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74-82-8

**甲烷**（英語：Methane），是結構最簡單的烴類，化學式為 CH 
4，由一個碳原子以及四個氫原子組成。它是天然氣的主要成分。甲烷在地球上有很高的相對豐度，使之成為很有發展潛力的一種燃料，但在標準狀態下收集以及存儲氣態的甲烷是一個十分有挑戰性的課題。

在自然狀態下，甲烷可以在地底下或者海底找到，大氣中也含有甲烷，這些甲烷稱為大氣甲烷。在原始大氣中，甲烷是主要成分之一。自 1750 年以來，地球大氣中的甲烷濃度增加了約 150％，造成的全球暖化效應以及全球所有溫室氣體的 20％（不包括水蒸氣）。在太空中，不少星體的表面和大氣中也有甲烷。

甲烷的結構是由一個碳和四個氫原子透過 sp3 混成的方式化合而成，而且是所有烴類物質中，含碳量最小，且含氫量最大的碳氫化合物，因此甲烷分子的分子結構是一個正四面體的結構，碳大約位於該正四面體的幾何中心，氫位於其四個頂點，且四個碳氫鍵的鍵的鍵角相等、鍵長等長。標準狀態下的甲烷是一種無色無味的氣體。一些有機物在缺氧情況下分解時所產生的**沼氣**主要成分就是甲烷。

## 歷史

1776 年 11 月，義大利物理學家亞歷山卓・伏打（Alessandro Volta, 1745 年 2 月 18 日－1827 年 3 月 5 日）根據班傑明・富蘭克林（Benjamin Franklin 1706 年 1 月 17 日－1790 年 4 月 17 日）關於「可燃空氣」的論文，在瑞士的馬焦雷湖（Lago Maggiore）中發現了甲烷。伏打在沼澤中收集冒出來的甲烷，直到 1778 年成功分離出純的甲烷氣體，他還利用電火花裝置成功點燃甲烷氣體確定了甲烷的可燃性。

## 分子性質

甲烷分子是一種正四面體分子，有四個等價的碳氫鍵。其分子結構是由碳跟氫的價軌域重疊所形成的分子軌域構成，最低能量的分子軌域為的 2s 軌域上的碳與同相組合的 1s 軌域上的四個氫原子重疊的結果，而能量稍微高一點的由三個分子軌域重疊的結果，即氫原子的一個 s 軌域電子和三個碳原子的 p 軌域電子重疊形成一個 σ 軌域，更精確的說法是，發生混成而形成了 sp3 混成軌域。這種化合方式與實際觀測到的甲烷光譜吻合。

常溫常壓下的甲烷是一種無色無味的氣體。家用天然氣的特殊味道，是為了安全而添加的人工氣味，通常是使用甲硫醇或乙硫醇。在一大氣壓力的環境中，甲烷的沸點是−161 °C。甲烷是一種十分容易閃燃甚至會爆炸的氣體，只要空氣中甲烷含量在 4.4-17％的範圍內就很容易起火或爆炸。

目前已知有九種不同的固態甲烷晶體結構。若在常壓下將甲烷降至甲烷的冰點會形成甲烷一（英語：methane I）的晶體結構，這種晶體結構屬於立方晶系，空間群為 Fm3m。由於氫原子的位置在甲烷一晶格中是不固定的，即甲烷分子可以自由轉動。因此，它是一個可塑性晶體。

甲烷是天然氣的主要成分，約佔了 87%，液化的甲烷不會燃燒，除非在高壓的環境中（通常是 4～5 大氣壓力）。

### 可能對健康造成的影響

甲烷並非毒氣；然而，其具有高度的易燃性，和空氣混合時也可能造成爆炸。甲烷和氧化劑、鹵素或部份含鹵素之化合物接觸會有極為猛烈的反應。甲烷同時也是一種窒息氣體，在密閉空間內可能會取代氧氣。若氧氣被甲烷取代後含量低於 19.5% 時可能導致窒息。當有建築物位於垃圾掩埋場附近時，甲烷可能會滲透入建築物內部，讓建物內的居民暴露在高含量的甲烷之中。某些建築物在地下室設有特別的回復系統，會主動捕捉甲烷，並將之排出至建築物外。

## 來源

甲烷是天然氣的最主要成分，是很重要的燃料；同時也是溫室氣體：其全球變暖潛能為 21（即它的暖化能力比二氧化碳高二十一倍）。主要來源有：

* 有機廢物的分解
* 天然源頭（如沼澤）：23%
* 從化石燃料中提取：20%
* 動物（如牛）的消化過程：17%
* 稻田之中的細菌：12%
* 生物物質缺氧加熱或燃燒
* 牛隻打嗝

## 製取

實驗室常用醋酸鈉與鹼石灰共熱製取甲烷：

　
: CH3COONa + NaOH → CH4↑ + Na2CO3

## 化學反應

甲烷主要化學反應是：燃燒、蒸汽重整合成氣、以及鹵化反應。在一般情況下，甲烷的反應是很難控制。甲烷可以氧化成甲醇，但一般來說要完成這個化學反應時十分困難的，因為在一般情況下甲烷的氧化反應產物通常是二氧化碳與水，即使氧氣不足也很難產生甲醇。但是若在酵素的協助下就能輕易地完成此氧化反應，例如甲烷單加氧酶，但產量無法達到工業生產的規模。

### 反應性

由於甲烷中碳原子與氫原子間的化學鍵為較穩定的 σ 鍵，化學性質比較穩定，因此甲烷能參與的反應較其他有機物少。

### 燃燒

甲烷的燃燒熱約為 55.5 MJ/kg 。燃燒時產生明亮的藍色火焰。甲烷的燃燒是一個多步反應。下面的反應式是過程的一部分，與所述淨結果是：
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O (_ΔH_ = −891 k J/mol)

1. CH4+ M\* → CH3 + H + M
2. CH4 + O2 → CH3 + HO2
3. CH4 + HO2 → CH3 + 2 OH
4. CH4 + OH → CH3 + H2O
5. O2 + H → O + OH
6. CH4 + O → CH3 + OH
7. CH3 + O2 → CH2O + OH
8. CH2O + O → CHO + OH
9. CH2O + OH → CHO + H2O
10. CH2O + H → CHO + H2
11. CHO + O → CO + OH
12. CHO + OH → CO + H2O
13. CHO + H → CO + H2
14. H2 + O → H + OH
15. H2 + OH → H + H2O
16. CO + OH → CO2 + H
17. H + OH + M → H2O + M\*
18. H + H + M → H2 + M\*
19. H + O2 + M → HO2 + M\*

### 加熱分解

在隔絕空氣的條件下加熱到將近 1000℃，就開始分解；加熱時間較長，到 1500℃左右，分解接近完全。

　
: CH4 → C + 2H2↑

### 與鹵素的化學反應

當甲烷與氯在黑暗中混合時，兩者不會產生化學反應，如果把混合物加熱或以紫外光照射，以下反應（取代反應）會發生：

　
: CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl

　
: CH3Cl + Cl2 → CH2Cl2 + HCl

　
: CH2Cl2 + Cl2 → CHCl3 + HCl

　
: CHCl3 + Cl2 → CCl4 + HCl

反應的機理屬於自由基取代，有鍵引發、鍵增長、鍵中止三步驟。

反應的產物含有此四種氯化甲烷，由上至下四種產物名稱分別為：一氯甲烷，二氯甲烷，三氯甲烷，四氯甲烷（四氯化碳），四者的比例視甲烷與氯的比例。
甲烷可與溴產生類似反應。甲烷與氟的反應十分猛烈，如果先用惰性氣體稀釋兩者才在特定的儀器內進行反應，也可得出類似反應。甲烷與碘不會直接產生反應，可以用溴化碘等代替進行碘化。

## 參見

* 甲基，由甲烷衍生出的官能基
* 產甲烷作用
* 可燃冰
* 相關碳化物：
  * 卡班（甲烷，英語：Carbane）
  * 卡賓（甲烯，英語：Carbene）
  * 卡拜（甲炔，英語：Carbyne）

## 參考文獻
74-83-9

**溴甲烷**是一種有機化合物，分子式 CH3Br。

## 性質

無色氣體，通常無臭。高濃度時有類似氯仿的甜氣味，有辛辣味。易溶於乙醇、乙醚、氯仿、二硫化碳、苯、四氯化碳。液態時可與醇、醚、酮等混溶。在空氣中不易燃，但可在氧氣中燃燒。與空氣形成爆炸性混合物。

* 臨界溫度：194°C
* 粘度：（0°C）0.397 mPa・s

## 毒性

劇毒。空氣中最高容許濃度 1 ppm。(美國政府工業衛生學家會議 (ACGIH)
1998 年生產環境化學物質閾限值) ,GBZ 2-2002<<工作場所有害因素職業接觸限值>> 規定溴甲烷（皮）時間加權平均容許濃度 2mg/m3。
對人體可引起神經系統障礙、肺水腫、腎閉鎖等。

## 製備

1、甲醇、硫酸與溴化鈉在 60°C 進行反應，生成溴甲烷氣體，經冷凝後分別進入鹼液和硫酸乾燥塔，脫酸和水，再經精餾製得成品。

　
: $\ CH_{3}OH+NaBr+H_{2}SO_{4}\rightarrow CH_{3}Br\uparrow +NaHSO_{4}+H_{2}O$

2、由甲醇與氫溴酸反應而得。

　
: $\ CH_{3}OH+HBr\rightarrow CH_{3}Br+H_{2}O$

3、由甲醇、溴與硫在水存在下反應而得。

　
: $\ S+3Br_{2}+6CH_{3}OH\ {\xrightarrow {H_{2}O}}\ 6CH_{3}Br+H_{2}SO_{4}+2H_{2}O$

## 用途

溴甲烷用於植物保護作為殺蟲劑、殺菌劑和穀物熏蒸劑。也用作木材防腐劑、低沸點溶劑、有機合成原料和致冷劑等。

## 參考資料
74-84-0

**乙烷**是化學式為 C2H6 的烷烴。乙烷中的所有分子由共價鍵結合，通常在分子的書寫中為了表現兩個 C（碳原子）之間只有一個化學鍵，寫作 CH3-CH3。它是由兩個碳原子組成的烷烴中唯一的脂肪烴。

在標準狀況下乙烷為可燃氣體，無色無味，在一定的濃度下如遇火可產生爆炸。

工業生產的乙烷是從天然氣分離出來的或者是煉油廠的副產品。在石油化工中它是生產乙烯的原材料。

## 歷史

1834 年麥可・法拉第首次使用電解乙酸鉀的方法製造了乙烷。他錯誤地以為這個反應的產物是甲烷，因此沒有繼續研究。在 1847 年和 1849 年間阿道夫・威廉・赫爾曼・科爾貝和愛德華・弗蘭克蘭在維護有機化學理論的過程中通過使用金屬鉀還原丙腈和碘乙烷以及通過電解乙酸鹽的方法製造了乙烷。但是他們錯誤地以為這些反應的產物是甲基自由基，而不是甲基的二聚體乙烷。1864 年卡爾・肖萊馬校正了這個錯誤，他證明所有這些反應的產物都是乙烷。

## 製取

在實驗室里乙烷可通過科爾貝電解製得。電解原料乙酸鹽被電解時，乙酸根離子移至陽極，失電子形成自由基，然後再失二氧化碳形成烷基自由基，偶聯即得乙烷。整個反應可看作脫羧反應：

　
: CH3COO− → CH3· + CO2 + e−

　
: CH3· + ·CH3 → C2H6

另一個方法是使用過氧化物氧化乙酸酐，其原理類似。

## 化學性質

乙烷的化學性質主要包括自由基反應，它能夠和鹵素，尤其是氯和溴發生自由基鹵化反應。這個反應主要是通過乙基自由基的鏈增長導致的：

　
: C2H5· + Cl2 → C2H5Cl + Cl·

　
: Cl· + C2H6 → C2H5· + HCl

由於鹵化乙烷還可以繼續發生自由基鹵化，因此這個過程可以產生許多鹵化產物的混合物。在化學工業里因此使用更加有選擇性的反應來獲得特別的二碳鹵化物。

### 燃燒

乙烷完全燃燒的話每摩爾釋放 1561 千焦或者每克施放 51.9 千焦熱量，其燃燒產物是二氧化碳和水：

　
: 2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O + 3120 kJ/mol

乙烷的燃燒實際上是一系列複雜的游離基反應。對乙烷燃燒的化學動力學計算機模擬包括上百單個反應。其中一系列重要的單個反應是乙基和氧的結合和此後的分裂，導致過氧化物，再導致烷氧基和羥基。

　
: C2H5· + O2 → C2H5OO·

　
: C2H5OO· + HR → C2H5OOH + ·R

　
: C2H5OOH → C2H5O· + ·OH

乙烷不完全燃燒的主要產品是單碳化合物如一氧化碳和甲醛。乙烷的碳碳鍵斷開產生這些產品的主要途徑是乙基分裂為甲基和甲醛，這些產品然後繼續氧化：

　
: C2H5O· → CH3· + CH2O

不完全燃燒還會產生少量乙醛、甲烷、甲醇和乙醇。在高溫下，尤其在攝氏 600 至 900 度之間乙烯是一個重要產物。這個反應如下：

　
: C2H5· + O2 → C2H4 + ·OOH

在使用蒸汽裂解由乙烷生產乙烯的過程中有類似的反應。

## 生產

乙烷是繼甲烷後天然氣中最主要的組成部分。不同礦井的乙烷含量從 1% 至 6% 體積比不等。1960 年代前乙烷和其它大分子一般不被從甲烷中分離出來，而是直接和甲烷一起當作燃料使用。今天乙烷是石化工業的重要原料之一，在設備完備的礦區它們被分離出來。煉油的時候產生的氣態碳氫化合物中也包含乙烷。

把乙烷從甲烷中分離出來最有效的方法是使用低溫液化。這裡有不同的手段。目前最有效的方式是使用渦輪膨脹，使用這種方法可以提取天然氣中含有的 90% 以上的乙烷。在這個過程中冷卻的氣體通過一個渦輪膨脹，由此降溫到攝氏 - 100 度。在這個溫度下氣態的甲烷可以從液態的乙烷和其它更重的碳氫化合物中蒸餾出來。繼續蒸餾可以把乙烷和丙烷以及更重的碳氫化合物分離開來。

## 使用

在化學工業里乙烷主要用來通過蒸汽裂解生產乙烯。與蒸汽混合被加到攝氏 900 度或以上的高溫時重的碳氫化合物裂解成輕的碳氫化合物，烷烴成為烯烴。相對於其它比較重的原材料而言乙烷在蒸汽裂解過程中相當大的部分成為乙烯，而比它重的化合物則會產生許多混合物，其中包括許多重的烯烴如丙烯、丁二烯以及芳香烴，降低乙烯的成分。

在實驗室里也有把乙烷作為其它化學產品的原材料的研究。長時期氯化乙烷的氧化似乎比乙烯氯化用來生產氯乙烯更經濟。許多這個反應的過程被報專利。但是由於這個反應的選擇性差而且反應條件腐蝕性高因此至今為止沒有經濟使用。只有英力士在德國威廉港有一個每年一千噸的實驗工廠。

沙烏地阿拉伯基礎工業宣稱將在延布建造一座每年三萬噸的使用氧化乙烷生產乙酸的工廠。這個工廠使用這個過程的經濟性主要是依靠使用附近的沙烏地阿拉伯油田的乙烷達到的，與世界其它地區使用的甲醇碳化它可能無法競爭。

乙烷可以在冷凍設施中作為致冷劑使用。在科學研究中液態的乙烷在電子顯微技術中被用來使得含水量高的樣本透明化。薄的水層在快速沉浸到設施 - 150 度或更低的液乙烷中時迅速凍結，不會形成晶體。這樣的迅速凍結不會像冰結晶時那樣會破壞液態水中軟物質的結構。

