李瑁，唐玄宗之子
* 裴遵慶，唐朝大臣
* 南陽慧忠，唐朝僧人
* 君士坦丁五世，拜占庭帝國皇帝
* 阿布・加法爾・阿卜杜拉・曼蘇爾・本・穆罕默德，阿拔斯王朝第二代哈里發
776-74-9

**二苯基溴甲烷**是一種有機化合物，化學式為 C13H11Br。它可由二苯甲醇的溴化反應製得。它和疊氮化鈉在二甲基亞碸中反應，可以得到二苯基疊氮甲烷。它和甲苯在三氟化硼乙醚存在下反應，可以得到 4 - 甲基三苯甲烷，副產物 2 - 甲基三苯甲烷。

## 參考文獻
7761-88-8

**硝酸銀**（英語：Silver nitrate）化學式為 AgNO3，白色晶體，易溶於水，遇有機物變灰黑色，分解出銀。純硝酸銀對光穩定，但由於一般的產品純度不夠，其水溶液和固體常被保存在棕色試劑瓶中。

硝酸銀溶液由於含有大量銀離子，故氧化性較強，並有一定腐蝕性，醫學上用於腐蝕增生的肉芽組織，稀溶液可作為眼部感染（例如新生兒結膜炎）的預防性殺菌劑。

## 製備

硝酸銀結晶的製備方法為，將銀金屬溶解於硝酸溶液中，再將溶液的水份蒸發。方程式如下所示：

　
: 3 Ag(s) + 4HNO3(aq) → 3 AgNO3(aq) + 2 H2O(l) + NO(g)

硝酸銀固體中的銀離子，在三角平面結構中是三配位。

## 化學反應

若遇到氯離子，溴離子，碘離子等會發生反應生成不溶於水，不溶於硝酸的氯化銀（白色沉澱），溴化銀（淡黃色沉澱），碘化銀（黃色沉澱）等。因此常被用於檢驗氟以外的鹵素離子的存在；

　
: Ag+(aq) + X−(aq) → AgX(s)

　
: X 代表 Cl 或 Br 或 I。

氯化銀可與氨水反應再度溶解，生成無色的二氨合銀 (I) 配離子溶液:

　
: AgCl +2NH3 → Ag(NH3)2+ + Cl -

　
: 硝酸銀與汗水中的氯化鈉生成 AgCl 沉澱，再照光後顯現出黑色指紋影像，故可用來驗指紋

### 置換反應

由於銀是一種不太活潑的金屬，因此可以被如鐵等比銀更活潑（活性更大）的金屬置換出來。

例如銅可以把硝酸銀裏面的銀置換出來，生成硝酸銅和銀單質。其中可觀察到，溶液慢慢由無色變爲藍色，並有銀色的物質生成。

　
: 2 AgNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 Ag

置換反應是氧化還原反應。

## 參考文獻

## 外部連結

* International Chemical Safety Card 1116 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
776年

## 大事記

* 莫高窟第 148 窟建成，本窟有長達 16 公尺臥佛，並《大唐隴西李府群修功德碑》記載莫高窟興建的歷史。
* 查理曼鎮壓倫巴第叛亂。

## 出生

* 

## 逝世

*
777

**777** 是 776 與 778 之間的自然數。

## 在數學中

* 合數，正因數有 1、3、7、21、37、111、259 和 777。

　
: 質因數分解為 $3\times 7\times 37$ 。
* 虧數，真因數和為 439，虧度為 338。
* 不尋常數，大於平方根的質因數為 37。
* 無平方數因數的數。
* 楔形數。
* 十進位的哈沙德數。
* 十進位的奢侈數。

## 在文化上

* 777 是很多角子機的 Jackpot 中獎組合。
* 台灣網路文化用語，意同中國大陸之 666，表示讚揚「某一操作或某一動作十分熟練、順暢」，「一個人在某一事件中表現得極為出彩」等意思。

## 在電腦領域中

* UNIX 檔案系統使用 777 表示檔案可被所有人存取（見 chmod）。

## 在其它領域中

* 777 年
* 波音 777 客機
* NGC 777，三角座的一個星系
* 777 大廈，是一座位於美國加利福尼亞州洛杉磯的 52 層摩天大樓
* 林鄭月娥在 2017 年香港特別行政區行政長官選舉中被選舉委員會以 777 選委票當選第 5 屆香港特別行政區行政長官，因此「777」在香港亦為部分香港非建制派稱呼林鄭月娥的綽號，但不被林鄭月娥承認。

## 參見

* 數表
* 111 222 333 444 555 666 **777** 888 999

## 參考
7772-98-7

**硫代硫酸鈉**（化學式 Na2S2O3），又名**大蘇打**、**海波**（來源於其別名 sodium **hypo**sulfite），是鈉的硫代硫酸鹽。它通常以白色或無色的五水合物（分子式：Na 
2S 
2O 
3·5H 
2O）。它是一種會導致壁癌的化學物質，易溶於水。

硫代硫酸鈉可用於金礦開採、水處理、分析化學，銀基攝影膠片和相紙的開發，以及藥物。硫代硫酸鈉的醫藥用途包括治療氰化物中毒和花斑癬。它在世界衛生組織基本藥物標準清單中，是醫療系統所需的最安全、最有效的藥物。

## 製備

在工業規模上，硫代硫酸鈉主要是由硫化鈉或含硫染料製造的液體廢品生產。

在實驗室中，可以由亞硫酸鈉或沸騰的氫氧化鈉和硫反應而成：

　
: 6 NaOH + 4 S → 2 Na 
2S + Na 
2S 
2O 
3 + 3 H 
2O

## 應用

### 醫藥用途

硫代硫酸鈉可用於治療氰化物中毒。硫代硫酸鈉也用於治療皮癬菌病和花斑癬，以及血液透析和化療的一些副作用。它臨床用於治療皮膚搔癢症、性蕁麻疹、藥疹、鉈中毒和砷中毒等，以靜脈注射的方式治療。

### 碘量法

在分析化學中，硫代硫酸根離子會和化學計量的碘在水溶液中反應，碘被還原成碘離子，而硫代硫酸根被氧化成連四硫酸根，可用來測量碘價：

　
: 2 S 
2O2− 
3 + I 
2 → S 
4O2− 
6 + 2 I−

### 黃金提取

硫代硫酸鈉和硫代硫酸銨是用於提取金的浸出劑的成分，可以替代氰化物。

## 反應

在 444 °C 以上，硫代硫酸鈉分解成硫酸鈉和五硫化鈉：

　
: 4 Na 
2S 
2O 
3 → 3 Na 
2SO 
4 + Na 
2S 
5

在標準情況下，對硫代硫酸鈉加酸會分解成硫、二氧化硫和水：

　
: Na 
2S 
2O 
3 + 2 HCl → 2 NaCl + S + SO 
2 + H 
2O

### 和鋁離子的反應

硫代硫酸鈉可用於分析化學，會和鋁離子反應，產生白色沉澱：

　
: 2 Al3+ + 3 S 
2O2− 
3 + 3 H 
2O → 3 SO 
2 + 3 S + 2 Al(OH) 
3

### 有機化學

對硫代硫酸鈉烷基化會產生 _S_- 烷基硫代硫酸鈉（例如苄基硫代硫酸鈉），它們也被稱為 Bunte 鹽。烷基硫代硫酸鈉會水解，並產生硫醇，例如巰基乙酸的製備：

　
: ClCH 
2CO 
2H + Na 
2S 
2O 
3 → Na[O 
3S 
2CH 
2CO 
2H] + NaCl

　
: Na[O 
3S 
2CH 
2CO 
2H] + H 
2O → HSCH 
2CO 
2H + NaHSO 
4

## 參考

* 帶魚之飼養、管理與疾病防治摘要 miobuffer.com.tw （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
7772-99-8

**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。
7773-01-5

**氯化錳**是化學式為 MnCl2·_x_H2O 的化合物，其中 x 的值為 0 或 2 或 4。四水合氯化錳是一種粉紅色的鹽，在自然界中以稀有的氯錳礦形式存在。通常，氯化錳指的是 MnCl2·4H2O，為八面體構造的_反_-Mn(H2O)4Cl2 分子。二水合物 MnCl2·2H2O 也存在。許多 Mn (II) 化合物均表現出特徵的淺粉紅色，是由過渡金屬的 d5 自旋引起的。

## 製備

可用錳金屬和氯化氫氣體製備，或用碳酸錳和鹽酸製備。前者得到無水鹽，後者得到帶有結晶水的鹽。

　
: $\mathrm {Mn} +\mathrm {2HCl} \longrightarrow \mathrm {MnCl} _{2}+\mathrm {H} _{2}\uparrow $

　
: $\mathrm {MnCO} _{3}+\mathrm {2HCl} \longrightarrow \mathrm {MnCl} _{2}+\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} +\mathrm {CO} _{2}\uparrow $

二氧化錳在與濃鹽酸加熱時也會生成氯化錳，此反應在實驗室中用於製備氯氣：

　
: $\mathrm {MnO} _{2}+\mathrm {4HCl} \longrightarrow \mathrm {MnCl} _{2}+\mathrm {2H} _{2}\mathrm {O} +\mathrm {Cl} _{2}\uparrow $

這個反應證明了二氧化錳的氧化性。

## 化學性質

氯化錳由於水解，其水溶液呈弱酸性，pH 約為 4。它可以用來製備許多錳化合物：

　
: $\mathrm {MnCl} _{2}(aq)+\mathrm {K} _{2}\mathrm {CO} _{3}(aq)\longrightarrow \mathrm {MnCO} _{3}(s)+\mathrm {2KCl} $

Mn2+ 離子在水溶液中的實際存在形式為 [Mn (H2O)6]2+。

氯化錳是弱路易斯酸，與氯離子反應生成以下離子：[MnCl3]−，[MnCl4]2− 以及 [MnCl6]4−。

某些有機配體的作用下，錳 (II) 易被空氣中的氧氣氧化為錳 (III) 配合物。離子包括 [Mn (EDTA)]−、 [Mn(CN)6]3−以及 [Mn (Hacac)]3。 三苯膦與之形成不穩定的 2:1 加合物：

　
: $\mathrm {MnCl} _{2}+\mathrm {2Ph} _{3}\mathrm {P} \longrightarrow \mathrm {MnCl} _{2}(\mathrm {Ph} _{3}\mathrm {P} )_{2}$

無水氯化錳是製備許多錳化合物的起始點。例：

　
: $\mathrm {MnCl} _{2}+\mathrm {2NaC} _{5}\mathrm {H} _{5}\longrightarrow \mathrm {Mn} (\mathrm {C} _{5}\mathrm {H} _{5})_{2}+\mathrm {2NaCl} $

 

## 毒性

錳元素對於需氧生物來說是必需的，且通常錳化合物毒性也並不大。錳中毒可能由長時間暴露在含錳塵土或煙霧中所導致。

## 參考

1. N. N. Greenwood, A. Earnshaw, _Chemistry of the Elements_, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
2. _Handbook of Chemistry and Physics_, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
3. A. F. Wells, '_Structural Inorganic Chemistry_, 5th ed., Oxford University Press, Oxford, UK, 1984.
4. _The Merck Index_, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, USA, 1960.
5. Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.

