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三氟硅烷

**三氟矽烷**是一種無機化合物，可以由甲矽烷的三個氫原子被氟取代而成。

## 製備

三氟矽烷可以由三氯矽烷和三氟化銻、氟化鋅或四氟化鈦 反應而成。

　
: $\mathrm {SiHCl_{3}+SbF_{3}\longrightarrow SiHF_{3}+SbCl_{3}} $

　
: $\mathrm {4\ SiHCl_{3}+3\ TiF_{4}\longrightarrow 4\ SiHF_{3}+3\ TiCl_{4}} $

三氟矽烷也可以由二氟矽烷的熱分解取得。 這個反應是由 Otto Ruff 在 20 世紀初提出的。 

## 性質

三氟矽烷是一種無色易燃氣體，會水解並在室溫下緩慢分解。當加熱到 400℃時，它迅速分解為氫、矽和四氟化矽。它恢分解醇和醚，並降低濃硝酸的濃度。它與空氣反應，形成爆炸性氣體的混合物。 

## 參考資料
三氟硫氮

**三氟化硫氮**簡稱**三氟硫氮**，是一種無機化合物，化學式為 NSF3。它是一種穩定的無色氣體，並且是製備其他硫 - 氮 - 氟化合物的重要前體。它的空間構型為四面體，其中含有典型的硫氮三鍵。

NSF3 可以由二氟化銀氟化氟化硫雜氮製備：

　
: NSF + 2 AgF2 → NSF3 + 2 AgF

用 S 
2F 
10 氧化氨也可以製得三氟化硫氮。

## 參考資料
三氟碘甲烷

**三氟碘甲烷**，化學式為 CF3I，被用作撲滅飛機和飛行中電子設備火災。

## 化學性質

在陽光下，或在溫度高於 100°C 時，三氟碘甲烷分解成有害產品氟化氫（HF），碘化氫（HI）和羰基氟（COF2）。

它含有碳，氟，碘原子。實驗表明，雖然三氟碘甲烷對臭氧消耗的潛能小於千分之一，其大氣中的壽命，不足 1 個月，只剩 1％，但是三氟碘甲烷分解後仍會產生氟離子及碘離子，產生其他溫室氣體。因此，即使分解後，三氟很可能是一個非常有效的溫室氣體。

## 外部連結

* 三氟碘甲烷（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

## 參考資料
三氟胸苷

**三氟胸苷**（INN：trifluridine）（又稱**屈氟尿苷**、**曲氟尿苷**、**trifluorothymidine** 或 **TFT**）是一種主要用於眼睛的反疱疹病毒科抗病毒藥物。商品名稱為 **Viroptic**，原由葛蘭素史克公司的前身 Glaxo Wellcome 所銷售。現在該商品名稱由 King Pharmaceuticals 所擁有。三氟胸苷於 1980 年被批准用於醫療用途。它也是口服抗癌藥物三氟胸苷∕替吡嘧啶的一個組成部分。

## 醫療用途

三氟胸苷滴眼液可用於治療單純疱疹病毒 1 型和 2 型所引起的角膜炎和角膜結膜炎，以及預防和治療被牛痘病毒感染的眼睛。一項考科藍的系統綜述顯示，三氟胸苷和阿昔洛韋比起碘苷或阿糖腺苷更有效。相比之下，在採用三氟胸苷的病人中，在 14 天內治癒的數目輕微增加。
三氟胸苷亦是抗癌藥物三氟胸苷∕替吡嘧啶的組成部分。

## 副作用

三氟胸苷滴眼液常見的副作用包括瞬間的燒灼感，刺痛，局部刺激和眼瞼的水腫。對於抗癌製劑三氟胸苷∕替吡嘧啶的副作用，現時只有對組合藥整體的數據，尚無對該藥物組合當中個別的組成部分進行評估。

## 交互作用

現時針對三氟胸苷交互作用的研究都是體外實驗。在這些研究中，三氟胸苷透過了集中型核苷運輸蛋白 1（CNT1）和擴散型核苷運輸蛋白 1 和 2（ENT1, ENT2）進入細胞。影響這些運輸蛋白的藥物都有可能影響三氟胸苷的血漿濃度。作為一種胸腺嘧啶磷酸化酶抑制劑，三氟胸苷還可能與齊多夫定等該酶的受質起交互作用。三氟胸苷滴眼液的全身性吸收微不足道，因此藥物相互作用基本上對此無關。

## 藥理學

### 作用機理（滴眼液）

三氟胸苷與脫氧尿苷的結構非常類似，可以在病毒 DNA 複製的過程中被使用，但是三氟胸苷當中的–CF3 基團妨礙了鹼基對的生成，從而干擾病毒的 DNA 複製。

### 藥代動力學（滴眼液）

三氟胸苷能穿透角膜並停留在房水中，全身性吸收可以忽略不計。

### 藥代動力學（口服）

口服三氟胸苷的藥代動力學數據僅限於對三氟胸苷和替吡嘧啶組合的結合評估。替吡嘧啶能大幅影響三氟胸苷的生物轉化作用。至少 57% 的三氟胸苷是從腸道吸收，在服用兩小時後達到最高的血漿濃度。該藥物並沒有生物累積的傾向。三氟胸苷對血漿蛋白的結合度超過 96%。三氟胸苷由胸苷磷酸化酶代謝為 5 - 三氟甲基 - 2,4 (1_H_,3_H_) 嘧啶二酮（FTY），或通過葡萄糖醛酸化進行代謝。三氟胸苷的消除半衰期在用藥的第一天為 1.4 小時；在第十二天增加到 2.1 小時。它主要通過腎臟排泄。通過抑制胸腺嘧啶磷酸化，替吡嘧啶可使三氟胸苷的 Cmax（最高血漿濃度）增加 22 倍，曲線下面積增加 37 倍。

## 化學性質

三氟胸苷是一種白色晶狀粉末。三氟胸苷高度可溶於甲醇和丙酮；可溶於水、乙醇、0.01M 的稀鹽酸和 0.01M 的稀氫氧化鈉；微溶於異丙醇、乙腈和乙醚；以及非常微溶於異丙醚。

## 參考文獻

## 外部連結

* Trifluridine therapy in herpetic in keratitis. Rev Med Chir Soc Med Nat Iasi. 2004, **108** (2): 409–12. PMID 15688823.
* Delivery of trifluridine to human cornea and aqueous using collagen shields.. CLAO J. 1998, **24** (2): 122–4. PMID 9571274.
* Therapeutic response of herpes simplex virus-induced corneal edema to trifluridine in combination with immunosuppressive agents.. Invest Ophthalmol Vis Sci. 1991, **32** (9): 2455–61. PMID 1907950.
* Trifluridine Ophthalmic Solution, 1% (PDF). [2007-03-24]. （原始內容 (PDF) 存檔於 2009-09-20）.
三氟钅羊

**三氟𨦡**陽離子是一種假想的陽離子， 化學式 OF+ 
3。它的結構類似水合氫離子，不過所有的氫原子都被氟原子取代。它和三氟化氮是等電子體。在這個陽離子中，氧的氧化態為 +4。

在所有應用的理論水平（HF，MP2，CCSD (T)）下，OF+ 
3 陽離子均顯示出振動穩定性。 OF+ 
3 的結構可能是三角錐結構， O–F 鍵長為 1.395 Å ， F–O–F 鍵角為 104.2° (CCSD (T) 理論)。 計算給出 OF+ 
3 陽離子的 F+ 
脫離能為 + 110.1 kcal mol−1。但是，F 
2，OF 
2 和 AsF 
5 被紫外線照射下的低溫反應，除了未反應的原料外，只會產生二氧基鹽 O+ 
2[AsF 
6]− 
。 KrF+ 
鹽對 OF 
2 的氧化也無法提供三氟釒羊陽離子存在的證據。 

假想鹽 OF+ 
3[AsF 
6]− 
 的生成計算得出大約是熱中性的，但是有點不利，因為反應是有點吸熱的：OF 
2(g) + F 
2(g) + AsF 
5(g) → OF+ 
3[AsF 
6]− 
(s) = +10.5 kcal mol−1。

## 參見

* 四氟銨

## 參考資料
三氢化硼

**甲硼烷** ，又稱 **三氫化硼**是化學式為 BH3 的無機化合物。它很不穩定，具有高反應性。羰基甲硼烷 (BH3CO) 的製備在探索甲硼烷的化學過程中起著重要作用，因為它可能存在甲硼烷分子。 但是，BH3 分子是非常強的路易斯酸。因此，它具有很高的反應性，只能直接在流動系統中以連續產生的，短暫的產物形式觀察到。甲硼烷也可以通過雷射燒蝕的原子硼與氫的反應而直接觀察到。 

## 結構

BH3 中，硼原子為 _sp2_ 雜化，分子為平面三角形結構，D3h 對稱群，與價層電子對互斥理論的預測相吻合。儘管 B-H 鍵是極性共價鍵，但其分子對稱性抵消了偶極矩，使得偶極矩為 0。B–H 鍵的鍵長為 119 pm。

在正常情況下，BH3 會二聚成 B2H6。甲硼烷是製備乙硼烷時的中間產物：

　
: BX3 +BH4− → HBX3− + (BH3) (X=F, Cl, Br, I)

　
: 2 BH3 → B2H6

估計 BH3 的二聚標準焓為−170 kJ mol−1。 BH3 中的硼有 6 顆價電子。 因此，它是強路易斯酸，並與任何路易斯鹼，也就是下方的 L 反應，形成加合物。

　
: BH3 + L → L—BH3

路易斯鹼會把一對價電子捐給甲硼烷分子，形成一個共價配位鍵。 有一些化合物是熱穩定的，不過容易被空氣氧化。含有甲硫醚硼烷和四氫呋喃硼烷的溶液可商購獲得，不過要在四氫呋喃硼烷中加入穩定劑，以防止 THF 氧化甲硼烷。 根據光譜和熱化學數據估算的幾種甲硼烷常見的加合物的穩定性序列如下：

　
: PF3 < CO < Et2O < Me2O < C4H8O < C4H8S < Et2S < Me2S < Py < Me3N < H−

BH3 是一種軟酸，和硫原子加合所形成的化合物比和氧原子加合穩定。BH3 的水溶液極度不穩定。

　
: BH 
3 + 3H 
2O → B(OH) 
3 + 3 H 
2

## 反應

BH3 是乙硼烷反應時的中間活性體，可以合成更大的硼烷:

　
: B2H6 ⇌ 2BH3

　
: BH3 +B2H6 → B3H7 +H2

　
: BH3 + B3H7 ⇌ B4H10

　
: B2H6 + B3H7 → BH3 + B4H10
　
: : : : ⇌ B5H11 + H2

之後的過程會產生更大的硼烷，最終產物是 B10H14 作為受聚合物材料污染的最穩定物質，還有少量的 B20H26。

硼烷氨，可以由其它甲硼烷加合物的置換反應獲得。加熱時，硼烷氨中的氫氣流失，形成環硼氮烷，化學式 (HBNH)3。

甲硼烷的加合物被廣泛用於有機合成的硼氫化反應。在硼氫化反應中， BH3 被加入到烯烴的 C=C 雙鍵並形成三烷基硼：

　
: (THF)BH3 + 3 CH2=CHR → B(CH2CH2R)3 + THF

該反應是區域選擇性的，可以使用其他硼烷衍生物來提供更高的區域選擇性。 產物三烷基硼可以轉化為有用的有機衍生物。使用大體積烯烴可以製備諸如 [HBR2]2 的物質，它們在更專業的應用中也是有用的試劑。 比四氫呋喃硼烷穩定的甲硫醚硼烷也能被使用。

硼氫化反應可以與氧化反應結合，形成硼氫化 - 氧化反應。在該反應中，生成的有機硼化合物中的硼烷基會被羥基取代。

## 甲硼烷 (5)

甲硼烷 (5) 是甲硼烷的雙氫配合物，化學式 BH5 或 BH3(η2-H2). 它只能在低溫下存在。 甲硼烷 (5) 和甲鎓離子 (CH5+) 是等電子體。它是硼氫離子的共軛鹼。

## 參見

* 硼烷
* 乙硼烷
* 三氟化硼

## 參考資料
三氢化钕

**三氫化釹**是一種由釹和氫構成的無機化合物，化學式為 NdH3。

## 製備

它可由金屬釹在氫氣氣氛中加壓加熱反應得到：

　
: 2 Nd + 3 H2 → 2 NdH3

## 性質

三氫化釹是六方晶系的藍色晶體，晶胞參數 a=0.385 nm, c=0.688 nm。

它可以和水反應：

　
: NdH3 + 3 H2O → Nd(OH)3 + 3 H2↑

## 參考文獻
三氢化钚

**三氫化鈽**是一種無機化合物，為鈽的氫化物之一，化學式為 PuH3。理論計算表明，它的 Cs 結構比 C3v 結構更穩定。它在 170 GPa 分解為 PuH2 和 PuH4。

## 性質及製備

三氫化鈽可由金屬鈽和氫氣在 210 °C 反應得到。

　
: 2 Pu + 3 H2 → 2 PuH3

它可以和氨氣在 600 °C 反應，生成一氮化鈽：

　
: PuH3 + NH3 → PN + 3 H2

它可以和空氣反應：

　
: PuH3 + O2 + N2 → Pu2O3 + PuN + H2

## 參考文獻

## 參見

* 氫化鈽（PuHn，n=2~2.7）
三氢化铊

**氫化鉈**（系統名**三氫化鉈**）是一種無機化合物，實驗式為 TlH 
3。它還沒有批量獲得，因此其批量性質仍然未知。但氫化鉈分子已從固體氣體中分離出來。氫化鉈主要用於學術用途。

氫化鉈是最簡單的鉈氫化物。鉈是 13 族金屬中最重的一種；13 族氫化物的穩定性隨周期數的增加而降低。這通常是由於金屬價層軌道與氫原子的 1s 軌道重疊不佳造成的。儘管早期的報告令人鼓舞，但不太可能分離出一種鉈氫化物。氫化鉈僅在基體分離研究中被觀察到；紅外光譜是在氫氣存在的情況下，用雷射燒蝕鉈，在氣相中得到的。本研究證實了 Schwerdtfeger 第一原理計算的某些方面，該第一原理計算表明鉈和銦氫化物具有相似的穩定性。迄今為止，還沒有確認分離鉈氫化物絡合物。

## 歷史

2004 年，美國化學家萊斯特・安德魯斯 （ Lester Andrews）首次合成了氫化鉈。 該反應歷程包括鉈原子化、低溫氫共沉積、短波紫外線照射。

## 參考文獻
三氢化铋

**鉍化氫**又稱**䏟**，是由鉍和氫組成，化學式為 BiH3 的化合物。鉍化氫是所有結構和氨同為 XH3 的化合物中，分子量最大的一個。鉍化氫不穩定，即使在攝氏零度以下，仍然會分解為鉍和氫氣。鉍化氫為三角錐結構，H–Bi–H 鍵角大約為 90°。