## 健康和安全

在室溫下乙烷是一種可燃氣體。假如乙烷中參雜了 3% 至 12.5% 體積的空氣的話它會發生爆炸。

把乙烷當作致冷劑存放的時候還要注意其它事項。直接與液乙烷接觸會導致凍傷。液乙烷蒸發的氣體在達到室溫前比空氣重，因此會聚集在低處，假如他們遇到火的話會點燃並且傳播回到它們蒸發出去的液體。

裝乙烷的容器在剛剛倒空後還可能缺氧會導致窒息，除此之外乙烷目前沒有已知的毒性或者其它緊急威脅。至今為止沒有乙烷致癌的跡象。

## 地球大氣和外星

在地球大氣層中乙烷是一種痕量氣體，目前在海平面其濃度約為五億分之一，在工業革命前它的濃度可能還要低得多，因為今天大氣中的大多數乙烷可能是由於未被燃燒的化石燃料釋放出來的。雖然乙烷是一種溫室氣體它比甲烷要少得多，其溫室效應也要低。在氣體巨星和土星的衛星土衛六的大氣中也發現有少量乙烷。

大氣中的自然乙烷是由太陽光化學反應從甲烷導致的：波長約為 160 奈米的紫外線可以把甲烷分子分解為甲基和氫原子。兩個甲基組合為乙烷：

　
: CH4 → CH3· + ·H

　
: CH3· + ·CH3 → C2H6

有推測認為這樣在土衛六的大氣里形成的乙烷可能會下雨返回到衛星的表面並逐漸聚集成碳氫化合物組成的湖或者海洋覆蓋在衛星的表面。紅外線望遠鏡的觀察對這個推測提出強烈的懷疑。2005 年在土衛六上著陸的惠更斯號探測器沒有觀測到任何表面液體，但是它的照片上一些地形好像是乾燥的河床。2007 年 12 月卡西尼號探測器在土衛六的南極發現了一個被命名為安大略湖的湖，這個名字是因為它的面積類似地球上的安大略湖（約兩萬平方公里）。2008 年 7 月的紅外線望遠鏡觀測提供了強烈線索說明安大略湖含有液態的乙烷。

1996 年在百武二號彗星中發現乙烷，此後在其它一些彗星中也發現了乙烷。在這些太陽系遠處的天體中發現乙烷可能表明在形成太陽和行星的星雲里就已經有乙烷了。

2006 年美國航空航天局公布通過光譜分析在冥王星表面發現乙烷。

## 參考資料

## 外部連結

* 廣東急救中心
* 乙烷字典 - Guidechem.com（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）（英文）
74-85-1

**乙烯**（英語：Ethylene）是由兩個碳原子和四個氫原子組成的化合物。兩個碳原子之間用雙鍵連接。

乙烯為合成纖維、合成橡膠、合成塑料（聚乙烯及聚氯乙烯）、合成乙醇（酒精）的基本化工原料，也用於製造氯乙烯、苯乙烯、環氧乙烷、醋酸、乙醛、乙醇和炸藥等，且可用作水果和蔬菜的催熟劑，是一種已證實的植物激素，也是石油化工發展水準之指標。

## 分子結構

乙烯有 4 個氫原子，碳原子之間以雙鍵連接，6 個原子共面。H-C-C 鍵角為 121.3°；H-C-H 鍵角為 117.4°，接近 120°，是理想的 sp2 混成軌域。這種分子也比較僵硬：旋轉 C=C 鍵是一個高吸熱過程，需要打破 π 鍵而保留 σ 鍵。

雙鍵是一個高電子密度的區域，因而大部分反應發生在這個位置。

## 生產方法

乙烯是由石油化工裂解而成。在這個過程中，氣態或輕液態烴被加熱到 750-950℃，誘使許多自由基反應，然後立即淬火凍結。這個過程中，大分子碳氫化合物轉化為較小分子的碳氫化合物，並生成不飽和烴。

## 化學反應

乙烯在石油化工等行業是一個極為重要的試劑，它的產量標誌著一個國家的石油化工的能力。它可以進行多種類型的反應，從而製出各種化工產品。

其反應包括：

1. 加成，可以與水、鹵素單質、鹵化氫、氰化氫等加成。
2. 氧化，
3. 烷基化，
4. 聚合，生成聚乙烯。
5. 羰基合成反應，
6. 催熟水果和蔬菜。
7. 與 1,3 - 丁二烯發生雙烯加成反應，生成環己烯。

## 實驗室製法

工業上所用的乙烯，主要是從石油化工所生產的氣體產品中分離出來的。在實驗室中，則通常是通過加熱酒精和濃硫酸的混合物，使酒精分解而製得乙烯。在這個反應中，濃硫酸起催化劑和脫水劑的作用，其反應方程式如下：

　
:

**注意**，此反應應當迅速加熱混合物（一般加熱到 170 攝氏度左右）, 否則將會產生副產物乙醚（乙醚生成溫度一般於 140 攝氏度左右）。

## 毒性現象

乙烯在低濃度時，有刺激作用，高濃度時具有較強的麻醉作用，但無明顯興奮階段，麻醉快，甦醒也快。對皮膚黏膜沒有刺激作用。主要中毒途徑是呼吸道吸入，其次為皮膚接觸。

突然吸入 80~90% 高濃度乙烯，可立刻引起意志喪失；吸入 75－90% 乙烯與氧的混合氣可引起麻醉；吸入 61% 乙烯 4 分鐘，產生反應遲鈍；吸入 25－45% 乙烯有痛覺消失和記憶力減退。

## 植物激素

乙烯在植物生理上扮演植物激素的角色。作為植物的催熟劑，以氣體方式微量作用在植物，刺激或調節果實成熟、開花和植物葉片掉落。因以氣體形式擴散，甚至會影響其他種類的植物。

在植物體內乙烯合成主要是由甲硫胺酸做起始物，1 - 胺基環丙烷 - 1 - 羧酸 (ACC) 為關鍵中間產物。可以天然或人工合成。

## 參見

* 2014 年高雄氣爆事故

## 參考文獻

## 延伸閲讀

## 外表鏈接

* International Chemical Safety Card 0475（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* European Chemicals Bureau Datasheet
* Speculations Towards a General Plant Hormone Theory（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* MSDS
74-86-2

**乙炔**，俗稱**電石氣**，化學式 **C2H2**，是炔烴化合物系列中體積最小的一員，主要作工業用途，特別是燒焊金屬方面。與氧氣組成切割套裝時，俗稱**風煤**，風指壓縮氧氣，煤指乙炔。

乙炔於 1836 年由英國科學家艾德蒙・戴維（Edmund Davy）發現，化學式為 C2H2，有一個如下圖所示的直線型結構：

　
: H - C ≡ C - H

乙炔在室溫下是無色、極易燃的氣體。純乙炔是無臭的，但工業用乙炔由於含有硫化氫、磷化氫等雜質，而有一股大蒜的氣味。乙炔的化學能主要貯存於它的三鍵中。

在攝氏 400 度以上， 乙炔會聚合生成乙烯基乙炔（C4H4）和苯（C6H6）。在攝氏 900 度以上則會形成炭黑。

碳酸鈣（石灰岩）和煤炭是生產乙炔的主要原料。首先，碳酸鈣會轉化為氧化鈣，煤炭則轉化為焦炭。然後氧化鈣和焦炭會發生反應形成碳化鈣和一氧化碳：

　
: CaO + 3C → CaC2 + CO

碳化鈣加水會形成乙炔和氫氧化鈣：CaC2 +2H2O → C2H2↑ + Ca(OH)2

## 分子結構

就價鍵理論而言，在每個碳原子上 2s 原子軌道 與一個 2p 軌道軌道雜化形成 sp 雜化體。 另外兩個 2p 軌道仍然是非雜化的。 兩個 sp 雜化物軌道重疊的兩個末端在碳之間形成強的 σ 鍵，而在另外一頭的末端上，氫原子也通過 σ 鍵結合。 兩個不變的 2p 軌道形成一對較弱的 π 鍵。

由於乙炔是直鏈狀的，因此具有 D∞h 點群結構。

## 用途

每年，大約百分之 80 在美國生產的乙炔是用作製造其他化學品的。剩餘的則主要被用於乙炔銲接。在氧氣中燃燒乙炔可以形成攝氏 3300 度的火焰，每克釋放出 11800 焦耳的能量。

乙炔也被用於碳化物燈。以前，碳化物燈是在汽車和礦工用的燈。現在還有一些山洞探索者使用碳化物燈。碳化物燈是利用把碳化鈣加水燃燒形成乙炔時的火焰照明。

現在，乙炔是用於鐵的滲碳（硬化）過程的。在過去十年的研究發現乙炔是最適合這用途的碳氫化合物。

乙炔具硝化、反硝化抑制作用。

## 化學性質

### 生成金屬鹽類

乙炔可以生成乙炔鈉。和銀氨溶液反應，生成乙炔銀沉澱。和亞銅氨溶液反應，生成乙炔亞銅沉澱。

### 氧化

1. 可燃性：2CH≡CH+5O2→4CO2+2H2O 
現象：火焰明亮、帶濃煙 ， 燃燒時火焰溫度很高（>3000℃），用於氣焊和氣割。其火焰稱為氧炔焰。 
2. 被 KMnO4 氧化：能使紫色酸性與中性高錳酸鉀溶液褪色。 
酸性：

　
: C2H2 + 2KMnO4 + 3H2SO4→2CO2+ K2SO4 + 2MnSO4+4H2O

中性：

　
: 3C2H2+ 2KMnO4 + 2H2O → CH3COOH + 2CH3COOK + 2MnO2

### 加成

與水、鹵素單質、鹵化氫等加成。 
與 H2 加成：CH≡CH+H2 → CH2=CH2 
與 HCl 的加成：CH≡CH+HCl →CH2=CHCl 
並可以自身加成生成苯。

### 加聚

與乙烯相比易生成低聚物，例如乙烯基乙炔，在特定催化劑條件下生成聚乙炔。

## 安全

由於三鍵中的化學能，乙炔在壓力超過 100 kPa 下會發生分解反應，此反應為放熱反應，因此可引發劇烈的爆炸。液態或固態乙炔也會發生相同的分解反應，因此高壓乙炔必須溶解在丙酮中（溶解過程放熱），並置於含有多孔性材質（Agamassan）的鋼瓶中儲存。

## 水果催熟

碳化鈣俗稱電石（calcium carbide），在接觸到水或潮濕的空氣時會產生乙炔氣（acetylene），乙炔和乙烯同樣有催熟效果，只是其活性只有乙烯約三千分之一而已。電石催熟，操作簡單，但其用量無法正確的掌握，因電石在催熟 48 小時以後仍然無法完全溶解，使用者大都只憑經驗使用，且果實在靠近電石的地方容易有灼傷的現象發生。電石催熟的方法為將紙箱內層敷上水泥紙，後將電石以報紙包上置於紙箱之最下層，電石的用量約 200 公克配 20 公斤果實，再將硬熟的果實置於箱內後以水泥紙包紮密封，不可漏氣。紙箱之上方以棉被或布袋覆蓋，視品種之不同，經 48～72 小時後即可完成催熟的作業，催熟率可達 90% 以上。此種方法效果穩定，適用於小量果實之催熟處理。如數量多時，可以透氣之塑膠籠盛裝硬熟果，地面墊上水泥柱或木材數支，其尺寸約 12\*15 公分．長度不拘，將電石以報紙包紮置於兩支水泥柱之中問，後將盛裝的硬熟果籠置於柱上，高度三層籠高（約 120 公分），依序排列，四周以棉被或布袋或催熟專用之催熟被覆蓋，必須注意覆蓋得密不通風，但切忌使用不透氣的資材如塑膠布類覆蓋，以免妨礙水分之蒸發而影響催熟之效果，如此視品種及成熟度之不同，經 48～72 小時之催熟後即可達到轉色、軟熟而具有商品價值。

## 外部連結

* https://web.archive.org/web/20120908184901/http://www.corpbrothers.com/ccgpdcts/acetylen.htm （英文）
* http://www.moneydj.com/z/glossary/glexp\_1258.asp.htm（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

## 參考文獻
74-87-3

**一氯甲烷**又稱甲基氯，無色、可燃、有毒氣體，屬有機鹵化物。分子式是 CH3Cl，分子量是 50.49。儘管很少出現在消費品中，氯甲烷是工業化學中的重要試劑。

## 製備

氯甲烷可通過鹽酸或氯化氫和甲醇的反應來商業生產：

　
: CH3OH + HCl → CH3Cl + H2O

少量的氯甲烷可以通過高溫下甲烷和氯氣反應而成。不過，這個方法也會產生二氯甲烷、氯仿和四氯化碳。因此，通常僅在也需要這些副產物時才會使用這個方法。甲烷氯化法也會產生氯化氫，這帶來了處理問題。

## 理化性質

* 沸點：-24 °C（760mmHg）
* 液體比重（D2O）：0.95
* 溶解度：（水中，25 °C）：0.95
* 爆炸極限（空氣中 V﹪）：8.1-17.2
* 最高允許濃度：5 mg/m3

## 用途

主要用於生產甲基氯矽烷、聚矽酮、四甲基鉛 (汽油抗爆劑)、甲基纖維素。少量用於生產季銨化合物、農藥，在異丁橡膠生產過程中做溶劑。

## 參考資料

## 外部連結

* 國際化學品安全卡 0419
* NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. #0403. NIOSH.
* Data sheet at inchem.org
* Toxicological information （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* Information about chloromethane
* Concise International Chemical Assessment Document 28 on chloromethane （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* IARC Summaries & Evaluations Vol. 71 (1999) （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
74-88-4

**碘甲烷**是一個鹵代烴，分子式寫為 CH3I、MeI，是甲烷的一碘取代物。室溫下為密度大的揮發性液體，偶極矩 1.59D，折射率 1.5304（20°C、D）、1.5293（21°C、D）。碘甲烷可與常見的有機溶劑混溶，純品無色，暴露於陽光下會分解出 I2 而帶紫色，可通過加入金屬銅或銀去除。自然界中碘甲烷少量存在於稻田中。溫帶海洋中的藻類以及陸地上的某些真菌和細菌也可以代謝產生碘甲烷。

碘甲烷是有機合成中常用的甲基化試劑。

## 化學性質

碘甲烷是 SN2 取代反應的理想底物，一方面由於其位阻效應很小，便於親核試劑進攻；另一方面由於碘離子是很好的離去基團。因此，碘甲烷可用於對酚和羧酸進行甲基化：

　
:

這些例子中，鹼（K2CO3 或 Li2CO3）移除羧酸或酚的酸性質子，使之形成羧酸根離子和酚鹽離子，然後作為親核試劑發生 SN2 反應。

根據軟硬酸鹼理論，碘是「軟」的陰離子，因而碘甲烷所參與的甲基化反應也應在兩位親核試劑較「軟」的一段發生。比如，在與硫氰酸根離子反應時，S 更軟，因而從 S 原子進攻的可能性較從 N 原子進攻的可能性大，產物主要是硫氰酸甲酯（CH3SCN）而非 CH3NCS。而且，碘甲烷與 1,3 - 二羰基化合物生成的烯醇鹽之間發生的反應也可用以上理論來解釋。相對於碳原子，氧原子較硬，碘甲烷參與的反應也幾乎都生成 C - 甲基化的產物。

雖然一般不用碘代烴來生成格氏試劑，但由於氟甲烷、一氯甲烷和溴甲烷在室溫下都為氣體，所以碘甲烷也是製取一碳格氏試劑的主要原料，生成的格氏試劑稱為碘化甲基鎂 MeMgI。該生成反應速率很快，常用於演示格氏試劑的製備。碘化甲基鎂的應用在某些方面現在已被甲基鋰所取代。