## 外部連結

* National Pollutant Inventory: Manganese and compounds Fact Sheet
7773-06-0

**氨基磺酸銨**是一個無機化合物，分子式 NH4NH2SO3，可由尿素與硫酸作用而得。25℃時在水中的溶解度為 216g，可溶於甲醯胺和甘油，遇熱分解。大鼠急性經口 LD50 為 3900mg/kg。可作非選擇性除草劑，對防除大多數木本植物具特殊的應用價值。

## 參考文獻
77734-91-9

**砂葵毒素**（英語：Palytoxin，簡稱 **PTX** 或 **PLTX**），又稱**沙群海葵毒素**或簡稱**海葵毒素**，是一種強烈的血管收縮劑，被認為是已知毒性最強的非蛋白質物質之一，在對小鼠的毒性方面僅次於刺尾魚毒素。

砂葵毒素是一種具有長碳鏈的多羥基和部分不飽和化合物，含有 8 個雙鍵。它有水溶性和脂溶性部分，40 個羥基和 64 個手性中心。由於手性和可能的順反異構，它有超過 1021 種可能的立體異構。它具有熱穩定性，用沸水處理不會去除其毒性。它在水溶液中長時間保持穩定，但在酸性或鹼性溶液中迅速分解並失去毒性。

砂葵毒素至少存在於熱帶和亞熱帶地區，由砂葵屬海葵和蠣甲藻屬雙鞭毛蟲產生，或可能由這些生物體中的細菌產生。由於生物放大作用，它可以在更多的物種中找到，如魚和蟹。它也存在於生活在海綿、貽貝、海星和刺胞動物等產生砂葵毒素的生物附近的生物中。

人類很少能接觸到砂葵毒素。但吃過魚和螃蟹等海洋動物的人、不正確處理砂葵屬海葵的水族箱愛好者和接觸過某些水華的人都曾可能接觸過。

砂葵毒素透過將鈉鉀幫浦蛋白鎖定在允許鈉離子和鉀離子被動運輸的位置來靶向鈉鉀幫浦蛋白，從而破壞對生命至關重要的離子梯度。由於砂葵毒素可以影響體內的每一種細胞，因此各種接觸途徑的症狀可能非常不同。

1981 年，兩個相互獨立的研究小組解決了砂葵毒素的平面化學結構。在 1982 年解決了立體化學問題。1989 年，岸義人及其同事合成了砂葵毒素的羧酸，並於 1994 年合成了真正的砂葵毒素。

## 歷史

### 發現

1971 年，Moore 和 Scheuer 發表的一項研究中首先從毒沙群海葵（_Palythoa toxica_）中分離、命名和描述了砂葵毒素。他們測得其莫耳質量約為 3300g/mol。他們還確定它是可能導致沙群海葵毒性的物質，但當時不確定海葵中是否還含有其他有毒化合物。

### 結構與全合成

1978 年，透過電漿體解吸法測得砂葵毒素的莫耳質量為 2861 g/mol，並且有 8 個雙鍵。因為砂葵毒素是一個很大的分子，所以需要一些時間才能闡明完整的結構（包括立體化學）。上村大輔等人首先解出其平面化學結構，並於 1981 年 1 月發表了他們的結果。不久之後，Moore 和 Bartolini 解出相同的結構，並於 1981 年 5 月發表了他們的結果。上述小組彼此獨立地解出全結構：1982 年 6 月，Moore 等人首先解出砂葵毒素的立體結構，上村等人則是在 12 月發表的研究中分四部份解出立體結構。

砂葵毒素羧酸是 1989 年由哈佛大學教授岸義人團隊合成的。合成分為 8 個部分，然後將這些部分連接在一起形成羧酸。1994 年，岸義人等人成功地從這種羧酸中製造出真正的砂葵毒素。1989 年，Crawford 將砂葵毒素羧酸合成的成就描述為「有機合成的聖母峰，任何人都曾想過要製造的最大單分子」。

## 機制

砂葵毒素的毒性是由於其與鈉鉀幫浦的外部結合，它與烏本苷的天然結合位點相互作用，具有非常高的親和力。鈉鉀幫浦是一種跨膜蛋白，其可在每個脊椎動物細胞的表面上發現。鈉鉀幫浦是所有細胞的生存能力所必需的，這解釋了砂葵毒素影響所有細胞的原因。透過在鈉鉀幫浦內形成通道，如鈉、鉀等一價正離子可以自由擴散，從而破壞細胞的離子梯度。當砂葵毒素與鈉鉀幫浦結合時，它會在開啟和正常構象之間不斷轉化，有 90% 概率為開啟構象。如果砂葵毒素脫離，鈉鉀幫浦將回到閉合構象。在開啟構象中，每秒有數百萬個離子透過鈉鉀幫浦擴散，而每秒只有大約一百個離子透過正常運行的轉運蛋白傳輸。離子梯度的喪失導致紅細胞死亡和溶血，還會導致心臟和其他肌肉細胞的劇烈收縮。

上述機制的第一個證據是在 1981 年獲得，所提出的機制於 1982 年發表。由於砂葵毒素的作用機制與其他機制截然不同，因此最初並未被廣泛接受。這主要是因為沒有預料到提供主動運輸的鈉鉀幫浦可以透過結合化合物而成為離子通道。因此，Frelin 和 van Renterghem 在 1995 年審查了一些備選假設。被視為鈉鉀幫浦機制證據的突破性研究是在釀酒酵母（_Saccharomyces cerevisiae_）細胞中進行的。這些細胞沒有鈉鉀幫浦，因此砂葵毒素不會影響它們。但是一旦它們被賦予編碼完整的綿羊鈉鉀幫浦的 DNA，它們就會被砂葵毒素殺死。

## 症狀

砂葵毒素中毒的症狀及其出現的速度部分取決於暴露的程度和接觸途徑，例如是吸入還是透過皮膚接觸。

在一些非致命病例中，人們的症狀在吸入或皮膚接觸後 6－8 小時內出現，並持續 1－2 天。在不同的動物中，症狀在靜脈注射後 30－60 分鐘和眼睛接觸 4 小時後出現。

嚴重砂葵毒素中毒的最常見併發症是橫紋肌溶解症。這涉及骨骼肌分解和細胞內容物滲漏到血液中。人類的其他症狀是苦味 / 金屬味、腹部絞痛、㗁心、嘔吐、腹瀉、輕度至急性嗜睡、刺痛、心跳過緩、腎衰竭、感覺障礙、肌肉痙攣、肌痛震顫、紫紺和呼吸窘迫。在致命情況下，砂葵毒素通常會產生心肌損傷導致心臟驟停而死亡。

接觸砂葵毒素類似物卵毒素 - A（Ovatoxin-A）的氣溶膠主要導致呼吸系統疾病。這些氣溶膠引起的其他症狀包括與嚴重呼吸障礙相關的發燒，例如支氣管收縮、輕度呼吸困難和喘息，而在某些情況下能觀察到結膜炎。

食用鯡形目魚後中毒也被提出是由砂葵毒素引起的，神經系統和胃腸紊亂與鯡魚中毒有關。哈夫病可能與砂葵毒素有關，其特徵是橫紋肌溶解症和胃腸道問題。除雪卡毒素外，在某些情況下砂葵毒素也可能與雪卡毒魚類中毒有關，從而在這種中毒中引起許多症狀。

## 治療

砂葵毒素沒有解毒劑，只能緩解症狀。動物研究表明，血管擴張劑，如罌粟鹼和硝酸異山梨酯等可用作解毒劑。但只有在暴露後立即將解毒劑注射到心臟中才會顯示效果。

## 參考資料
7774-29-0

**碘化汞**（化學式：HgI2）是橘紅色的化合物。碘化汞極難溶於水（<100 ppm），和氯化汞不同。

碘化汞是無機汞化合物中，揮發性最大的。

## 性質

有紅色和黃色兩種變體。幾乎不溶於水，溶於甲醇 (2.6)、乙醇 (1.8)、氯仿、乙醚 (0.5)、丙酮 (3)、苯 (0.2)、甘油、二硫化碳等有機溶劑（括號內為溶解度，g/100g 有機溶劑，25 °C）。極毒，有強烈刺激性。

儲存時，遠離火種、熱源，避免光照。包裝密封。避免接觸溴化物、氯化物、氨、鹼、氰化物、銅鹽、鉛鹽、碘仿和過氧化氫。

碘化汞在自然界中以極其罕見的碘汞礦（Coccinite）的形式存在。

## 結構

碘化汞是有熱色性的固體。加熱到 126 °C 以上時，碘化汞會從紅色的 α- 型變體相變為淺黃色的 β- 型晶形，當冷卻時，碘化汞的會慢慢的恢復為原來的顏色。碘化汞常用來做為熱變色的實例。

紅色的 α- 型變體在室溫下穩定，具有以 HgI4 四面體頂點相連接的層狀結構，碘原子處於畸變的立方密堆積體中，汞原子占四面體空穴的四分之一。超過 129 攝氏度時，黃色的 β- 型變體是穩定的，它具有類似溴化汞的正交晶系結構。此外，迅速蒸發紅色碘化汞的溫熱溶液可以得到另外一種橙色的晶體，但看來其類似於 α- 型。

## 製備

紅色碘化汞由碘化鉀溶液加入氯化汞溶液而得（見下式）。黃色碘化汞由將紅色碘化汞溶於乙醇後再傾入冷水中而製得，在室溫下不穩定，經過幾小時就轉變為紅色碘化汞。

　
: HgCl2 + 2 KI → HgI2 + 2 KCl

碘化汞也可由單質汞和碘經化合反應而成：

　
: Hg + I2 → HgI2

## 應用

碘化汞常用來製備奈斯勒試劑，可用來鑒定試樣中氨的成份。碘化汞也是半導體材料，用在室溫下運作的伽馬射線或 X 射線檢測或顯像設備。

在醫藥上，碘化汞用來治療梅毒。在獸醫學中，在治療骨刺、粘液囊腫大的軟膏中含有碘化汞。常用的外傷消毒用藥紅藥水不能與碘酒一起使用，是因為兩者會起化學反應產生劇毒的碘化汞。

## 參見

* 碘化亞汞
* 氟化汞、氯化汞、溴化汞
* 碘化鋅、碘化鎘

## 參考文獻
7775-09-9

**氯酸鈉**（化學式：NaClO3）是一種氧化劑，為白色晶體，可溶於水。

## 性質

加熱熔融 300℃以上分解，放出氧氣，為強氧化劑；對熱不穩定，易潮解；與磷、硫及有機物相混，遇熱、摩擦或撞擊，容易引起燃燒或爆炸，有毒。

通常為白色或微黃色等軸晶體，晶體有旋光性，相對分子質量 106.44。味咸而涼，易溶於水、微溶於乙醇，水溶液呈中性。在酸性溶液中有強氧化性。

## 合成

氯酸鈉可通過電解熱食鹽水獲得；工業上，電解槽中熱的氯化鈉溶液被電解從而生成氯酸鈉：

　
: NaCl + 3H2O → NaClO3 + 3H2↑

將氯氣通入熱的氫氧化鈉溶液中也能合成出氯酸鈉。

## 用途

在工業上主要用於製造二氧化氯、亞氯酸鈉、高氯酸鹽及其它氯酸鹽。用於製備火藥，也是一種除草劑，用於鐵路沿路的除草。

## 參見

* 氯酸鉀
7775-11-3

**鉻酸鈉**（化學式：Na2CrO4）是一種黃色固體，是鉻酸形成的鈉鹽。鉻酸鈉用作石油工業中的腐蝕抑制劑、織物的染料助劑及木材防腐劑，在醫藥學中也有應用。它可由重鉻酸鈉與氫氧化鈉反應製備，具潮解性，可生成四水、六水和十水合物。

鉻酸鈉中的鉻為六價，具致癌性。

水溶液中它與重鉻酸鈉存在平衡，加酸有利於紅色重鉻酸鈉的生成：

　
: : 2 CrO42− + 2 H3O+ ⇌ Cr2O72− + 3 H2O

鉻酸鈉有強氧化性，溶於水且溶液呈微鹼性。

## 參見

* 鉻酸鹽

## 參考資料
7775-14-6

**連二亞硫酸鈉**（英語：sodium dithionite），又稱**二硫亞磺酸鈉**、**低亞硫酸鈉**（英語：sodium hydrosulfite）、**亞硫酸氫鈉**，俗稱**保險粉**，化學式為 Na2S2O4，是白色結晶粉末，有硫磺氣味。在乾燥空氣中穩定，在熱水和酸溶液中分解。

## 結構

結構已通過拉曼光譜和單晶 X 射線衍射進行檢查。連二亞硫酸根離子有 C2 對稱群，有 16° 的 O-S-S-O 扭轉角。二水合物（Na 
2S 
2O 
4·2H 
2O）的連二亞硫酸根陰離子具有約 56° 的 O-S-S-O 扭轉角。

弱 S-S 鍵的 S-S 距離 239pm，相對於典型的 S-S 鍵被延長了 30pm。由於這種鍵很脆弱，連二亞硫酸鹽陰離子在溶液中解離成 [SO2]−自由基，已被 EPR 光譜證實。還觀察到在中性或酸性溶液中，35S 在 S2O42−和 SO2 之間快速交換，與陰離子中的弱 S-S 鍵一致。