## 製備及性質

BiH3 可由甲基鉍 BiH2Me 重新分配原子而成：

　
: 3 BiH2Me → 2 BiH3 + BiMe3

而反應物甲基鉍本身也不穩定，是由 LiAlH4 還原 BiCl2Me 而產生。

鉍化氫的化學性質和砷化氫、銻化氫很類似。元素鉍和氫氣較鉍化氫穩定，因此鉍化氫會依以下的方式分解：

　
: 2 BiH3 → 3 H2 + 2 Bi (ΔHf'~~o~~gas = −278 kJ/mol)

用來檢測砷、銻的馬氏試砷法（參見銻化氫）也同樣可以檢測鉍化氫的存在。此測試主要是依此三種氫化物熱分解，產生鏡面程度的不同來區別。而依其產生的鏡面溶解度的不同，也可以區別是哪一種元素：砷會溶於次氯酸、銻會溶於多硫化銨（ammonium polysulfide）、而鉍對兩者均沒有反應。

## 參考資料
三氢化锑

**銻化氫**又稱**䏲**，是化學式為 SbH3 的化合物，是具有惡臭氣味的無色劇毒氣體，不穩定。與氨同類，是主要的銻氫化物。其為三角錐結構，H–Sb–H 鍵角為 91.7°，Sb–H 鍵長 1.707Å（170.7pm）。

## 製備和性質

銻化氫通常由 Sb3+ 與含負氫的化合物反應製備：

　
: : 2 Sb2O3 + 3 LiAlH4 → 4 SbH3 + 1.5 Li2O + 1.5 Al2O3

　
: SbCl3 + 3/4 NaBH4 → SbH3 + 0.75 NaCl + 0.75 BCl3

除此之外，也可通過 Sb3− 與含質子的試劑（甚至水）反應製備銻化氫：

　
: : Na3Sb + 3 H2O → SbH3 + 3 NaOH

銻化氫的化學性質與砷化氫很相像， 分解為氫氣和銻，在容器壁上形成一層明亮的銻鏡，銻鏡不溶於次氯酸鈉溶液，可以以此反應來分別砷和銻。

重金屬氫化物一般不很穩定（如 AsH3，H2Te，SnH4），SbH3 亦是如此。銻化氫室溫緩慢分解，200 °C 時的速率則非常快：

　
: : 2 SbH3 → 3 H2 + 2 Sb

該反應是自催化反應，可能爆炸。

SbH3 被氧氣很快氧化：

　
: : 2 SbH3 + 3 O2 → Sb2O3 + 3 H2O

SbH3 不呈鹼性。但可被氨基鈉去質子化：

　
: : SbH3 + NaNH2 → NaSbH2 + NH3

## 用途

銻化氫可被用於半導體工業，化學氣相沉積（CVD）中摻雜少量的銻。有報導稱銻化氫可以作熏蒸劑，但顯然與更常見的 PH3 相比，SbH3 的不穩定性及相對複雜的製法使其應用受限。

## 歷史

由於 Sb 與 As 同族，在馬氏試砷法中也檢測到了銻化氫的存在。 該法於 1836 年被 James Marsh 發現，是利用樣品與無砷鋅及稀硫酸反應，若樣品含砷，則氣態的砷化氫通過熱管時（250–300 °C）會分解為黑色的砷鏡；若樣品含銻，則在管不被加熱的地方都會出現黑色的銻鏡。

1837 年 Lewis Thomson 和 Pfaff 分別獨立發現了銻化氫。由於銻化氫的合成方法複雜，因此銻化氫的毒性在很久之後才被確定清楚。1876 年 Francis Jones 檢驗了幾條合成銻化氫的路線， 但直到 1901 年 Alfred Stock 才確定了銻化氫的大部分化學性質。

## 安全

SbH3 是不穩定的易燃氣體。銻化氫極毒，老鼠 LC50 為 100ppm。但幸運的是，正是由於它的不穩定，使得銻化氫的污染大大減少。

## 毒理學

銻化氫的毒性與其他銻化合物不同，但與砷化氫類似。 銻化氫可與紅血球中的血紅蛋白結合，從而失去載氧功能。大多數銻化氫中毒都包含砷化氫中毒，儘管動物學實驗已經證明兩者毒性相差不大。中毒症狀，如頭痛、眩暈和噁心，及溶血性貧血（高濃度的非結合膽紅素）、血紅素尿和腎病，有可能在接觸數小時才顯現出來。

## 參考文獻

## 參見

* 䏲

## 外部連結

* International Chemical Safety Card 0776 （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）
* Template:Ecb
* Template:Inrs
三氢化镤

**三氫化鏷**是一種無機化合物，化學式為 PaH3，它與 UH3 同構，可由金屬鏷和氫氣在 250 °C、600 mmHg 下反應製得。理論計算表明它在高壓下可以形成含更多氫的化合物 PaHn（n=4, 5, 8, 9）。

三氫化鏷對濕氣和氧敏感。

## 參考文獻
三氦反應

**3 氦過程**是一組核融合反應，通過這些反應，三個氦 - 4 核（α 粒子）轉化為碳核

## 恆星中的 3 氦過程

由於質子 - 質子鏈反應和碳氮氧循環，使恆星核心中積聚了氦。

兩個氦 - 4 核（α 粒子）的融合反應產生鈹 - 8，但這是高度不穩定的鈹同位素，會以 8.19×10−17 秒的半衰期衰變回兩個 α 粒子，除非在那段時間內與第 3 個 α 粒子產生核融合，型成激態的諧振狀態的碳 - 12，稱為霍伊爾狀態，否則仍會衰變回 3 個 α 粒子。但大約每 2421.3 次就有一次能釋放能量成為穩定的基態碳 - 12。當一顆恆星耗盡在其核心融合的氫時，核心會開始收縮並因而加熱。如果中心溫度上升到 108 K，6 倍於太陽核心的溫度，α 粒子可以足夠快地融合，以通過鈹 - 8 屏障，產生大量穩定的碳 - 12。

　
:

該過程的淨能量釋放為 7.275 MeV。

在這個過程中的一個副作用，是一些碳會與額外的氦融合，產生穩定的氧同位素並釋放出能量：

　
: 12 
6C 
  + 4 
2He 
  → 16 
8O 
  + 
γ 

 (+7.162 MeV)

氫與氦的核融合反應會產生鋰 - 5，這也是高度不穩定的，會以 3.7×10−22 秒的半衰期衰變回氦核和質子（氫核）。

與額外的氦核融合稱為 α 過程，可以在恆星核合成鏈中產生較重的元素。但這些反應僅在溫度和壓力高於 3 氦過程的核心溫度時才有意義。這就造成了一種狀況，即恆星核合成產生大量的碳和氧，但這些元素中會有一小部分轉化為氖和更重的元素。氧和碳是氦 - 4 燃燒的主要 "灰燼"。

## 原始的碳

由於 3 氦過程需要較長的時間才能形成碳，因此在太初核合成不太可能發生。此一結果可以說明大爆炸為何沒有製造出碳，因為在大爆炸之後的一分鐘，就已經低於 3 氦過程所需要的溫度了。

## 共振

通常，3 氦過程的概率非常小。然而，基態的鈹 - 8 幾乎具有兩個 α 粒子的全部能量。在第二個步驟中，8Be + 4He 幾乎擁有激發態的 12C 的能量。這種共振大大增加了 α 粒子與鈹 - 8 結合形成碳的概率。為了在恆星中形成碳，在實際觀測到之前，弗萊德・霍伊爾就根據其存在的物理必要性，預測了這種共振的存在。這種能量的共振和過程的預測，隨後為霍伊爾的恆星核合成假說提供了非常重要的支持。霍伊爾的假說假定所有的化學元素最初都是由氫（真正的原始物質）形成的。人們引用人擇原理來解釋這樣的一個事實，集合共振被靈敏地安排在與中產生大量的碳和氧。

## 重元素的核合成

隨著溫度和密度的進一步升高，熔合過程產生的核素僅能達生鎳 - 56（隨後衰變為鐵）；更重的元素（鎳以外的）主要由中子捕獲產生。慢中子的捕獲過程，即 S - 過程，產生了大約一半原子序超越鐵的元素。另一半是由可能發生在核坍縮超新星和中子星合併的 R - 過程產生。

## 反應速率與恆星演化

3 氦過程在很大程度上取決於恆星物質的溫度和密度。反應釋放的功率與溫度近似 40 次方和密度的平方成正比。相較之下，質子 - 質子鏈反應產生能量的速率與溫度的四次方成正比，碳氮氧循環產生能量的速率與溫度的 17 次方成正比，必且兩者都與密度的線性比例成正比。這種與溫度的強烈依賴性導致了恆星演化的後期階段，即對紅巨星階段的影響。

對於紅巨星分支上的低質量恆星，只有通過電子簡併壓力，才能防止積累在核心中的氦進一步崩塌。整個簡併核處於相同的溫度和壓力下，因此當其質量足夠大時，3 氦過程的核融合會貫穿整個核心同時進行。在壓力高到足夠解除簡併態之前，核心無法擴大以對新增產生的能量做出反應。因此，溫度升高，導致正回饋迴圈中的反應速率增加，成為失控反應。這個過程被稱為氦閃，持續幾秒鐘，但就能燃燒掉堆積在核心中 60–80% 的氦。在核心氦閃期間，該恆星產生的能量可以達到大約 1011 太陽光度，與整個星系的光度相當，然而在表面上不會立即觀察到任何影響，這是因為全部能量被用於將核心從簡併狀態提升到正常的氣態。由於核心不再是簡併態，流體靜力平衡再次建立，恆星開始在其核心 "燃燒" 氦，並在核心上方的球殼層中 "燃燒" 氫。這顆恆星進入穩定的氦燃燒階段，這一階段的持續時間約為其在主星序上所花費時間的 10%（我們的太陽預計在氦閃後將在其核心燃燒氦約 10 億年）。

對於質量更高的恆星，碳會聚集在核心，將氦轉移到周圍的殼層中，在那裡發生氦燃燒。在氦殼層中，壓力較低，質量不受電子簡併態的支持。因此，與恆星中心相反，氦殼層能夠隨著氦殼層熱壓力的增加而膨脹。膨脹使這一層冷卻並減緩反應，導致恆星再次收縮。這個過程是週期性的，經歷這一過程的恆星半徑和能量產生將週期性地變化；這些恆星在膨脹和收縮時也會失去外層的物質。

## 發現

3 氦過程高度依賴於碳 - 12 和鈹 - 8 具有比氦 - 4 稍高能量的共振。根據已知的共振，迄 1952 年，普通恆星似乎不可能產生碳以及任何較重的元素。核子物理學家威廉・福勒注意到了鈹 - 8 的共振，並且埃德溫・薩爾皮特計算了鈹 - 8、碳 - 12 和氧 - 16 核合成的反應速率時，其中就考慮了這種共振。然而，薩爾皮特計算出紅巨星在 2.108K 或更高的溫度下燃燒氦，而最近的其它工作假設紅巨星的核心溫度低至 1.1.108K。

薩爾皮特的論文順便提到了碳 - 12 中未知共振對其計算產生的影響，但作者從未進一步計算其影響。反而是天體物理學家佛萊德・霍伊爾，在 1953 年利用宇宙中存在豐富的碳 - 12 作為存在碳 - 12 共振的證據。霍伊爾能夠找到同時產生大量碳和氧的唯一方法是通過一個接近 7.68MeV 的碳 - 12 共振 3 氦過程，這也消除了爾皮特計算中的差異。

霍伊爾去了位於加州理工學院的福勒實驗室，說在碳 - 12 原子核中必須有一個 7.68MeV 的共振（有報導稱，在大約 7.5MeV 時存在激發態。) 。佛萊德・霍伊爾（Fred Hoyle）在這方面的大膽表現是驚人的，最初實驗室的核子物理學家對此持懷疑的態度。最後，一位剛從萊斯大學畢業的初級物理學家沃德・捕鯨，他正在尋找一個專案提目，結果決定尋找這個共振。福勒允許他使用一台已經不再使用，老舊的范德格拉夫起電機。霍伊爾回到劍橋後，沒幾個月，福勒的實驗室在 7.65MeV 附近發現了碳 - 12 的共振，證實了他的預測。核子物理學家沃德・捕鯨在美國物理學會的夏季會議上發表的一篇論文中，將霍伊爾列為第一作者。霍伊爾和福勒很快進行了長期而富有成效的合作，福勒甚至來到了劍橋。

最終的反應結果處在 + 0（自旋 0 和正宇稱）。由於霍伊爾狀態被預測為 0 + 或 2 + 狀態，預期電子 - 正電子對或伽瑪射線將被看到。然而，在進行實驗時，沒有觀測到伽瑪射線的反應通道，這意味著狀態必須是 0+。這種狀態完全抑制單獨的伽瑪輻射，因為每個伽瑪輻射必須帶走至少 1 [角動量算符 | 角動量單位]]。成對產生來自激發的 0 + 狀態是可能的，因為它們的組合自旋（0）可以耦合到一個反應，使它的角動量為 0。

## 不可能性和微調

## 相關條目

* 質子 - 質子鏈反應
* 碳氮氧循環

## 參考資料
三氧

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

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

## 發現

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

## 物理性質

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

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

臭氧是抗磁性的，這意味著它的電子都是成對的。

## 性狀

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

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

臭氧可利用碘化鉀來檢驗。

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

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

臭氧能氧化 CN− 
故常被用來處理電鍍工業中的含氰廢水 :

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

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

由於它的強氧化性，亦可用於消毒殺菌劑。

## 結構

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

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

## 用途與制備

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

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

三聚體的三過氧化三丙酮分解也可以產生臭氧，但反應較為劇烈，不宜使用：

　
: ${\ce {C9H18O6->O3 +3C3H6O}}$

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

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

## 臭氧對人體的影響

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

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

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

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

## 參見

* 臭氧層
* 氧
* 臭氧化反應

## 參考文獻
三氧化二氢

**過三氧化氫**也稱為「**三氧化氫**」或「**三氧化二氫**」，其化學式為「H2O3」或「HOOOH」，是氫元素的氧化物。他是一種不穩定的化合物，在水溶液中會分解為水和單線態氧：

　
:

上述反應的逆反應（向水分子中插入單線態氧原子）一般情況下由於單線態氧原子不足而速率小於正反應速率。

理論研究表明，過三氧化氫有順式和反式共兩種異構體，其中反式異構體比順式異構體更穩定。二階全活化空間微擾理論（complete active space perturbation theory of second order，CASPT2）預測結果顯示，在單激發態中，順式過三氧化氫壽命最長的激發態為 21A"，躍遷能為 167.43nm，壽命為 1.44×10-5s；而反式過三氧化氫壽命最長的激發態為 21A，其躍遷能為 165.52nm，壽命為 2.07×10-5s。