在蒙山都法中，甲醇與碘化氫反應生成的中間體 MeI，很快便在銠催化劑存在下與一氧化碳反應生成乙醯碘，然後水解生成目標產物乙酸。

MeI 在 270°C 水解生成碘化氫、一氧化碳和二氧化碳。

## 製備

在甲醇與紅磷的混合物中加入碘時，會發生放熱反應而生成碘甲烷：

　
: 6CH3OH + 2P + 3I2 → 6CH3I + H3PO3

反應中生成了三碘化磷中間體，起到了與甲醇發生碘化反應的作用。

此外，碘甲烷也可由硫酸二甲酯與碘化鉀在碳酸鈣存在下反應製得：

　
: (CH3O)2SO2 + KI → K2SO4 + 2 CH3I

先將反應產物蒸餾，然後用 Na2S2O3、水和 Na2CO3 溶液洗滌，便可得到純淨的碘甲烷。

## 保存與純化

和其他許多有機碘化物一樣，碘甲烷試劑通常存放在棕色瓶中以防止其見光分解生成單質碘而使得試劑略帶紫色。商品化的碘甲烷試劑中通常會加入銅或銀絲使其穩定。也可以通過先用硫代硫酸鈉洗滌後蒸餾的方法來除去碘單質。

## 甲基化反應

碘甲烷是很好的甲基化試劑，但仍有一些缺點：

* 它相對分子質量較大，一摩爾 MeI 的質量幾乎等於三摩爾 CH3Cl 的質量；
* 碘化合物較氯化物和溴化物仍顯得比較昂貴，因而在工業上更加便宜的硫酸二甲酯仍有不少應用，儘管它的毒性比碘甲烷要高出很多；
* 碘離子離去基團可能會造成副反應；
* 碘甲烷的毒性比相應的氯化合物和溴化合物要大，對生產工人很不利。

因此在選擇甲基化試劑時，通常要均衡考慮價格、來源、毒性、化學選擇性及反應容易程度等諸多因素。

## 用途

除了用作甲基化試劑外，碘甲烷的應用還有：

* 曾被提議用作殺菌劑、除草劑、殺蟲劑或殺線蟲劑及滅火器組分
* 用作土壤消毒劑，作為溴甲烷（被蒙特婁公約禁止使用）的替代品
* 由於折射率的緣故，碘甲烷在顯微鏡方面也有應用

## 毒性

小白鼠口服碘甲烷的 LD50 為 76mg/kg。在 IARC、ACGIH、NTP 或 EPA 分類中，碘甲烷屬於可能致癌物質；IARC（國際癌症研究機構）將其劃為第三類，即「尚不清楚其對人體致癌作用」。

肝臟中，碘甲烷被代謝為 S - 甲基穀胱甘肽。 吸入碘甲烷的煙霧可能造成對肺、肝、腎和中樞神經系統的損傷，可能導致噁心、眩暈、咳嗽或嘔吐，長期皮膚接觸會造成灼傷，吸入大量會造成肺水腫。

## 參見

* 鹵代烴、鹵代甲烷
* 氟甲烷、氯甲烷、溴甲烷
* 二碘甲烷、碘仿、四碘化碳、碘丁烷
* 甲基化試劑：碳酸二甲酯、硫酸二甲酯

## 參考資料

## 外部連結

* 國際化學品安全卡 0509
* 國際癌症研究機構 —Vol. 15 (1977) （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）, Vol. 41 (1986) （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）, Vol. 71 (1999) （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* MSDS— 牛津大學 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* 三氘代碘甲烷的 MSDS— 牛津大學 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* 碘甲烷在老鼠中的代謝 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* 碘甲烷的 NMR 譜
74-89-5

**甲胺**是一種有機化合物，化學式 CH3NH2，它是氨中的一個氫被甲基取代後所形成的衍生物。甲胺是最簡單的伯胺。市售品一般是其甲醇、乙醇、四氫呋喃或水溶液，或作為無水氣體在金屬槽中加壓儲存。工業品常將無水氣體加壓後通過拖車運輸。它有刺激的腥味。甲胺被用作合成很多其他化合物的原料，每年大約能生產上億公斤。

## 生產

工業上常用氨氣和甲醇在矽鋁酸鹽催化下反應來製取甲胺，這個反應的副產物有二甲胺和三甲胺。反應動力學和反應物的配比決定三個產品的多少。

　
: CH3OH + NH3 → CH3NH2 + H2O

每年有大約 400 百萬千克甲胺通過這種方法被生產。

實驗室中，甲胺的鹽酸鹽很容易通過鹽酸和六亞甲基四胺或甲醛和氯化銨反應得到。

　
: NH4Cl + H2CO → CH2=NH·HCl + H2O

　
: CH2=NH·HCl + H2CO + H2O → CH3NH2·HCl + HCOOH

無色的鹽酸鹽可以通過加入強鹼反應得到甲胺。

化學家夏爾 - 阿道夫・武爾茨通過水解異氰酸甲酯和其相關化合物第一次製得甲胺。

## 活性及應用

甲胺是一個很好的親核試劑，因為它幾乎沒有空間位阻。它在有機化學中的應用十分廣泛。一些和其它簡單試劑發生的反應有：與光氣反應製取異氰酸甲酯，與二硫化碳和氫氧化鈉反應製取甲基二硫代氨基甲酸鈉，和鹼性條件的氯仿反應製取異腈，和環氧乙烷反應製取 N - 甲基乙醇胺等。

通過甲胺生產的有代表性的化合物包括了藥品麻黃素和茶鹼，農藥克百威、西維因和百畝鈉和溶劑 N - 甲基甲醯胺和 N - 甲基吡咯烷酮。一些表面活性劑的製取也需要甲胺參與反應。

液態甲胺可以用作類似液氨的溶劑。它和液氨在某些方面有相似之處，但能更好地溶解有機物（類似地，作為溶劑，甲醇優於水）。

## 生物化學

在自然界，甲胺通常由腐敗產生。在植物葉綠體的管腔中，甲胺作為緩衝劑存在，能有效地清除阻礙 ATP 合成的質子。

## 安全

甲胺的 LD50（鼠）是 2400 mg/m3。甲胺也是美國緝毒署（DEA）列在第一類的化合物（作為生產毒品甲基苯丙胺的前體）。

## 應急處理

皮膚接觸：立即脫去被污染的衣著，用大量流動清水沖洗，至少 15min。就醫。
眼睛接觸：立即提起眼瞼，用大量流動清水或生理鹽水徹底沖洗至少 15min。就醫。
吸入：迅速脫離現場至空氣新鮮處。保持呼吸道通暢。如呼吸困難，給予輸氧。如呼吸停止，立即進行人工呼吸。就醫。
食入：誤服者用水漱口，給飲牛奶或蛋清。就醫。
呼吸系統防護：空氣中濃度超標時，建議佩戴自吸過濾式防毒面具 (全面罩)。緊急事態搶救或撤離時，建議佩戴氧氣呼吸器或空氣呼吸器。
眼睛防護：呼吸系統防護中已作防護。
身體防護：穿防靜電工作服。
手防護：戴橡膠手套。
其他：工作現場嚴禁吸菸、進食和飲水。工作畢，淋浴更衣。
泄漏應急處理：有害燃燒產物：一氧化碳、二氧化碳、氧化氮。
滅火方法：切斷氣源。若不能切斷氣源，則不允許熄滅泄漏處的火焰。噴水冷卻容器，可能的話將容器從火場移至空曠處。滅火劑：霧狀水、抗溶性泡沫、乾粉、二氧化碳。

## 參見條目

* 有機化合物
* 氨
* 氫

## 參考文獻
74-93-1

**甲硫醇**又被稱為**巰基甲烷**、**硫氫甲烷**，分子式：CH3-SH，分子量：48.10，CAS 號：74-93-1。常溫常壓下為無色氣體，有爛白菜氣味，因此常被加進煤氣中。它是一個具有獨特腐臭氣味的無色氣體。它在人類的血液和腦中發現的天然物質，以及其他動物以及植物組織中。它是通過動物的糞便排棄。它天然存在於某些食品，如一些堅果和奶酪。它也是口臭和屁的氣味的主要化合物之一。它是易燃的。

甲硫醇主要用於生產甲硫氨酸，其被用在家禽和動物飼料膳食的成分。甲硫醇也用於在塑料工業中用作自由基聚合的調節劑的和作為生產殺蟲劑中的前體。甲硫醇也用於在採礦作業時的通信。

釋放物質進入通風系統以提醒礦工有緊急情況。因為天然氣和丙烷是無色無味的，少量甲基硫醇或乙基硫醇的加入，可以很容易地檢測到氣體洩漏。

最近一項日本研究顯示，在大腸癌患者的消化道內產生的氣體中，甲硫醇含量較一般人高。

## 製備

甲硫醇可以經過氯甲烷跟硫氫鹽（例如 硫化氫鉀）發生雙分子親核取代反應製備而成。

## 參考資料
74-95-3

**二溴甲烷**（化學式：CH2Br2），是一種鹵代甲烷。它微溶於水中，易溶於四氯化碳、醚及甲醇。它的折射率為 1.5419（20 °C，D）。

## 製備

二溴甲烷可以用亞砷酸鈉、氫氧化鈉和三溴甲烷為原料，通過以下反應製備：

　
: CHBr3 + Na3AsO3 + NaOH → CH2Br2 + Na3AsO4 + NaBr

另一種方法是從二碘甲烷及溴製取二溴甲烷。

## 天然的出現

二溴甲烷是由海洋水藻天然地生產及釋放到海洋。把二溴甲烷釋放於土壤中會使之蒸發及在土地中過濾。把二溴甲烷釋放於水中會因揮發（半衰期為 5.2 小時）而使之流失。它未有顯著的分解生物學或對生物學造成影響。在大氣中，二溴甲烷會因為光化學地生產羥基部的反應而流失。估計此反應的半衰期為 213 日。

## 參考資料

* Podsiadlo M., Dziubek K., Szafranski M., Katrusiak A. Molecular interactions in crystalline dibromomethane and diiodomethane, and the stabilities of their high-pressure and low-temperature phases. Acta Cryst. December 2006, **B62** (6): 1090–1098(9) [2007-06-29]. doi:10.1107/S0108768106034963.

## 參見

* 鹵代甲烷
* 溴甲烷 - 三溴甲烷 - 四溴甲烷
* 二氟甲烷 - 二氯甲烷 - 二碘甲烷

## 外部連結

* 國際化學品安全卡 0354
* 食物中殺蟲劑殘餘物 - 1979 年 - 二溴甲烷（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* MSDS - 牛津大學（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* MSDS - sciencelab.com（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
74-96-4

**溴乙烷**（化學式：C2H5Br）又名**乙基溴**，是一種鹵代烴，縮寫為 **EtBr**。這種易揮發的化合物帶有跟醚相似的氣味。

## 合成

與其他溴代烷類似，EtBr 可由在乙烯中加入溴化氫來製備：

　
: H2C=CH2 + HBr → H3C-CH2Br

乙基溴並不昂貴，因此很少會於實驗室中製備。合宜的實驗室合成包括三溴化磷或亞硫醯溴作用於乙醇。當用溴化氫或氫溴酸來處理乙醇時，會生成 EtBr，副產物是乙醚。

## 化學性質

溴乙烷可以在熱的氫氧化鈉水溶液中發生水解：
EtBr + NaOH $\to $ EtOH + NaBr

溴乙烷還可以在熱的氫氧化鈉醇溶液中發生消去：
EtBr + NaOH $\to $ CH2=CH2 + NaBr + H2O

## 用途

在有機合成中，EtBr 是假想乙基碳正離子（Et+）的合成子。例如可將由羧酸鹽轉化為乙酯，碳負離子至乙基衍生物，硫脲至乙基異硫脲鹽， 及胺至乙基胺。

即使此液體存在於室溫，仍然很易揮發。EtBr 常用作製備強鹼性的格林尼亞試劑，如 EtMgBr 可使炔失去質子： 

　
: EtBr + Mg → EtMgBr

　
: RC≡CH + EtMgBr → RC≡CMgBr + EtH

此應用已被有機鋰試劑廣泛取代。

## 安全

鹵代烴通常是帶有潛在危險的烷基化劑，溴化物較氯化物烷基化能力更強，因此應儘量避免接觸 EtBr。EtBr 被美國加州列入致癌物質及一種生殖上的毒素。

## 參考資料及注釋

* Makosza, M.; Jonczyk, A. _Phase-Transfer Alkylation of Nitriles: 2-Phenylbutyronitrile_

## 外部連結

* 國際化學安全名片 1378 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* 局部化學危險指南 ---NIOSH （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* IARC 專題論文：溴乙烷
74-97-5

**氯溴甲烷**，又稱**溴氯甲烷**、**哈龍 1011**，是一種混合鹵代甲烷。它是一種重質粘稠液體，折射率為 1.4808。

## 製備

氯溴甲烷可以通過鹵素交換反應或在氯化鋁存在下用二氯甲烷和溴化氫反應得到：

　
: $\mathrm {6\,CH_{2}Cl_{2}+3\,Br_{2}+2\,Al\rightarrow 6\,CH_{2}BrCl+2\,AlCl_{3}} $

　
: $\mathrm {CH_{2}Cl_{2}+HBr{\xrightarrow {AlCl_{3}}}\ CH_{2}BrCl+\ HCl} $

## 性質

氯溴甲烷對光敏感，400°C 放出氯化氫和溴化氫。

## 安全

氯溴甲烷具有神經毒性，吸入可引發中毒。

## 參考文獻
74-98-6

**丙烷**是一個三碳的烷烴，化學式為 C 
3H 
8，通常為氣態，但一般經過壓縮成液態後運輸。原油或天然氣處理後，可以從成品油中得到丙烷。丙烷通常用來作為發動機、燒烤食品及家用取暖系統的燃料。

在銷售中，丙烷一般被稱為液化石油氣，其中也混有少量的丙烯、丁烷和丁烯。為了便於發現意外泄露，商用液化石油氣中一般也加入惡臭的乙硫醇。

## 歷史

1910 年，在美國礦業局工作的 Walter O. Snelling 博士在汽油中發現了一種易揮發的物質，即丙烷。這些極為活潑的輕碳氫化合物有著很高的蒸汽壓，很容易從未精煉的汽油中揮發。同年 3 月 31 日，紐約時報報導了沃爾特博士關於液化氣的工作：「... 一個鐵瓶中的『氣體』足夠一個普通家庭用上三個星期。」

此後，沃爾特博士與其他人合作研究出了在精煉汽油的過程中液化丙烷的辦法。他們也一起建立了第一個商業銷售丙烷的美國石油氣公司。1911 年，沃爾特博士已經能夠製備高純度的丙烷並在同年 3 月 25 日獲得專利，專利號碼為 1056845。另一個由弗蘭克・彼得斯發明的通過壓縮製備石油液化氣在 1912 年獲得專利。

在 1920 年代，液化石油氣的產量激增，現有的最早記錄顯示在 1922 年共生產了 223000 加侖。1927 年，年銷量已經接近 100 萬加侖。而到了 1935 年，年銷量已經達到 560 萬加侖。1930 年代工業上的主要發展包括使用軌道交通運輸、加入惡臭氣體以及增加丙烷填充終端。1945 年，液化石油氣的年銷量達到了 10 億加侖。截至 1947 年，62% 以上的美國家庭用上了天然氣或丙烷作為做飯的燃料。

1950 年，芝加哥運輸管理局訂購了 1000 輛以丙烷作燃料的汽車。截止 1958 年，美國國內的年銷售量已經達到 70 億加侖，2004 年，有報告稱整個丙烷產業價值 80 億美元至 100 億美元，年消耗量超過 150 億加侖。