## 製備

連二亞硫酸鈉在工業上通過還原二氧化硫生產。1990 年生產了大約 300000 噸。

使用鋅粉法為兩步過程：

　
: 2 SO2 + Zn = ZnS2O4

　
: ZnS2O4 + 2 NaOH = Na2S2O4 + Zn(OH)2

使用甲酸鈉法製備：

　
: HCOONa + NaOH + 2 SO2 = Na2S2O4 + CO2 + H2O

使用硼氫化鈉法製備：

　
: NaBH4 + 8 NaOH + 8 SO2 = 4 Na2S2O4 + NaBO2 + 6 H2O

每份 H−減少兩份二氧化硫。甲酸鹽也可被用作還原劑。

## 性質和反應

### 水解

連二亞硫酸鈉乾燥時穩定，但水溶液由於以下反應而變質：

　
: 2 S2O42− + H2O = S2O32− + 2 HSO3−

這是由於連二亞硫酸的不穩定性導致的。因此連二亞硫酸鈉溶液不能長期儲存。

無水連二亞硫酸鈉在空氣中 90°C 以上會分解成硫酸鈉和二氧化硫。沒有空氣的情況下，在 150°C 以上會迅速分解為亞硫酸鈉、硫代硫酸鈉、二氧化硫和微量硫。

### 氧化還原反應

連二亞硫酸鈉是一種還原劑。在 pH 為 7 時，與標準氫電極相比，電位為 - 0.66V。氧化還原隨著亞硫酸氫鹽的形成而發生：

　
: S2O42- + 2 H2O = 2 HSO3− + 2 e− + 2 H+

連二亞硫酸鈉與氧氣反應：

　
: Na2S2O4 + O2 + H2O = NaHSO4 + NaHSO3

這些反應表現出複雜的 pH 依賴性平衡，包括亞硫酸氫鹽、硫代硫酸鹽和二氧化硫。

### 有機反應

在醛的存在下，連二亞硫酸鈉在室溫下反應形成 α- 羥基亞磺酸鹽，或者在 85°C 以上溫度下將醛還原為相應的醇。一些酮也在類似條件下被還原。

## 應用

由於是水溶性的，連二亞硫酸鈉在一些工業染色過程中用作還原劑。在硫化染料和還原染料的情況下，不溶於水的染料可以還原成水溶性鹼金屬鹽（如靛藍）。

## 安全性

連二亞硫酸鈉的廣泛使用部分歸於其低毒性，LD50 為 2.5g/kg（大鼠，口服）。

## 參見

* 連二亞硫酸鹽

## 參考資料
7775-27-1

**過硫酸鈉**是一種無機化合物，化學式為 Na2S2O8。它是過二硫酸的鈉鹽，是一種強氧化劑。它幾乎不潮解，可以長時間儲存。

## 製備

過硫酸鈉可以通過硫酸氫鈉的電解氧化製得：

　
: 2 NaHSO4 → Na2S2O8 + H2

氧化在鉑陽極發生。2005 年，大約有 165,000 噸的過硫酸鈉被這樣製成。

過硫酸鈉的標準氧化還原電位為 2.1 V，高於過氧化氫（1.8 V），低於臭氧（2.2 V）。原位生成的硫酸根自由基（sulfate radical）的標準電極電勢為 2.7 V。

## 參考文獻

## 拓展閱讀

* 蔣慧靈，臧娜，錢新明，等。過硫酸鈉和過硫酸鉀的熱穩定性分析 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）[J]. 化工學報，2006, 57 (12):2798-2800.
7775-41-9

**氟化銀**，也稱作**氟化銀 (I)**，是銀 (I) 的氟化物，化學式為 AgF。它是黃棕色固體，熔點 435°C，暴露於潮濕空氣時變黑。與其他鹵化銀不同，氟化銀可溶於水，溶解度為 172g/100g，也可溶於乙腈。AgF 可由碳酸銀或氧化銀與氫氟酸反應製備。

有機氟化學中常用氟化銀來對不飽和鍵加成。例如，AgF 在乙腈中與全氟烯烴反應，產物是全氟烷基銀 (I) 衍生物。

　
: RFCF=CF2 + AgF → RFCF(CF3)Ag

## 製備

氟和銀直接化合可以得到氟化銀：

　
: 2 Ag + F2 → 2 AgF

氟硼酸銀（AgBF4）在 200℃分解也能得到氟化銀：

　
: AgBF4 → AgF + BF3

氧化銀、碳酸銀和氟化氫或氫氟酸濃溶液反應，可以得到氟化銀。

## 化學性質

氟化銀可以和碘反應，生成一氟化碘和碘化銀或五氟化碘：

　
: 10 AgF + I2 → 2 IF5+ 10 Ag

氟化銀在乾燥的氰氣中加熱可以被還原，但在二氧化碳、二氧化硫等氣體中穩定。和氯仿或四氯化碳反應，生成氯化銀。紅熱狀態下可以和二硫化碳反應：

　
: 4 AgF + CS2 → 2 Ag2S + CF4

紅熱時也能和水反應：

　
: 4 AgF + 2 H2O → 4 Ag + 4 HF + O2

氟化銀會被不可見光還原為單質銀，被紫外光還原為氟化亞銀。

氟化銀和氧化鈣反應，得到氟化鈣、銀，並放出氧氣：

　
: 4 AgF + 2 CaO → 2 CaF2 + 4 Ag + O2↑

氯氣或溴和氟化銀溶液反應，可以得到相應的鹵酸銀：

　
: 16 AgF + 8 Cl2 + 8 H2O → 14 AgCl + 2 AgClO3 + 16 HF + O2

　
: 16 AgF + 8 Br2 + 8 H2O → 14 AgBr + 2 AgBrO3 + 16 HF + O2

## 應用

氟化銀和碘可以用於有機合成，製備碘代有機物：

　
: AgF + I2 → AgI + I+ + F−

　
: I+ + RH → RI + H+

氟化銀和碘作用於有機物時，除了得到碘代物，還能得到氟代物。多環芳烴得到的的取代產物產率較低。

## 參考資料
7778-18-9

**硫酸鈣**，化學式為 CaSO4，是一種常見的實驗室和工業用化學品。

在實驗室中，無水硫酸鈣是一種乾燥劑，而兩水合硫酸鈣就是常見的石膏。但含硫酸鈣的水就成為了永久硬水。

硫酸鈣也是粉筆的主要成分

食用級可用作乾燥劑和營養增補劑。

## 製取

通常，硫酸鈣由天然礦物中提取。但有時也使用化學反應生成。

### 實驗室製取

* 通常實驗室製取硫酸鈣時使用硫酸和氫氧化鈣製取，反應式:

　
: ${\rm {H_{2}SO_{4}+Ca(OH)_{2}\rightarrow CaSO_{4}+2H_{2}O}}$

* 亦可使用硫酸和碳酸鈣製取，反應式:

　
: ${\rm {H_{2}SO_{4}+CaCO_{3}\rightarrow CaSO_{4}+CO_{2}+H_{2}O}}$

* 亦可把金屬鈣放進硫酸，反應式:

　
: ${\rm {H_{2}SO_{4}+Ca\rightarrow CaSO_{4}+H_{2}}}$

### 工業製取

工業製取常常從天然礦物中提取，有時也作為其他工業品的副產品產出。

## 溶解性

硫酸鈣的溶解度比較低，僅微溶於水，但溶於酸、銨鹽溶液和海水。溶於水的硫酸鈣呈中性。

## 用途

硫酸鈣的用途十分廣泛：

* 二水合硫酸鈣是石膏，可以用於外科醫學上的固定、齒模和人造骨骼製作、美術創作及室內裝潢等用途。
* 有時在實驗室中用作乾燥劑
* 食品級硫酸鈣，為食品添加物用於從豆漿中析出豆腐、豆花
* 工業上製取水泥的原料之一
* 工業生產粉筆的原料
* 在園藝上用作土壤改良劑。

## 參看

* 硫酸根
* 鈣
* 石膏
7778-39-4

**砷酸**為砷 (V) 的含氧酸，分子式 H3AsO4。三元中強酸，酸性及其他性質均類似磷酸。

## 製取

由五氧化二砷溶於水而得。

　
: $\mathrm {As_{2}O_{5}+3\ H_{2}O\rightleftharpoons 2\ H_{3}AsO_{4}} $

反應也可向左進行，如加入五氧化二磷作吸水劑時，又可從砷酸產生五氧化二砷。

砷酸也可由砷或三氧化二砷被濃硝酸氧化而得。該反應會生成副產物三氧化二氮。反應後於 29.5°C 以下濃縮，可析出砷酸半水合物細小板狀結晶。於 29.5℃以上，則析出三砷酸（H5As3O10）。

　
: $\mathrm {As+5\ HNO_{3}\longrightarrow 5\ NO_{2}+H_{2}O+H_{3}AsO_{4}} $

　
: $\mathrm {As_{2}O_{3}+2\ HNO_{3}+3\ H_{2}O\longrightarrow } $ $\mathrm {N_{2}O_{3}+2\ H_{3}AsO_{4}\cdot {\tfrac {1}{2}}H_{2}O} $

反應結束後，若將所得液體冷卻，可得到以無色結晶形式析出的砷酸的半水合物 H3AsO4·½H2O。如果進一步降低溫度的話，還可以獲得砷酸的二水合物 H3AsO4·2H2O。

砷酸二水合物（H3AsO4 · 2H2O）只可通過在−30°C 下結晶數天得到。

五氧化二砷可緩慢與水反應生成砷酸。元砷酸或焦砷酸與冷水反應同樣可以生成砷酸。另外，溼潤的砷單質可與臭氧反應生成砷酸

　
: 2 As + 3 H2O + 5 O3 → 2 H3AsO4 + 5 O2

## 性質

### 物理性質

砷酸固體在空氣中很快吸潮，產生水合物 H3AsO4 · ½H2O 或 H3AsO4 · 2H2O （於 −30 °C）。平穩加熱時，脫水產生三砷酸（H5As3O10）。加熱至 100°C 時，分解為 As2O5 · 1.66H2O。在 500°C 時全部失水。

　
: ${\rm {3H_{3}AsO_{4}\ {\overset {\mathit {\rm {\Delta }}}{\longrightarrow }}\ H_{5}As_{3}O_{10}+2H_{2}O}}$

飽和水溶液濃度約 80 %。

毒性雖不及亞砷酸，但仍較高。LD50（兔）為 6 mg/1 kg。砷酸與砷酸鹽在日本被列為醫藥用外毒物。

### 化學性質

無水物結晶溶於水時微吸熱。（忽略電離）。

　
: H3AsO4(s) $\rightleftarrows \ $ H3AsO4(aq),  Δ_H_°= 3.8 kJ mol-1

砷酸水溶液的氧化性不強，但比同族的磷酸強。這與其他第 4 周期元素的含氧酸相似，如硒酸、高溴酸，其氧化性均強於對應的硫酸與高氯酸。

　
: H3AsO4(aq) + 2 H+(aq) + 2 e- = H3AsO3(aq) + H2O(l),    _E_°= 0.575 V

例如砷酸可將碘離子氧化為碘：

　
: H3AsO4 + 2 H+ + 2 I− → H3AsO3 + I2 + H2O

此外還有焦砷酸（H4As2O7）與多砷酸（Hn+2AsnO3n+1、(HAsO3)n）。這兩者及其酸根離子在水溶液中都是不穩定的，遇水很快分解為砷酸。焦砷酸與多砷酸鹽在固態可以是穩定的。

#### 水溶液中的電離平衡

砷酸分子在水溶液中分三步解離，第一步為微強，0.1mol dm-3 水溶液的電離度約 0.25。第二步與第三步解離很弱，在酸性溶液中可以忽視。

　
: H3AsO4(aq) + H2O(l) $\rightleftarrows \ $ H3O+(aq) + H2AsO4-(aq),    p_K_a1 = 2.24

　
: H2AsO4-(aq) + H2O(l) $\rightleftarrows \ $ H3O+(aq) + HAsO42-(aq),    p_K_a2 = 6.96

　
: HAsO42-(aq) + H2O(l) $\rightleftarrows \ $ H3O+(aq) + AsO43-(aq),  p_K_a3 = 11.50

與解離相關的標準焓、吉布斯能、與熵變值列在下面。

## 砷酸根

砷酸電離可產生三種陰離子：正砷酸根離子（AsO43-）、一氫砷酸根離子（HAsO42-）與二氫砷酸根離子（H2AsO4-）。三種陰離子的鹽類均已獲得。正砷酸根離子為正四面體結構，類似磷酸根離子；As-O 鍵長 169pm。酸液中有微弱的氧化性。

## 砷酸鹽

各種砷酸鹽可通過用不同計量的鹼中和砷酸獲得。可溶金屬鹽與砷酸鈉或砷酸氫鈉發生複分解，亦可得不可溶的砷酸鹽沉澱。

焦砷酸（H4As2O7）與焦磷酸不同，不可通過砷酸加熱脫水製得，只能由砷酸氫鹽失水得到。

　
: ${\rm {2Na_{2}HAsO_{4}\ {\overset {\mathit {\rm {\Delta }}}{\longrightarrow }}\ Na_{4}As_{2}O_{7}+H_{2}O}}$

　
: ${\rm {2CaHAsO_{4}\ {\overset {\mathit {\rm {\Delta }}}{\longrightarrow }}\ Ca_{2}As_{2}O_{7}+H_{2}O}}$

砷酸鈉（Na3AsO4）水溶液呈鹼性（pH～12）、砷酸一氫鈉（Na2HAsO4）水溶液呈弱鹼性（pH～9）、砷酸二氫鈉（NaH2AsO4）水溶液則呈弱酸性（pH～4.4）。

砷酸鈣（Ca3(AsO4)2）用作殺蟲劑。砷酸鈉可作除草劑，對作物應用效果顯著。

正砷酸鹽中，鹼金屬鹽、銨鹽可溶於水，鹼土金屬鹽等其他鹽類則難溶。

* 砷酸鈣 (Ca3(AsO4)2)
* 砷酸鈉 (Na3AsO4)