在生命系統中，臭氧是由單線態氧形成的，現在推測其原理是：臭氧是單線態氧與水產生的 H2O3 的抗體催化產物。

## 製備

過三氧化氫可由 O3 和 H2O2 的反應或水的電解少量製備。用以上兩種反應製得的過 H2O3 的量雖然較少，但已可檢測出其存在。

若需獲得大量 H2O3，則要利用有機還原劑（例如氫化偶氮苯）在有機溶劑中低溫還原 O3，H2O3 也能在有機過三氧化氫分解時產生（ROOOH）。

### 過臭氧過程

O3 與 H2O2 反應（過臭氧化）的過程也被稱為「過臭氧過程」（Peroxone process）。而 O3 與 H2O2 的混合物曾被用作含有各種有機化合物的地下水的處理劑。上述反應也能產生 H2O5 及一些環狀化合物。

## 結構

光譜學分析已指出 H2O3 分子具有曲折的結構（H-O-O-O-H），具有 C2 對稱性，其中，H2O3O-O 鍵的鍵長約為 142.8pm，略短於 H2O3 中的 146.4pm。O-H 鍵的鍵長為 96.6pm，H-O-O 鍵角為 101.9°，O-O-O 鍵角為 106.8°，H-O-O-O 二面角為 81.2°。

H2O3 還可能以多種二聚體及三聚體的形式存在。

## 酸性

H2O3 是一種弱電解質，其酸性比 H2O2 略強，在溶液中可電離產生 H+ 和 OOOH-。

## 反應

其能自發地分解為水與單線態氧。室溫下有機溶劑中的 H2O3 的半衰期約為 16min，而 H2O3 在水中的半衰期只有幾毫秒。

H2O3 能與有機硫化物反應生成亞碸，但現在對這類反應的了解仍不多。

## 存在與存在形式

由於在生命系統中 H2O3 像臭氧 / 過氧化氫混合物一樣，也能由人體內的抗體能產生，並利用其強氧化性對抗入侵的細菌等病原體。所以新近的研究認為 H2O3 是上述混合物中起抗菌作用的活性物質。生命系統中 H2O3 由免疫細胞產生的單線態氧和水反應獲得（該化學反應的方向視各物質的濃度而定）。

2005 年，H2O3 被利用微波光譜學在超音速客機中發現，其分子呈現反式構象（trans conformation），其中的 O-O 鍵短於 H2O2 中的 O-O 鍵。

計算化學方面的預測表明還可能有包含更多氧原子的鏈狀分子（或多氧化氫）存在，在低溫氣體中，甚至連具有無數個氧原子的鏈也可能存在。

在該證據支持下，一項對星際物質中的這類物質的尋找可能將會展開。

## 參考文獻
三氧化二氮

**三氧化二氮**，一種酸性氧化物，是亞硝酸的酸酐，可溶於苯、乙醚、氯仿、四氯化碳、酸鹼。 它是一種深藍色固體或液體，不穩定，常溫下在加壓時常因部分分解而變為綠色，常溫常壓下則幾乎完全分解為一氧化氮和二氧化氮。

這種化合物有時被稱為_三氧化氮_，不過這個名稱一般都用來代表硝酸根自由基（NO 
3）。

## 製取

將等量的一氧化氮和二氧化氮在低溫（-21°C）混合可以得到三氧化二氮：

　
: NO + NO2 ${\overrightarrow {\leftarrow }}$ N2O3

## 結構

兩個氮原子通過 σ 共價鍵相連，在整個分子中存在著一個五中心六電子的離域大 π 鍵。氮的氧化數為 + 3。

一般來說，氮氮單鍵的鍵長應該和聯氨 (145 pm) 接近。不過，三氧化二氮的氮氮單鍵的鍵長為 186 pm。其它的氮氧化物的氮氮單鍵鍵長也是不尋常的長，如四氧化二氮 (175 pm)。N2O3 分子是一個平面。以下顯示的尺寸來自低溫氣態 N2O3 的微波光譜:

　
: 

　
:

## 參考資料

## 外部連結

* National Pollutant Inventory - Oxides of nitrogen fact sheet
* Webelements: Compound data - dinitrogen trioxide（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* Oxides of nitrogen - synthesis and uses（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* Ivtantermo - dinitrogen trioxide table of values（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
三氧化二氯

**三氧化二氯**（Cl2O3）是一種氯氧化物。它是一種深棕色固體，於 1967 年發現，甚至在 0°C 以下也會爆炸。
它可以通過 ClO2 在低溫下光解製得，同時產生 Cl2O6、Cl2 和 O2。它的結構被認為是 OCl-ClO2，可能的異構體是 Cl-O-ClO2 等。理論上它是亞氯酸的酸酐。

## 參考資料
三氧化二溴

**三氧化二溴**是一種化合物，由溴和氧組成，化學式 Br2O3。 它是一種橙色固體，在 −40 °C 一下穩定。它的結構是 Br−O−BrO2 (溴酸溴)。
Br−O−Br 鍵的鍵角是 111.2°，Br−O−BrO2 鍵長為 1.85Å.

## 生成和反應

三氧化二溴可由溴的二氯甲烷溶液與臭氧在低溫條件下反應而成。 
它在鹼性環境下會歧化成 Br− 
 和 BrO− 
3.

## 參考資料
三氧化二硼

**三氧化二硼**（化學式：B2O3）又稱**氧化硼**，是硼最主要的氧化物。它是一種白色蠟狀固體，一般以無定形的狀態存在，很難形成晶體，但在高強度退火後也能結晶。它是已知的最難結晶的物質之一。

## 結構

玻璃狀氧化硼（g-B2O3）很可能是一種由許多三角形 BO3 單元通過共用氧原子部分有序連接而成的網絡結構，其中以硼氧相間的六元環 B3O3 占優勢。該六元環中，硼原子為三配位，氧原子為二配位。該玻璃體在 325－450 °C 時軟化，其密度隨受熱情況而有一個變化範圍。加熱時，玻璃體氧化硼結構中的無序度增加。超過 450 °C 時會產生有極性的－B＝O 基。高於 1000 °C 時，氧化硼蒸氣則全部由 B2O3 單體組成，其結構為角形的 O＝B－O－B＝O。

常壓下使液態的氧化硼在 200－250 °C 範圍內結晶，可以形成普通的六方晶系氧化硼（α-B2O3），其結構（見右圖）幾乎全部由三角形的 BO3 單元組成。

在 22000atm 和 400 °C 時，α-B2O3 轉變為高溫高壓型的單斜晶體 β-B2O3。該轉變過程類似於石英在高壓下到柯石英的轉化。除此之外，β-B2O3 也可以由液態氧化硼在 40000atm 和 600 °C 時結晶得到。

β-B2O3 的體積模量很大（K = 180 GPa）。g-B2O3 和 β-B2O3 的維氏硬度分別為 1.5GPa 和 16GPa。

## 製備

雖然硼在空氣和氧氣中燃燒都可以直接產生三氧化二硼，但三氧化二硼主要是通過硼酸脫水製取的。在 200－400 °C 對硼酸真空脫水，可以得到非常乾燥的三氧化二硼。如果在大氣中脫水，即使加熱到 1000 °C，也很難去除最後剩下的痕量水。

　
: ${\rm {H_{3}BO_{3}\rightarrow HBO_{2}+H_{2}O\,}}$

　
: ${\rm {2HBO_{2}\rightarrow B_{2}O_{3}+H_{2}O\,}}$

硼酸則可通過硼砂和硫酸共熱反應製取。

## 化學性質

氧化硼是酸性氧化物，熔融時可以溶解許多鹼性的金屬氧化物，生成有特徵顏色的玻璃狀硼酸鹽和偏硼酸鹽（玻璃）。這是硼砂珠試驗定性鑑別金屬的原理。例如：

　
: ${\rm {CuO+B_{2}O_{3}\rightarrow Cu(BO_{2})_{2}\,}}$ （藍色）

　
: ${\rm {Fe_{2}O_{3}+3B_{2}O_{3}\rightarrow 2Fe(BO_{2})_{3}\,}}$ （黃色）

氧化硼可以被鹼金屬、鋁和鎂還原為單質硼：

　
: ${\rm {B_{2}O_{3}+3Mg\rightarrow 2B+3MgO\,}}$

反應後用鹽酸處理反應混合物，MgO、B2O3 和 Mg 溶於鹽酸，過濾後得到粗硼。氧化硼在高溫時不能為碳還原（高溫下可以形成碳化硼）。高溫下氧化硼與碳和氯氣反應，可以得到三氯化硼：

　
: ${\rm {B_{2}O_{3}+3C+3Cl_{2}\rightarrow 2BCl_{3}+3CO\,}}$

600 °C 時，氧化硼與氨反應可以得到氮化硼（BN），與氫化鈣反應則得到六硼化鈣（CaB6）。

氧化硼是硼酸的酸酐，溶於水時會放出大量熱生成偏硼酸和硼酸：

　
: ${\rm {B_{2}O_{3}(s)+H_{2}O(g)\rightarrow 2HBO_{2}(g)\,}}$ ， ${\rm {\Delta H^{o}=-199.2kJ/mol\,}}$

　
: ${\rm {B_{2}O_{3}+3H_{2}O\rightarrow 2H_{3}BO_{3}\,}}$

## 應用

氧化硼可以用作：

* 製取其他硼化合物（如碳化硼）的原料；
* 製造硼矽酸鹽玻璃的原料；
* 有機合成中的酸性催化劑；
* 搪瓷、陶瓷釉料的助熔劑；
* 玻璃纖維生產過程中的添加劑；
* 製造化合物半導體（如砷化鎵、磷化鎵、砷化銦）時的液封劑等。

## 參見

* 硼酸
* 一氧化二硼
* 低氧化硼

## 參考資料
三氧化二碳

**乙二酸酐**也稱為**草酸酐**或**環氧乙烷二酮**，是一種假想的有機碳氧化物。這種化合物的分子式為 C2O3。乙二酸酐可被認為是乙二酸的酸酐或環氧乙烷的二羰基取代物。

乙二酸酐至今（直到 2011）仍未被發現。但在 1998 年，Paolo Strazzolini 等人稱他們已實現對二氧雜環己烷四酮（C4O6，可視作乙二酸的環狀二聚物）的合成。

有研究人員推測乙二酸酐可能是某些乙二酸酯熱解中產生的短暫存在的中間體。另有研究認為乙二酸酐是一些乙二醯氯的化學發光反應里的中間體。

## 參考文獻
三氧化二磷

**三氧化二磷**（化學式：P4O6）是一種由氧和磷組成的化合物。它是一種白色蠟狀有大蒜氣味的極毒晶體，在室溫下融化。雖然它的正確名稱應該是**六氧化四磷**，但以前一直以為分子結構是 P2O3，因此三氧化二磷的名稱一直沿用至今。

三氧化二磷為 Td 結構，其結構與金剛烷類似，可以看做是金剛烷中的四個叔碳被磷原子替代，而六個仲碳被氧原子替代。

## 製備

三氧化二磷由白磷在有限的氧氣中燃燒得到。該反應產率可達 50%，產物中含少量白磷，可用汞弧燈照射將白磷轉化為紅磷，然後加熱蒸出三氧化二磷而進行提純。反應的副產物還有五氧化二磷和一氧化四磷。

　
: ${\rm {P_{4}+3O_{2}\rightarrow P_{4}O_{6}\,}}$

## 化學性質

200-400°C 時在密封管中減壓加熱三氧化二磷時，三氧化二磷分解為四氧化二磷和紅磷：

　
: ${\rm {2P_{4}O_{6}\rightarrow 3P_{2}O_{4}+2P\,}}$ (紅磷)

三氧化二磷與過量冷水混合振盪反應時生成亞磷酸：

　
: ${\rm {P_{4}O_{6}+6H_{2}O\rightarrow 4H_{3}PO_{3}\,}}$

與熱水的反應複雜且較為劇烈，生成紅磷、磷化氫、亞磷酸和磷酸。

與氯、溴單質反應生成三氯氧磷和三溴氧磷。與碘反應很慢，生成紅色的產物。加壓條件下二者在四氯化碳中反應，析出橘紅色的四碘化二磷：

　
: ${\rm {5P_{4}O_{6}+8I_{2}\rightarrow 4P_{2}I_{4}+3P_{4}O_{10}\,}}$

三氧化二磷與氯化氫反應生成亞磷酸和三氯化磷：

　
: ${\rm {P_{4}O_{6}+6HCl\rightarrow 2H_{3}PO_{3}+2PCl_{3}\,}}$

P4O6 和臭氧在 195 K 下反應，形成不穩定的 P4O18。

P4O18 在 238 K 以上的溶液中分解，釋放 O2 氣體。乾燥的 P4O18 分解時會爆炸。

P4O6 也可以作為配體（性質類似於亞磷酸根），取代四羰基鎳或五羰基鐵中的羰基，形成一系列的配合物。以 P4O6·Fe(CO)4 為例，該配合物有如下圖所示的結構，其中三氧化二磷是用一個磷原子與 Fe 配位（X 射線單晶衍射數據）。

　
:

## 參見

* 三硫化四磷
* 五氧化二磷（十氧化四磷）

## 參考資料
三氧化二金

**三氧化二金**（**Au2O3**），又稱**氧化金**，是不穩定的氧化物，因為金活性非常小，很容易就會被其他活性比它大的元素搶走氧氣。三氧化二金是呈紅棕色至棕褐色的固體，不溶於水，溶於濃無機酸、冰醋酸和氰化物溶液中，對熱不穩定，會在 160℃時分解，250 °C 時則完全分解為相應的單質（元素）：

　
: ${\rm {2Au_{2}O_{3}\rightarrow 4Au+3O_{2}\,}}$

三氧化二金的水合物也稱為氫氧化金 (Ⅲ)，是通過含 Au3+ 溶液與鹼作用製得的黃棕色沉澱。它有弱酸性，可以溶於濃鹼溶液中，生成 [Au (OH)4]−。

## 製備

**三氧化二金**可藉由將三氯化金與碳酸鈉水溶液混合後再脫水製得：

2 AuCl3 + 3 Na2CO3 + x H2O → Au2O3 ‧ x H2O + 6 NaCl + 3 CO2 ↑

Au2O3 ‧ x H2O → Au2O3 + X H2O ↑

將氫氧化金 (Ⅲ) 加熱到 140－150 °C 至恆重或在 60 °C 時用碳酸鈉中和氯金酸也可得到**三氧化二金**。

250 °C 和 30MPa 壓力下，在密封石英管中混合加熱無定形的含水三氧化二金、高氯酸與鹼金屬高氯酸鹽，便可以製得無水的三氧化二金。

## 參見

* 三氟化金、三氯化金、三溴化金
* 氫氧化金 (III)
* 氧化亞金

## 參考資料

## 外部連結

* 氧化金 (Ⅲ) 和氯氧化金 (Ⅲ) 的結構（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
三氧化二釤