## 性質與反應

同其他烷烴一樣，丙烷可以在充足氧氣下燃燒，生成水和二氧化碳。

　
: C 
3H 
8 + 5 O 
2 ＝ 3 CO 
2 + 4 H 
2O + 熱量

當氧氣不充足時，生成水和一氧化碳。

　
: 2 C 
3H 
8 + 7 O 
2 ＝ 6 CO + 8 H 
2O + 熱量

和天然氣不同的是，丙烷比空氣重（大約是空氣的 1.5 倍）。在自然狀態下，丙烷會下落並積聚在地表附近。在常壓下，液態的丙烷會很快的變為蒸汽並且由於空氣中水的凝結而顯白色。

一立方英尺的丙烷若完全燃燒能夠放出 2500BTU 的熱量（91,600BTU 每液體加侖）。國際單位制中，一立方米丙烷的高熱值是 50 千焦（≈13.8 kWh）或 101 MJ/m3。

丙烷無毒，但是若濫用做吸入劑，有一定因為缺乏氧氣而窒息的危險。同樣值得注意的是，商業產品中通常含有其他可能導致危險的碳氫化合物。在常壓下，丙烷及其混合物快速揮發能造成凍傷。在外界溫度是 20 攝氏度的情況下，丙烷液體仍然保持 - 42 度的低溫。

液化石油氣的燃燒比汽油清潔，但略遜於天然氣。由於 C-C 單鍵以及丙烯和丁烯中雙鍵，液化石油氣在通常情況下燃燒會產生除了二氧化碳和水之外的有機廢氣。同樣是這些鍵的原因，液化石油氣燃燒存在可見的火焰。

## 用途

丙烷常用作燒烤、可攜式爐灶和機動車的燃料。丙烷通常被用來驅動火車，公交車，叉車和計程車，也被用來充當休旅車和露營時取暖和做飯的燃料。在北美的一些農村，人們用丙烷來填充爐灶、熱水器和干手機等產熱的器具。截至 2000 年，690 萬美國家庭以丙烷作為主要燃料。

商用的「丙烷」燃料，或稱液化石油氣，是不純的。在美國和加拿大，其主要成分是 90% 的丙烷外加最多 5% 的丁烷和丙烯以及臭味劑。這是美國和加拿大的國內標準，通常寫作 HD-5 標準。需要注意的是，從甲烷（天然氣）製備的液化石油氣不包含丙烯，只有從原油精煉過程中得到的丙烷才含有。同樣，在一些其他國家，比如墨西哥，丁烷的標準含量會低一些。

丙烷的其他用途包括：

* 蒸汽裂化製備基礎石化產品的給料。丙烷是用於合成丙烯和丙烯酸的潛力原料。
* 在某些火焰噴射器中充當燃料或加壓氣體。
* 生產丙醇的原料。
* 熱氣球的主要燃料。
* 半導體工業中用來沉澱金剛砂
* 混合有矽的丙烷被用作一種氣槍的推進劑（銷售時稱作綠氣），用於生存遊戲中。
* 在一些主題公園和電影拍攝里，液態的丙烷被用作一種便宜而又高能量的物質來產生爆炸或一些其他的效果。
* 冷媒代號 R290。

## 來源

丙烷是處理天然氣或精煉原油得到的副產物。在處理天然氣的過程中，必須將丁烷、丙烷和大量的乙烷從原氣中去除，否則這些揮發物會在天然氣管道中發生縮合。精煉原油的過程中，丙烷作為一個副產物出現在裂解石油製備汽油和燃料油的過程中。 由於是副產物，丙烷的產量不能夠輕易的根據需求而轉變。

## 參考文獻
74-99-7

**丙炔**，又稱甲基乙炔，是一種炔烴，其結構簡式為 CH3C≡CH。它是 MAPP 氣體（風焊氣體）的其中一種成分。

## 反應

### 加成

丙炔跟一般的炔烴一樣，可以進行加成反應。
加氫時要用鉑、鈀、鎳作催化劑。
鹵化時需要鹵素，鹵素將平均加在兩個碳原子上。
鹵氫化用到鹵化氫，同時要以氯化汞催化。
加水則生成丙酮，中間物是烯醇，但由於氧電負性大，導致烯醇中間體不穩定，於是變爲丙酮。

### 金屬取代反應

由於丙炔屬於末端炔烴，因此可以跟銀氨溶液（硝酸銀的氨溶液）或者亞銅氨溶液（氯化亞銅的氨溶液）反應，分別生成丙炔銀跟丙炔亞銅。

## 製備丙炔 及 丙炔與丙二烯的平衡態

丙炔與丙二烯平衡地存在於室溫中，丙炔與丙二烯的混合物被稱為 MAPD：

　
: CH≡CCH3 ⇌ H2C=C=CH2；Keq = 0.22 (270 °C), 0.1 K (5 °C)

MAPD 是丙烷催化裂解成丙烯的反應中的副產物。丙炔也能幹擾丙烯的催化聚合過程。

## 用作火箭燃料

歐洲太空總署正研究用輕質烴類化合物與液氧一同使用作為那種比起較常用的 MMH/NTO（甲基肼／四氧化二氮系統產生較少有毒物質、相對地表現較好的液態火箭推進劑組合，此顯示丙炔有利於作為未來中用於近地軌道操作的太空船的火箭燃料。 這是因為它和氧氣一同使用的比沖能達到 370 秒，並有較高的密度、較高的能量／體積比和適合的沸點。

## 有機化學

丙炔是一種方便使用的三碳試劑，可用作有機合成。用正丁基鋰去質子化時生成丙炔鋰，它是一種親核試劑，可以與羰基化合物反應生成醇和酯。

## 參見

* German Aerospace Center
* Nova Chemicals
7400系列

**7400 系列**是歷史上使用最為廣泛的一系列電晶體－電晶體邏輯（transistor-transistor logic, TTL）積體電路。它最初由德州儀器公司製造，在 1960 年代和 1970 年代被用於構架小型和主板計算機。後來，引腳兼容的若干代後續產品成為了電子元件的「標準」，繼續在 CMOS 邏輯 IC 家族中被廣泛使用，例如 74HC/HCT00 系列等等。

## 參考文獻

## 相關條目

* 7400 系列積體電路列表
* 4000 系列
* 積體電路（**IC**）
* 數位電路
* 類比積體電路
* 混合訊號積體電路
* 電晶體－電晶體邏輯（**TTL**）
* 扇出（**Fan-out**）
7400系列IC列表

**74xx 系列**是 TTL IC 中使用最廣泛的 IC，在此列出 74xx 系列 IC 的名稱及其簡述。 

## 列表

以下是 7400 系列數位邏輯 IC 的列表。
74051-88-0

**乳酸錳**是一種化合物，化學式為 Mn (C3H5O3)2。它可由碳酸錳和乳酸反應得到。它的水合物加熱脫水並分解，最終生成一氧化錳。它的二水合物為正交晶系晶體，空間群為 _P_212121 三水合物為單斜晶系晶體，空間群 _P_21。在水中，它可以和脲形成配合物 Mn (C3H5O2)2·nCO(NH2)2（35 °C，n=3；45 °C，n=2）。

## 參考文獻
740年

## 大事記

* 藤原廣嗣之亂。
* 唐朝將領章仇兼瓊、許遠收復安戎城。

## 出生

* 

## 逝世

* 孟浩然 — 中國唐朝詩人
* 張九齡，中國唐代著名詩人、宰相
740年代

## 大事記

* 742 年，唐朝直轄州三百二十一，邊疆羈縻州八百。
* 744 年，平盧節度使安祿山入朝，命兼范陽節度使。
* 744 年，李隆基喜歡其子壽王李瑁妻楊玉環，令其先出家為女道士，號太真。再潛迎入宮，宮中稱娘子。
* 744 年，回紇汗國建立。
* 745 年，李隆基封楊玉環為貴妃。後突厥汗國滅亡。
* 747 年，中書令李林甫誣淄川太守裴敦復、北海太守李邕、隴右節度使皇甫惟明、刑部尚書韋堅、左相李適之、李適之子李霅、御史中丞楊慎矜、太府少卿張瑞等謀反，將他們殺害。
* 749 年，李隆基命隴右節度使哥舒翰攻吐蕃石堡城，吐蕃守兵僅四百人，士卒數萬戰死才攻陷。

## 出生

## 逝世

*
7414博施

**小行星 7414**（7414 Bosch）是一顆繞太陽運轉的小行星，為主小行星帶小行星。該小行星於 1990 年 10 月 13 日發現。

## 軌道參數

小行星 7414 的軌道半長軸為 3.1763192 UA，離心率為 0.215。
74182-35-7

**氯化鋅**（ZnCl2）是氯和鋅的化合物，該名稱亦用來稱呼它的水合物。無色或白色，有極強的水溶性和吸濕性，甚至會潮解，應在乾燥處密封儲存，避免與空氣中的水蒸氣接觸。

在紡織加工、焊接、化學合成等方面，氯化鋅有著廣泛應用。

## 結構和物性

氯化鋅是一種離子化合物，有同質多晶現象（polymorphism），目前已發現四種晶體結構。但純氯化鋅只能形成 δ 型（六方密堆積），即在晶體中，每個鋅離子被 4 個氯離子成正四面體狀包圍。 將它熔融後再冷卻可以得到玻璃狀的物質。

氯化鋅還顯示出共價化合物的特性，如熔點低 (275 °C)、易溶於乙醚等溶劑形成形如 ZnCl2L2（其中 L 代表溶劑分子）的加合物。氯化鋅的濃水溶液（質量分數高於 64%）有能夠溶解澱粉、絲和纖維素的特殊性質，所以不能使用普通的濾紙來進行過濾。它屬於路易斯酸，強度中等，稀水溶液的 pH 值在 4 左右，6 mol/L 的濃水溶液 pH=1。 當含水的氯化鋅被加熱時，會水解成氯氧化物。

氯化鋅已知 4 種結晶水合物，以及至少一種鹼式鹽如 ZnOHCl。 從氯化鋅水溶液中可以析出它的結晶水合物 ZnCl2(H2O)n，以 n=4 為最主要的成分，其他的形態 n 值分別為 1、1.5、2.5、3。 水合的氯化鋅加熱後可得到 ZnOHCl。

在水溶液中，無水、水合等各種晶體形態的氯化鋅均完全解離出 Zn2+，以便製備其他鋅鹽。比如製備碳酸鋅：

　
: ZnCl2(aq) + Na2CO3(aq) → ZnCO3(s) + 2 NaCl(aq)

由於各種氯化鋅及其他鹵化鋅、硫酸鋅在水中一樣能完全解離，因而這些物質在製備其他鋅鹽中與 ZnCl2 是等效的。

## 製備與提純

無水氯化鋅能夠通過鋅和氯化氫反應來製造。

　
: Zn + 2 HCl(g) → ZnCl2(s) + H2↑(g)

水合的氯化鋅也能通過濃鹽酸與鋅反應得到，又可以使用氧化鋅或硫化鋅。

　
: ZnS(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2S↑(l)

平時所能購買到的氯化鋅通常含有水和主要的水解產物。一般通過以下步驟來提純：將 100g 的氯化鋅加入 800mL 的二惡烷中加熱，進行分餾。趁熱進行過濾，除去鋅粉，冷卻後氯化鋅變為白色沉澱。而無水的氯化鋅則可以先在氯化氫氣流中加熱升華，然後在乾燥的氮氣流中加熱到 400°C。也可以將樣品通過二氯亞碸處理。

## 用途

### 紡織加工方面

由於氯化鋅與絲綢、纖維素等材料的親和性，它可用作衣料的防火物質，也可用在織物氣味潔淨劑中。

### 焊接方面

氯化鋅可以攻擊金屬氧化物（MO）生成 MZnOCl2，這就是它作為金屬焊劑的原理。ZnCl2 溶解掉金屬表面的緻密氧化層，使金屬裸露出來。 將鋅箔片溶解在稀鹽酸中，直至不再產生氫氣，即得此種焊劑，因此它得名焊酸。由於其腐蝕性，如果工作後的殘餘物不能清理乾淨，就不能用焊酸作為焊劑，如焊電子元件時。

利用這一原理，ZnCl2 還可以用於製造牙充填所用的氧化鎂水泥，某些品牌的漱口水也用它作活性成分。

### 化學合成方面

在化學合成中，氯化鋅作為一種中強路易斯酸，用途廣泛。它可以做費舍爾吲哚環合反應 (A) 的催化劑， 也可以催化活化芳香環上的傅 - 克醯基化反應 (B)。

製備染料螢光黃的經典方法，就是用氯化鋅催化的傅 - 克醯基化反應，原料是鄰苯二甲酸酐和雷索辛。 其中無水和水合的氯化鋅皆能催化。

ZnCl2 和鹽酸組成的試劑叫**盧卡斯試劑**(Lucas reagent)，用於伯醇和仲醇醇羥基的氯代，反應溫度 130 °C。試劑中 ZnCl2 的加入提高了氯化氫的反應效率。對伯醇的反應一般通過 SN2 機理，而對仲醇則是 SN1。

ZnCl2 可以活化一些鹵原子的取代。如烯烴等弱親核試劑對苯甲基鹵、烯丙基鹵上的取代（見下圖）、NaBH3CN 對苯甲基鹵、烯丙基鹵、叔鹵原子的選擇性還原。

ZnCl2 是合成許多有機鋅試劑的起始物。這些有機鋅試劑，一般通過有機鋰試劑或格林尼亞試劑的金屬交換反應製備，用於偶聯等反應，如與芳基鹵、乙烯基鹵進行的根岸偶聯。

ZnCl2 與鹼金屬烯醇鹽生成的鋅烯醇鹽可以在羥醛縮合時控制手性。如下圖，由於鋅的存在，形成了螯合環，體積較大的苯環傾向於占據「平伏」的位置，即「反式」構型，產物中「反式」（_threo_）與「順式」（_erythro_）比例為 5:1。相比之下，反應機理中沒有螯合環時，「順式」「反式」產物的比例為 1:1。

## 安全事項

有腐蝕性和刺激性。操作時戴好防護眼鏡、手套，注意避免與無水氯化鋅接觸，這一類無水金屬鹵化物水解時都會放熱。細節參見表中 MSDS 連結。

## 參考

* N. N. Greenwood, A. Earnshaw, _Chemistry of the Elements_, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
* _Handbook of Chemistry and Physics_, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
* _The Merck Index_, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, USA, 1960.
* D. Nicholls, _Complexes and First-Row Transition Elements_, Macmillan Press, London, 1973.
* A. F. Wells, '_Structural Inorganic Chemistry_, 5th ed., Oxford University Press, Oxford, UK, 1984.
* J. March, _Advanced Organic Chemistry_, 4th ed., p. 723, Wiley, New York, 1992.
* G. J. McGarvey, in _Handbook of Reagents for Organic Synthesis, Volume 1: Reagents, Auxiliaries and Catalysts for C-C Bond Formation_, (R. M. Coates, S. E. Denmark, eds.), pp. 220–3, Wiley, New York, 1999.