### 砷酸鹽礦物

砷酸鹽礦物可由含砷的硫化礦物經氧化生成，也可由磷酸鹽礦物中的磷酸根被砷酸根替換而得。砷酸鹽礦物例子如下：

* 水砷鋅礦，Adamite (Zn2(AsO4)(OH))
* 橄欖銅礦，Olivenite (Cu2(AsO4)(OH))
* 鈷華，Erythrite (Co3(AsO4)2・8H2O)
* 鎳華，Annaberigite (Ni3(AsO4)2・8H2O)
* 臭蔥石，Scorodite (FeAsO4・2H2O)
* 綠鉛礦，Mimetite (Pb5Cl(AsO4)3)

## 應用

砷酸可用作木材防腐劑、廣譜生物殺滅劑、玻璃和金屬的整理劑，並可參與合成部分染料及一些有機砷化合物。但砷酸毒性強烈，故其商業應用受到了限制。選兔作爲實驗對象時，砷酸的半致死量爲 6 mg/kg（0.006 g/kg）。

## 參考
7778-50-9

**重**(讀音 chóng)**鉻酸鉀**（英語：potassium dichromate）是一種有毒且有致癌性的強氧化劑，化學式為 K2Cr2O7，在室溫下為橙紅色固體。它被國際癌症研究機構劃歸為第一類致癌物質，而且是強氧化劑，在實驗室和工業中都有很廣泛的應用。

酸性溶液中重鉻酸根還原為鉻 (III) 離子的半反應式為：

　
: ${\rm {\ Cr_{2}O_{7}^{2-}+14H^{+}+6{\mathit {e}}^{-}\rightarrow 2Cr^{3+}+7H_{2}O}};\ \ \varphi ^{\ominus }=1.36\ {\rm {V}}$

## 製備

由重鉻酸鈉與氯化鉀混合以後通過重結晶分離得到純品。

　
: K2Cr2O7 → 2 K+ + Cr 
2O2− 
7

　
: Cr 
2O2− 
7 + H2O ⇌ 2 CrO2− 
4 + 2 H+

## 物理性質

橙紅色三斜晶系板狀結晶體。有苦味及金屬性味。密度 2.676g/cm3。熔點 398℃。稍溶於冷水，水溶液呈酸性，易溶於熱水，不溶於乙醇。有劇毒。

水中溶解度：0℃，4.3；20℃，11.7；40℃，20.9；60℃，31.3；80℃，42.0；100℃，50.2

## 化學性質

重鉻酸鉀是一種強氧化劑，加熱到 241.6℃時三斜晶系轉變為單斜晶系，強熱約 500℃時分解為三氧化二鉻和鉻酸鉀。不吸濕潮解，不生成水合物（不同於重鉻酸鈉）。遇濃硫酸有紅色針狀晶體鉻酸酐析出，對其加熱則分解放出氧氣，生成硫酸鉻，使溶液的顏色由橙色變成綠色。

### 複分解反應

在重鉻酸鉀的溶液中加入 Ba2+、Pb2+ 和 Ag+ 時，形成相應的鉻酸鹽沉澱：

　
: 2 Ba2+ + Cr2O72- + H2O ⇌ 2 BaCrO4↓ + 2H+

　
: 2 Pb2+ + Cr2O72- + H2O ⇌ 2 PbCrO4↓ + 2H+

　
: 4 Ag+ + Cr2O72- + H2O ⇌ 2 Ag2CrO4↓ + 2H+

### 氧化反應

在酸性溶液中，重鉻酸鉀是強氧化劑，可以和許多還原性物質反應，自身被還原為 Cr3+：

　
: K2Cr2O7 + 6 KI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 I2 + 7 H2O + 4 K2SO4

　
: K2Cr2O7 + 3 K2SO3 + 4 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 4 K2SO4 + 4 H2O

　
: K2Cr2O7 + H2SO4 + 3SO2 → K2SO4·Cr2(SO4)3 + H2O

　
: K2Cr2O7 + 3 H2S + 4 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 S↓ + 7 H2O + K2SO4

　
: K2Cr2O7 + 3 NaNO2 + 4 H2SO4 → 3 NaNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4 H2O

　
: K2Cr2O7 + 6 KBr + 7 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 4 K2SO4 + 3 Br2 + 7 H2O

　
: 5 K2Cr2O7(濃) + 6 KI — 煮沸→ 8 K2CrO4 + Cr2O3 + 3 I2

因此分析化學上，重鉻酸鉀被用來作氧化劑來測定鐵的含量：

　
: K2Cr2O7 + 6 FeSO4 + 7 H2SO4 → 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O

需要注意的是，重鉻酸鉀可以和熱的濃鹽酸反應，放出氯氣：

　
: K2Cr2O7 + 14 HCl (濃) → 2 CrCl3 + 2 KCl + 3 Cl2↑ + 7 H2O

若鹽酸濃度較低，則可能生成橘紅色的氯鉻酸鉀 :

　
:

K2Cr2O7 + 2 HCl (較稀) → 2 KCrO3Cl + H2O

在高溫下，重鉻酸鉀可以被硫、碳等單質還原：

　
: K2Cr2O7 + S → Cr2O3 + K2SO4

　
: K2Cr2O7 + 2 C → Cr2O3 + K2CO3 + CO↑

在有機反應中，重鉻酸鉀 - 硫酸可以將伯醇氧化成醛，若繼續反應，則醛進一步被氧化為羧酸。而叔醇的反應則是先被硫酸脫水，再被重鉻酸鉀氧化。苯酚等酚類也能被酸化的重鉻酸鉀氧化，如產生黃色的對苯醌。

### 過氧化物的形成

重鉻酸鉀能和冷的過氧化氫反應，形成深藍色且不穩定的過氧化鉻：

　
: Cr2O72- + 4 H2O2 + 2 H+ → 2 CrO5 + 5 H2O

該化合物可以被乙醚或異戊醇萃取。

### 鉻酸根的形成

重鉻酸鉀在鹼性條件下會轉化為鉻酸鉀：

　
: K2Cr2O7 + 2 KOH → 2 K2CrO4 + H2O

和濃、熱的氨水反應，冷卻後得到復鹽：

　
: K2Cr2O7 + 2 NH3·H2O (濃、熱) — 冷卻→ 2 NH4KCrO4 + H2O

和碳酸鉀反應，也能形成鉻酸鉀：

　
: K2Cr2O7 + K2CO3 → 2 K2CrO4 + CO2↑

### 鉻醯鹽的形成

重鉻酸鉀在硫酸的作用下與其他物質反應可以形成鉻醯鹽，如：

　
: K2Cr2O7 + 2 CaF2 + 3 H2SO4(發煙) —Δ→ 2 CrO2F2 + 2 CaSO4 + K2SO4 + 3 H2O

　
: K2Cr2O7 + 4 KCl (適量) + 3 H2SO4(過量) —Δ→ 2 CrO2Cl2↑ + 3 K2SO4 + 3 H2O

## 應用

有機合成中，根據條件不同，重鉻酸鉀可將醇氧化為醛、羧酸或酮，同時顏色由橙紅色變為鉻離子的綠色。也可用於鑑別醛和酮。

在實驗室用來配置鉻酸洗液清洗玻璃器皿。酸化的重鉻酸鉀可將乙醇氧化並變色，以檢驗司機是否酒後駕駛。

## 參考文獻

## 外部連結

* Potassium Dichromate （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館） at _The Periodic Table of Videos_ (University of Nottingham)
* International Chemical Safety Card 1371 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* National Pollutant Inventory – Chromium VI and compounds fact sheet
* NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* IARC Monograph "Chromium and Chromium compounds"
* Gold refining article listing color change when testing metals with Schwerter's Solution （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

## 參見

* 重鉻酸鈉
7778-53-2

**磷酸鉀**是鉀的磷酸鹽，化學式為 K3PO4，常見無水物和一水合物。

## 製備

磷酸鉀可由磷酸銨（(NH4)3PO4）和氯化鉀（KCl）的複分解反應製得，溶解度較小的一者將沉澱：

　
: ${\ce {(NH4)3PO4 + 3KCl -> K3PO4 + 3NH4Cl}}$

氫氧化鉀和磷酸或磷酸二氫鉀的反應也用於製備磷酸鉀：

　
: ${\ce {3KOH + H3PO4 -> K3PO4 + 3H2O}}$

　
: ${\ce {2KOH + KH2PO4 -> K3PO4 + 2H2O}}$

　
: ${\ce {KOH + K2HPO4 -> K3PO4 + H2O}}$

## 用途

磷酸鉀可用作肥料、催化劑等。

## 參考文獻

## 參見

* 磷酸二氫鉀（KH2PO4）
* 磷酸氫二鉀（K2HPO4）
* 焦磷酸鉀（K4P2O7）
* 磷酸鈉（Na3PO4）
7778-54-3

**次氯酸鈣**是鈣的次氯酸鹽，化學式為 Ca (ClO)2，是漂白粉的主要成分之一，有殺菌性及氧化性。與其性質類似的還有氯氣及次氯酸鈉，但是它們都不如次氯酸鈣的穩定性高。

漂白粉的組分包含次氯酸鈣與氯化鈣、氫氧化鈣和水，真正的分子式可以寫為 Ca (ClO)2·CaCl2·Ca(OH)2·2H2O，是一種不易吸水的乾粉。

## 製備

次氯酸鈣的製備方法有：

* 氯氣通入氫氧化鈣溶液中。高濃度時可結晶出 Ca (ClO)2·2CaCl2，大量應用於漂白紙張：

　
: 2 Ca(OH)2 + 2 Cl2 → Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2 H2O

* 或氯氣通入氫氧化鈣與氫氧化鈉混合溶液中：

　
: Ca(OH)2 + 2 Cl2 + 2 NaOH → Ca(ClO)2 + 2 H2O + 2 NaCl

## 性質

次氯酸鈣在水中的溶解度不大。它的穩定性與含水量成反比，分解反應強烈放熱，產物是氯化鈣及一氧化二氯。次氯酸鈣與二氧化碳反應生成碳酸鈣，放出氯氣：

　
: 2Ca(ClO)2 + 2CO2 → 2CaCO3 + 2Cl2 + O2

與鹽酸反應生成氯化鈣：

　
: Ca(ClO)2 + 4 HCl → CaCl2 + 2 H2O + 2 Cl2

次氯酸鈣水解離子方程式：ClO-+H2O→HClO+OH-(可逆)

## 參考資料
7778-66-7

**次氯酸鉀**是一種無機化合物，化學式為 KOCl 或 KClO。它是一種強氧化劑，可以在鹼性條件下將 Fe (III) 氧化為 Fe (VI)。

## 製備

次氯酸鉀可由氯和氫氧化鉀溶液反應得到：

　
: Cl2 + 2 KOH → KCl + KClO + H2O

這種傳統方法最初由克勞德・貝托萊在 1789 年使用。

另一種方法是電解氯化鉀溶液。上述兩種方法在反應時必須保證反應體系低溫以防止氯酸鉀的生成。

## 用途

可用於消毒或漂白。有時，它被用於代替次氯酸鈉，因為鉀離子更有利於農業。

## 參考文獻
7778-74-7

**過氯酸鉀**，也稱**過氯酸鉀**，是過氯酸的鉀鹽，化學式為 KClO4，具強氧化性。它是無色晶體或白色粉末，熔點約為 610 °C。常用在煙火和閃光粉中作氧化劑，也用作起爆藥。它可以作固體火箭推進劑材料之一，但此應用基本上已被過氯酸銨所取代。

所有鹼金屬過氯酸鹽中，過氯酸鉀的溶解度最低（1.5g/100g，水，25 °C）。

## 反應

KClO4 可與很多還原劑發生反應，如與葡萄糖（C6H12O6）的反應如下：

　
: 3 KClO4 + C6H12O6 → 6 H2O + 6 CO2 + 3 KCl

過氯酸鉀與蔗糖的混合物還算穩定，但與其它還原劑混合很可能發生爆燃，發生劇烈氧化還原反應，火焰呈鉀的焰色紫色。鞭炮中用過氯酸鉀與鋁粉的混合物以製造閃光。

氯酸鉀不可與硫混用，但過氯酸鉀可以。一個通用的解釋為：硫會被氧化為亞硫酸和硫酸，後者與氯酸鉀反應，生成氯酸。高濃度的氯酸很不穩定，會發生自燃，但是由過氯酸鉀生成的過氯酸則相對穩定，不會分解。

## 生產

過氯酸鉀由過氯酸鈉與氯化鉀的複分解反應製備，過氯酸鈉則由氯化鈉的陽極氧化製取。

## 醫藥

過氯酸鉀可與其他治療方法連用，以治療甲狀腺功能亢進症。

## 參考資料

## 外部連結

* 閃光粉 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* MSDS
* KClO4—Webbook （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
7778-77-0