**三氧化二釤**（化學式：**Sm2O3**），又稱**氧化釤 (III)**，是釤的氧化物。它是在 1879 年由保羅・埃米爾・勒科克・德布瓦博德蘭在鈮釔礦里發現的。

## 製備

三氧化二釤可藉由直接加熱釤至 150℃時製得：

　
: 4 Sm + 3 O2 → 2 Sm2O3

三氧化二釤也可藉由加熱碳酸釤、硝酸釤、草酸釤後製得。以碳酸釤的熱分解為例：

　
: Sm2(CO3)3 → Sm2O3 + 3 CO2 ↑

## 化學性質

三氧化二釤與鹽酸反應後，生成三氯化釤與水：

　
: Sm2O3 + 6 HCl → 2 SmCl3 + 3 H2O

## 用途

三氧化二釤可以製成吸收紅外線的特殊玻璃。此外，它在核反應爐中可以吸收中子。它也可以用來合成其它釤鹽，例如硫化釤。

## 參考資料
三氧化二釹

**三氧化二釹**（化學式：**Nd2O3**），又稱**氧化釹（Ⅲ）** ，是釹的 + 3 價氧化物。它是淡藍色的潮解性六方結晶，難溶於水，能溶於酸。被誤認為是化學元素的稀土混合物 didymium 含有三氧化二釹。

## 製備

三氧化二釹可以由氮化釹或氫氧化釹在空氣燃燒而成。

## 用途

三氧化二釹可以用來製作塗料玻璃，包括太陽眼鏡、製造固態雷射、以及為玻璃和搪瓷塗色 一些含釹塗料玻璃吸收黃光和綠光，所以是紫色的，也可以用於焊接護目鏡。 一些含釹塗料玻璃是雙色性的，也就是會隨著光照而改變顏色。 一種以礦物 alexandrite 命名的玻璃在陽光下為藍色，在人造光源下為紅色。全世界每年生產約 7000 噸的**三氧化二釹**，可用來染色玻璃和陶瓷材料，製取光學玻璃和雷射元件。三氧化二釹也可以用做聚合反應的催化劑。

## 參見

* 釹
* 氧化物

## 參考資料
三氧化二鈥

**氧化鈥**，又稱**三氧化二鈥**，化學式 Ho2O3，是稀土元素鈥與氧元素組成的化合物，與氧化鏑並為已知順磁性最強的物質之一。氧化鈥是氧化鉺礦物的成分之一。天然狀態下，氧化鈥常與鑭系元素的三價氧化物共存，需要專門方法才能將其分離。氧化鈥可用於製備特殊顏色的玻璃。含有氧化鈥的玻璃和溶液的可見吸收光譜有一系列尖銳的峰，因此傳統上用作分光光譜儀校準用標準。

## 性質

### 外觀

依光照條件，氧化鈥有相當顯著的顏色變化。日光照射下為淺黃色，三原色光源下，呈強橘紅色，與同樣光照下的氧化鉺幾乎無法區分，這與它的明銳的磷光發射帶有關
。氧化鈥具有寬達 5.3 eV 的帶隙，因此，本應無色。氧化鈥的黃色是大量的晶格缺陷（比如氧空位）和 Ho3+ 的內轉換造成的。

### 晶體結構

氧化鈥晶體屬於立方晶系，但結構更為複雜，每個單胞有許多原子，晶格常數較大，為 1.06 nm。這種結構是重稀土元素的氧化物的典型結構，比如 Tb2O3, Dy2O3, Er2O3, Tm2O3, Yb2O3 和 Lu2O3。氧化鈥的熱膨脹係數相對較大，達 7.4 µm/°C。

### 反應

氧化鈥與鹽酸或氯化銨反應，生成氯化鈥：

　
: Ho2O3 + 6 NH4Cl → 2 HoCl3 + 6 NH3 + 3 H2O

## 歷史

鈥（_Holmia_，為斯德哥爾摩的拉丁名）是 1878 年由馬克・德拉方丹和雅克 - 路易斯・索雷發現的，他們當時注意到一種未知元素的異常的吸收光譜帶。1878 年末，佩爾・特奧多爾・克里夫也在氧化鉺研究中獨立發現了這種元素。

利用化學家卡爾・古斯塔夫・莫桑德發展的方法，克里夫清理出了氧化鉺中的雜質，雜質中有棕色和綠色兩種雜質，他把棕色物質以其家鄉斯德哥爾摩命名為「鈥」（holmia），把綠色物質命名為「銩」（thulia）。後來發現，他分離出的其實分別是氧化鈥和氧化銩。

## 礦體賦存

氧化鈥以痕量存在於矽鈹釔礦、磷鈰鑭礦和其他稀土礦中。鈥金屬在空氣中會立即氧化，因此天然鈥與鈥是同意語。鈥在地球上的豐度為 1.4 mg/kg，各元素中排第 56 位。鈥礦主要分布中國、美國、巴西、印度、斯里蘭卡和澳大利亞，總儲量估算為 400,000 噸。

## 工業生產

氧化鈥典型的提取過程簡述如下：礦物壓碎研磨。反覆使用電磁選礦法，從磷鈰鑭礦中把氧化鈥分離出來。選礦之後，用熱的濃硫酸處理，產生可溶於水的幾種稀土元素的硫酸鹽。酸性濾液用氫氧化鈉部分中和至 pH 值在 3-4 之間。釷會以氫氧化物的形式沉澱出來。然後，溶液以草酸銨處理，把稀土鹽轉化為不溶的草酸鹽。通過退火，草酸鹽轉化為氧化物，將氧化物溶於硝酸，主要成分鈰的氧化物不溶於硝酸，這樣就把鈰分離了出來。

將氧化鈥從稀土元素里分離出來的最高效的方法是離子交換法。稀土離子被吸附到合適的離子交換樹脂上，然後用合適的絡合劑，如檸檬酸銨或氨三乙酸，把稀土離子選擇性沖洗出來。

## 應用

氧化鈥可用作蘇聯鑽和玻璃的黃、紅著色劑。含有氧化鈥的玻璃和氧化鈥溶液（常為高氯酸溶液）在 200-900 nm 範圍內的光譜有明銳的吸收峰，因此可用作光譜儀校準用標準，並且已經商業化。如其他稀土元素一樣，氧化鈥也用作特種催化劑、磷光體和雷射材料。鈥雷射波長約為 2.08 μm，可以是脈衝也可以是連續光。這種雷射對眼無害，可用於醫學、光學雷達、風速測量和大氣監測。

## 對健康的影響

氧化鈥不是太危險，但反覆過量接觸會引起肉芽腫瘤和血紅蛋白血症。氧化鈥具有低口服毒性、皮膚毒性和吸入毒性，無刺激性。口服半數致死量大於 1g 每千克體重。

## 參考資料
三氧化二鉍

**三氧化二鉍**是一種無機化合物，化學式為 Bi2O3，是鉍最重要的化合物之一，雖然三氧化二鉍可以從天然的鉍華（一種礦物）取得，但是它主要的來源通常是煉銅或鉛時的副產物，或直接燃燒鉍（藍色火焰）得到。

## 製備

三氧化二鉍可以通過干法或濕法製備。

干法通常是熔化鉍，在反應爐中通入高壓的純氧，使之燃燒得到。或者在常溫下，用鉍鹽和氫氧化鈉在有分散劑的條件下固相反應得到。

濕法在溶液中反應，如在強鹼中，Bi3+ 被直接轉換為 Bi2O3。也有文獻利用兩步反應得到氧化鉍，如用濃度較低的 NaOH 溶液和 Bi (NO3)3 反應，先沉澱出鹼式硝酸鉍，洗滌沉澱，再用 NaOH 轉化為 Bi2O3；又如先用氨水和硝酸鉍溶液反應，沉澱出氫氧化鉍，再灼燒進而得到 Bi2O3。

## 物理性質

三氧化二鉍為淡黃色熱色性固體，加熱時變為橙色，繼續加熱變為紅棕色，冷卻時恢復顏色。它通常以 α、β、γ 和 δ 這 4 種晶型存在，其中 α 型低溫穩定，在 724℃轉變為 δ 型。ε 型和 ω 型也有報導。

## 化學性質

Bi2O3 可溶於酸，不溶於鹼。和酸反應生成鉍鹽：

　
: Bi2O3 + 6 HNO3 → 2 Bi(NO3)3 + 3 H2O

Bi2O3 和 NaOCl 反應，可以得到一種棕褐色物質，可能是 Bi2O5。

Bi2O3 可以被大部分還原劑還原，如 C、CH4 等。

一些材料上用的 Bi2O3 薄膜具有電致變色現象，發生的化學反應為：

　
: Bi2O3（透明） + _x_ Li+ + _x_ e- ↔ LixBi2O3（暗棕色）

## 應用

三氧化二鉍可以應用於電子陶瓷粉體材料、電解質材料、光電材料、高溫超導材料和催化劑等領域。

## 參考資料
三氧化二鉕

**三氧化二鉕**（化學式：**Pm2O3**），又稱**氧化鉕 (III)**，是鉕最常見的氧化物，有放射性。

## 製取

三氧化二鉕可由加熱分解草酸鉕、碳酸鉕和氫氧化鉕製得。加熱分解硫酸鉕和硝酸鉕也可得到三氧化二鉕，但所需的溫度較高。

和多數稀土元素相似，鉕一旦暴露在空氣中便會氧化生成相應的 + 3 價氧化物：

　
: 4 Pm + 3 O2 → 2 Pm2O3

## 參考文獻

1. 易憲武，黃春輝，王慰（1998 年 9 月）．《無機化學叢書》第七卷 鈧稀土元素．北京：科學出版社．頁 215．書號 03-002323-4．
三氧化二鉻

**三氧化二鉻**是一個無機氧化物，化學式為 Cr2O3，其中的鉻為 + 3 氧化態。三氧化二鉻是常見的鉻氧化物之一，用於製取其他鉻化合物。

## 結構

Cr2O3 晶體結構與 Al2O3 類似，氧原子為立方緊密堆積結構，鉻占 2/3 的八面體空隙。它在 307K（奈爾溫度）下呈反鐵磁性。

## 化學性質

### 和金屬的反應

三氧化二鉻與鋁粉的混合物點燃會發生鋁熱反應，生成單質鉻及三氧化二鋁。該反應與以 Fe2O3 和 Fe3O4 作反應物的傳統鋁熱反應不同，只會發出耀眼的光，而火花、煙霧及聲音很少。

### 和非金屬的反應

三氧化二鉻亦可被非金屬還原，和碳反應，產生鉻單質並放出碳的氧化物：

　
: Cr2O3 + 3 C → 2 Cr + 3 CO

　
: 2 Cr2O3 + 3 C → 4 Cr + 3 CO2

和硼反應部分被還原：

　
: 2 Cr2O3 + 7 B → CrB + Cr3B2 + 2 B2O3

和氯在 440℃反應形成三氯化鉻：

　
: 2 Cr2O3 + 6 Cl2 → 4 CrCl3 + 3 O2

### 和酸、鹼的反應

Cr2O3 為兩性氧化物，溶於酸生成鉻 (III) 離子，與鹼共熔生成亞鉻酸鹽（CrO2−）。

三氧化二鉻和濃硝酸的反應會生成二氧化鉻：

　
: Cr2O3 + 2 HNO3 → 2 CrO2 + 2 NO2 + H2O

和更強的氧化劑，如過錳酸反應，則被氧化為三氧化鉻。

和硫化氫加熱反應，產生硫化鉻：

　
: Cr2O3 + 3 H2S → Cr2S3 + 3 H2O

## 生產及應用

三氧化二鉻是許多鉻化合物及鉻錯合物受熱分解的最終產物，鉻酸鹽及重鉻酸鹽在還原劑存在下灼燒也會得到三氧化二鉻。

三氧化二鉻主要以鉻鐵礦（Fe (CrO2)2）為原料製取。工藝中先將鉻鐵礦氧化為重鉻酸鈉（Na2Cr2O7），再用碳或硫單質還原，即可得到三氧化二鉻。

水合三氧化二鉻是鉻綠色料的主要成分。

## 參考資料

## 外部連結

* 鉻 (III) 化合物資料
三氧化二銅

**三氧化二銅**是一種無機化合物，其化學式為 Cu2O3。其為紅色晶體，不溶於水，在常溫及乾燥狀態下穩定。

其為銅酸鹽高溫超導體的成分，如 YBa2Cu3O7-δ。三價銅在離子環境下通常變得穩定，如在六氟合銅 (III) 酸鉀中。

## 獲取

在低溫下於鹼性溶液中可以過硫酸鉀或過磷酸二氫鉀來氧化氫氧化銅：

　
: ${\mathsf {2Cu(OH)_{2}+K_{2}S_{2}O_{8}+2KOH\ {\xrightarrow {-23^{o}C}}\ Cu_{2}O_{3}+2K_{2}SO_{4}+3H_{2}O}}$

　
: ${\mathsf {2Cu(OH)_{2}+KH_{2}PO_{5}+2KOH\ {\xrightarrow {-23^{o}C}}\ Cu_{2}O_{3}+K_{3}PO_{4}+4H_{2}O}}$

## 化學性質

在 75°C 或以上會分解：

　
: ${\mathsf {2Cu_{2}O_{3}\ {\xrightarrow {75^{o}C}}\ 4CuO+O_{2}\uparrow }}$

在鹼性溶液中與高碘酸鉀加熱會產生反應，形式暗紅色溶液：

　
: ${\mathsf {Cu_{2}O_{3}+4KIO_{4}+10KOH\ {\xrightarrow {}}\ 2K_{5}[Cu(HIO_{6})_{2}]+4H_{2}O}}$

## 參考

* Chemical encyclopedia / Editorial Board .: Knuniants IL etc. .. - M.: Soviet Encyclopedia, 1990 - V. 2 - 671 s. - ISBN 978-5-85270-035-3.
* R. Ripa, Chetyanu I. Inorganic Chemistry. Chemistry of Metals. - M.: Mir, 1972 - V. 2 - 871 s.
三氧化二銪

**三氧化二銪**（化學式：**Eu2O3**），又稱**氧化銪**、**氧化銪 (III)**，是銪最穩定的氧化物。

## 性質

三氧化二銪是一種吸濕性的白色至粉紅色固體，無臭，幾乎不溶於水。 它是單斜晶系的。

## 用途

三氧化二銪受到紫外光照射時，會發出紅光， 可用作鈔票的防偽特徵。 通過被銪金屬和二氧化矽在 1100 °C 下反應，可以得到矽酸銪 (II)。

## 參見

* 銪
* 氧化物
* 氧化亞銪

## 參考資料
三氧化二銻

**三氧化二銻**（化學式：Sb2O3）是一種無機化合物。天然產物稱銻華，俗稱銻白。

## 結構

三氧化二銻是白色立方晶系晶體，分子組成為 Sb4O6，具有四面體構型，鍵長為（Sb-O）220pm±10pm。在 570℃轉變為正交晶系，為三角錐形無限鏈狀結構，鍵長（Sb-O）200pm，鍵角（∠OSbO）81°、93°、99°。