## 外部連結

* 氯化鋅的分級和應用 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* PubChem ZnCl2 摘要 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）.
* 英文 MSDS 數據表 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）.
741年

## 大事記

* 唐玄宗在廣州城西設置「蕃坊」，供外國商人僑居，並設「蕃坊司」和蕃長進行管理。
* 後突厥汗國左殺判闕特勒兵攻殺登利可汗，更立其兄弟，俄而被骨咄葉護所殺，更立其弟；尋又殺其弟，骨咄葉護自立為可汗。
* 十二月，吐蕃陷石堡城 (青海湟源縣南)。

## 出生

* 

## 逝世

* 利奧三世（約 675 年－741 年，66 歲），東羅馬帝國伊蘇里亞王朝的創立者。
* 額我略三世，羅馬教皇。
* 登利可汗，後突厥汗國可汗，毗伽可汗之子。
74223-64-6

**甲磺隆**（英語：Metsulfuron-methyl）是一種磺醯脲類除草劑，用於除去闊葉雜草和一些一年生野草。甲磺隆是一種人工合成的有機化合物，具有葉片和土壤活性，能抑制嫩芽和根尖的細胞分裂。甲磺隆在土壤中會持久殘留，因此在很多國家不推薦使用，對魚類、鳥類、哺乳動物和昆蟲有較低的毒性，但對眼睛有一定的刺激性。

## 參考文獻
742年

## 大事記

* **中國**
  * 唐玄宗改元天寶。
  * 詩人李白供奉翰林院。
  * 安祿山就任平盧節度使。
* **後突厥汗國**
  * 八月，阿史那骨咄葉護可汗被拔悉密、回紇、葛邏祿三部所殺，拔悉密酋長自立為頡跌伊施可汗，回紇、葛邏祿自為左、右葉護。突厥餘眾共立闕特勤之子為烏蘇米施可汗。

## 出生

* 4 月 2 日――查理大帝，法蘭克王國國王（814 年逝世，72 歲）
* 5 月 27 日――唐德宗李適（805 年去世，63 歲）
* 赤松德贊

## 逝世

* 阿史那骨咄，後突厥汗國可汗。
7435-10-1

**2 - 碘丁酸**是一種有機化合物，化學式為 C4H7IO2。它可由略過量的碘、氯化亞銅與氯化銅在 120 °C 和正丁酸反應得到。它在五氧化二磷 - 硫酸作用下脫水得到酸酐；和吡咯在硫代硫酸鈉等試劑的存在下與甲基叔丁基醚中反應得到 α- 乙基 - 1_H_- 吡咯 - 2 - 乙酸。

## 參考文獻
7439-90-9

**氪**（拼音：kè，注音：ㄎㄜˋ；英語：Krypton），是一種化學元素，其化學符號為 **Kr**，原子序數為 36，原子量為 83.798 u，是一種無色、無臭、無味的惰性氣體，把它放電時呈橙紅色，在大氣中含有痕量，可通過分餾從液態空氣中分離，常用於製作螢光燈。氪正如其他惰性氣體一樣，不易與其他物質產生化學作用，已知的化合物有二氟化氪（KrF2）。

正如其他惰性氣體，氪可用於照明和攝影。氪發出的光有大量譜線，並大量以電漿體的形態釋出，這使氪成為製造高功率氣體雷射器的重要材料，另外也有特製的氟化氪雷射。氪放電管功率高、操作容易，因此在 1960 年至 1983 年間，一米的定義是用氪 86 發出的橙色譜線作為基準的。

## 歷史

氪在 1898 年由蘇格蘭化學家威廉・拉姆齊爵士和英格蘭化學家莫里斯・特拉弗斯發現，他們在液態空氣的幾乎所有成分都蒸發後留下的殘液中發現氪。以古希臘語 κρυπτός kryptós（「隱藏」）命名為氪。數周后，他們通過類似的方法發現了氖。因為發現包括氪在內的多種惰性氣體，拉姆齊在 1904 年獲得諾貝爾化學獎。

1960 年，國際間協定以氪 86 發出的譜線波長長度（波長為 605.78 奈米）定義一米的長度。在第 11 屆國際計量大會，一米被定義為「氪 86 原子的 2P10 和 5d5 能階之間躍過所對應輻射在真空中波長的 1650763.73 倍」。這個定義取代了原有的定義：一根存放在巴黎的鉑銥合金棒。但最後一次修改使用光在真空中的速度來定義一公尺，1983 年 10 月，國際計量局把一公尺的定義為光在真空中在 1/299,792,458 秒中走過的距離。

## 特徵

氪可通過數條較強的譜線（光譜特徵）辨認，其中最強的是綠色和黃色。鈾經過核分裂後會釋出氪。固態的氪呈白色，晶體呈面心立方結構，這個結構是所有惰性氣體共有的。

### 同位素

天然出現的氪有 6 個穩定的同位素，另外還有約 30 個已知的不穩定同位素和同質異能素。氪 81 半衰期為 230,000 年，是大氣反應的產物，可以與其他天然氪同位素一同製備。氪在接近地表水時極易揮發，但氪 81 可用於鑑定地下水的年代（可推算 5 萬至 80 萬年前）。

氪 - 85 是非活性的、放射性的惰性氣體，半衰期為 10.76 年，會由鈾和鈽的裂變釋出，例如核武器爆炸和核反應爐都會釋出氪 85，在回收核反應爐的燃料棒時都會釋出。因為大多核反應爐都位於北半球，北極的氪 85 濃度比南極的高約 30%。

### 化學

氪正如其他惰性氣體一樣，不易與其他物質產生化學作用。但 1962 年首次合成出氙的化合物後，二氟化氪（KrF 
2）也在 1963 年成功合成。同年，格羅澤等人宣布合成出四氟化氪（KrF 
4），但後來證實為鑑定錯誤。另外有未經證實的報告指出發現氪含氧酸的鋇鹽。已有研究發現多原子離子 ArKr+ 和 KrH+，也有 KrXe 或 KrXe+ 存在的證據。

與氟以外原子成鏈的氪化合物已有發現，KrF 
2 和 B(OTeF 
5) 
3 反應會得出不穩定的 Kr(OTeF 
5) 
2，該化合物中氪與氧成鏈；KrF 
2 和 [HC≡NH]+ 
[AsF− 
6] 在−50 °C 反應則會得出存在氪氮鏈的正離子 [HC≡N–Kr–F]+ 
。根據報告，HKrCN 和 HKrC≡CH 在 40K 以下是穩定的。

### 天然存在

地球形成初期時存在的惰性氣體至今仍然存在，氦是個例外，因為氦原子非常輕，移動速度也足以逃逸出地球的重力。大氣中現存的氦原子是由地球上釷和鈾的裂變產生的。氪在大氣中的濃度為 1ppm，可經由分餾從液態空氣中分離。太空中的氪含量不詳，流星活動和太陽風暴形成的氪含量也同樣未知。

## 用途

氪的多條譜線使離子化的氪氣放電管呈白色，注入氪氣的電燈泡是很光亮的白色光源，因此常用作攝影的閃光燈。氪氣與其他氣體混合可用於發光告示牌，會發出光亮的黃綠色光。

氪與氬混合物可注入省電的螢光燈，這可以減少能量的消耗，但同時也減少了光度，也增加了成本。氪比氬昂貴 100 倍。氪和氙也會注入白熾燈，以減少燈絲的蒸發，讓燈絲可以在更高的運行溫度中操作。

氪的白光在有顏色的氣體放電管中有很好的效果，這些放電管表面塗上塗料就可以得到顏色的效果。此外，氪在紅色譜線區中的光能密度比氖要高的多，因此高功率雷射秀使用的紅色雷射器多使用氪。如果使用一般的氦或氖，則很難達到所需的輸出。氟化氪雷射在核融合能源研究領域上有重要用途，這種雷射束均勻度高、波長短，可以通過改變光斑大小追蹤內爆的靶丸。

在實驗粒子物理學，液態氪可用作製造電磁熱量計。其中著名的例子為歐洲核子研究中心的 NA48 實驗中的熱量計，當中使用了 27 噸的液態氪。這種用途比較罕見，因為使用液態氬的熱量計比較便宜，也通常使用。相對於氬，氪的好處是莫里哀半徑較短，只有 4.7 cm，因此空間解析度較好，重疊較少。

氪 83 在磁共振成像中有應用，特別可用於分辨憎水和親水的表面。在 X 射線計算機斷層成像中，使用氪和氙的混合物比單獨使用氙的效果好。

## 安全

氪無毒，但有窒息性。氪的麻醉性比空氣強 7 倍，吸入含有 50% 氪和 50% 空氣的氣體所引致的麻醉相當於在 4 倍大氣壓力之下吸入空氣，也相當於在 30 米水深潛水。

## 流行文化

在 DC 公司的漫畫及影集、電影超人以及電視劇女超人系列中，氪元素為其剋星，且呈現綠色。此為戲劇效果，並無真實根據（見氪星石）。

在中國大陸，人們把用充值遊戲稱為課金，寫爲氪金。

## 參考資料

## 外部連結

* 元素氪在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）
* EnvironmentalChemistry.com —— 氪（英文）
* 元素氪在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）
* 元素氪在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）
* WebElements.com – 氪（英文）
7439-95-4

**鎂**（拼音：měi，注音：ㄇㄟˇ；英語：Magnesium），是一種化學元素，化學符號為 **Mg**，原子序數為 12，原子量為 24.3050 u，是一種銀白色的鹼土金屬。鎂與其他五個同族元素有相似的物理性質、同樣的價電子數及相似結晶體。鎂是在地球的地殼中第八豐富的元素，約佔 2％的質量。鎂是宇宙含量第九豐富的元素，它是在巨大星體中由三個氦原子核加上一個碳原子核，核融合所形成，當星體爆炸成超新星時，鎂元素會逸散到宇宙中，之後可能再融入其他新的星系。鎂是地殼中是第八多、地球中第四常見（前有鐵、氧、矽）元素，占地球百分之十三的質量和地殼 的百分之二，且它是海洋中溶解第三多的元素，僅次於鈉、氯。

鎂在人體內構成了三百種酵素，且對於所有細胞都是必須的，是在人體中佔有第十一多（依重量排序）的元素。鎂離子會與身體中如同 ATP 或 DNA RNA 等高分子聚合物反應，且數百種酵素都需要鎂離子才能運作。在藥理學上，鎂離子聚合物通常被用為瀉藥、抗酸藥（胃藥）、或用來調整不正常的神經衝動與例如在子癲情況中的血管痙攣。鎂在自然界中只以化合物的形式被發現，普遍來說具有氧化數為 + 2 的氧化型態。其可以被人工製造，具有高度的活性。鎂現今主要透過電解鎂鹽的方式得到，主要用來製造鎂鋁合金。鋁加上鎂製成合金後可變得更輕且提升其強度。

## 性質

**鎂**屬於元素週期表上的 IIA 族鹼土金屬元素，相對原子質量為 24.305。具有銀白色光澤，略有延展性。鎂的密度小，離子化傾向大。

在空氣中，鎂的表面會生成一層很薄的氧化膜，使空氣很難與它反應。鎂和醇、酸、熱水反應能夠生成氫氣。粉末或帶狀的鎂在空氣中燃燒時會發出強烈的白光。在氮氣中進行高溫加熱，鎂會生成氮化鎂（ ${\ce {Mg3N2}}$ ）；鎂也可以和鹵素發生強烈反應；鎂也能直接與硫化合。鎂的檢測可以用 EDTA 滴定法分析。燃點約凱氏 733.15 度。

## 發現

1755 年，蘇格蘭化學家約瑟夫・布拉克最先發現鎂元素。1808 年，英國化學家戴維（H.Davy）用熔融電解法首先製得了金屬鎂。1828 年法國科學家安東尼・比西用金屬鉀還原熔融的無水氯化鎂得到純鎂。

## 名稱由來

源自希臘語，指一種礦石苦土（即氧化鎂）。

## 分布

在地球上鎂的含量比較多，含量約 2.5%。天然含鎂的礦石有菱鎂礦、白雲石、光鹵石等。鎂離子也是海水中的重要成分。鎂也存在於人體和植物中，它是葉綠素的主要成分。

## 製備

* 鎂可以用菱鎂礦進行熱分解，加焦炭進行氯化得到氯化鎂，再通過電解含氯化鎂的熔融鹽製取金屬鎂。

**化學反應方程式**：

　
: ${\ce {MgCO3 -> MgO + CO2}}$

　
: ${\ce {2MgO + C + 2Cl2 -> 2MgCl2 + CO2}}$

　
: ${\ce {MgCl2 -> Mg + Cl2}}$

* 鎂可以用熱還原氧化鎂的方法製取。
* 另外還可以從海水中提取的氯化鎂進行脫水，加入氯化鉀進行熔融電解的方法製備。

## 同位素

已發現鎂的同位素共有 13 種，包括鎂 20 至鎂 32，其中只有鎂 24、鎂 25、鎂 26 是穩定的，其他鎂的同位素都帶有放射性。

## 用途

鎂是用途第三廣泛的結構材料，僅次於鐵和鋁。鎂的主要用途是：製造鋁合金，壓模鑄造（與鋅形成合金），鋼鐵生產中脫硫處理，克羅爾法製備鈦。

金屬鎂可用於熔融鹽金屬熱還原法以製取稀有金屬。

由於鎂比鋁輕，含 5%-30% 鎂的鎂鋁合金質輕，有良好的機械性能，廣泛在航空、航天上使用。如 2015 年底美國加州大學洛杉磯校區工程系研究院就公布最新科研成果：以約百分之八十六鎂配以約百分之十四納微米級別的碳化矽製造出新的質輕堅硬金屬奈米複合材料，未來將應用於航空、航天及電子手提平板方面。

另外利用鎂易於氧化的性質，可用於製造許多純金屬的還原劑。也可用於閃光燈、吸氣器、煙花、照明彈等。

加微量鎂於熔融生鐵中，冷卻後得到球墨鑄鐵，比普通鐵堅韌耐磨。

從 18 世紀初開始，苦滷（氯化鎂， ${\ce {MgCl2}}$ ）和瀉鹽（硫酸鎂， ${\ce {MgSO4 * 7H2O}}$ ）就已作為藥品得到了使用。

一些運動員進行重量訓練、攀岩或是硬舉等運動時，在手掌沾的鎂粉，實際上是碳酸鎂，具有吸水和吸油性，可達到止滑作用。

由於鎂燃燒的溫度很高，可以用於製造熱誘餌彈。

## 對人體的影響

鎂是構成骨骼的主要成分，是人體不可缺少的礦物質元素之一。它能輔助鈣和鉀的吸收。它具有預防心臟病、糖尿病、夜尿症、降低膽固醇的作用。

建議成年男性每日鎂的攝取量為 350 毫克，女性為 300 毫克，嬰兒 50～70 毫克，兒童 150～250 毫克，孕婦與乳母 450 毫克。最大日安全攝入量為 3g。
(一般而言，鎂的每日應攝取量，應為每公斤體重 6-8 毫克)

缺乏鎂會使神經受到干擾，引致暴躁及緊張，並且會肌肉震顫及絞痛、心律不整、心悸、低血糖、虛弱、疲倦、神經過敏、手腳顫抖等。而酒精、利尿劑、高量的維生素 D 及鋅，均會增加身體對鎂的需求。

## 化合物

* 氫氧化鎂，用作塑料、樹脂、橡膠、油漆等材料的阻燃填充劑，以及治療胃酸過多的抗酸劑。
* 硼酸鎂，用作鎮靜劑。
* 溴化鎂，可以用作多種反應的催化劑。
* 格氏試劑，一類有機鎂化合物，常用於有機合成。

## 參考文獻

## 外部連結

* 元素鎂在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）
* EnvironmentalChemistry.com —— 鎂（英文）
* 元素鎂在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）
* 元素鎂在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）
* WebElements.com – 鎂（英文）
* 缺鎂疾病知多少
7439-96-5

**錳**（拼音：měnɡ，注音：ㄇㄥˇ；英語：Manganese），是一種化學元素，化學符號為 **Mn**，原子序數為 25，原子量為 54.938045 u。錳在自然界中並不會以純元素單質的形式存在，而是經常以與鐵所形成的礦物形式被發現。錳是重要工業用合金所使用的過渡金屬，特別是用於不銹鋼的材料。