**磷酸二氫鉀**（化學式：KH2PO4）又稱**磷酸一鉀**，**KDP**，是一種酸式鹽。

## 性質

無色四方晶系結晶或白色結晶粉末，有潮解性，溶於水，不溶於乙醇，低毒性，健康危害等級 1。水溶液有酸性，1% 磷酸二氫鉀溶液的 pH 為 4.6。加熱到 400°C 時熔化為透明狀的液體，冷卻後固化為不透明玻璃狀的偏磷酸鉀。

## 製取

由適量的磷酸與碳酸鉀反應而得。或由計算量的磷酸與氫氧化鉀溶液反應，再經脫色、過濾、濃縮、冷卻、結晶、離心分離和乾燥得到。

## 用途

工業級磷酸二氫鉀產品的應用領域非常廣泛，在主要行業中的具體用途分別是：農業上用作高效磷鉀複合肥，並且，磷酸二氫鉀產品廣泛適用於各類型經濟作物、糧食、瓜果、蔬菜等幾乎全部類型的作物；在食品工業中，磷酸二氫鉀作為烘焙食品添加劑和營養調味添加劑使用；化學工業中作為生產焦磷酸鉀和其它鉀鹽的化工原料；在光學領域被用作倍頻材料。

## 參見

* 磷酸氫二鉀 K2HPO4、磷酸二鉀
* 磷酸鉀、磷酸一氫鉀
* 磷酸二氫鈉、磷酸二氫銨

## 參考來源

* http://www.surtek.com.tw/111.htm （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
7778-80-5

**硫酸鉀**（化學式 K2SO4）是硫酸根離子與鉀離子結合生成的化合物。其固體為無色或白色六方形或斜方晶系結晶或顆粒狀粉末。溶於水，不溶於醇、丙酮和二硫化碳。具有苦鹹味。

## 用途

硫酸鉀在農業上是常用的鉀肥，含鉀量約為 50%，在台灣俗稱為 "白加里"。此外，硫酸鉀在工業上還用於玻璃，染料，香料，醫藥等。

## 製取

混合硫酸與氫氧化鉀可以得到硫酸鉀：

　
: $H_{2}SO_{4}+2KOH\rightarrow K_{2}SO_{4}+2H_{2}O$

根據 K2SO4 溶解度相對較小，可利用氯化鉀和硫酸銨的複分解反應製得硫酸鉀。

## 參考文獻

## 拓展閱讀

* 劉曉紅，高新願，胡海燕，等。甲醇介質中用硫酸鈉製備硫酸鉀 [J]. 南昌大學學報 (工科版), 2017, 39 (1):13-15.
7779-88-6

**硝酸鋅**是一種無機化合物，化學式為 Zn (NO3)2，是易溶於水的無色晶體。

## 性質

硝酸鋅是一種無色四方晶系結晶，易潮解，溶於水和乙醇，水溶液呈酸性。加熱至 105～131°C 失去 6 個結晶水，繼續加熱則放出氧化氮氣體，先轉變為鹼式鹽 ${\rm {\ Zn(NO_{3})_{2}\cdot 3Zn(OH)_{2}}}$ ，然後形成氧化鋅。與有機物接觸可引起燃燒和爆炸。有毒！

## 製備

由氧化鋅與硝酸按一定配比進行反應，加入鋅粉以置換其他金屬離子，再經抽濾、濾液酸化、蒸發濃縮、冷卻，得到硝酸鋅成品。

　
: ${\rm {\ ZnO+2HNO_{3}\rightarrow Zn(NO_{3})_{2}+H_{2}O}}$

無水硝酸鋅可以通過鋅與四氧化二氮反應得到。

　
: ${\rm {\ 2Zn+3N_{2}O_{4}\rightarrow 2Zn(NO_{3})_{2}+N_{2}\uparrow }}$

## 用途

用於機器和自行車零部件鍍鋅、配製鋼鐵磷化劑、織物染色時用作媒染劑、染料合成物品的保藏劑及乳膠凝結劑等。

## 參考資料
7779-90-0

**磷酸鋅**是一種無機化合物，化學式為 Zn3(PO4)2。

## 性質

磷酸鋅是一種無色斜方結晶或白色微晶粉末，有腐蝕性和潮解性。幾乎不溶於水和乙醇，其在水中的溶解度隨溫度增高而減小。溶於無機酸、氨水、銨鹽溶液。加熱至 100°C 時失去兩個結晶水成為無水物。

## 製備

* 氧化鋅法 由 15％磷酸溶液在攪拌下與濃度約 20％的氧化鋅漿液在 30℃以下進行反應，加入二水磷酸鋅晶種，在 pH＝3 下加熱至 80℃，經過濾、熱水洗滌、粉碎、120°C 乾燥，製得二水磷酸鋅成品。

　
: ${\rm {\ 2H_{3}PO_{4}+3ZnO\rightarrow Zn_{3}(PO_{4})_{2}\cdot 2H_{2}O+H_{2}O}}$

* 複分解法 將硫酸鋅在攪拌條件下緩慢加入磷酸三鈉溶液，在 70～80°C 下進行複分解反應，經過濾、水漂洗除硫酸根離子，再經粉碎、120°C 乾燥，製得二水磷酸鋅成品。

　
: ${\rm {\ 3ZnSO_{4}+2Na_{3}PO_{4}\rightarrow Zn_{3}(PO_{4})_{2}+3Na_{2}SO_{4}}}$

## 用途

磷酸鋅用作醇醛、酚醛、環氧樹脂等各類塗料的基料，氯化橡膠、合成高分子材料的阻燃劑，也用於生產水溶性塗料和無毒防鏽顏料。

## 參考資料
777_～We_can_sing_a_song!～

《**777 ～We can sing a song!～**》是日本的音樂團體 AAA 的第 33 張單曲。2012 年 7 月 25 日由 avex trax 發售。

## 概要

* 「777 ～We can sing a song!～」是伊藤洋華堂「Cool Magic」和「恋☆浴衣」的電視廣告歌曲
* 此單曲是 AAA 繼「PARADISE」、「重要的事」、「No cry No more」、「CALL」、「I4U」、「Light」、「SAILING」、「WISHES」、「Still Love You」後第十首伊藤洋華堂電視廣告歌曲。
* 此單曲有 3 個版本，分別有「CD+DVD（Jacket A）」、「CD ONLY（Jacket B）」和「mu-mo shop 限定盤」。「CD+DVD（Jacket A）」收錄了「777 ～We can sing a song!～」的 PV 和 Making。
* 在 8 月 6 日於公信榜單曲週排行榜取得第 4 位。
* 在第 54 屆日本唱片大獎獲得「優秀作品獎」，同年年末在第 63 回 NHK 紅白歌合戰演唱其歌曲。

## 收錄內容

### CD+DVD（Jacket A）

**CD**

1. **777 ～We can sing a song!～** 
（作詞：leonn　Rap 詞：Mitsuhiro Hidaka　作曲：日比野裕史）
2. **Birthday song** 
（作曲：Jam9 ArmySlick　作詞︰Kenn Kato）
3. 777 ～We can sing a song!～(Instrumental)
4. Birthday song(Instrumental)

**DVD**

1. 777 ～We can sing a song!～（Music Clip）
2. 777 ～We can sing a song!～（Music Clip Making）

### CD ONLY（Jacket B）

1. **777 ～We can sing a song!～**
2. **Birthday song**
3. 777 ～We can sing a song!～(Instrumental)
4. Birthday song(Instrumental)

### CD（mu-mo shop 限定盤）

1. **777 ～We can sing a song!～**
2. **Birthday song**
3. Think about AAA 6th Anniversary 〜season 21〜
777大廈

**777 大廈**（英語：**777 Tower**，也稱 **Pelli Tower**）是一座位於美國加利福尼亞州洛杉磯的 52 層摩天大樓。

該建築建成於 1991 年，包含一個 3 層的義大利大理石大廳，外部則是白合金以及玻璃。

## 參考文獻

## 外部連結

* 官方網站 （英文）
777年

## 大事記

* 諸薩克森謁查理曼軍門降。而西班牙穆斯林內亂，伍麥葉王朝與阿拔斯王朝交相攻擊。查理曼自忖無後顧之憂，遂勞師遠征南越庇里牛斯山，軍於薩拉戈薩城下。戰事未能取得進展，查理曼僅僅劫掠了附近幾個城鎮，就因為薩克森人騷動又起而班師。歸途中，查理曼誤以為潘普洛納是穆斯林摩爾人的城市而將其夷為平地，此舉觸怒了同為基督徒的納瓦拉地區巴斯克人。
* 

## 參考資料
7782-50-5

**氯氣**是一種化學元素，為鹵族元素氯的單質形式，化學式為 Cl2，原子序數為 17。氯是鹵素中第二輕的，在元素周期表中位於氟和溴之間，其性質也大多處於氟和溴之間。

## 歷史

瑞典化學家卡爾・威廉・舍勒（Carl Wilhelm Scheele）在 1774 年使用鹽酸與軟錳礦通過下述反應製得氯氣：

　
: ${\rm {MnO_{2}+4\ HCl{\stackrel {\Delta }{\longrightarrow }}MnCl_{2}+2\ H_{2}O+Cl_{2}\uparrow }}$ （此反應中鹽酸為濃鹽酸，二氧化錳和稀鹽酸不反應）

繼舍勒之後，貝托雷對氯氣進行了更加深入的研究。發現將氯氣通入水中會有鹽酸生成同時還伴隨著有能使帶火星木條復燃的氣體（氧氣）放出；鹽酸通過金屬會放出氫氣。

所以他認為氯氣中含有氧，但嘗試用當時已知的還原劑像金屬、木炭、磷等還原劑來還原氯卻沒能得到相應的氧化產物，這又強有力地說明氯氣中不含氧元素。後來戴維用白熱的木炭仍不能使氯氣分解，而且從鹽酸和金屬的反應中也不能得到氧化物，所以上面提到的氧氣應該是由水提供了氧元素，並且他認為應該將這種綠色的氣體視為一種新的元素，氯元素就這樣被發現了。

## 性質

### 物理性質

在常溫下，氯氣是一種黃綠色、刺激性氣味、有毒的氣體。壓力為 1.01×105Pa 時，氯單質的沸點為−34.4℃，熔點為−101.5℃。氯氣可溶於水和鹼性溶液，易溶於二硫化碳和四氯化碳等有機溶劑，難溶於飽和氯化鈉溶液，飽和時 1 體積水溶解 2 體積氯氣。

氯氣溶於水，生成氫氯酸跟次氯酸，化學式如下：

 **${\rm {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftharpoons HCl+HClO}}$**

此反應為可逆反應。

### 化學性質

氯氣的化學性質很活潑，它是一種活潑的非金屬單質。

氯原子的最外電子層有 7 個電子，在化學反應中容易結合一個電子，使最外電子層達到 8 個電子的穩定狀態，因此氯氣具有強氧化性。氯氣的強氧化性表現為以下幾個方面：

#### 與金屬反應

氯氣可與鈉等活潑金屬直接化合。也能跟銅等不活潑金屬起反應。

　
: ${\rm {2\ Na+Cl_{2}\rightarrow 2\ NaCl}}$ （生成白煙）

　
: ${\rm {Cu+Cl_{2}{\stackrel {\Delta }{\longrightarrow }}CuCl_{2}}}$ （生成棕黃色的煙）

當氯氣和鐵系元素反應時，只有鐵能被氧化至 + 3 價，其餘為 + 2 價（FeCl₂不能由單質直接化合生成）：

　
: ${\rm {2\ Fe+3\ Cl_{2}{\stackrel {\Delta }{\longrightarrow }}2\ FeCl_{3}}}$ （生成棕褐色的煙）

　
: ${\rm {Co+Cl_{2}{\stackrel {\Delta }{\longrightarrow }}CoCl_{2}}}$

　
: ${\rm {Ni+Cl_{2}{\stackrel {\Delta }{\longrightarrow }}NiCl_{2}}}$

#### 與非金屬反應

氫氣可在氯氣中點燃並產生氯化氫。反應的化學方程式：

　
: ${\rm {Cl_{2}+H_{2}\rightarrow 2\ HCl}}$

值得一提的是反應條件對上述反應的現象有很大影響：

1. 如果氫氣與氯氣事先充分混合，在光照條件下發生爆炸；
2. 如果氫氣在氯氣中安靜地燃燒，現象為蒼白色火焰，同時伴有白霧（氯化氫溶解於空氣中的水形成的鹽酸小液滴）生成。

#### 和有機物反應

氯可以和烷烴發生取代反應，如氯和甲烷在光照下反應，生成氯甲烷，隨著反應的進行，還會生成二氯甲烷、三氯甲烷，直至四氯化碳。

#### 漂白性

濕潤的氯氣可用於紙漿和棉布的漂白，不同於 SO2 的漂白性，氯氣的漂白性為不可還原且較為強烈，因此不宜以此作為絲綢的漂白劑。

之所以強調濕潤的是因為

　
: ${\rm {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftharpoons HCl+HClO}}$