## 性質

### 物理性質

三氧化二銻的密度是 5.19g/cm3（立方晶系），5.7g/cm3（正交晶系），沸點為 1425°C，難溶於水。

### 化學性質

三氧化二銻可溶於濃酸或鹼金屬氫氧化物溶液。

　
: Sb2O3 + 6 HCl → 2 SbCl3 + 3 H2O

也可以溶於酒石酸或酒石酸鉀：

　
: Sb2O3 + 2 KHC4H4O6 — 煮沸→ 2 K(SbO)C4H4O6 + H2O

 
和碳酸鈉反應，產生 NaSbO2，並放出二氧化碳。

高溫下可以被碳還原：

　
: Sb2O3 + 3 C — 高溫→ 2 Sb + 3 CO

## 製法

三氯化銻 SbCl3 加水生成 Sb4Cl2O5：

　
: $\ 4SbCl_{3}+5H_{2}O\to Sb_{4}Cl_{2}O_{5}+10HCl$

再加碳酸鈉 Na2CO3 溶液，然後在 500°C 加熱即可：

　
: $\ Sb_{4}Cl_{2}O_{5}+Na_{2}CO_{3}\to 2Sb_{2}O_{3}+CO_{2}+2NaCl$

除了以上方法之外，還有更直接的方法：在空氣中灼燒銻或三硫化二銻 (Sb2S3)，都能得到氧化銻 (III)。

　
: $\ 4Sb+3O_{2}\to 2Sb_{2}O_{3}$

　
: $\ 2Sb_{2}S_{3}+9O_{2}\to 2Sb_{2}O_{3}+6SO_{2}$

讓水蒸氣和紅熱的銻反應亦能得到氧化銻 (III)。

## 用途

白色顏料、油漆和塑料中間加入起顏料和阻燃的作用。

## 參考資料
三氧化二鎦

**三氧化二鎦**（化學式：**Lu2O3**），又稱**氧化鎦（Ⅲ）** ，是鎦最常見的氧化物，可用來製造有特殊需求的玻璃。

## 製備

和其他的稀土元素一樣，三氧化二鎦可藉由直接將純鎦置於空氣中使其氧化得到：

　
: 4 Lu + 3 O2 → 2 Lu2O3

它也可由草酸鎦、氫氧化鎦、硫酸鎦、硝酸鎦等化合物加熱分解得到。

## 參見

* 鎦
* 三氯化鎦
三氧化二鎵

**氧化鎵**是鎵最穩定的氧化物，化學式為 Ga2O3，是一種白色的晶體粉末，具有兩性。它是作為製造半導體器件的一部分。

## 製備

氧化鎵可以通過在空氣中加熱金屬鎵或在 200~250℃熱分解硝酸鎵得到。氧化鎵有五種形態 ——α, β, γ, δ 和 ε，其中 β-Ga2O3 是最穩定的形態。

* β-Ga2O3 可以通過在 1000℃加熱硝酸鎵、乙酸鎵、草酸鎵或其它有機衍生物得到。通過氣相沉積法在 980℃也能製得 β-Ga2O3。

　
: : 2 C + Ga2O3 → Ga2O + 2 CO

　
: Ga2O3 + 3 C → 2 Ga + 3 CO

　
: 2 Ga2O + 2 O2 → 2 Ga2O3

　
: 4 Ga + 3 O2 → 2 Ga2O3

* α-Ga2O3 可以通過在 65 kbar 與 1100℃加熱 β-Ga2O3 得到。其水合物可以通過在 500℃分解沉澱並老化的氫氧化鎵得到。
* γ-Ga2O3 通過在 400~500℃迅速加熱氫氧化鎵凝膠得到。多晶體可以通過直接的溶劑熱反應製備。
* δ-Ga2O3 由 Ga (NO3)3 在 250˚C 熱分解得到。
* ε-Ga2O3 可以通過 550℃短暫加熱 δ-Ga2O3 30 分鐘得到。

## 化學性質

氧化鎵可以和鹼金屬氧化物在高溫反應，產生偏鎵酸鹽，如 NaGaO2；和 Mg、Zn、Co、Ni、Cu 的氧化物加熱形成尖晶石型晶體，如 MgGa2O4。
它溶於鹼金屬氫氧化物溶液，形成 Ga(OH)− 
4 羥基配離子。

它和氯化氫氣體在氬氣氣氛中反應，生成無水三氯化鎵 GaCl3：

　
: Ga2O3 + 6 HCl → 2 GaCl3 + 3 H2O

和氟氣反應，產生無水氟化鎵；溶於 50% 氫氟酸，生成氟化鎵的三水合物：

　
: Ga2O3 + 6 HF → 2 GaF3·3H2O

它可以被氫氣還原為氧化亞鎵（一氧化鎵）Ga2O，也可以被單質鎵還原：

　
: Ga2O3 + 2 H2 → Ga2O + 2 H2O

　
: Ga2O3 + 4 Ga → 3 Ga2O

## 參考文獻
三氧化二鐠

**三氧化二鐠**（化學式：**Pr2O3**），又稱**氧化鐠（Ⅲ）** ，是稀土元素鐠的倍半氧化物。它是黃綠色固體，難溶於水和鹼液，但可溶於強無機酸溶液中。固體屬六方晶系，金屬離子配位數為 7，有 6 個氧原子占據八面體的六個角，第七個氧原子則處於八面體的一個面中心。

鐠最穩定的氧化物是十一氧化六鐠（Pr6O11），一般簡稱為氧化鐠。

## 製備

三氧化二鐠只有在高溫下還原十一氧化六鐠才能得到，不能由鐠在空氣中燃燒製備。

## 用途

三氧化二鐠每年約生產 2500 噸，它除了可作為玻璃或陶瓷的染色劑外，還可以用來製造有特殊需求的玻璃。

## 參見

* 鐠
* 二氧化鐠
* 十一氧化六鐠

## 參考資料
三氧化二鐵

**三氧化二鐵**，或稱**氧化鐵**，化學式 Fe2O3，是鐵鏽和赤鐵礦的主要成分。鐵鏽的主要成因是鐵金屬在雜質碳的存在下，與環境中的水份和氧氣反應，鐵金屬便會生鏽。

## 性質

### 化學性質

#### 鋁熱反應

鋁與氧化鐵和氯酸鉀組成的鋁熱劑混合後由鎂條點燃，放出大量的熱，生成氧化鋁和鐵。請注意：此化學反應將造成爆炸。

$$
{\rm {2Al+Fe_{2}O_{3}{\xrightarrow {\Delta }}Al_{2}O_{3}+2Fe}}
$$

#### 碳還原性

氧化鐵可以與碳混合後加熱，生成鐵和二氧化碳。
工業上常用焦炭和焦炭不完全燃燒產生的 CO 還原赤鐵礦，以產生生鐵（含 0.03%-2% 的碳）。

$$
{\rm {2Fe_{2}O_{3}+3C{\xrightarrow {\Delta }}4Fe+3CO_{2}\uparrow }}
$$

$$
{\rm {Fe_{2}O_{3}+3CO{\xrightarrow {\Delta }}2Fe+3CO_{2}\uparrow }}
$$

## 加速氧化成因

* 離子化合物和水的存在：如果鐵金屬接觸到離子濃度高的水溶液，鐵金屬便會生銹。因為離子化合物是電解質，會促進金屬中電子的釋放，導致生鏽。例如近海區域有海水微滴，海水含有氯化鈉，氯化鈉是離子化合物，會令鐵金屬快速氧化。即便只有水，也會很快吸附空氣中的二氧化碳等酸性氣體，加速氧化。此外，很多不鏽鋼通過形成保護性氧化層，從而對形成氧化物有很好的抵抗作用，但對形成氯化物的抵抗能力卻比較差。
* 酸性化合物的存在：工廠會排出酸性氣體，這些酸性氣體會令鐵金屬生銹。因為酸性氣體與空氣中的水分結合會變成電解質。
* 高溫：溫度較高時，鐵金屬便會生銹。
* 經刮擦或凹凸扭曲的表面：若鐵金屬被刮擦或凹凸扭曲，鐵金屬便會生銹。因為凹凸表面容易積聚電子。
* 與活潑性較低的金屬接觸：若鐵金屬與活潑性較低的金屬接觸（例如錫和銅），鐵金屬便會生銹。

## 防止氧化

* 塗上油漆，塑料，油，油脂
* 覆蓋其他金屬，例如鋅等

## 檢驗氧化程度

利用鐵氰化鉀與酚酞混合得到鐵鏽指示劑，遇到 Fe2+ 離子會變藍色（普魯士藍），檢驗氧化金屬的氧化程度。
用色度計分析深藍色的 Fe4 [Fe (CN) 6] 3，可以算出起始的 Fe2 + 離子的物質的量。

## 用途

### 礦業

礦工利用包含氧化鐵的赤鐵礦來煉鐵，以製備鋼鐵、合金等。

### 顔料

氧化鐵帶紅色，常被人們拿來做顔料。威尼斯紅、赭石等顔料裏面的主要成分為氧化鐵。

## 參看

* 赤鐵礦
* 威尼斯紅（氧化鐵顏料）

## 參考資料

* [港] 鍾皓湄．《21 世紀化學 1A》．ISBN 962-372-769-0．
* 粵教版初中化學教科書 ISBN 978-7-107-24498-8
三氧化二鑀

**三氧化二鑀**是一種人工合成的放射性無機化合物，是鑀的氧化物，化學式為 Es2O3。

## 制備

由於所有鑀的同位素都是由人工合成，半衰期最長也只有約 471 天 16 時 48 分鐘，所以**三氧化二鑀**只能人工合成，沒有天然資源。

要制備**三氧化二鑀**必須先合成鑀原子，然後收集鑀原子，製取鑀的單質，單質鑀與氧氣化合時產生七氧化四鑀，因此**三氧化二鑀**可能無法使用單質化合來製備，但它可以透過氫氣還原七氧化四鑀而反應生成**三氧化二鑀**:

　
: ${\rm {\ Es_{4}O_{7}+H_{2}\rightarrow 2Es_{2}O_{3}+H_{2}O}}$

不過鑀最穩定的同位素半衰期只有 472 天，當半衰期到時可能會產生三氧化二鉳、三氧化二鉲、三氧化二鐨或是爆炸性崩解為氧氣和半衰產物。

## 性質

**三氧化二鑀**是一種無色固體，立方晶系的晶格參數為 1076.6± 0.6 pm，Es3+ 離子半徑計算為 92.8pm。，也有氧化鑭結構的晶體。

## 參考文獻

* Richard G. Haire: Einsteinium, in: Lester R. Morss, Norman M. Edelstein, Jean Fuger (Hrsg.): _The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements_, Springer, Dordrecht 2006; ISBN 1-4020-3555-1, S. 1577–1620; doi:10.1007/1-4020-3598-5\_12.
* Einsteinium (III)-oxid bei www.webelements.com.（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
三氧化二钆

**氧化釓**，化學式 Gd2O3。

## 性質

白色無味無定形粉末，不溶於水，溶於酸。露置於空氣中時易吸收空氣中的水分和二氧化碳而變質。

## 製備

以獨居石或混合稀土礦為原料，經萃取等純化步驟，製得釤釓混合稀土溶液。用草酸沉澱出草酸釓，經分離、烘乾、灼燒，製得氧化釓。

　
: ${\rm {\ Gd_{2}(C_{2}O_{4})_{3}\rightarrow Gd_{2}O_{3}+3CO_{2}+3CO}}$

## 用途

用作釔鋁和釔鐵石榴石摻入劑、醫療器械中的增感螢光材料、核反應爐控制材料、金屬釓的製取原料、制磁泡材料和光學稜鏡添加劑等。

## 參考資料
三氧化二钇

**氧化釔**是一種無機化合物，化學式為 Y2O3。它是一種白色粉末，難溶於水，易溶於酸。

## 性質

白色粉末。不溶於水和鹼，溶於酸和醇。露置於空氣中時易吸收二氧化碳和水而變質。

## 製備

以褐釔鈮礦為原料，經提純得到富釔稀土，經直接濃縮、過濾、灼燒，製得氧化釔。

　
: ${\rm {\ Y_{2}(C_{2}O_{4})_{3}\rightarrow Y_{2}O_{3}+3CO_{2}+3CO}}$

## 用途

氧化釔是最重要的釔化合物，廣泛用於摻銪釩酸釔、摻銪氧化釔等材料的製造之中，此類材料可用作彩色電視機顯像管紅色螢光粉。它還用於製造單晶、釔鋁釹石榴石和釔鐵石榴石等複合氧化物，這些複合氧化物有高頻性能好的特點，用作微波用磁性材料及用於軍事通訊工程中。此外，氧化釔也用作陶瓷材料添加劑、高級光學玻璃添加劑制高溫透明玻璃，以及用於製造高壓水銀燈、雷射、儲存元件等的泡磁區材料，薄膜電容器和特種耐火材料等。無機合成中，氧化釔用於合成其他釔化合物如三氯化釔（通過與濃鹽酸和氯化銨反應而得）、高溫超導材料如釔鋇銅氧等。

## 參考資料
三氧化二钒

**三氧化二釩**是一種無機化合物，化學式 V2O3。它是一種黑色固體，是由 V2O5 被氫氣或一氧化碳還原而成。 它是一種鹼性氧化物，可溶於酸中，生成釩（III）配合物的溶液。 V2O3 有著剛玉的構型。 它具有反鐵磁性，臨界溫度為 160K。 在此溫度下，三氧化二釩的電導率會突然發生從金屬到絕緣的變化。 

在空氣中，三氧化二釩會逐漸氧化成靛色的 V2O4。

它在稀有礦物三方氧釩礦中存在。

## 參考資料
三氧化二钛

**三氧化二鈦**（Ti2O3）是一種鈦的氧化物。金屬鈦與二氧化鈦在 1600°C 下反應可得三氧化二鈦。 
Ti2O3 與剛玉（α-Al2O3）結構相似。它可以與氧化性酸反應。它能導電，200°C 以下為半導體，超過此溫度即為電子導電（類似於金屬）。

## 參考資料
三氧化二钪

**氧化鈧**（化學式：**Sc2O3**），是鈧最常見的氧化物。它是不溶於水的白色粉末，易溶於熱酸，但經高溫灼燒的氧化鈧較難溶解。

## 製備

氧化鈧可藉由直接燃燒鈧而得：

　
: 4 Sc + 3 O2 → 2 Sc2O3

含揮發基的鈧化合物經氧化灼燒也可以生成氧化鈧。

## 反應

氧化鈧加熱時會和酸反應，形成對應的產物。舉個例子，氧化鈧在無水 HCl 中加熱時會生成 ScCl3·_n_H2O。它可以通過 NH4Cl 脫水，再把混合的 NH4Cl 通過 300-500 °C 時的升華排除。 NH4Cl 的存在是必要的，因為直接烘乾 ScCl3·_n_H2O 會形成氯氧化物。