歷史上，錳的名稱來自生產軟錳礦以及其他黑色礦物的希臘馬格尼西亞地區，這個地區的名稱來自其生產鎂以及磁鐵礦。到了大約 18 世紀中葉時，瑞典裔德國科學家卡爾・威廉・舍勒已經可以利用軟錳礦製造氯氣。這時，舍勒和其他人已經知道軟錳礦（這時還不知道此為二氧化錳）含有其他未被發現的元素，但是他們沒辦法分離出這個新元素。直到 1774 年，約翰・戈特利布・甘恩是第一個可以從具有不純的金屬樣品分離出錳元素的人，他成功的利用碳還原此氧化物（含二氧化錳的礦物）得到了錳。

錳磷酸化可以用來防止鋼鐵生鏽或者腐蝕。錳離子可以用於各種顏色的工業染劑，離子的顏色決定於其不同的其氧化數。鹼金屬過錳酸鹽或者鹼土族過錳酸鹽是很強的氧化劑。二氧化錳可以用在碳鋅電池或者鹼金屬電池中的陰極材料（電子接受者）。

生物上，錳二價離子為具有很多種功能的多樣性酶的輔因子，具有錳元素的酶特別為必須處理氧元素的生物體內去除造成毒性的過氧化自由基的要素。錳同樣作用於光合作用植物中氧元素進化錯合物。雖然錳是生物體內的必須稀有礦物質，然而，當生物體內的錳濃度過高時也可能造成神經毒性。特別是經過呼吸作用，將造成錳中毒，這是一種在哺乳動物中可能會發生的不可逆神經傷害的情況。

## 性質

### 物理性質

錳是銀灰色金屬，性堅而脆、難熔、易被氧化。錳金屬及其離子皆為順磁物質。錳在空氣中會緩慢失去光澤，在含氧的水中會氧化（像鐵生鏽）。

### 化合物

錳的氧化數有 - 3 至 + 7，其中以氧化數 + 2、+4 和 + 7 的化合物最重要。

Mn2+ 
最穩定，呈粉紅色，不容易被氧化，也不容易被還原。硫酸錳（MnSO 
4）、氯化錳（MnCl 
2）等屬於這氧化數。MnO− 
4 和 MnO 
2 有強氧化性。

氧化數 + 7 的高錳酸鹽（MnO− 
4）呈紫色，多數是強氧化劑，如高錳酸鉀、高錳酸鈉、高錳酸鋇等。

在酸性溶液中，Mn3+ 
和 MnO2− 
4 均易發生歧化反應：

　
: : 2 Mn3+ 
  + 2 H 
2O → Mn2+ 
  + MnO 
2↓ + 4 H+

　
: 3 MnO2− 
4 + 4 H+ 
  → 2 MnO− 
4 + MnO 
2↓ + 2 H 
2O

在鹼性溶液中，Mn(OH) 
2 不穩定，易被空氣中的氧氣氧化為 MnO 
2；MnO2− 
4 也能發生歧化反應，但反應不如在酸性溶液中進行得完全。

錳的氧化物及其水合物酸鹼性的遞變規律，是過渡金屬中最典型的：隨錳的氧化數的升高，酸性逐漸增強。

### 同位素

錳在正常狀況下只存在一個穩定同位素 ——55Mn，此外有二十四個放射性同位素依照原子量從 44 到 69。而具放射性中最穩定的包含半衰期分別為 370 萬年、312.3 天、5.591 天的 53Mn、54Mn 和 52Mn，剩餘的半衰期皆少於三小時，而其中大部分都少於一分鐘。在最大量且穩定的錳同位素 55Mn，主要的衰變方式為電子捕獲，而在其後者主要為 β 衰變。

鐵系元素被認為是超新星爆炸前不久合成巨大恆星的物質，而錳正是其一。鐵被宇宙射線衝擊會產生 53Mn，而 53Mn 經過半衰期 370 萬年會衰變成 53Cr，因為其相對較短的半衰期，所以 53Mn 較為稀有。錳同位素的含量與鉻同位素的含量有關，因此已經在同位素地質學及放射性估年法上有所應用。錳和鉻的同位素比強化了 26Al 和 107Pd 對太陽系早期歷史的證明。許多隕石中 53Cr/52Cr 和 Mn/Cr 間比例的差異顯示出最初 53Mn/55Mn 的比例，因此指出相異行星中錳和鉻同位素的組成，必定源自於不同的 53Cr 衰變過程。所以 53Mn 提供了太陽系合併前核合成過程近一步的證明。

## 發現

在歷史上，錳的名字源自於軟錳礦及其他來自希臘馬格尼西亞州的黑色礦物。

18 世紀後半瑞典化學家卡爾・威廉・舍勒用軟錳礦來生成氯氣時，尚未知道是二氧化錳，只認為它是一種未知金屬的氧化物，但舍勒並沒能成功分離此金屬。約翰・戈特利布・甘恩在 1774 年才利用碳把兩個氧還原，成功的分離出錳。並將之命名為 Manganese（錳），其拉丁語為 magnes，即「具磁性的」（但只有經過特殊處理的錳才會具有磁性），及元素符號 Mn 亦從之而來。人們早在 1913 年就已知錳是組成動物的重要元素之一，但直到 1931 年才經由動物實驗得知和錳有關的症狀。

## 來源

錳在地殼含量約 1000ppm（0.1%），居元素分布序列中的第 12 位。

錳會以軟錳礦（MnO 
2）硬錳礦（(Ba.H 
2O)2Mn 
5O 
10）和菱錳礦（MnCO 
3）等形式存在於自然界中。

## 製取

對二氧化錳進行鋁熱反應可得到單質錳：

　
: 4Al+ 3MnO2→ 2Al2O3+ 3Mn

## 用途

冶金工業中用以製造特種鋼，在鋼鐵生產上用錳鐵合金作為去硫劑和去氧劑。

此外錳也用作合金，電池等。二氧化錳（MnO 
2）用作催化劑和棕色顏料，高錳酸鉀（KMnO 
4）用作氧化劑及消毒劑。

在不鏽鋼上用磷酸錳處理可以防鏽及防蝕。工業上會使用不同氧化態的錳離子當作不同顏色的染料。含有鹼金屬或鹼土族離子的過錳酸鹽類是強氧化劑。在碳鋅電池及鹼性電池中，二氧化錳會被當作陰極使用。 在生物學中，錳離子可在多種的酵素中擔任輔因子的角色。錳酵素對組織中超氧自由基的解毒，清除元素態氧原子非常重要。錳也會在光合植物的氧釋放複合體中作用。雖然目前已知所有的有機生命體皆需要微量的錳，但其過量卻會變成神經毒素。尤其過度吸入可以導致錳中毒，有時會造成不可逆的神經危害。

## 對人體的影響

和其他較普遍的金屬相比，錳的毒性較低。

錳是身體所必需的微量元素之一，可構成生物體中具重要生理功能之酶或輔酶，每日攝取約 3-9mg。
具有以下之功能：

1. 促進骨骼之發育以及生長
2. 維持腦功能之正常運作
3. 維持糖以及脂肪之正常代謝
4. 維持細胞粒線體之完整
5. 構成輔酶

由於粒線體需要錳，所以錳在粒線體多之組織含量較高，常見於骨骼、肝臟、腎臟、胰臟。然而過量錳之攝取依然會對生物有所影響（神經退化性疾病），常見於職業中，其發生原因為吸入含錳濃度高之錳煙及錳塵。

## 參考文獻

## 外部連結

* 元素錳在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）
* EnvironmentalChemistry.com —— 錳（英文）
* 元素錳在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）
* 元素錳在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）
* WebElements.com – 錳（英文）
743年

## 大事記

* 日本採行「墾田永年私財法」，承認土地私有，開啟莊園制度。

## 出生

* 

## 逝世

*
7440-20-2

**鈧**（拼音：kàng，注音：ㄎㄤˋ；英語：Scandium；源於斯堪地那維亞半島；拉丁語：scandia），是一種化學元素，化學符號為 **Sc**，原子序數為 21，原子量為 44.955908 u，是一種柔軟、銀白色的過渡性金屬。它常跟釔、鑭系元素等稀土金屬 混合存在。鈧是在 1879 年由拉爾斯・弗雷德里克・尼爾松的團隊，在斯堪地那維亞半島的黑稀金礦（euxenite）和矽鈹釔礦（gadolinite）中，使用光譜分析發現的元素。

鈧存在於大多數稀土礦和鈾化合物的沉積物中，但它僅可以從全球某些礦場的礦石萃取，由於鈧不易取得及製備困難，所以直到 1937 年才首次取得，而它的應用直到 1970 年代才被研發出來。在 1970 年代人們發現鈧對於鋁合金具有增益效果，此應用目前仍是其主要用途，氧化鈧的全球貿易量約為每年 15~20 噸。

鈧化合物的性質介於鋁和釔之間。鈧和鎂之間也存在著對角線規則，就像鈹和鋁的關係。鈧是 3 族元素，就像其他第三族的元素，鈧的主要氧化數為 + 3。

## 性質

### 化學性質

鈧是銀色的柔軟金屬，被空氣氧化時略帶淺黃色或粉紅色。鈧容易風化，在大多數稀酸中緩慢溶解。它不與硝酸（ ${\ce {HNO3}}$ ）和氫氟酸（ ${\ce {HF}}$ ）的 1:1 混合物反應，可能是由於形成了一個不滲透的鈍化層。鈧粉在空氣中點燃，放出明亮的黃色火焰，形成氧化鈧。

### 同位素

鈧共有 37 個同位素，其中只有一種同位素 ( ${\ce {^45Sc}}$ ) 是穩定的。25 種鈧的放射性同位素已獲得表徵，其中最穩定的是 46Sc，半衰期為 83.8 天；接著是半衰期 3.35 天的 47Sc；半衰期 43.7 小時的 48Sc；以及會放出正電子的 44Sc，它的半衰期為 4 小時。剩下的放射性同位素的半衰期都小於 4 小時，大部分都小於 2 分鐘。鈧也有五種同核異構物，其中最穩定的是半衰期 58.6 小時的 44m2Sc。

鈧已發現的同位素在 36Sc 到 60Sc 之間。比 45Sc 輕的鈧同位素的主要衰變方式為電子捕獲成鈣的同位素，而比 45Sc 重的同位素則主要通過 β 衰變成鈦的同位素。

### 存在

在地球地殼中，鈧並不稀有。鈧的豐度預測在 18 至 25 ppm 之間，可以和鈷（20–30 ppm）比較。鈧是地球上第 50 常見的元素（地殼中第 35 常見的元素），但它是太陽中第 23 常見的元素。然而，鈧分布稀疏，在許多礦物中痕量存在。來自斯堪地那維亞和馬達加斯加的稀有礦物如：鈧釔石、黑稀金礦和矽鈹釔礦是鈧唯一已知的集中來源。鈧釔石可以包含高達 45% 的以氧化鈧形式存在的鈧。

穩定的鈧是在超新星中通過 R - 過程產生的。它也可以通過更常見的鐵核的宇宙射線散裂而成。

* 28Si + 17n → 45Sc（R - 過程）
* 56Fe + p → 45Sc + 11C + n（宇宙射線散裂）

## 化合物

鈧化學幾乎被三價鈧離子 Sc3+ 主宰。M3+ 離子半徑在下表中列出，表明鈧離子的化學性質與釔離子的共同點多於與鋁離子的共同點。部分由於這種相似性，鈧通常被歸類為類鑭系元素。

　
:

### 氧化物和氫氧化物

鈧的氧化物 Sc 
2O 
3 和氫氧化物 Sc(OH) 
3 都是兩性的：

　
: Sc(OH) 
3 + 3 OH− 
  → [Sc(OH) 
6]3− 
（鈧酸根）

　
: Sc(OH) 
3 + 3 H+ 
  + 3 H 
2O → [Sc(H 
2O) 
6]3+

α- 和 γ-ScOOH 的結構類似鹼式氧化鋁。Sc3+ 
 的水溶液由於水解呈酸性。

### 鹵化物

鈧的鹵化物 ScX 
3 在 X= Cl、Br 或 I 時，它們極易溶於水，但 ScF 
3 不溶於水。在這四種鹵化物中，鈧都是六配位的。這些鹵化物都是路易斯酸：舉個例子，ScF 
3 在有過量氟離子的溶液里會形成 [ScF 
6]3−。

### 有機鈧化合物

鈧與環戊二烯基配位基 (Cp) 形成一系列有機金屬化合物，這類似於鑭系元素。一個例子是含氯橋鍵的 [ScCp 
2Cl] 
2，以及相關的五甲基環戊二烯基錯合物。

### 不尋常氧化態

除 + 3 以外的氧化態的鈧化合物很少見，但已得到很好的表徵。藍黑色的 CsScCl 
3 是其中最簡單的。它的材料採用片狀結構，在鈧 (II) 中心之間表現出廣泛的結合。 氫化鈧的性質不太清楚，儘管它似乎不是 Sc (II) 的氫化物。正如對大多數元素所觀察到的那樣，雙原子的一氫化鈧已在高溫氣相下通過光譜觀察到。 鈧的硼化物和碳化物是非整比化合物，這是它的相鄰元素的典型特徵。

在有機鈧化合物中也觀察到較低的氧化態 (+2、+1、0)。

## 歷史

1869 年，門得列夫曾預測一種稱為「類硼」的未發現元素。1879 年拉斯・弗雷德里克・尼爾森和他的團隊從黑稀金礦（euxenite）和矽鈹釔礦（gadolinite）中通過光譜分析發現這個新的元素。尼爾森製備了 2 克的高純度氧化鈧。他把這新元素命名為「Scandium」，源自拉丁文「_Scandia_」（斯堪地那維亞半島）。1937 年，鈧單質首次從鉀、鋰和氯化鈧的共晶混合物於 700–800 °C 電解出來。

## 生產

全球產量約每年 15 噸（三氧化二鈧化合物），需求比供應量高 50%。每年供需均在增長。

## 價格

根據美國地質調查局的報告顯示，從 2015 年至 2019 年的美國，少量鈧錠的價格為每克 107 至 134 美元，而氧化鈧的價格為每克 4 至 5 美元。

## 應用

鈧用來制特種玻璃、輕質耐高溫合金。

金屬鹵化物燈，壽命長，消耗電力少，用作運動場照明燈和高級車的車燈。

## 健康與安全

鈧元素被認為無毒，儘管人們尚未對鈧化合物進行廣泛的動物試驗。氯化鈧的半數致死量已被確定為 4 克 / 公斤（口服）和 755 毫克 / 公斤（腹腔注射）。從這些結果看來，鈧化合物應處理為中度毒性化合物。

## 參見

* 稀土元素

## 參考文獻

## 外部連結

* 元素鈧在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）
* EnvironmentalChemistry.com —— 鈧（英文）
* 元素鈧在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）
* 元素鈧在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）
* WebElements.com – 鈧（英文）
7440-27-9

**鋱**（拼音：tè，注音：ㄊㄜˋ；英語：**Terbium**），是一種化學元素，其化學符號為 **Tb**，原子序數為 65，原子量為 158.92535 u，屬於鑭系元素，也是稀土元素之一。常溫下鋱為銀白色金屬，具有延展性、韌性且質地較軟。就像其他重鑭系元素一樣，它在空氣中相對穩定。鋱擁有兩種晶型的同素異形體，轉化溫度為 1289°C。

鋱在自然界中不以純元素態存在，而是以化合物的形式存在於許多稀土礦物中，包括矽鈰石、矽鈹釔礦、獨居石 、磷釔礦和黑稀金礦等。鋱在地殼中的豐度估計為 1.2 mg/kg，在稀土元素中屬於含量較低的一種。目前尚未發現組分以鋱為主的礦物。

## 化學性質

鋱是一種陽電性元素，可以被大多數酸（如硫酸）、所有鹵素、甚至被水氧化。

　
: 2 Tb (s) + 3 H2SO4 → 2 Tb3+ + 3 SO2− 
4 + 3 H2↑

　
: 2 Tb + 3 X2 → 2 TbX3 (X = F, Cl, Br, I)