　
: ${\rm {HClO\rightleftharpoons HCl+[O]}}$ （生成的 ${\rm {[O]}}$ 是游離氧，正是這個游離氧，氧化了有機染料使之褪色）次氯酸的分解反應在光照或受熱時速度加快。

因此乾燥的氯氣並不具有這個性質。

#### 其它反應

氯氣和四甲基氯化銨、氧化鉍在濃鹽酸中反應，可以得到 [(CH3)4N]3{[Bi2Cl9](Cl2)}，這是一種穩定的化合物，在 180 °C 以上才會放出氯氣。

### 毒性

氯氣具有強烈的刺激性、窒息氣味，可以刺激人體呼吸道黏膜，輕則引起胸部灼熱、疼痛和咳嗽，嚴重者可導致死亡。

## 應用

### 自來水消毒

自來水過去常用氯氣消毒，1L 水裡約通入 0.002g 氯氣，消毒原理是其與水反應生成了次氯酸，它的強氧化性能殺死水裡的病菌。因為次氯酸易分解難保存、成本高、毒性較大，用氯氣消毒可使水中次氯酸的溶解、分解、合成達到平衡，濃度適宜，水中殘餘毒性較少，所以不直接用次氯酸為自來水殺菌消毒。自來水現在提倡用二氧化氯消毒。二氧化氯消毒劑是國際上公認的高效消毒滅菌劑，它可以殺滅一切微生物，包括細菌繁殖體，細菌芽孢，真菌，分枝桿菌和病毒等，並且這些細菌不會產生抗藥性。二氧化氯對微生物細胞壁有較強的吸附穿透能力，可有效地氧化細胞內含巰基的酶，還可以快速地抑制微生物蛋白質的合成來破壞微生物。二氧化氯消毒劑被確認為是醫療衛生、食品加工中的消毒滅菌、食品（肉類、水產品、果蔬）的防腐、保鮮、環境、飲水和工業循環及污水處理等方面殺菌、清毒、除臭的理想藥劑，是國際上公認的氯系消毒劑最理想的更新換代產品。

### 醫藥工業

常用於製藥，常參與含氯基化合物的合成。如：馬來酸氨氯地平片；N-(2 - 甲基 - 2,3 - 二氫 - 1H - 吲哚基)-3 - 氨磺醯基 - 4 - 氯 - 苯甲醯胺。

### 農藥工業

常用作生產高效殺蟲劑、殺菌劑、除草劑、植物生長刺激劑的原料。

### 冶金工業

主要用於生產金屬鈦、鎂等。

### 化學武器

第二次伊珀爾戰役中曾被當作化學武器使用。

## 參考文獻
7782-63-0

**硫酸亞鐵**是化學式為 FeSO4 的無機化合物，其較常見的存在形式是**七水合硫酸亞鐵**（化學式：FeSO4·7H2O，俗稱「青礬」或「綠礬」）。

無水晶體的標準摩爾生成焓為 Δf_H_°solid = -928.4 kJ.mol-1，標準摩爾熵 _S_°solid = 107.5 J.K-1.mol-1。

## 水合物

硫酸亞鐵有諸多水合物，有些存在於自然界中。

* FeSO4·H2O （水鐵礬）
* FeSO4·4H2O
* FeSO4·5H2O （纖鐵礬）
* FeSO4·7H2O （水綠礬）

90°C 時，七水合物失水生成無色一水合物。

## 生產

鋼鐵在電鍍或加塗層前，會先放入硫酸中酸洗，產生大量的硫酸亞鐵副產物。以鈦鐵礦生產二氧化鈦時也會產生大量的硫酸亞鐵 
Fe+H2SO4→FeSO4+H2↑ 
此外，硫酸亞鐵還可從黃鐵礦的氧化，或鐵與硫酸反應製備。

## 用途

硫酸亞鐵用於水的絮凝淨化，以及從城市和工業污水中去除磷酸鹽，以防止水體的富營養化。

大量的硫酸亞鐵被用作還原劑，主要還原水泥中的鉻酸鹽。

### 營養

硫酸亞鐵用於治療缺鐵性貧血，可能引發的副反應包括噁心和上腹部不適，可通過在睡前服用硫酸亞鐵而得到緩解。它也用於在食物中加鐵。

### 著色

* 鞣酸鐵墨水及其他墨水的生產需要用到硫酸亞鐵。木質染色的媒染劑中也含有硫酸亞鐵。
* 在中國藍法中，靛青染料以不溶物的形式印在織物上，然後被硫酸亞鐵還原為靛白。
* 硫酸亞鐵可用於將混凝土染為黃的鐵鏽色。
* 木工用硫酸亞鐵使楓木染有銀質色彩。

### 其他

* 園藝中使用硫酸亞鐵來殺滅苔蘚。
* 19 世紀後半葉，硫酸亞鐵曾被用作柯羅酊法的照相顯影劑。
* 硫酸亞鐵與黃銅質的渦輪機凝汽器接觸，會在其內管表面生成抗腐蝕性的保護層。

## 參見

* 硫酸鐵
* 硫酸亞鐵銨

## 參考資料

## 外部連結
7782-64-1

**氟化錳**是一種無機化合物，化學式為 MnF2。它是一種淡粉紅色固體，其顏色源自於二價錳離子的特徵色。它可用於特種玻璃和雷射器的製造。

## 製備與結構

氟化錳可由碳酸錳和氫氟酸反應製得：

　
: MnCO3 + 2 HF → MnF2 + CO2↑ + H2O

也可由氯化錳和過量的氟化銨反應，得到 NH4MnF3，它在二氧化碳中加熱至 290~300 °C 得到氟化錳。它也能通過四氧化三錳（或草酸錳）與氟化銨加熱反應製得。

氟化錳存在多種晶相，_P_42/_mnm_(金紅石型) 和 _P_42_m_ 是已知的，金紅石型的氟化錳在高壓會轉變為 α-PbO2 相。

## 反應

氟化錳和 M2MnF6（M=K, Rb, Cs）在真空中加熱（或氮氣環境下加壓，M=NH4）反應，可以得到相應的 MMnF4。它可以被氟氣氧化至四氟化錳；而在氟化氫中的反應會生成三氟化錳，氟化氫中生成四氟化錳還需紫外光的照射。它和三氟化錳反應，還能得到 Mn2F5 和 Mn3F8。氟化錳和過量二氟化氙加熱反應，可以得到 XeF2·MnF4，反應中 Mn2+ 被氧化至 Mn4+；KrF2·MnF4 則需在低溫氟化氫中由氟化錳和二氟化氪反應得到，室溫時，它會分解為四氟化錳、二氟化氪、氪和氟氣。

它在潮濕的氮氣中加熱至 500 °C 發生水解，生成一氧化錳，在潮濕空氣中加熱除了水解外還會發生氧化反應；它和硫蒸氣的反應發生在氟化錳的表面。

## 參考文獻

## 拓展閱讀

* XIE, M; PENG, X; FU, X; ZHANG, J; LI, G; YU, X. Synthesis of Yb3+/Er3+ co-doped MnF2 nanocrystals with bright red up-converted fluorescence. Scripta Materialia. February 2009, **60** (3): 190–193. ISSN 1359-6462. doi:10.1016/j.scriptamat.2008.10.010.
* Baskurt, Mehmet; Nair, Rahul R.; Peeters, Francois M.; Sahin, Hasan. Ultra-thin structures of manganese fluorides: conversion from manganese dichalcogenides by fluorination. Physical Chemistry Chemical Physics. 2021, **23** (17): 10218–10224. ISSN 1463-9076. PMID 33881066. doi:10.1039/d1cp00293g. eISSN 1463-9084.
7782-65-2

**甲鍺烷**是鍺烷（GenH2n+2）中最簡單的一種，分子式為 GeH4。和同族的甲烷、甲矽烷一樣，甲鍺烷也是正四面體結構。甲鍺烷在空氣中燃燒生成二氧化鍺和水。

## 合成

甲鍺烷可通過以下方法合成：

* 化學還原法：硼氫化鈉、硼氫化鉀、硼氫化鋰、氫化鋁鋰、氫化鋁鈉、氫化鋰、氫化鈉或氫化鎂還原鍺、四氯化鍺或二氧化鍺。這類反應既可在水溶液中進行，也可在有機溶劑中進行。實驗室中可通過含氫負離子的化合物與 Ge（IV）化合物反應得到，如：

　
: : Na2GeO3 + NaBH4 + H2 → GeH4 + NaBO2 + 2NaOH

* 電化學還原法：鍺作陰極，鉬或鎘作正極。反應時陰極產生甲鍺烷和氫氣，陽極生成鉬或鎘的氧化物。
* 電漿合成法：用原子氫轟擊鍺，得到甲鍺烷和乙鍺烷。

## 自然含量

木星的大氣中檢測到了甲鍺烷的存在。

## 用途

甲鍺烷在 600K 時分解為鍺和氫氣。這種對熱不穩定性被用於半導體工業中，即有機金屬化學氣相沉積法（MOCVD）。由於甲鍺烷毒性較大，某些有機鍺化合物（如異丁基鍺）可以替代甲鍺烷，應用於 MOCVD 中。

## 安全

甲鍺烷可燃，並且有自燃的可能性。甲鍺烷有毒。

## 參考資料

## 外部連結

* PRAXAIR
* Airliquide
* pdf MSDS at MIT
7782-68-5

**碘酸**（化學式：HIO3）比溴酸和氯酸穩定，可以呈晶體狀態存在，110℃分解同時有一部分脫水形成三碘酸（HI3O8），195℃脫水成五氧化二碘（I2O5），易溶於水，為強氧化劑及強酸。

## 製備

碘單質可被硝酸、氯氣、過氧化氫等強氧化劑氧化，生成碘酸。

$$
{\ce {I2 + 6 H2O + 5 Cl2 <=> 2 HIO3 + 10 HCl}}
$$

## 性質

碘酸在酸性溶液中是強氧化劑： ${\ce {2IO3- + 12H+ + 10e- -> I2 + 6H2O}}$

它亦是種一元強酸，在水中電離生成碘酸根離子和氫離子。

## 用途

碘酸在分析化學中可用作滴定，常見的指示劑有甲基橙和甲基紅。

它已被用來合成碘酸鈉和碘酸鉀。
7782-77-6

**亞硝酸**是一種弱的一元酸，化學式為 HNO 
2，僅在溶液、氣相和亞硝酸鹽中存在。亞硝酸用於從胺製備重氮鹽，所得重氮鹽是重氮偶聯反應中的試劑，可得到偶氮染料。

## 結構

在氣相中，平面亞硝酸分子可以採用順式和反式兩種形式。反式在室溫下占主導地位，紅外光譜測量表明它更穩定，約 2.3kJ/mol 左右。

* * *

## 製備

亞硝酸通常通過用無機酸酸化亞硝酸鈉水溶液製備。酸化通常在冰水溫度下進行：

　
: NaNO2 + H+ = HNO2 + Na+

## 反應

氣態亞硝酸會分解成二氧化氮、一氧化氮和水：

　
: 2 HNO2 = NO2 + NO + H2O

二氧化氮在水溶液中歧化為硝酸和亞硝酸：

　
: 2 NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

在溫熱或濃縮溶液中，整個反應相當於生成硝酸、水和一氧化氮：

　
: 3 HNO2 = HNO3 + 2 NO + H2O

### 有機化學

亞硝酸能用於製備重氮鹽：

　
: HNO2+ RNH2 + H+ = RN+ 
2 + 2 H2O

其中 R 是芳基基團。

這種鹽廣泛用於有機合成，例如用於桑德邁爾反應和製備偶氮染料，這種色彩鮮豔的化合物是苯胺定性測試的基礎。亞硝酸用於銷毀有毒和潛在爆炸性的疊氮化鈉。對大部分的用途，亞硝酸通常是通過無機酸對亞硝酸鈉的作用形成的：

　
: 2 NaN3 + 2 HNO2 = 3 N2 + 2 NO + 2 NaOH

亞硝酸與酮中的兩個 α- 氫原子反應產生肟，其可進一步氧化成羧酸，或還原成胺。該工藝用於己二酸的商業生產。亞硝酸與脂肪醇快速反應生成亞硝酸酯，它們是有效的血管擴張劑：

　
: (CH3)2CHCH2CH2OH + HNO2 = (CH3)2CHCH2CH2ONO + H2O

稱為亞硝胺的致癌物質通常不是有意通過亞硝酸與二級胺反應產生的：

　
: HNO2 + R2NH = R2N-NO + H2O

## 地球大氣

亞硝酸參與低層大氣（對流層）的臭氧收支。一氧化氮和水的非均相反應產生亞硝酸。當該反應發生在大氣氣溶膠表面時，產物很容易光解成羥基自由基。

## 參見

* 德姆雅諾夫重排反應
* 硝酸
* 蒂芬歐–捷姆揚諾夫重排反應

## 參考資料
7782-79-8

**疊氮酸**，分子式 HN3，在常溫常壓下為一種無色、具揮發性、有刺激臭、高爆炸性的液體。是擬鹵化氫的一種。

## 應用

疊氮酸主要用於保存貯存溶液（stock solution），以及作為一種試劑。

## 歷史

疊氮酸在 1890 年首先由西奧多・庫爾提斯分離出來。(_Berichte_, 1890, 23, p.3023).