　
: Sc2O3 + 6 HCl + _x_ H2O → 2 ScCl3·_n_H2O + 3 H2O

　
: ScCl3·_n_H2O + _n_ NH4Cl → ScCl3 + _n_ H2O + _n_ NH4Cl

類似的，氧化鈧和三氟甲磺酸反應會形成三氟甲磺酸鈧 (Sc (OTf)3·_n_H2O) 。

## 天然存在

不純的氧化鈧存在於 kangite 中。

## 參見

* 氟化鈧
* 氯化鈧
* 硫化鈧
* 硝酸鈧

## 參考資料

## 擴展閱讀
三氧化二钬

**氧化鈥**，又稱**三氧化二鈥**，化學式 Ho2O3，是稀土元素鈥與氧元素組成的化合物，與氧化鏑並為已知順磁性最強的物質之一。氧化鈥是氧化鉺礦物的成分之一。天然狀態下，氧化鈥常與鑭系元素的三價氧化物共存，需要專門方法才能將其分離。氧化鈥可用於製備特殊顏色的玻璃。含有氧化鈥的玻璃和溶液的可見吸收光譜有一系列尖銳的峰，因此傳統上用作分光光譜儀校準用標準。

## 性質

### 外觀

依光照條件，氧化鈥有相當顯著的顏色變化。日光照射下為淺黃色，三原色光源下，呈強橘紅色，與同樣光照下的氧化鉺幾乎無法區分，這與它的明銳的磷光發射帶有關
。氧化鈥具有寬達 5.3 eV 的帶隙，因此，本應無色。氧化鈥的黃色是大量的晶格缺陷（比如氧空位）和 Ho3+ 的內轉換造成的。

### 晶體結構

氧化鈥晶體屬於立方晶系，但結構更為複雜，每個單胞有許多原子，晶格常數較大，為 1.06 nm。這種結構是重稀土元素的氧化物的典型結構，比如 Tb2O3, Dy2O3, Er2O3, Tm2O3, Yb2O3 和 Lu2O3。氧化鈥的熱膨脹係數相對較大，達 7.4 µm/°C。

### 反應

氧化鈥與鹽酸或氯化銨反應，生成氯化鈥：

　
: Ho2O3 + 6 NH4Cl → 2 HoCl3 + 6 NH3 + 3 H2O

## 歷史

鈥（_Holmia_，為斯德哥爾摩的拉丁名）是 1878 年由馬克・德拉方丹和雅克 - 路易斯・索雷發現的，他們當時注意到一種未知元素的異常的吸收光譜帶。1878 年末，佩爾・特奧多爾・克里夫也在氧化鉺研究中獨立發現了這種元素。

利用化學家卡爾・古斯塔夫・莫桑德發展的方法，克里夫清理出了氧化鉺中的雜質，雜質中有棕色和綠色兩種雜質，他把棕色物質以其家鄉斯德哥爾摩命名為「鈥」（holmia），把綠色物質命名為「銩」（thulia）。後來發現，他分離出的其實分別是氧化鈥和氧化銩。

## 礦體賦存

氧化鈥以痕量存在於矽鈹釔礦、磷鈰鑭礦和其他稀土礦中。鈥金屬在空氣中會立即氧化，因此天然鈥與鈥是同意語。鈥在地球上的豐度為 1.4 mg/kg，各元素中排第 56 位。鈥礦主要分布中國、美國、巴西、印度、斯里蘭卡和澳大利亞，總儲量估算為 400,000 噸。

## 工業生產

氧化鈥典型的提取過程簡述如下：礦物壓碎研磨。反覆使用電磁選礦法，從磷鈰鑭礦中把氧化鈥分離出來。選礦之後，用熱的濃硫酸處理，產生可溶於水的幾種稀土元素的硫酸鹽。酸性濾液用氫氧化鈉部分中和至 pH 值在 3-4 之間。釷會以氫氧化物的形式沉澱出來。然後，溶液以草酸銨處理，把稀土鹽轉化為不溶的草酸鹽。通過退火，草酸鹽轉化為氧化物，將氧化物溶於硝酸，主要成分鈰的氧化物不溶於硝酸，這樣就把鈰分離了出來。

將氧化鈥從稀土元素里分離出來的最高效的方法是離子交換法。稀土離子被吸附到合適的離子交換樹脂上，然後用合適的絡合劑，如檸檬酸銨或氨三乙酸，把稀土離子選擇性沖洗出來。

## 應用

氧化鈥可用作蘇聯鑽和玻璃的黃、紅著色劑。含有氧化鈥的玻璃和氧化鈥溶液（常為高氯酸溶液）在 200-900 nm 範圍內的光譜有明銳的吸收峰，因此可用作光譜儀校準用標準，並且已經商業化。如其他稀土元素一樣，氧化鈥也用作特種催化劑、磷光體和雷射材料。鈥雷射波長約為 2.08 μm，可以是脈衝也可以是連續光。這種雷射對眼無害，可用於醫學、光學雷達、風速測量和大氣監測。

## 對健康的影響

氧化鈥不是太危險，但反覆過量接觸會引起肉芽腫瘤和血紅蛋白血症。氧化鈥具有低口服毒性、皮膚毒性和吸入毒性，無刺激性。口服半數致死量大於 1g 每千克體重。

## 參考資料
三氧化二钴

**三氧化二鈷**（Co2O3），是鈷的黑色氧化物，常用於玻璃、陶磁製品的上彩，也就是知名的鈷藍色，此種特製鈷藍玻璃亦用於精細的玻璃加工業中做為濾光眼鏡以去除熱玻璃所發出的鈉黃光，讓操作員更能看清楚玻璃的細節。

## 製備

可利用次氯酸鈉作為氧化劑，把氧化亞鈷氧化後得三氧化二鈷。

## 參見

* 氧化亞鈷
* 四氧化三鈷

## 參考資料
三氧化二铁

**三氧化二鐵**，或稱**氧化鐵**，化學式 Fe2O3，是鐵鏽和赤鐵礦的主要成分。鐵鏽的主要成因是鐵金屬在雜質碳的存在下，與環境中的水份和氧氣反應，鐵金屬便會生鏽。

## 性質

### 化學性質

#### 鋁熱反應

鋁與氧化鐵和氯酸鉀組成的鋁熱劑混合後由鎂條點燃，放出大量的熱，生成氧化鋁和鐵。請注意：此化學反應將造成爆炸。

$$
{\rm {2Al+Fe_{2}O_{3}{\xrightarrow {\Delta }}Al_{2}O_{3}+2Fe}}
$$

#### 碳還原性

氧化鐵可以與碳混合後加熱，生成鐵和二氧化碳。
工業上常用焦炭和焦炭不完全燃燒產生的 CO 還原赤鐵礦，以產生生鐵（含 0.03%-2% 的碳）。

$$
{\rm {2Fe_{2}O_{3}+3C{\xrightarrow {\Delta }}4Fe+3CO_{2}\uparrow }}
$$

$$
{\rm {Fe_{2}O_{3}+3CO{\xrightarrow {\Delta }}2Fe+3CO_{2}\uparrow }}
$$

## 加速氧化成因

* 離子化合物和水的存在：如果鐵金屬接觸到離子濃度高的水溶液，鐵金屬便會生銹。因為離子化合物是電解質，會促進金屬中電子的釋放，導致生鏽。例如近海區域有海水微滴，海水含有氯化鈉，氯化鈉是離子化合物，會令鐵金屬快速氧化。即便只有水，也會很快吸附空氣中的二氧化碳等酸性氣體，加速氧化。此外，很多不鏽鋼通過形成保護性氧化層，從而對形成氧化物有很好的抵抗作用，但對形成氯化物的抵抗能力卻比較差。
* 酸性化合物的存在：工廠會排出酸性氣體，這些酸性氣體會令鐵金屬生銹。因為酸性氣體與空氣中的水分結合會變成電解質。
* 高溫：溫度較高時，鐵金屬便會生銹。
* 經刮擦或凹凸扭曲的表面：若鐵金屬被刮擦或凹凸扭曲，鐵金屬便會生銹。因為凹凸表面容易積聚電子。
* 與活潑性較低的金屬接觸：若鐵金屬與活潑性較低的金屬接觸（例如錫和銅），鐵金屬便會生銹。

## 防止氧化

* 塗上油漆，塑料，油，油脂
* 覆蓋其他金屬，例如鋅等

## 檢驗氧化程度

利用鐵氰化鉀與酚酞混合得到鐵鏽指示劑，遇到 Fe2+ 離子會變藍色（普魯士藍），檢驗氧化金屬的氧化程度。
用色度計分析深藍色的 Fe4 [Fe (CN) 6] 3，可以算出起始的 Fe2 + 離子的物質的量。

## 用途

### 礦業

礦工利用包含氧化鐵的赤鐵礦來煉鐵，以製備鋼鐵、合金等。

### 顔料

氧化鐵帶紅色，常被人們拿來做顔料。威尼斯紅、赭石等顔料裏面的主要成分為氧化鐵。

## 參看

* 赤鐵礦
* 威尼斯紅（氧化鐵顏料）

## 參考資料

* [港] 鍾皓湄．《21 世紀化學 1A》．ISBN 962-372-769-0．
* 粵教版初中化學教科書 ISBN 978-7-107-24498-8
三氧化二铈

**三氧化二鈰**（化學式：**Ce2O3**），是稀土元素鈰 (Ⅲ) 的氧化物，為白色固體，實際上是一個組成在 CeO1.50~1.53 的非整比化合物。難溶於水和鹼，可溶於酸。它不如二氧化鈰（CeO2）常見。

## 製備

由二氧化鈰在高溫時被還原製得。比如以一氧化碳為還原劑時，反應式為：

　
: 4 CeO2 + 2 CO → 2 Ce2O3 + 2 CO2 ↑

## 參見

* 鈰
* 二氧化鈰
三氧化二铊

**氧化鉈**，又稱**氧化高鉈**是一種由鉈和氧組成的化合物。 它存在於自然界中，以稀有礦物褐鉈礦的形式存在。 它的結構類似 Mn2O3 ，有著方鐵錳礦的結構 。Tl2O3 是具有高電導率的金屬性物質，並且是一種 n 型半導體，可能在太陽能電池中具有潛在的用途。 
一種生產 Tl2O3 的 MOCVD 是已知的。 氧化鉈的任何實際使用都必須始終考慮到鉈的有毒性質。氧化鉈與水和酸接觸都會形成有毒的鉈化合物。

## 製備

它是通過鉈與氧氣或過氧化氫在鹼性鉈（I）溶液中反應生成的。它也可以通過在氫氧化鉀水溶液中用氯將硝酸亞鉈氧化而成。 

## 參考資料
三氧化二铋

**三氧化二鉍**是一種無機化合物，化學式為 Bi2O3，是鉍最重要的化合物之一，雖然三氧化二鉍可以從天然的鉍華（一種礦物）取得，但是它主要的來源通常是煉銅或鉛時的副產物，或直接燃燒鉍（藍色火焰）得到。

## 製備

三氧化二鉍可以通過干法或濕法製備。

干法通常是熔化鉍，在反應爐中通入高壓的純氧，使之燃燒得到。或者在常溫下，用鉍鹽和氫氧化鈉在有分散劑的條件下固相反應得到。

濕法在溶液中反應，如在強鹼中，Bi3+ 被直接轉換為 Bi2O3。也有文獻利用兩步反應得到氧化鉍，如用濃度較低的 NaOH 溶液和 Bi (NO3)3 反應，先沉澱出鹼式硝酸鉍，洗滌沉澱，再用 NaOH 轉化為 Bi2O3；又如先用氨水和硝酸鉍溶液反應，沉澱出氫氧化鉍，再灼燒進而得到 Bi2O3。

## 物理性質

三氧化二鉍為淡黃色熱色性固體，加熱時變為橙色，繼續加熱變為紅棕色，冷卻時恢復顏色。它通常以 α、β、γ 和 δ 這 4 種晶型存在，其中 α 型低溫穩定，在 724℃轉變為 δ 型。ε 型和 ω 型也有報導。

## 化學性質

Bi2O3 可溶於酸，不溶於鹼。和酸反應生成鉍鹽：

　
: Bi2O3 + 6 HNO3 → 2 Bi(NO3)3 + 3 H2O

Bi2O3 和 NaOCl 反應，可以得到一種棕褐色物質，可能是 Bi2O5。

Bi2O3 可以被大部分還原劑還原，如 C、CH4 等。

一些材料上用的 Bi2O3 薄膜具有電致變色現象，發生的化學反應為：

　
: Bi2O3（透明） + _x_ Li+ + _x_ e- ↔ LixBi2O3（暗棕色）

## 應用

三氧化二鉍可以應用於電子陶瓷粉體材料、電解質材料、光電材料、高溫超導材料和催化劑等領域。

## 參考資料
三氧化二铑

**三氧化二銠**，或稱**氧化銠 (III)**，是一種無機化合物，化學式為 Rh2O3。

## 結構

Rh2O3 有兩種主要的晶型，一種為六方晶系的剛玉型。它加熱至 750 °C 以上轉變為正交結構。

## 製備

多種方法可以製備三氧化二銠：

* 金屬銠粉和硫酸氫鉀在空氣中共熔。將共熔體溶於水，加入氫氧化鈉，沉澱出三氧化二銠的水合物，加熱轉變為 Rh2O3。以三氯化銠為原料，用氫氧化鈉進行沉澱，可以得到三氧化二銠的水合物，100°C 處理這種水合物，得到的是黃色固體；而 300°C 處理水合物，得到棕灰色的無水物。
* Rh2O3 薄膜可通過電漿態氧處理銠箔得到。
* Rh2O3 奈米顆粒可以通過水熱法製得。

## 物理性質

三氧化二銠薄膜有快速的電致變色性質，在 KOH 溶液中，通過施加〜1 V 的電壓，可以產生黃色 ↔ 暗綠色或黃色 ↔ 棕紫色的可逆顏色變化。其變色效應可以歸因於三氧化二銠水合物的電氧化（還原）作用。

和透明電極氧化銦錫（ITO）相似，三氧化二銠可以形成透明的導體。但是 Rh2O3 的功函數比 ITO 低 0.2eV。因此，在 ITO 上的沉積氧化銠可以改善來自 ITO 的載流子注入，從而改善了有機發光二極體的電學性能。

## 應用

氧化銠的主要用途是催化劑，如氫甲醯化反應、一氧化氮轉化為一氧化二氮的反應或 CO 的氫化反應。

## 參見

* 銠
* 二氧化銠
* 西村催化劑

## 參考文獻
三氧化二铝

**氧化鋁**（**Aluminium oxide**）是白色固體，是鋁和氧的化合物，分子式為 Al2O3。在礦業、製陶業和材料科學上又稱為礬土。常見純度為 99.5% 和 96%。

1961 年，奇異（GE）生產出了「Lucalox」，一種用於鈉燈中的透明礬土。

## 特性

1. 氧化鋁是一種白色固體，在礦業、製陶業和材料科學上又被稱為礬土。
2. 氧化鋁在地球上的蘊藏量只僅次於氧化矽，是一種屬於陶瓷原料之一，在氧化物中鋁與氧有強力的鍵結，使得氧化鋁在氧化物當中有最高硬度，其化學穩定性高且對大部份酸性、鹼性、鹽類及熔融溶液有優秀的耐腐蝕性。
3. 氧化鋁有許多同質異晶體，目前已知的有 10 多種，主要有 3 種晶型，即 α-Al2O3、β-Al2O3、γ-Al2O3。其中結構不同性質也不同，在 1300℃以上的高溫時幾乎完全轉化為 α-Al2O3。
4. 自然界中的剛玉是 α 形屬於六方最密堆積，熔點、硬度高，不溶於酸鹼耐腐蝕，絕緣性好。