　
: 2 Tb (s) + 6 H2O → 2 Tb(OH)3 + 3 H2↑

鋱在空氣中也容易氧化，形成混合 + 3、+4 價鋱的氧化物七氧化四鋱：

　
: 8 Tb + 7 O 
2 → 2 Tb 
4O 
7

鋱最常見的氧化態是 + 3，例如氯化鋱（TbCl 
3）。在固態下，+4 態的鋱在諸如二氧化鋱（TbO 
2）和四氟化鋱（TbF 
4）等化合物中也已經被觀察到。在溶液中，鋱通常形成 + 3 態，但也可以在強鹼性水溶液條件下以臭氧將其氧化成 + 4 態。

## 用途

世界上大部分的鋱以氧化鋱的形式用於陰極射線管和日光燈中的綠色磷光體。黃綠色的鋱磷光體加上紅色的三價銪磷光體和藍色的二價銪磷光體，可產生「白」光。通過調節不同磷光體的比例，可以產生不同色溫的白光。這種螢光系統一般應用在螺旋型日光燈泡中。一些電視機和電腦螢屏也同樣使用這種系統作為其三個原色。

釹鐵硼磁鐵中的部分釹可以替換為鋱和鏑，以提高矯頑力，從而改善磁鐵的耐熱性能，用於電動汽車的驅動馬達等性能要求較高的應用上。

鋱元素或鋱合金具有磁致伸縮性，會感應磁場的強度和方向而改變長短，能將任何物體表面轉變成擴音器。例如將鋱合金棒的一端壓入木桌，並施加強度隨音訊大小改變的磁場（纏繞線圈），金屬棒的外形變化能振動整張桌子，使桌面成為巨大的音訊傳遞表面，達到擴音效果。一般擴音器因阻抗匹配無法如此炮製，鋱合金是極少數能有此應用的物質。由鋱、鏑和鐵組成的 Terfenol-D 合金是常溫下已知磁致伸縮性最強的材料，被應用在執行器、海軍聲納系統、傳感器、SoundBug 揚聲器等設備中。

鋱被用作氟化鈣、鎢酸鈣和鉬酸鍶等固態元件所使用的材料之摻雜劑，也與二氧化鋯一同用作在高溫下運作的燃料電池之晶體穩定劑。

鋱的螢光特性還被用於檢測內生孢子，當鋱和內生孢子特有的大量吡啶二羧酸結合後，在紫外線燈的照射下會產生光致發光現象，將內生孢子顯示為明亮的綠色螢光斑點。此法除了可以檢測太空飛行器及空間站中微生物的存在，還可以幫助軍隊檢測致病細菌，例如炭疽病的病原體，並且在醫療、製藥和其他領域也具有很好的應用前景。

## 參考文獻

## 外部連結

* 元素鋱在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）
* EnvironmentalChemistry.com —— 鋱（英文）
* 元素鋱在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）
* 元素鋱在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）
* WebElements.com – 鋱（英文）
7440-31-5

**錫**（拼音：xī，注音：ㄒㄧˊ；英語：**Tin**），是一種化學元素，其化學符號為 **Sn**（源於拉丁語：**Stannum**），原子序數為 50，原子量為 118.710 u，是主族金屬。純錫有銀灰色的金屬光澤，有良好的伸展性能，在空氣中不易氧化；其多種合金有防腐蝕的性能，因此常用來作為其它金屬的防腐層。錫的主要來源是它的一種氧化物礦物錫石（SnO2），盛產於中國雲南、馬來西亞、印尼等地。

## 主要特徵

### 物理特性

錫是可延展、柔軟、高度結晶狀、銀白色的金屬。當錫棒彎曲時，由於錫晶體是孿晶，可以聽到稱為錫鳴的爆裂聲。

錫在溫度達到 3.72K 以下時成為超導體。事實上，錫是最早被研究的超導體之一；超導體的特性之一 —— 邁斯納效應，就是首先在錫晶體上發現的。

### 同素異形體

在常壓下錫有 2 種同素異形體。以灰錫（α 錫）、白錫（β 錫）的狀態存在。

在室溫，是常見的銀白色金屬白錫，富有延展性。白錫的晶體為正方晶結構，呈金屬性，比重較灰錫重。當溫度回降到低於 13.2℃的話，它會慢慢變為粉末狀的灰錫。灰錫的晶體結構是與鑽石、矽和鍺類似的鑽石型晶體結構。灰錫因為其原子間形成了共價結構，電子不能自由轉移，故而沒有任何金屬性。灰錫是暗灰色的粉狀物，除了一些非常特殊的半導體應用，日常用途不大。在低溫下，白錫轉化為灰錫的現象常被稱為錫疫。這個現象最早由亞里斯多德發現。未染上「錫疫」的錫板，一旦和有「錫疫」的錫板接觸，也會產生灰色的斑點而逐漸「腐爛」掉。這個過程的轉化溫度會因存在雜質如鋁和鋅而降低。在錫中加入銻或鉍可以防止錫的退化，促進錫的延展性。這是由於鉍原子中有多餘的電子可供錫的結晶點陣，使錫的晶體結構穩定化，完全消除「錫疫」的可能性。

錫的另外兩種合金 γ 錫和 σ 錫，只存在於溫度高於 161℃ (322℉) 和壓力大於幾個 GPa 的環境中。

### 化學性質

錫受水的鏽蝕的影響很小，但易被酸和鹼腐蝕。錫可以被高度的拋光，可被用作其他金屬的保護層。錫表面會形成保護性的氧化層以防止進一步的氧化。白錫和其他的錫合金表面都會形成這樣的保護層。當氧氣存在於溶液中時，錫會變成一種催化劑，加速化學腐蝕。

在空氣中加熱後錫可以形成 SnO2。SnO2 是弱酸性的。與熔融鹼反應可以形成錫酸鹽。它可以直接與氯和氧反應。在稀酸中它可以取代氫離子。

由於在周期表中處於金屬和非金屬之間，錫同時具有兩者的特性。

* 作為金屬，可氧化至二價錫和較穩定的四價錫。

　
: * 二價錫是兩性的，在酸中，可形成 [SnX3]−離子，X 為 F−,Cl−等；在鹼中，會形成 [Sn (OH)3]−電漿。
* 四價錫也是兩性的，在酸中，可形成 [SnX6]2−離子，X 為 F−,Cl−等；在鹼中，會形成 [Sn (OH)6]2−, [SnO3]2−電漿。四價錫的溶液都傾向水解出 SnO2 沉澱。

* 作為非金屬，錫可和碳，氧等非金屬組成份子。尤其是碳，可和錫形成很多有機錫化合物，應用很廣泛。

### 同位素

錫有 10 種穩定的同位素，是所有化學元素中穩定同位素最多的。此外錫還有 61 種不穩定同位素。

## 用途

錫很容易與鐵結合，它被用來做鉛、鋅和鋼的防腐層。塗錫的鋼罐多用於貯藏食物，這是金屬錫的一個重要用途。

其它用途：

* 錫是一些重要合金如青銅、巴氏合金等的組成部分。
* 氯化錫在印刷術中被用作一種還原劑和媒染劑。錫鹽噴在玻璃上可以形成導電的塗層。這些塗層被用在防凍玻璃上。
* 一般玻璃板是將熔化的玻璃澆在錫板上形成的，來保證玻璃面的平坦和光滑。
* 焊錫含錫用來連接管道和電子線路，此外錫還被用在多種化學反應中。
* 可鍍於銅和鐵上，鍍錫的鐵片稱為馬口鐵；可防鏽、製作罐頭容器。
* 有機錫可作為有機化合物的合成的試劑，作用包括還原官能團、造成自由基及令有機份子重新排列。

在 3.75K 的低溫下，錫晶體可成為超導體，也是最早被發現的超導體之一，超導體的一個特別特徵邁斯納效應便是首先在錫晶體中被發現。由於鈮 - 錫 - 混合物（Nb3Sn）擁有較高的臨界溫度（18K）和較高的臨界磁場（25 特斯拉），它常被用來製作商用超導電磁鐵的導線，一個數千克重的超導電磁鐵可以產生一個數噸重的普通電磁鐵所產生之磁場。

全球年錫用量約為 30 萬噸，其中約 35% 用作焊錫，30% 用為錫片和 30% 用為化學原料或顏色。由于越來越多的錫 - 鉛 - 焊錫被無鉛焊錫（含 95% 以上的錫）代替，全球的錫用量每年約提高 10%。2003 年在倫敦金屬交易所，錫的價格為每噸五千美元左右，2004 年的價格達每噸八千到一萬美元。

自 1992 年起，美國立法禁止包裝產品中使用鉛、汞、鎘及六價鉻這四種有毒金屬。全球著名的紅酒封套生產商拉蒙丁（RAMONDIN）公司便開始使用錫作為以上有毒金屬的替代品，此種錫封套是當今紅酒封套製造業中的領先技術且無法被輕易複製，因此成為保護紅酒品牌及產品的一種有效途徑。

## 歷史

錫是人類知道最早的金屬之一，從古代開始它就是青銅的組成部分之一。早在西元前 3000 年左右，人們就用錫來硬化銅。約從前 7 世紀開始人類認識到純的錫。於戰國時期就開始用來作武器的主要材料。

今天有時錫這個詞也被用在沒有錫或只有很少錫的物體上。比如許多「錫紙」實際上是鋁紙。大多數錫罐實際上是鋼罐，上面塗有一層非常薄的錫。

## 來源

全世界約有 35 個國家產錫。幾乎每個洲都有重要的產錫國。

在地殼中錫比較稀少，只占地殼的百萬分之二，今天的錫礦的產量可能還可以維持約 35 年。80% 錫礦是沉積岩，至少半數的錫來自東南亞（從中國中部經泰國到印度尼西亞）。

最重要的錫礦石是錫石（SnO2），錫礦中的原礦石含約 5% 的錫，首先礦石要被粉碎和用不同的方式提純，提純後的錫礦含 75% 的錫。在精煉爐中錫從其礦物中用碳還原出來。精煉爐中的溫度稍高於錫的熔點，而雜質的熔點比這個溫度要高，因此還原的錫可以從爐中流出。少量錫來自它的硫化物如圓柱錫石、硫銀錫礦和硫錫鉛礦等。越來越多的錫是回收來的。

中國的錫產量占全世界的 30%，其它東南亞國家一起占 30%，南美洲占 20%。

## 生理作用

金屬錫即使大量也是無毒的，簡單的錫化合物和錫鹽的毒性相當低，但一些有機錫化物的毒性非常高。尤其錫的三烴基化合物被用作船的漆來殺死附在船身上的微生物和貝殼。這些化合物可以摧毀含硫的蛋白質。

## 註釋

## 參考資料

## 延伸閱讀

[編]

　
: 《欽定古今圖書集成・經濟彙編・食貨典・錫部》，出自陳夢雷《古今圖書集成》

## 外部連結

* 元素錫在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）
* EnvironmentalChemistry.com —— 錫（英文）
* 元素錫在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）
* 元素錫在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）
* WebElements.com – 錫（英文）
7440-42-8

**硼**（拼音：pénɡ，注音：ㄆㄥˊ；英語：Boron），是一種化學元素，化學符號為 **B**，原子序數為 5，原子量為 10.811 u。由於硼的產生完全來自於宇宙射線散裂以及超新星而非恆星核合成，所以硼在太陽系與地殼中含量很低。地球上最常見硼的天然化合物，是以水溶性的硼酸鹽形式聚集在一起。工業上可直接開採硼鹽酸的蒸發岩，例如硼砂和斜方硼砂。已知土耳其有最大的硼蘊含量，是最大的生產地。

在天然存在的硼元素是一種類金屬，在隕石中可以找到少許，然而在地球上尚未發現天然存在的硼單質。工業上因為碳或其他元素的污染所以難以製造出高純度的硼，硼有數種同素異形體，而無定形硼是棕色粉末狀，結晶硼的顏色是介於銀色至黑色。硼的莫氏硬度是 9.5（非常硬），在常溫下是不良導體。主要應用為製作成硼絲，用途類似一些以碳纖維支撐的高強度材料。

硼在自然界中主要以化合物形式存在，在全球消耗中有一半的硼用於玻璃纖維的添加劑，功能是絕緣和結構材料。其次要的用途是聚合物以及瓷器品，採用高強度、輕質結構和耐火材料。硼矽酸鹽玻璃因有比普通鈣玻璃更高的強度和抗熱衝擊性所以市場才會有所需求。硼的化合物過硼酸鈉時可作為漂白劑。硼少量用於半導體的參雜劑；用於有機合成則為中間劑。一些含有硼的藥物正在被使用或研究當中。天然硼由兩種穩定同位素所組成，其中一種（硼 - 10）具有許多用途，例如中子捕捉劑。

在生物學上，硼酸鹽的毒性對哺乳類動物低（相當於食用鹽的影響程度）；但是對於節肢動物較高，可以做為殺蟲劑。硼酸具有溫和的抗菌性，已知有數種含硼的有機抗生素。 硼是植物必須的元素，在農業上像硼砂和硼酸可做為肥料，只需微量，過量則具有毒性。硼化合物扮演強化植物細胞壁的角色。雖然有些證據證明對骨質有幫助，但是否對哺乳類（包含人類）為必要元素還未知。

## 發現及命名

硼的元素名稱，來自於硼砂（borax）。天然含硼的化合物硼砂早為古代醫藥學家所知悉。中國西藏是世界上盛產硼砂的地方之一。

1702 年法國醫生霍姆貝格首先用硼砂與硫酸反應製得硼酸，稱之為鎮靜鹽（Sal Sedativum）。1741 年法國化學家帕特指出，硼砂與硫酸作用除生成硼酸外，還得到硫酸鈉。1789 年拉瓦錫把硼酸基列入元素表。1808 年英國化學家漢弗里・戴維和法國化學家蓋・呂薩克、泰納各自獲得單質硼。

硼的拉丁文名稱為 boracium，來自阿拉伯文 buraq（بورق）或波斯文 burah（بوره）；兩者皆為硼砂之意。日文與韓文便因此將之意譯為「硼素」。

## 單質

硼有兩種同素異形體：結晶形硼是有光澤的灰色晶體，硬度與金剛石相近，但極脆；另一種硼則是暗棕色的粉末。

## 分布

硼絕少單獨存在，通常以硼砂的化合形式出現。硼砂可用作水軟化劑和清潔劑。

## 同位素

已發現的硼的同位素共有 9 種，包括硼 8，硼 9，硼 10，硼 11，硼 12，硼 13，硼 14，硼 15，硼 17，其中只有硼 10，硼 11 是穩定的，其他同位素都帶有放射性。

## 用途

幾乎所有從地球中所採集的硼礦石都被精煉成硼酸或硼砂。在美國，有 70% 的硼用於生產玻璃和陶瓷。 全球主要的工業用硼化物，大多用於生產含硼的絕緣和結構之玻璃纖維（約占最終用途的 46%），特別是在亞洲。將五水硼砂或氧化硼添加到玻璃中，可以影響玻璃的強度或熔融性質。 全球硼產量的另外 10%，用於生產硼矽酸鹽玻璃，其為玻璃器皿中的高強度玻璃。全球硼產量的大約 15%，用於硼陶瓷，其中包含以下提及的超硬材料。全球硼產量的 11% 用於農業、漂白劑及洗滌劑則約佔 6%。

#### 元素硼纖維

硼纖維（硼絲）是高強度的輕質材料，主要用於先進的航太結構，做為複合材料組成的部分，且限量生產消費品和體育用品，如：高爾夫球桿和釣魚竿。纖維可以通過在鎢絲上做化學氣相沉積（CVD）來產生。