## 化學性質

可溶於水，且其溶液可溶解許多金屬（如鋅、鐵），放出氫氣並形成疊氮化物的鹽類。

其所有的鹽類皆具爆炸性，並極易與碘代烴反應。疊氮酸的某些性質類似氫鹵酸，如與鉛、銀、亞汞離子形成難溶於水的鹽類。金屬鹽在無水形式下皆可形成結晶，並受熱分解，產生純金屬的殘渣。疊氮酸是一種弱酸（pKa 4.6-4.7）。

## 製造

疊氮酸通常由疊氮化物，如疊氮化鈉等鹽類酸化產生。一般而言，疊氮化鈉的水溶液含有極少量疊氮酸，與疊氮酸鹽形成平衡，加入強酸後則大部分轉化為疊氮酸。再由分餾法即可製得純品。

## 毒性

疊氮酸具揮發性及劇毒，毒性接近氰化氫，會對皮膚與黏膜造成嚴重刺激。其具有嗆鼻的氣味，蒸氣能引發強烈的頭痛。此化合物為非累積性的毒物。

## 參考資料

1. Dictionary of inorganic and organometallic compounds, Chapman & Hall

## 外部連結

* OSHA: 疊氮酸（英文） （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

本條目出自公有領域：Chisholm, Hugh (編). 大英百科全書 (11th ed.). 劍橋大學出版社. 1911.
7782-86-7

**硝酸亞汞**化學式為 Hg2(NO3)2，英文名為 mercury (I) nitrate。為白色斜晶體，水解後變成無色，可溶性金屬鹽類，為氧化劑。如同所有汞化合物，有一定毒性。

## 製備

硝酸亞汞是經由稀硝酸和汞的化合產生的（如果是汞和濃硝酸則會產生硝酸汞）。

## 化學特性

硝酸亞汞溶於水中為酸性，且會和水很慢的產生化學反應：

　
: Hg2(NO3)2 + H2O → Hg2(NO3)(OH) + HNO3

Hg2(NO3)(OH) 為呈黃色的沉澱物，不溶於水，可溶於稀硝酸。

如果硝酸亞汞溶液加溫或暴露於強光下，則會分解為汞和硝酸汞
:

　
: Hg2(NO3)2 → Hg + Hg(NO3)2

## 參考來源
7782-92-5

**胺基鈉**是一種無機化合物，化學式為 NaNH2。室溫下純品為白色固體，試劑常帶金屬鐵而呈灰色。胺基鈉與水強烈反應，是有機合成中常用的強鹼。

## 製備及結構

胺基鈉可由鈉與氨氣反應， 或硝酸鐵催化下鈉與液氨的反應來製備。後者反應在氨沸點（約 - 33°C）時反應最快，也更常用：

　
: 2 Na + 2 NH3 → 2 NaNH2 + H2

NaNH2 為類鹽固體，晶格中 鈉原子為四面體結構。 溶於氨時，NaNH2 溶液存在 Na (NH3)6+ 和 NH2−離子，可導電。

## 用途

工業上，胺基鈉是製取靛青染料、肼和氰化鈉等工業品的原料。 可用於乾燥液氨或氨氣，其液氨溶液也是有機化學中常用的強鹼。胺基鈉鹼性很強而且親核性很弱，但不易溶於大多數溶劑中，因而已被氫化鈉、雙 (三甲矽基) 胺基鈉（NaHMDS）以及二異丙基胺基鋰（LDA）等類似試劑所取代。

### 製備炔烴

胺基鈉可使鄰二溴代烷失去兩分子溴化氫，生成炔烴。如下圖製備苯乙炔的反應所示：

也可使分子脫去氯化氫和 / 或乙醇， 如下圖中製備 1 - 乙氧基 - 1 - 丁炔的反應：

### 成環反應

無 β- 氫可消除時，則可發生成環反應，見下面合成亞甲基環丙烷的反應：

環丙烯、 吖丙啶
和環丁烷 環系都可通過此法製取。

### 去質子化

氫碳酸，包括末端炔烴、
甲基酮、環己酮、苯乙酸及衍生物
和二苯甲烷 等，都可被液氨中的胺基鈉脫去質子。用兩分子胺基鈉時，乙醯丙酮失去兩個質子生成雙負離子：

吲哚 和哌啶 也可發生類似反應。

### 其他反應

* 鄰位去質子化重排
* 達參反應（Darzen 反應）合成氧雜環丙烷環系
* 合成吲哚
* 齊齊巴賓反應（Chichibabin 反應），吡啶氨化合成 2 - 胺基吡啶

## 安全

胺基鈉會與水猛烈反應生成氫氧化鈉和氨，且在空氣中可燃燒生成鈉氧化物及二氧化氮：

　
: NaNH2 + H2O → NH3 + NaOH

　
: 2NaNH2 + 4O2 → Na2O2 + 2NO2 + 2H2O

胺基鈉應當儲存在密閉容器中，最好以氮氣保護。當放置於密閉性不好的容器中時，氧氣和水不充足，有可能生成爆炸性的氧化產物從而使固體泛黃棕色。此類試劑應當儘快銷毀，方法為向胺基鈉的烴類溶劑懸浮液中小心加入乙醇。

胺基鈉可能會對皮膚、眼部及黏膜有強腐蝕性，應當留心空氣中懸浮的胺基鈉粉末。

## 參見

* 胺基鋰
* 胺基鉀
* 胺基銣
* 胺基銫
* 雙 (三甲基矽基) 胺基鈉

## 參考文獻

## 外部連結

* 胺基鈉的反應 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）—_Organic Syntheses_
7782-94-7

**硝醯胺**是一種化合物 ，結構式 H2NNO2。硝醯胺的有機衍生物， RNHNO2 是一類硝胺，廣泛應用於爆破如：RDX 和 HMX。 它是連二次硝酸的異構體。

## 結構

硝醯胺分子是由氨基 (-NH2) 和硝基 (-NO2) 鍵合而成的。它在氣態的分子結構已被報告，它不是一個平面。 儘管如此，硝醯胺晶體的硝醯胺分子是平面型的。

## 製備

Thiele 和 Lachman 的普通製備方法是的硝酸氨基甲酸鉀的水解：

　
: K2(O2NNCO2) + 2H2SO4 → O2NNH2 + CO2 + 2KHSO4

其它方法包括硝酸氨基甲酸的水解：

　
: O2NNHCO2H → O2NNH2 + CO2

氨基磺酸鈉和硝酸的反應：

　
: Na(SO3NH2) + HNO3 → O2NNH2 + NaHSO4

以及五氧化二氮 和氨的反應。

　
: N2O5 + 2NH3 → O2NNH2 + NH4NO3

## 有機硝醯胺

又稱硝醯胺基化合物，是重要的爆炸物。 它們可以由烏洛托品的硝化而成。

## 參考資料
77829-31-3

**高碘酸鐵鉀**是一種無機化合物，化學式為 K2FeIO6，與鋰離子反應生成黃色的 KLi [FeIO6] 沉澱，用作分析化學中鑑定鋰離子的試劑。可由鐵離子與高碘酸根反應，調節 pH 製得。

## 參考資料
7783-00-8

**亞硒酸**（化學式：H2SeO3，或寫作 (HO)2SeO），是硒的含氧酸的一種，其中硒的氧化態為 + 4。它是白色正交晶系晶體，極易溶於水，由二氧化硒溶於少量水緩慢蒸發結晶並用氫氧化鉀乾燥得到。晶體中稍許畸變的 SeO3 基團，靠較強的氫鍵相互連接。

亞硒酸是二元中強酸，中和程度不同時會分別得到亞硒酸氫鹽（含 HSeO3−）和亞硒酸鹽（含 SeO32−）：

　
: H2SeO3 ⇌ H+ + HSeO3− pKa = 2.62

　
: HSeO3− ⇌ H+ + SeO32− pKa = 8.32

濃度超過 4mol/L 的亞硒酸會發生二聚生成 H2Se2O5，並脫去一分子水。它與亞硫酸不同，溶液不游離出二氧化硒，固態亞硒酸加熱至 150°C 分解為二氧化硒。

亞硒酸是一個中強的氧化劑，動力學上不活潑。酸性溶液中，它可以氧化二氧化硫、硫化氫、硫脲、碘化鉀、硫代硫酸鈉、氨、肼、羥胺等還原性物質，半反應為：

　
: H2SeO3 + 4H+ + 4e− ⇌ Se + 3H2O ； _E_~~o~~ = +0.74 V

鹼性溶液中：

　
: SeO32− + 4e− + 3H2O ⇌ Se + 6OH− ； _E_~~o~~ = −0.37 V

它在有機合成中用於製取 1,2 - 二羰基化合物（如乙二醛）。

在更強的氧化劑（如臭氧、過氧化氫、高錳酸根離子）作用下，亞硒酸也可以被氧化為硒酸。亞硒酸有很高毒性，中毒症狀可能延遲數小時，包括昏迷、噁心、低血壓，嚴重時可能致死。

## 參見

* 亞硫酸 - 亞碲酸 - 亞釙酸
* 亞硒酸鹽 - 亞硒酸鈉
* 硒酸 - 二氧化硒

## 參考資料
7783-03-1

**鎢酸**，是三氧化鎢（WO3）各種水合物形態的總稱。三氧化鎢一水合物，化學式為 WO3·H2O 和半水合物 (WO3·0.5H2O) 都是已知的。而類似硫酸結構的 (HO)2WO2 的鎢酸分子未被發現。

## 性質

黃色粉末。加熱至 100°C 時失去一分子水而轉變為三氧化鎢。幾乎不溶於酸，微溶於熱水，溶於鹼、氫氟酸和氨水。鎢酸比三氧化鎢更容易溶於鹼。

## 歷史

最早由卡爾・威廉・舍勒於 1781 年分離出來。

## 製備

1、由鎢酸鈣與鹽酸作用，並經洗滌、乾燥、粉碎，得到鎢酸成品。

　
: ${\rm {\ CaWO_{4}+2HCl\rightarrow H_{2}WO_{4}+CaCl_{2}}}$

2、由精鎢酸銨溶液用鹽酸酸解，得到鎢酸，再經脫水、乾燥、粉碎，得到鎢酸成品。

　
: ${\rm {\ 5(NH_{4})_{2}O\cdot 12WO_{3}+10HCl+7H_{2}O\rightarrow 12H_{2}WO_{4}+10NH_{4}Cl}}$

3. 純鎢和過氧化氫反應。

 

## 用途

用作製取金屬鎢、鎢合金、鎢酸鹽類和硬質合金的原料。也用作石油催化劑、印染助劑和潤滑劑。

## 參考資料
7783-06-4

**硫化氫**是無機化合物，化學式為 **H2S**。正常是無色、易燃的酸性氣體，也是一種氧族元素的氫化物。硫化氫是急性劇毒物質，具有臭雞蛋味，吸入少量高濃度硫化氫可於短時間內致命。低濃度的硫化氫對眼、呼吸系統及中樞神經都有影響。它有毒，有腐蝕性，還可以被燃燒。

硫化氫通常由有機物在無氧氣的原核生物分解的情況下產生，例如在沼澤和下水道中；此過程通常稱為厭氧消化，該過程通過減少硫酸鹽的微生物完成。H 
2S 也存在於火山氣體，天然氣和井水的一些來源中。人體會產生少量的 H 
2S，用於細胞信號傳送。

瑞典化學家卡爾・威廉・舍勒因在 1777 年發現了硫化氫的化學成分而受到讚譽。

## 分佈

硫化氫自然存在於原油、天然氣、火山氣體和溫泉之中。少量的硫化氫在原油中、但天然氣可以包含高達 90％硫化氫；也可以在細菌於缺氧狀態下分解有機物的過程中產生，或者是一部分的腐敗海藻中常見。人體釋放出的屁含有極小量（少於屁成分的 1%）的硫化氫。

## 製備

硫化氫一般是由分離酸氣而成，也就是有大量 H 
2S 的天然氣。它也可以由氫和液體的硫在 450°C 下化合而成。碳氫化合物可以作為反應中氫的來源。

實驗室一般使用

　
: $\mathrm {FeS+2HCl\longrightarrow FeCl_{2}+H_{2}S} $

來製取硫化氫。 
也可以用

　
: $\mathrm {FeS+H_{2}SO_{4}\longrightarrow FeSO_{4}+H_{2}S} $

但還有一個更加簡單的方法，硫化鋁（白色）的水解：

　
: $\mathrm {6H_{2}O+Al_{2}S_{3}=3H_{2}S+2Al(OH)_{3}} $

此方法是利用了活潑金屬（鹼金屬除外）硫化物的水解。硒化鋁（灰色）和碲化鋁（暗灰色）也能和水迅速反應，生成硒化氫和碲化氫。大部分金屬和非金屬的硫化物，如：硫化鋁、五硫化二磷、二硫化矽遇水都會形成硫化氫。