## 製備

在鋁礦的主成份鐵鋁氧石中，氧化鋁的含量最高。工業上，鐵鋁氧石經由拜耳法純化為氧化鋁：

1. 加熱用氫氧化鈉溶解礦石。氧化鐵不溶，二氧化矽溶解為矽酸根（Si (OH)62−），氧化鋁溶解為鋁酸根（ ${\ce {Al(OH)4^{-}}}$ ）。

　
: ${\rm {Al_{2}O_{3}+3H_{2}O+2NaOH\longrightarrow 2Na[Al(OH)_{4}]}}$

1. 過濾，加酸處理，氫氧化鋁沉澱出來，再過濾。
2. 強熱氫氧化鋁，可得無定形之白色氧化鋁粉末。

　
: ${\rm {2Al(OH)_{3}\longrightarrow Al_{2}O_{3}+3H_{2}O}}$

再由霍爾 - 埃羅法轉變為鋁金屬。

## 用途

1. 紅寶石、藍寶石的主成份皆為氧化鋁，因為其他雜質而呈現不同的色澤。紅寶石含有氧化鉻而呈紅色，藍寶石則含有氧化鐵及二氧化鈦而呈藍色。
2. 氧化鋁是金屬鋁在空氣中不易被腐蝕的原因。純淨的金屬鋁極易與空氣中的氧氣反應，生成一層薄的氧化鋁薄膜覆蓋在暴露於空氣中鋁表面。這層氧化鋁薄膜能防止鋁被繼續氧化。這層氧化物薄膜的厚度和性質都能通過一種稱為陽極處理（陽極防腐）的處理過程得到加強。
3. 鋁為電和熱的良導體，而氧化鋁則是電與熱的絕緣體。氧化鋁的晶體形態剛玉因為硬度高，適合用作研磨材料及切割工具
4. 氧化鋁的晶體也可作為磊晶用的基材。
5. 氧化鋁粉末常用作色層分析的媒介物。
6. 2004 年 8 月，在美國 3M 公司任職的科學家開發出以鋁及稀土元素化合成的合金製造出稱為 transparent alumina 的強化玻璃。
7. 可以用於高速鐵路列車的緊急剎車裝置（向路軌噴灑氧化鋁粉末以增加鐵軌摩擦力）
8. 多孔高表面積比的氧化鋁稱為活性氧化鋁，常用作催化劑、吸附劑、脫水劑和催化劑載體。
9. 耐火磚的主要成分

## 參考資料

## 外部連結

* PhysicsWeb article on Transparent alumina （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* 氧化鋁字典 - Guidechem.com （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* 白色氧化鋁 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
三氧化二铟

**氧化銦**是一種無機化合物，化學式為 In2O3，是一種兩性氧化物，且為銦最穩定的氧化物。

## 製備

塊狀樣品可通過銦（Ⅲ）的氫氧化物、硝酸鹽、碳酸鹽或硫酸鹽的熱分解來製備。氧化銦的薄膜可以通過在氬 / 氧氣中銦靶的濺射沉積來製備。它們可被用作半導體的擴散阻擋層（「阻擋金屬」），例如可抑制鋁和矽之間的擴散。

## 化學性質

氧化銦在 700℃分解為氧化亞銦（一氧化二銦），其於 2000℃進一步分解。

淡黃色的氧化銦可溶於酸和鹼，但棕紅色的相對難溶。和氨在高溫下反應，形成氮化銦。

　
: In2O3 +2NH3 → 2InN + 3H2O

同樣地，氧化銦也能被氫氣還原，產生氧化亞銦或金屬銦：

　
: In2O3 + 3 H2 → 2 In + 3 H2O

　
: In2O3 + 2 H2 → In2O + 2 H2O

氧化銦和 Cs2O 在 600℃反應，可以得到無色吸濕性的偏銦酸銫（CsInO2）；K2O 和銦可以形成分子式為 K5InO4 的化合物，其中有四面體結構的 InO45−。

和一些三價金屬氧化物反應，可以形成鈣鈦礦結構的化合物，例如：

　
: In2O3 + Cr2O3 → 2 InCrO3

## 應用

氧化銦被使用在一些類型的電池，對可見光透明的薄膜紅外線反射鏡（熱鏡），一些光學塗層，有的抗靜電塗料。二氧化錫的組合，氧化銦形式的氧化銦錫（也稱為錫摻雜的氧化銦或 ITO）用於透明導電塗層的材料。

在半導體中，氧化銦可以作為一種 n 型半導體，用於集成電路中的電阻器。

在組織學，氧化銦被用作一些染色劑配方的一部分。

## 參考文獻
三氧化二铬

**三氧化二鉻**是一個無機氧化物，化學式為 Cr2O3，其中的鉻為 + 3 氧化態。三氧化二鉻是常見的鉻氧化物之一，用於製取其他鉻化合物。

## 結構

Cr2O3 晶體結構與 Al2O3 類似，氧原子為立方緊密堆積結構，鉻占 2/3 的八面體空隙。它在 307K（奈爾溫度）下呈反鐵磁性。

## 化學性質

### 和金屬的反應

三氧化二鉻與鋁粉的混合物點燃會發生鋁熱反應，生成單質鉻及三氧化二鋁。該反應與以 Fe2O3 和 Fe3O4 作反應物的傳統鋁熱反應不同，只會發出耀眼的光，而火花、煙霧及聲音很少。

### 和非金屬的反應

三氧化二鉻亦可被非金屬還原，和碳反應，產生鉻單質並放出碳的氧化物：

　
: Cr2O3 + 3 C → 2 Cr + 3 CO

　
: 2 Cr2O3 + 3 C → 4 Cr + 3 CO2

和硼反應部分被還原：

　
: 2 Cr2O3 + 7 B → CrB + Cr3B2 + 2 B2O3

和氯在 440℃反應形成三氯化鉻：

　
: 2 Cr2O3 + 6 Cl2 → 4 CrCl3 + 3 O2

### 和酸、鹼的反應

Cr2O3 為兩性氧化物，溶於酸生成鉻 (III) 離子，與鹼共熔生成亞鉻酸鹽（CrO2−）。

三氧化二鉻和濃硝酸的反應會生成二氧化鉻：

　
: Cr2O3 + 2 HNO3 → 2 CrO2 + 2 NO2 + H2O

和更強的氧化劑，如過錳酸反應，則被氧化為三氧化鉻。

和硫化氫加熱反應，產生硫化鉻：

　
: Cr2O3 + 3 H2S → Cr2S3 + 3 H2O

## 生產及應用

三氧化二鉻是許多鉻化合物及鉻錯合物受熱分解的最終產物，鉻酸鹽及重鉻酸鹽在還原劑存在下灼燒也會得到三氧化二鉻。

三氧化二鉻主要以鉻鐵礦（Fe (CrO2)2）為原料製取。工藝中先將鉻鐵礦氧化為重鉻酸鈉（Na2Cr2O7），再用碳或硫單質還原，即可得到三氧化二鉻。

水合三氧化二鉻是鉻綠色料的主要成分。

## 參考資料

## 外部連結

* 鉻 (III) 化合物資料
三氧化二铽

**三氧化二鋱**，化學式 Tb2O3。

## 性質

黑褐色粉末。與其他主要鑭系氧化物類似，三氧化二鋱有兩種晶體結構。較穩定的一種結構是缺陷螢石型結構（方鐵錳礦結構），晶格參數 a = 10.72 Å。 另一種結構則為單斜晶系，可在熔融氧化鋱／氧化鎂結晶時生成。

三氧化二鋱用鈣摻雜後是一種 p 型半導體。

## 製備

單質鋱與氧氣化合時產生七氧化四鋱，因此三氧化二鋱不能通過單質化合來製備。它一般是通過用氫氣還原七氧化四鋱而製得（1300°C，24 小時）。

　
: ${\rm {\ Tb_{4}O_{7}+H_{2}\rightarrow 2Tb_{2}O_{3}+H_{2}O}}$

## 用途

純三氧化二鋱的用途很少。它可用作製取七氧化四鋱的原料。

## 參考資料
三氧化二锎

**氧化鉲**是鉲的一種氧化物，化學式 Cf2O3。由於所有鉲的同位素都是人造的，氧化鉲也不存在於自然界。

## 性質

氧化鉲是一種黃綠色固體，熔點 1750 °C。它是體心立方晶系的，晶格參數為 _a_= 1083.9 ± 0.4 pm。 立方和單斜的 Cf2O3 的轉變溫度為 1400 °C。

它的標準生成焓在 25 °C 是 −1652.6 ± 10.3 kJ・mol−1。

## 用處

它可以用來製作 252Cf - 中子源。首先，252Cf (III) 會被做成草酸鹽 (Cf2(C2O4)3) ，然後分解形成氧化鉲。

## 參考資料

## 擴展閱讀

* Richard G. Haire: _Californium_ （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）, in: Lester R. Morss, Norman M. Edelstein, Jean Fuger (Hrsg.): _The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements_, Springer, Dordrecht 2006; ISBN 1-4020-3555-1, S. 1499–1576 (doi:10.1007/1-4020-3598-5\_11).
三氧化二锑

**三氧化二銻**（化學式：Sb2O3）是一種無機化合物。天然產物稱銻華，俗稱銻白。

## 結構

三氧化二銻是白色立方晶系晶體，分子組成為 Sb4O6，具有四面體構型，鍵長為（Sb-O）220pm±10pm。在 570℃轉變為正交晶系，為三角錐形無限鏈狀結構，鍵長（Sb-O）200pm，鍵角（∠OSbO）81°、93°、99°。

## 性質

### 物理性質

三氧化二銻的密度是 5.19g/cm3（立方晶系），5.7g/cm3（正交晶系），沸點為 1425°C，難溶於水。

### 化學性質

三氧化二銻可溶於濃酸或鹼金屬氫氧化物溶液。

　
: Sb2O3 + 6 HCl → 2 SbCl3 + 3 H2O

也可以溶於酒石酸或酒石酸鉀：

　
: Sb2O3 + 2 KHC4H4O6 — 煮沸→ 2 K(SbO)C4H4O6 + H2O

 
和碳酸鈉反應，產生 NaSbO2，並放出二氧化碳。

高溫下可以被碳還原：

　
: Sb2O3 + 3 C — 高溫→ 2 Sb + 3 CO

## 製法

三氯化銻 SbCl3 加水生成 Sb4Cl2O5：

　
: $\ 4SbCl_{3}+5H_{2}O\to Sb_{4}Cl_{2}O_{5}+10HCl$

再加碳酸鈉 Na2CO3 溶液，然後在 500°C 加熱即可：

　
: $\ Sb_{4}Cl_{2}O_{5}+Na_{2}CO_{3}\to 2Sb_{2}O_{3}+CO_{2}+2NaCl$

除了以上方法之外，還有更直接的方法：在空氣中灼燒銻或三硫化二銻 (Sb2S3)，都能得到氧化銻 (III)。

　
: $\ 4Sb+3O_{2}\to 2Sb_{2}O_{3}$

　
: $\ 2Sb_{2}S_{3}+9O_{2}\to 2Sb_{2}O_{3}+6SO_{2}$

讓水蒸氣和紅熱的銻反應亦能得到氧化銻 (III)。

## 用途

白色顏料、油漆和塑料中間加入起顏料和阻燃的作用。

## 參考資料
三氧化二锔

**三氧化二鋦**是一種無機化合物，化學式為 Cm2O3。鋦能形成兩種氧化物：三氧化二鋦和二氧化鋦（CmO2），其中前者更為常見。鋦的氧化物都是固體，不溶於水但溶於無機酸。

## 參見

* 氫氧化鋦

## 參考資料

## 外部連結

* www.webelements.com（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
三氧化二锫

**三氧化二鉳**是鉳已知的兩種氧化物之一，化學式為 Bk2O3。它可由二氧化鉳在 600°C 的氫氣流中加熱還原得到。它是淺棕黃色的固體，屬於立方晶系，晶胞參數 a=10.880±0.005。它在氯化氫氣流中加熱，可以得到氯化鉳。

## 參考文獻
三氧化二锰

**三氧化二錳**是一種無機化合物，化學式為 Mn2O3，其中錳處於 + 3 氧化態。

## 製備

在 800℃以下將二氧化錳於空氣中灼燒可以得到 α-Mn2O3（更高溫度得到 Mn3O4），在 600-800℃空氣中加熱 Mn2+ 的硝酸鹽、草酸鹽或碳酸鹽也能得到 α-Mn2O3。γ-Mn2O3 由氫氧化錳 (II) 的脫水氧化製得。 很多製備奈米晶體 Mn2O3 的方法已有報導，如通過氧化 Mn2+ 鹽或還原 MnO2 製備。

需要注意的是，Mn2O3 和 MnOOH 並不是相同的，MnOOH 在空氣中加熱，會在約 300 °C 時產生 MnO2。

## 結構及物理性質

三氧化二錳和其它過渡金屬氧化物不同，並不採取剛玉（Al2O3）的結構。已知它有常見的 α 型和 γ 型，和在高壓下有著 CaIrO3 結構的晶型。α-Mn2O3 是黑色固體，為斜方晶系，晶格常數 a=941.2 pm、b=941 pm、c=942.3 pm，奈耳溫度約為 80K。γ-Mn2O3 則是立方密排結構，奈耳溫度為 39K。

## 化學性質

三氧化二錳是一種氧化劑，可以將鹽酸氧化為氯氣：

　
: Mn2O3 + 6 HCl（稀） —Δ→ 2 MnCl2 + Cl2↑ + 3 H2O

和濃硫酸反應，則放出氧氣：

　
: 2 Mn2O3 + H2SO4（濃） —Δ→ 4 MnSO4 + O2↑ + 4 H2O

三氧化二錳也能氧化有機物，如在硫酸的水溶液中將 4 - 氟甲苯氧化為 4 - 氟苯甲醛，將 4,4'- 二甲基 - 2,2'- 聯吡啶氧化為 2,2'- 聯吡啶 - 4,4'- 二甲醛，以及將 4 - 甲基苯磺酸氧化為 4 - 甲醯基苯磺酸。

三氧化二錳和氧化鑭在高溫反應，可以得到正交晶系的 LaMnO3，這種化合物與 GdFeO3 異構。它也能直接和六氟乙醯丙酮在環己烷中回流下反應，生成三 (六氟乙醯丙酮) 合錳 (III)。