通過雷射輔助化學氣相沉積可產生硼纖維和次毫米尺寸的結晶硼彈簧。聚焦雷射光束的平移甚至可以產生複雜的螺旋結構。這種螺旋結構表現出非常好的機械性質（彈性模數 450GPa、斷裂應變 3.7%、斷裂應力 17GPa），可以做為陶瓷增強材料或微機械系統。

#### 硼化玻璃纖維

玻璃纖維是以玻璃絲加強塑料強度的複合材料，通常會編織成布的形式。根據玻璃纖維的用途，材料中使用的玻璃絲會由各種類型的玻璃製成。這些玻璃都含有二氧化矽或矽酸鹽，含有不同量的鈣、鎂、和少數硼氧化物。硼以硼矽酸鹽、硼砂或硼氧化物的形式存在，並且被添加在玻璃中以增加其強度，或者作為助熔劑以降低二氧化矽的熔化溫度，因為純二氧化矽的熔融溫度太高會使玻璃絲的製作困難。

用於玻璃纖維的高硼化玻璃是 E 玻璃以電器用途命名，但現在常用於玻璃纖維。E 玻璃是鋁硼矽酸鹽玻璃，含有 1% w/w （質量百分比）的鹼金屬氧化物，主要用於玻璃纖維增強塑料。其他常見的高硼玻璃包括 C 玻璃，具有高氧化硼含量的鹼鈣玻璃，用於玻璃短纖維和絕緣材料；還有 D 玻璃，其為硼矽酸鹽玻璃，以低介電常數命名。

並非所有玻璃纖維都含有硼，但在全球範圍內，大多數使用的玻璃纖維都含有硼。由於玻璃纖維在建築和絕緣材料中廣為使用，含硼玻璃纖維消耗全球硼產量的一半，並且是單一硼最大的經濟市場。

#### 硼矽酸鹽玻璃

硼矽酸鹽玻璃成分通常為 12-15% 的 B2O3、80% 的 SiO2 和 2% 的 Al2O3，具有低熱膨脹係數，使其具有良好的耐熱衝擊特性。肖特集團的 Duran 和康寧的 Pyrex 是此玻璃的兩個主要品牌，基於耐熱衝擊的特性，用於實驗室玻璃器皿、一般家庭廚具和烤盤。

#### 其他用途

* 硼在半導體工業大量用作半導體摻雜物，同時硼的化合物在殺蟲劑、防腐劑的製造中也有重要的地位。硼還是植物的必需營養元素之一。
* 硼烷可以作為火箭的高能燃料。
* 硼酸（H 
3BO 
3）是有防腐性能的弱酸，同時也是中子吸收劑，在核反應爐內控制核分裂速率。
* 硼化鎂在一定的低溫下會變成超導體。
* 氮化硼可以作為工業上的固體潤滑劑，被稱為「白色石墨」。氮化硼和石墨類似，具有一種堅硬的同素異形體，其硬度僅次於鑽石。
* 碳化硼作為組成核反應控制棒的材料。

## 參考資料

## 外部連結

* 元素硼在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）
* EnvironmentalChemistry.com —— 硼（英文）
* 元素硼在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）
* 元素硼在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）
* WebElements.com – 硼（英文）
7440-48-4

**鈷**（拼音：ɡǔ，注音：ㄍㄨ；英語：Cobalt），是一種化學元素，化學符號為 **Co**，原子序數為 27，原子量為 58.933195 u。鈷和鎳一樣，在地殼中只能有化合物形式，以少量沉澱於隕鐵（Meteoric iron）的方式儲存。用還原方法冶煉出的純元素，是一種堅硬、具有光澤的銀灰色金屬。

以鈷為基底的藍色顏料（鈷藍）自古以來就用在珠寶和油漆上，並賦予玻璃獨特的藍色調，但之後煉金術士認為這個顏色是來自於鉍這個已知金屬。礦工長期用「科博爾德礦石」（_kobold ore_）來稱呼某些製造藍色顏料的礦物，會被如此命名是因為它們在已知金屬中的含量較少，而且在提煉時會產生有毒的含砷氣體。在 1735 年，首次發現這種礦石可被還原成一種新的金屬，這種礦石最終被命名為 _kobold_。

現今，有些鈷是特別由許多具金屬光澤的礦石之一製造得到的，例如輝砷鈷礦（CoAsS）。然而，該元素通常是開採銅和鎳的副產物。剛果民主共和國（DRC）和尚比亞的帶狀產銅區產量佔全球鈷產量的大部分。根據加拿大自然資源部的數據，2016 年剛果民主共和國就佔世界產量的 50％以上（123,000 噸）。
鈷主要用於製造磁性、耐磨和高強度合金。化合物矽酸鈷和鋁酸鈷為玻璃、陶瓷、油墨、油漆和清漆提供獨特的深藍色。天然存在的鈷僅有一種穩定同位素：鈷 - 59。鈷 - 60 是商業上重要的放射性同位素，被用作放射性追蹤劑，並用於生產高能伽馬射線。

鈷是一組被稱為鈷胺素的輔酶的活性中心。維生素 B12 是該類型中最著名的例子，是所有動物必需的維生素。無機形式的鈷也是細菌、藻類和真菌的微量營養素。

## 名稱

鈷的英文名稱「Cobalt」來自於德文的 Kobold，意為「壞精靈」，因為鈷礦有毒，礦工、冶煉者常在工作時染病，鈷還會污染別的金屬，這些不良效果過去都被看作精靈的惡作劇。

## 分布

穩定的鈷同位素鈷 - 59 是通過超新星上的 R - 過程生成的。鈷在地球上的分布極為廣泛，但在地殼中的含量僅 0.0023％，許多鐵﹑鎳﹑銅等礦中都含有微量的鈷。天然水﹑泥土和動植物中都發現有鈷的蹤跡。

自然界中，鈷經常和鐵伴存，儘管鐵隕石中鈷的豐度要小於鎳，但兩者都是隕鐵的特徵成分。與鎳一樣，雖然未發現鈷在古地殼以金屬的形式存在，但隕鐵合金中的鈷由於未受氧氣和水分的侵蝕能以金屬（合金）的形式存在。

化合物形式的鈷是銅和鎳礦石中的次要成分。

鈷礦：

* 輝砷鈷礦
* 硫鈷礦
* 方鈷礦
* 菱鈷礦

鈷礦的分佈極為不均勻。目前全球礦產逾半產自剛果民主共和國，中國、加拿大等國生產額均占不到一成。

## 性質

### 物理性質

鈷是具有鋼灰色和金屬光澤的硬質金屬。

### 化學性質

鈷在常溫下與水和空氣都不起作用，性質同鐵、鎳相似。在加熱時，鈷與氧、硫、氯、溴發生劇烈反應。也能與一氧化碳形成羰基化合物。

## 化合物

鈷最常見的化合價是 + 2，此外還有 0 和 + 3 價的鈷化合物。

### 鈷 (II)

+2 價的鈷可以和所有陰離子形成鈷鹽，如氯化鈷、硫酸鈷和乙酸鈷等。

Co (II) 的配合物的顏色是很有意思的，八面體配合物大多數是粉紅色的，如 [Co (H2O)6]2+，而四面體配合物大多數是藍色的，如 [CoCl4]2-、[Co(CNS)4]2-等。

### 鈷 (III)

+3 價的鈷更常見於一些配合物，如 [Co (NH3)6]3+。而以水為配體的 Co (III) 配合物不如氨的穩定，而二價的鈷氨配合物很容易在水中被空氣或其它氧化劑氧化為三價鈷的配合物。

對於一些簡單化合物，三氧化二鈷、羥基氧化鈷也是已知的。

## 用途

鈷最主要的用途是製作合金。

### 合金

鈷鉻合金可以用於牙科填補材料，以取代對部分人致敏的含鎳材料。

鈷以 5% 的比例添加於鉑中出現於首飾中，這種合金略有磁性。

### 電池

鈷的化合物鈷 (III) 酸鋰被廣泛用於鋰離子電池（鈷酸鋰電池）中。

### 染料

在 19 世紀之前，鈷元素的最廣泛的用處就是染料。自從中世紀，鈷就作為一種藍色玻璃的添加物鈷藍 (CoAl2O4) 投入生產。

也有鈷綠顏料。

### 放射性同位素

鈷 - 60 是一個 γ 射線的放射源，它是通過用中子轟擊鈷而產生的高能放射源。它釋放出兩種 γ 射線，其能量分別為 1.17 和 1.33MeV。

### 其他

鈷在電鍍方面也有廣泛應用，由於其吸引人的外觀，堅硬和具有抗氧化性，還用於作為瓷釉的底釉。

## 參考資料

## 外部連結

* 元素鈷在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）
* EnvironmentalChemistry.com —— 鈷（英文）
* 元素鈷在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）
* 元素鈷在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）
* WebElements.com – 鈷（英文）
* Cobalt （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館） at _The Periodic Table of Videos_ (University of Nottingham)
* Centers for Disease and Prevention – Cobalt （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* The Cobalt Institute （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
7440-52-0

**鉺**（拼音：ěr，注音：ㄦˇ；英語：**Erbium**），是一種化學元素，其化學符號為 **Er**，原子序數為 68，原子量為 167.259 u，屬於鑭系元素，也是稀土元素之一。

1843 年，鉺由莫桑德爾（C.G.Mosander）發現。他原來將鉺的氧化物命名為氧化鋱，因此，早期德文文獻中，氧化鋱和氧化鉺是混同的，直到 1860 年以後才得糾正。

鉺的第一電離能是 6.10 電子伏特，與鈥、鏑的化學性質和物理性質幾乎完全相同。室溫下鉺為銀灰色金屬，質地較軟，在乾燥空氣中較為穩定，不溶於水及鹼，但溶於酸。其鹽類和氧化物呈粉紅至紅色。

鉺的天然同位素有 162Er、164Er、166Er、167Er、168Er、170Er，其中 162Er 和 170Er 具有微弱的放射性。

鉺存在於火成岩中，也可由電解熔融氯化鉺 ErCl3 而製得。

## 應用

* 摻鉺釔鋁石榴石雷射（Er:YAG Laser，坊間俗稱**鉺雅鉻雷射**），廣泛用於牙科、醫美等領域。
* 摻鉺光纖放大器廣泛用於光通訊領域。
* 在釩鋼中添加鉺可降低其硬度，提高塑性。
* 氧化鉺（Er2O3）為玫瑰紅色，可用來製造陶器的釉彩，以及用作玻璃和立方氧化鋯的著色劑。
* 攝影濾光鏡。
* 核反應爐的控制棒。

## 外部連結

* 元素鉺在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）
* EnvironmentalChemistry.com —— 鉺（英文）
* 元素鉺在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）
* 元素鉺在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）
* WebElements.com – 鉺（英文）
7440-54-2

**釓**（拼音：gá，注音：ㄍㄚˊ；英語：**Gadolinium**；舊譯**錷**），是一種化學元素，其化學符號為 **Gd**，原子序數為 64，原子量為 157.25 u，屬於鑭系元素，也是稀土元素之一。釓在溫度低於 16°C（釓的居禮點）時會變為鐵磁性，是除了鐵系元素（鐵、鈷和鎳）外唯一能在接近室溫的環境下產生鐵磁性的金屬元素，將一塊釓放入冰水中冷卻會吸附磁鐵，但回溫後釓會脫離磁鐵掉落。其他更重的鑭系元素 —— 鋱、鏑、鈥、鉺、銩和鐿 —— 在更低的溫度下也會呈現出鐵磁性，但其居禮點要低得多。

釓在乾燥的空氣中，比其它稀土元素穩定。釓會與水有緩和的反應，並會溶於稀酸中。

## 性質

### 化學性質

釓可以和大多數的元素直接化合，形成 Gd (III) 的化合物。如加熱或高溫時可以和氮氣、硫、磷、硒、碳、矽或砷反應，形成二元化合物。

和其它稀土元素不同的是，金屬釓在乾燥空氣中是相對穩定的。但它可以在潮濕空氣迅速失去光澤，形成一層易脫落的氧化釓薄膜。當其脫落時，氧化向內部進行。

　
: 4 Gd + 3 O2 → 2 Gd2O3

粉末狀釓在 1200℃時快速氧化為 Gd2O3 ，在 1800℃下升華形成 GdO 薄膜。

釓是一種強還原劑，可以將一些金屬氧化物還原至金屬形態。釓電正性強，可以和冷水緩慢反應、和熱水迅速反應，生成氫氧化釓：

　
: 2 Gd + 6 H2O → 2 Gd(OH)3 + 3 H2

釓能夠迅速地和稀硫酸反應，生成無色的 [Gd (H2O)9]3+ 水合離子：

　
: 2 Gd + 3 H2SO4 + 18 H2O → 2 [Gd(H2O)9]3+ + 3 SO2− 
4 + 3 H2

釓和鹵素在約 200°C 反應，生成三鹵化釓：

　
: 2 Gd + 3 X2 → 2 GdX3

### 化合物

在釓的大多數化合物中，其氧化態為 + 3。所有三鹵化釓都是已知的，它們都是白色固體（三碘化釓例外，為黃色）。常見的釓鹽除了三氯化釓之外，還有硫酸釓和硝酸釓，它們可由相應的稀酸溶解金屬或其氧化物得到。

Gd3+ 正如其它鑭系元素離子一樣，可以形成配合物，並有著高配位數。例如在絡合劑 DOTA 的存在下，形成八齒配位的化合物。含 [Gd (DOTA)]−的鹽在核磁共振成像中有著應用。一系列類似的齒合化合物也被研發出來了，例如叫「Gadodiamide」的化合物。

低價態的釓化合物也是已知的，特別是在固態中。鹵化釓 (II) 可由三鹵化釓和釓金屬在鉭制容器中加熱得到。Gd2Cl3 和 GdCl 可以在更高溫度（800 °C）還原得到。一氯化釓是有著類似層狀石墨結構的片狀固體。

## 用途

釓化合物具有高度的順磁性（paramagnetic），可作核磁共振成像的顯影劑。釓對磁共振造影機的磁場有強烈反應，以釓噴酸二甲葡胺藥劑形式注入血管中磁共振造影會清楚顯示血液流向，精確定位內出血的位置，並由 3D 視覺影像觀察血液自血管何處滲出，或觀察血液何處變窄或停止，確定血管阻塞或閉鎖的部位。

## 安全性

釓離子往往被被報導具有高毒性，但是用作 MRI 造影劑的螯合物被認為有足夠的安全性，並被廣泛使用。釓離子在動物的毒性表現為其對鈣離子通道相關的生理過程的干擾。釓離子的半數致死劑量（LD50）約為 100-200mg/kg，低劑量暴露則無慢性毒性。對嚙齒類動物的毒性研究表明螯合釓（實際上溶解度更高）安全性至少為離子狀態的 100 倍（即增加 100 倍劑量的 Gd - 螯合物相當於自由離子的毒性）

研究表明，對於正在進行透析的腎功能不全或嚴重腎功能衰竭患者可以使用，但是也存在風險：一種罕見的嚴重副作用，稱為腎源性系統性纖維化（NSF）或腎纖維化皮膚病，已被證明與四個含釓磁共振成像造影劑有關。該病類似於硬化性粘液水腫和某些硬皮症。症狀可能在被注射造影劑後持續數月。在美國目前的指導方針是透析患者應只接受釓劑，必要時並考慮進行碘造影劑增強 CT。在增強 MRI 上，必須進行透析。

## 參考文獻

## 外部連結

* 元素釓在洛斯阿拉莫斯國家實驗室的介紹（英文）
* EnvironmentalChemistry.com —— 釓（英文）
* 元素釓在 _The Periodic Table of Videos_（諾丁漢大學）的介紹（英文）
* 元素釓在 Peter van der Krogt elements site 的介紹（英文）
* WebElements.com – 釓（英文）