## 性質

### 物理性質

2015 年，物理學者發現，硫化氫在溫度 203K（-70°C）、極度高壓的環境下 (至少 150GPa，也就是約 150 萬標準大氣壓）會發生超導相變。

### 化學性質

硫化氫比同族的水不穩定，加熱高於 700K 時即發生分解。

硫化氫比空氣稍重，硫化氫和空氣的混合物極易爆炸。硫化氫和氧氣燃燒會產生藍色火焰，形成二氧化硫和水。在一般化學反應里，硫化氫是一種還原劑，如硫化氫可與二氧化硫反應形成單質硫和水。

　
: ${\rm {SO_{2}+2H_{2}S{=\!=\!=\!=}3S+2H_{2}O}}$

硫化氫和二氧化硫即使在液態也會迅速反應。

硫化氫可微溶於水，形成弱酸，稱為「**氫硫酸**」。其水溶液包含了氫硫酸根 HS-（在攝氏 18 度、濃度為 0.01-0.1 摩 / 公升的溶液里，p_Ka_=6.9）和離子硫 S2-（p_Ka_ = 11.96）。一開始清澈的氫硫酸置放一段時間後會變得混濁，這是因為氫硫酸會和溶解在水中的氧起緩慢的反應，產生不溶於水的單質硫。

硫化氫和金屬離子接觸會形成硫化金屬，硫化金屬往往是深暗色的。用於檢測硫化氫的醋酸鉛紙和硫化氫的氣體接觸時會產生灰色的硫化鉛（II）。硫化金屬與強酸反應時則會釋放出硫化氫。

此外，氣態硫化氫和濃硝酸或任何強氧化劑接觸時會發生爆炸。與醇反應則形成硫醇。

　
: ${\rm {6HNO_{3}+H_{2}S{=\!=\!=\!=}SO_{2}\uparrow +6NO_{2}\uparrow +4H_{2}O}}$

硫化氫是酸性的，它與鹼及一些金屬（如銀）有化學反應。例如：硫化氫和銀接觸後，會產生黑褐色的硫化銀，如果氧氣存在反應趨勢更大：

　
: ${\rm {H_{2}S+2Ag{=\!=\!=\!=}Ag_{2}S+H_{2}\uparrow }}$

該反應能夠進行的原因是硫化銀的生成自由能負值很大，增大了正方向反應的趨勢。

## 安全

硫化氫是劇毒及易爆氣體。硫化氫也是易燃的（爆炸極限，4.3–46%）。它比空氣重，容易積聚在通風不良的空間底部。雖然起初很刺鼻（聞起來像臭雞蛋），它會迅速麻痹嗅覺，因此受害者意識到它的存在時就為時已晚。為了安全處理硫化氫，人們應參考硫化氫的安全數據表。

### 相對濃度危險度

### 自殺

透過混合某些家用成分產生的硫化氫氣體於 2008 年在日本因自殺風潮而使用。這波風潮促使東京自殺預防中心的工作人員在黃金週期間設立了專門的熱線，因為他們在 5 月的年度假期期間接到了更多來自想自殺的人的電話。

截至 2010 年，這種現象已在美國許多城市中發生，提醒那些到達自殺現場的人。這些第一批接近自殺者的人們，例如緊急服務人員或家庭成員，有可能因吸入硫化氫氣體或被火燒而死亡或受傷。地方政府還發起了運動來預防此類自殺。

## 參見

* 水
* 硒化氫
* 碲化氫
* 釙化氫
* 氧族元素的氫化物

## 參考文獻

## 擴展閱讀

* Committee on Medical and Biological Effects of Environmental Pollutants. Hydrogen Sulfide. Baltimore: University Park Press. 1979. ISBN 978-0-8391-0127-7.
* Siefers, Andrea. A novel and cost-effective hydrogen sulfide removal technology using tire derived rubber particles (MS 論文). Iowa State University. 2010 [8 February 2013]. （原始內容存檔於 2021-04-17）.

## 外部連結

* International Chemical Safety Card 0165 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* Concise International Chemical Assessment Document 53 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* National Pollutant Inventory - Hydrogen sulfide fact sheet
* NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* NACE (National Association of Corrosion Epal) （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
7783-07-5

**硒化氫**是化學式為 H2Se 的無機化合物。在標準條件下，硒化氫是一種無色，易燃氣體。是硒化合物中毒性最強的，暴露限值為 0.05ppm。這種化合物具有刺激像腐爛辣根氣味，較高濃度下有臭雞蛋的氣味。

## 性質

硒化氫性質類似硫化氫，硒化氫溶於水，並形成酸性溶液。雖然硒化氫溶解度小於硫化氫，但它的溶液酸性卻比硫化氫強。硒化氫的還原性也比硫化氫強，只要硒化氫與空氣接觸便逐漸分解析出硒。燃燒硒化氫時，有二氧化硒生成，若空氣不足則生成單質硒。加熱至 573K 時，硒化氫分解，形成硒鏡。

## 製備

硒化鋁和水作反應，生成氫氧化鋁及硒化氫:

　
: : Al2Se3 + 6 H2O ⇌ 2 Al(OH)3 + 3 H2Se

硒化氫也可以由單質直接化合得到：

　
: : H2 + Se → H2Se

這個反應需要在 250-570℃進行，並且在 570℃效率達到最大（超過 50%）。 
此外，也可以在水體系中用一氧化碳還原硒得到硒化氫：

　
: : Se + H2O + CO → H2Se + CO2

## 反應

硒化氫與二氧化硫反應，生成水、硒及硫:

　
: : 2 H2Se + SO2 ⇌ 2 H2O + 2Se + S

此方法用於製造純正的硒。

## 安全

### 中毒症狀

硒化氫急性中毒會產生流淚、流涕、咳嗽、胸悶、噁心、嘔吐、呼吸急促、口唇紫紺、咽部充血等臨床現象。

### 安全標準

硒化氫的毒性遠遠超過其同類硫化氫。空氣中危險值為 0.05ppm。暴露在高濃度硒化氫中不到一分鐘就會引起眼睛和黏膜刺激，造成至少幾天感冒症狀。在德國，飲用水中的限制是 0.008 毫克 / 升，美國環保局建議為 0.01 毫克 / 升。

## 參考資料
7783-08-6

**硒酸**是一種無機酸，化學式為 H2SeO4。它是硒的含氧酸，它的結構可以更準確地被描述為 (HO)2SeO2。

根據價層電子對互斥理論的推測，中心的硒是四面體的，其中 Se-O 鍵長為 161pm。在固態，它為斜方晶系的晶體。

## 製備

由於三氧化硒的不穩定性，不像三氧化硫溶於水生成硫酸，通過在水中溶解三氧化硒得到硒酸是不切實際的。相反地，硒酸必須通過氧化低價態的硒化合物來製取。

製備硒酸的方法之一就是用過氧化氫氧化二氧化硒：

SeO2 + H2O2 → H2SeO4

無水硒酸被公認為晶體，它可以由硒酸的溶液在 140°C (413 K; 284 °F) 溫度下真空蒸發。

硒酸也可以通過亞硒酸 (H2SeO3) 被鹵素（如氯氣或溴）或高錳酸鉀氧化製取。然而，用氯氣或者溴作為氧化劑會產生鹽酸或者氫溴酸作為副產物，它們需要從溶液中去除，因為它們可以將硒酸還原成亞硒酸。

另一種製備硒酸的方法是將單質硒在水中的懸濁液用氯氣氧化：

Se + 4 H2O + 3 Cl2 → H2SeO4 + 6 HCl

## 化學性質

類似硫酸，硒酸是一種強酸，有吸濕性，在水中溶解度很強。其濃溶液是粘稠的。已知硒酸有一水合物和二水合物。一水合物的熔點在 26°C，而二水合物的熔點在−51.7°C。

硒酸的氧化性比硫酸強，硒酸能將氯離子氧化成氯氣，而自身被還原成亞硒酸或二氧化硒：

　
: H2SeO4 + 2 H+ + 2 Cl− → H2SeO3 + H2O + Cl2

硒酸在 200°C 以上分解，放出氧氣，自身被還原成亞硒酸：

　
: 2 H2SeO4 → 2 H2SeO3 + O2

硒酸可以和鋇鹽反應生成沉澱 BaSeO4，沉澱和硫酸鋇的性質類似。總體上說，硒酸鹽和硫酸鹽的性質相似，但是在水中的溶解性更好。許多硒酸鹽有相同的、和硫酸鹽一致的晶體結構。

用氟磺酸處理硒酸得到硒醯氟（沸點 −8.4 °C）：

　
: H2SeO4 + 2 HSO3F → SeO2F2 + 2 H2SO4

熱的濃硒酸可以溶解單質金，產生紅黃色的硒酸金 (III)：

　
: 2 Au + 6 H2SeO4 → Au2(SeO4)3 + 3 H2SeO3 + 3 H2O

後來，人們發現這種紅黃色的物質其實是 Au2(SeO3)2(SeO4)，其中硒的價態被 IR 和 NMR 確定。因此，其反應方程式應該為：

　
: 2 Au + 4 H2SeO4(濃) → Au2(SeO3)2(SeO4) + H2SeO3 + 3 H2O

同時也能溶解銅、銀等單質，生成相應的硒酸鹽。熱硒酸與濃鹽酸的混合液像王水一樣，能溶解鉑。

## 參考資料
7783-18-8

**硫代硫酸銨**，分子式為 (NH4)2S2O3，是硫代硫酸鹽的一種。

## 性質

一種有強烈吸濕性的白色斜方結晶，加熱至 150℃會分解成亞硫酸銨、硫黃、氨、硫化氫及水。極易溶於水，不溶於醇和醚，微溶於丙酮。在空氣中不穩定，在氨氣中穩定。

## 製法

碳酸氫銨與二氧化硫和水作用產生亞硫酸銨，經過濾除去雜質後再與硫黃加熱煮沸反應，再經過濾、蒸發、冷卻結晶和離心分離，得到硫代硫酸銨成品。

　
: ${\rm {\ 2NH_{4}HCO_{3}+SO_{2}+H_{2}O\rightarrow (NH_{4})_{2}SO_{3}+2H_{2}O+2CO_{2}\uparrow }}$

　
: ${\rm {\ (NH_{4})_{2}SO_{3}+S\rightarrow (NH_{4})_{2}S_{2}O_{3}}}$

## 用途

感光工業中用作照相定影劑，用於替代硫代硫酸鈉，具有水洗時間短和銀容易回收的優點，且較鈉鹽更易溶解鹵化銀的乳膜。在醫藥上用作殺菌劑、分析試劑。
7783-20-2

**硫酸銨**，簡稱**硫銨**，又稱**硫酸錏**，化學式為 (NH4)2SO4，無色斜方晶體，易溶於水，水溶液為酸性。

## 用途

硫酸銨是一種氮肥，但對強酸性土壤須同石灰配合施用，在石灰性反應強的土壤上，須深施覆土，以減少氮的損失；也可用作焊藥及織物防火劑。

## 製備

硫酸銨可以在硫酸中直接通入氨製得。

$$
{\ce {2NH3 + H2SO4 -> (NH4)2SO4}}
$$

由一水合氨和硫酸中和後，結晶、離心分離並乾燥而得。中和法氨與硫酸約在 100℃下進行中和反應，生成的硫酸銨晶漿液經離心分離、乾燥，製得硫酸銨成品。

$$
{\ce {2NH3*H2O + H2SO4 -> (NH4)2SO4 + H2O}}
$$

其回收法由煉焦爐氣回收氨氣，再與硫酸進行中和反應而得。

## 參考文獻
7783-21-3

**硒酸銨**是一種無機化合物，白色，化學式為 (NH4)2SeO4，相對分子質量為 179.04，折射率為 1.5630，密度為 2194kg/m³（20℃下）。

## 製備及性質

硒酸銨可由亞硒酸銨在溶液中的電解氧化得到。
硒酸銨受熱分解。

## 參考資料
7783-22-4

**黃餅**（英語：Yellowcake）是從瀝青鈾礦中提取高純度鈾的中間產品，外形一般為黃色粉末，不溶於水，味道刺鼻。具體成分根據鈾礦的品質和提取過程不同而各異，主要成分是鈾的氧化物，常見含量約 80%，熔點約 2,880 °C（5,220 °F）。黃餅作為含鈾化合物的中間體，主要由開採鈾礦的國家生產。

## 參見

* 八氧化三鈾
* 重鈾酸鈉
* 重鈾酸銨
* 瀝青鈾礦
* 髒彈

## 參考資料