## 應用

三氧化二錳在無機上可以用作一氧化氮選擇性還原的催化劑，在有機合成中用作氧化劑，它也能用作鈀鉑合金的載體或電極材料。

## 參考文獻

## 拓展閱讀

1. Ovsyannikov, Sergey V.; Abakumov, Artem M.; Tsirlin, Alexander A.; Schnelle, Walter; Egoavil, Ricardo; Verbeeck, Jo; Van Tendeloo, Gustaaf; Glazyrin, Konstantin V.; Hanfland, Michael; Dubrovinsky, Leonid. Perovskite-like Mn2O3: A Path to New Manganites. Angewandte Chemie International Edition. 2013, **52** (5): 1494–1498. ISSN 1433-7851. doi:10.1002/anie.201208553.
2. Vanderah, T.A.; Lufaso, M.W.; Adler, A.U.; Levin, I.; Nino, J.C.; Provenzano, V.; Schenck, P.K. Subsolidus phase equilibria and properties in the system Bi2O3:Mn2O3±x:Nb2O5. Journal of Solid State Chemistry. 2006, **179** (11): 3467–3477. ISSN 0022-4596. doi:10.1016/j.jssc.2006.07.014.
3. Oelerich, W.; Klassen, T.; Bormann, R. Hydrogen Sorption of Nanocrystalline Mg at Reduced Temperatures by Metal-Oxide Catalysts. Advanced Engineering Materials. 2001, **3** (7): 487–490. ISSN 1438-1656. doi:10.1002/1527-2648(200107)3:7<487::AID-ADEM487>3.0.CO;2-0.
三氧化二镅

**三氧化二鋂**是一種無機化合物，化學式為 Am2O3，其顏色取決於晶型，六方型的是棕色的，而立方型的是紅褐色的，後者在 800 °C 轉化為前者。它可溶於酸。由於鋂的所有同位素是由人工生產的，因此氧化鋂 (III) 不存在於自然界。

## 製備

三氧化二鋂可由氫氣在 600 °C 還原二氧化鋂製得。

　
: ${\ce {2 AmO2 + H2 -> Am2O3 + H2O}}$

## 參考文獻
三氧化二镍

**三氧化二鎳**是鎳的氧化物之一，化學式為 Ni2O3。

## 性質

灰黑色無氣味有光澤的塊狀物，易碎成細粉末。不溶於水，溶於氨水。溶於熱鹽酸並放出氯氣。溶於硫酸和硝酸並放出氧氣。600°C 分解為一氧化鎳和氧氣。

## 製備

硫酸鎳溶液與碳酸鈉溶液進行複分解生成碳酸鎳，經過濾、濃縮、冷卻結晶、離心分離、乾燥得到乾燥的碳酸鎳固體，再經煅燒、球磨粉碎，製得三氧化二鎳。

　
: ${\rm {\ NiSO_{4}+Na_{2}CO_{3}\rightarrow NiCO_{3}+Na_{2}SO_{4}}}$

　
: ${\rm {\ 2NiCO_{3}\ {\xrightarrow {\triangle }}\ Ni_{2}O_{3}+CO\uparrow +CO_{2}\uparrow }}$

## 用途

用作玻璃、陶瓷和搪瓷的著色材料，也用於製造鎳粉和磁性體的研究。

## 參見

* 鹼式氧化鎳

## 參考資料
三氧化二镥

**三氧化二鎦**（化學式：**Lu2O3**），又稱**氧化鎦（Ⅲ）** ，是鎦最常見的氧化物，可用來製造有特殊需求的玻璃。

## 製備

和其他的稀土元素一樣，三氧化二鎦可藉由直接將純鎦置於空氣中使其氧化得到：

　
: 4 Lu + 3 O2 → 2 Lu2O3

它也可由草酸鎦、氫氧化鎦、硫酸鎦、硝酸鎦等化合物加熱分解得到。

## 參見

* 鎦
* 三氯化鎦
三氧化二镱

**氧化鐿**，化學式 Yb2O3。

## 性質

純品為白色粉末，含有少量氧化釷時則呈黃褐色。不溶於水和冷酸，溶於溫稀酸。

## 製備

以褐釔鈮礦為原料，經多步分離得到富銩、鐿水溶液，經草酸沉澱分離、過濾、灼燒，製得氧化鐿。

　
: ${\rm {\ Yb_{2}(C_{2}O_{4})_{3}\rightarrow Yb_{2}O_{3}+3CO_{2}+3CO}}$

## 用途

主要用於計算機磁泡材料的製造，令磁泡貯存器具有高速度、小體積、大容量、多功能等特點。

## 參考資料
三氧化氙

**三氧化氙**是一種不穩定的化合物，其中氙的化合價為 + 6。它是很強的氧化劑，會緩慢從水中釋放氧氣，暴露於陽光下會加速反應。它與有機化合物接觸時可能會爆炸。它爆炸時會釋放氙氣和氧氣。

## 化學性質

三氧化氙是一種強氧化劑，可以氧化大多數可以氧化的物質。然而，它的氧化反應緩慢，這降低了它的實用性。

超過 25 °C 時，三氧化氙非常容易發生劇烈爆炸：

　
: 2 XeO3 → 2 Xe + 3 O2  (Δ_H_f = −402 kJ/mol)

當三氧化氙溶於水時，會產生酸性的氙酸溶液：

　
: XeO3(aq) + H2O → H2XeO4 ⇌ H+ + HXeO− 
4

該溶液在室溫下穩定，沒有三氧化氙那樣的爆炸性。它可以將羧酸定量地氧化成二氧化碳和水。

三氧化氙溶解在鹼性溶液中會形成氙酸鹽。HXeO− 
4 陰離子是氙酸鹽溶液中的主要物種。它們並不穩定，會歧化成高氙酸鹽（氧化態 + 8）和氙氣。 含有 XeO4− 
6 離子的高氙酸鹽可以通過 XeO 
3 和氫氧化物溶液反應而成。三氧化氙和 KF、RbF 和 CsF 反應，形成通式為 MXeO 
3F 的化合物。

## 物理性質

六氟化氙或四氟化氙的水解會產生三氧化氙溶液，通過蒸發可以得到無色的 XeO3 晶體。這些晶體在乾燥空氣中可穩定數天，但容易從潮濕空氣中吸收水分，形成濃溶液。三氧化氙是正交晶系的，晶格參數 _a_ = 6.163 Å、_b_ = 8.115 Å 和 _c_ = 5.234 Å。它的密度為 4.55 g/cm3。

## 危險性

XeO3 應該非常小心地處理，因為樣品在室溫下隨時發生爆炸。干的三氧化氙晶體與纖維素發生爆炸性反應。

## 參考文獻

## 外部連結

* Webelements periodic table: page on Xenon (VI) oxide （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
三氧化氡

**三氧化氡**，又稱**氧化氡 (VI)**，化學式 RnO 
3，是氡的氧化物，屬於無機化合物。

在 1970 年代，人們嘗試反應氡 - 226 和強氧化性酸，像是 HNO 
3 和 HClO 
4 ，用 XeO 
3 為載體來嘗試合成三氧化氡，結果失敗了。

真正的 RnO 
3 首次於 1981 年，由 W.W. Awrorina 帶領的一群科學家宣布。根據這些研究者，由氡和氟氣在五氟化溴溶液反應而成，其中的催化劑為氟化鈉或氟化鎳。使用放射化學的跟蹤法發現，反應生成了四氟化氡或是六氟化氡。用三氧化氙水溶液進行水解後，形成了可離心的污泥，很可能含有 RnO 
3。Stein 對這些結果爭論不休，他試圖重複這個實驗，但沒有得到沉澱物。他認為這個反應得到的是[RnF]+ 
2[NiF 
6]2− 
配合物。

Awrorin 的小組從產生的溶液中進行了 RnO 
3 與 CsXeO 
3F 的共沉澱試驗。這是由以上提到的產物的水解反應，在 NaF 存在下，與氟在 BrF 
5 中的反應而成。俄羅斯科學家宣布這些測試的結果是 RnO 
3 與 CsXeO 
3F 是同構的，並在上述 1981 年的實驗中，由他們獲得了三氧化氡已被確認。 在進一步的研究過程中，他們發現在高濃度 F-離子的情況下，三氧化氡不會沉澱，並指出這可能是 Stein 實驗失敗的原因。

在另一系列研究中，涉及從水解液中共沉澱並通過超速離心和動力學測量分離這些溶液中化合物，進一步獲得的證據表明沉澱的化合物確實是 RnO 
3。後續研究的結果表明，在 pH> 5 的水解產物溶液中電遷移，將會存在三氧化氡衍生物 - 陽離子 HRnO+ 
3 和陰離子 HRnO− 
4。

## 參考資料
三氧化氮

**三氧化氮**是一種不穩定的氮氧化物，化學式為 NO3。在這個自由基里，氮的氧化態為 + 6。它是五氧化二氮氣相分解的中間產物：

　
: ${\rm {\ N_{2}O_{5}\rightarrow NO_{2}+NO_{3}}}$

該物質存在時間很短，但吸收光譜能檢測到它的存在。實驗證明它具有順磁性。它還與五氧化二氮催化臭氧分解的反應有關，這對臭氧層會造成破壞，因此引起了人們的興趣。三氧化氮的空間構型可能為平面正三角形，但至今未將它分離出來。

## 參考資料
三氧化氯

**六氧化二氯**是一種無機化合物，化學式為 Cl2O6。這種氯氧化物是氯酸和高氯酸的混合酸酐。

## 製法

它可以由二氧化氯與過量的臭氧反應製得：

　
: ${\rm {\ 2ClO_{2}+2O_{3}\rightarrow 2ClO_{3}+2O_{2}\rightarrow Cl_{2}O_{6}+2O_{2}}}$

也可用氯氣與臭氧在光照下直接反應，或者光解二氧化氯以及熱分解高氯酸氯製得。

純淨的六氧化二氯由高氯酸氙分解獲得：

　
: ${\rm {\ Xe(ClO_{4})_{2}{\xrightarrow {293K}}Xe+Cl_{2}O_{6}+O_{2}}}$

## 結構

它在常溫下是深紅色發煙液體，固態時為離子化合物高氯酸氯醯鹽（[ClO 
2]+ 
[ClO 
4]− 
）。最早報導它以單體 ClO3 存在於氣相中，但後來證實，即使進行加熱蒸發依然以含有氧橋鍵的雙聚體存在，直到更高溫度時分解成高氯酸氯（Cl2O4）和氧氣。真正的 ClO3 化合物後來被發現了。

六氧化二氯的紅色是因為其中包含氯醯基離子。 因此，該化合物中的氯的形式氧化態在氣相和冷凝時均保持氯 (V) 和氯 (VII) 的混合物。但是，通過破壞一個氧 - 氯鍵，氯 (VII) 周圍的電子密度會升高。

## 性質

Cl2O6 具有反磁性，它是一種很強的氧化劑。儘管它在室溫下穩定存在，但它能與有機化合物劇烈反應甚至爆炸。 它還能氧化不活潑的金屬金，生成四高氯酸根合金 (III) 酸氯醯（[ClO 
2]+ 
[Au(ClO 
4) 
4]− 
）。許多使用 Cl2O6 的反應證明了它是離子晶體（[ClO 
2]+ 
[ClO 
4]− 
），下面列舉一些：

　
: ${\rm {\ NO_{2}F+Cl_{2}O_{6}\rightarrow NO_{2}ClO_{4}+ClO_{2}F}}$

　
: ${\rm {\ NO+Cl_{2}O_{6}\rightarrow NOClO_{4}+ClO_{2}}}$

　
: ${\rm {\ 2V_{2}O_{5}+12Cl_{2}O_{6}\rightarrow VO(ClO_{4})_{3}+12ClO_{2}+3O_{2}}}$

　
: ${\rm {\ SnCl_{4}+6Cl_{2}O_{6}\rightarrow [ClO_{2}]_{2}[Sn(ClO_{4})_{6}]+4ClO_{2}+2Cl_{2}}}$

然而，它也能作為 ClO3 自由基的供體參與反應：

　
: ${\rm {\ 2AsF_{5}+Cl_{2}O_{6}\rightarrow 2ClO_{3}AsF_{5}}}$

低溫下，六氧化二氯溶於濃硫酸或無水磷酸呈凝聚態。用不同頻率的電磁波照射可使其發生不同的歧化反應。常溫下，它與氟氣反應生成氯醯氟、七氧化二氯、氧氣和少量氯氣，與無水氟化氫反應生成氯醯氟和高氯酸。它也可以用於製備無水高氯酸鹽。

## 參考資料
三氧化硒

**三氧化硒**（化學式 SeO3）是硒 (VI) 的氧化物，為白色潮解性晶體。它也是一種氧化劑和路易斯酸，可以製備其它 Se (VI) 化合物。

## 製備

三氧化硒難以製備，因為它對分解成二氧化硒的反應並不穩定：

　
: 2 SeO3 → 2 SeO2 + O2

實驗室通過用無水硒酸鉀 (K2SeO4) 和三氧化硫反應製備三氧化硒：

　
: K2SeO4 + SO3 → SeO3 + K2SO4

## 反應

SeO3 的化學性質比起三氧化碲 TeO3，更像三氧化硫 SO3。

在 120 °C 下，SeO3 和二氧化硒反應，形成混合價態化合物五氧化二硒：

　
: SeO3 + SeO2 → Se2O5

它和四氟化硒反應，形成二氟二氧化硒，為硫醯氟的硒類似物。

　
: 2SeO3 + SeF4 → 2SeO2F2 + SeO2

類似 SO3，它也能和如吡啶、二氧六環和乙醚的路易斯鹼形成加合物。

它和氧化鋰和氧化鈉反應，形成 SeVIO54− 和 SeVIO66−的鹽：它和 Li2O 的反應會產生 Li4SeO5，含有三角雙錐結構的 SeVIO54− 陰離子。水平方向的 Se-O 鍵長為 170.6–171.9 pm，而垂直方向的 Se−O 鍵較長，為 179.5 pm。它和 Na2O 的反應產生的是 Na4SeO5，其中的 SeVIO54−離子為四方錐結構。它的 Se−O 鍵長在 172.9 至 181.5 pm 的範圍內，而 Na12(SeO4)3(SeO6) 則含有八面體形結構的 SeVIO66−。SeVIO66− 是未知的原硒酸 (Se (OH)6) 的共軛鹼。

## 結構

固態的三氧化硒是由環狀的四聚體 Se4O12 組成的，其中含有 (Se-O)4 八元環。硒原子是四配位的，橋接 Se−O 鍵長為 175 pm 和 181 pm，而非橋接 Se-O 鍵長則為 156 和 154 pm。

氣態中的 SeO3 則是四聚體和平面三角形構型的 SeO3 單體的混合物，它的 Se−O 鍵長為 168.78 pm。

## 用途

三氧化硒可用於碳氫化合物的溫和硒化。它和氫氟酸反應，可以製備氟硒酸。

$$
{\ce {SeO3 + HF -> HSeO3F}}
$$

## 參考資料