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氧化金

**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）
氧化釔

**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
氧化鈣

**氧化鈣**，俗稱**生石灰**或**石灰**，化學式 CaO，是常見的無機化合物。

## 性質

氧化鈣是鹼性氧化物，和水反應生成氫氧化鈣（熟石灰），該劇烈反應放出大量熱，甚至能讓水沸騰：

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

氧化鈣也可以和酸反應，生成相應的鈣鹽，例如：

　
: ${\rm {CaO+2H^{+}\rightarrow Ca^{2+}+H_{2}O}}$

例如氧化鈣和鹽酸反應，會生成氯化鈣：

　
: ${\rm {CaO+2HCl\rightarrow CaCl_{2}+H_{2}O}}$

將氧化鈣和碳一起在電爐中共熱至攝氏 2000 度，生成碳化鈣（電石）：

　
: ${\rm {CaO+3C\rightarrow CaC_{2}+CO}}$

## 製備

氧化鈣通常是石灰窯中含有碳酸鈣 CaCO3 的材料（例如石灰石或貝殼）的熱分解反應而成的。這需要 825 °C（1,517 °F） 以上的溫度。這一過程被稱為煅燒，把碳酸鈣分解成二氧化碳和氧化鈣。這也是少數史前已為人所知的化學反應。

　
: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

這些氧化鈣並不穩定，冷卻後會和空氣中的二氧化碳自發反應，變回碳酸鈣，除非用水消解以形成石灰膏或石灰砂漿。

全球氧化鈣的年產量約為 2.83 億噸。中國是迄今為止世界上最大的生產國，每年總產量約為 1.7 億噸。美國位居第二，每年約 2000 萬噸。

每生產 1 噸氧化鈣大約需要 1.8 噸石灰石。氧化鈣對水有很高的親和力，是比矽膠更有效的乾燥劑。這與氧化鈣和水的反應體積增加至少 2.5 倍有關。

## 用處

* 氧化鈣的主要用處是鹼性氧氣煉鋼 (BOS) 。在一噸鋼中，需要用 30 至 50 公斤（65－110 英磅）的氧化鈣。氧化鈣和酸性氧化物，例如 SiO2、Al2O3 和 Fe2O3 中和，形成鹼性熔渣。
* 氧化鈣粉末用於生產加氣混凝土塊，密度約為 0.6–1.0 g/cm3。
* 氧化鈣和氫氧化鈣可顯著提高含粘土的承載能力。它們通過與細碎的二氧化矽和氧化鋁反應，生成具有膠結性能的矽酸鈣和鋁酸鹽。
* 少量的氧化鈣可用於其他工藝，如：玻璃、鋁酸鈣水泥和有機化合物的生產。
* 氧化鈣也可以用作加熱劑。當它以下面的反應水解成氫氧化鈣時，會放出熱能：

　
: : CaO (s) + H2O (l) ⇌ Ca(OH)2 (aq) (ΔHr = −63.7 kJ/mol of CaO)

　
: 當氧化鈣水解時，會放熱並膨脹。一升水可以和約 3.1 公斤（6.8 英磅） 的氧化鈣反應，形成氫氧化鈣和 3.54 MJ 的能量。這個反應可用於提供方便的可攜式熱源，用於自熱食品。有一些公司在銷售使用這種加熱方法的烹飪套件。

* 氧化鈣也是一種食品添加劑，用作酸度調節劑、麵粉處理劑和發酵劑。它的 E 編碼為 **E529**。
* 當氧化鈣被加熱到 2,400 °C（4,350 °F）時，會散發出強烈的光芒。這種照明形式被稱為石灰光，並在電燈發明之前廣泛用於戲劇作品中。
* 氧化鈣是水泥的關鍵成分。
* 氧化鈣是一種廉價且廣泛使用的鹼。大約 50% 的氧化鈣在使用前會先轉化成氫氧化鈣。氧化鈣和氫氧化鈣都用於處理飲用水。
* 水檢測膏是氧化鈣和酚酞的混合物。如果這種糊狀物與燃料儲罐中的水接觸，CaO 會與水反應形成氫氧化鈣。氫氧化鈣具有足夠高的 pH 值，可以將酚酞變成鮮艷的粉紫色，表明存在水。
* 在硫酸鹽紙漿廠的化學回收過程中，氧化鈣用於從碳酸鈉中再生氫氧化鈉。
* 有考古證據表明，前晚新石器時代 B 的人類使用基於氧化鈣的灰泥，用於地板和其他用途。這種石灰灰地板一直被使用到 19 世紀後期。
* 在煙氣脫硫的過程中，可以使用氧化鈣的固體噴霧劑或漿液從廢氣流中去除二氧化硫。
* 歷史上，人們錯誤地認為氧化鈣可以有效加速屍體的分解。事實上，氧化鈣可以保存屍體。氧化鈣可以消除分解過程產生的惡臭，這可能導致人們得出錯誤的結論的原因。

### 作為武器

公元前 80 年，羅馬將軍塞多留部署了令人窒息的苛性石灰雲來擊敗西班牙的 Characitani，後者在人跡罕至的洞穴中避難。公元 178 年，中國使用類似的粉塵來平息農民武裝起義，他們用裝有風箱的石灰戰車將氧化鈣粉末吹向人群。

氧化鈣被認為是希臘火的組成成分。氧化鈣遇水會產生 150 °C（302 °F）的高溫，並點燃燃料。

大衛・休謨在他的《英格蘭史》中敘述了亨利三世統治初期，英國海軍用生石灰使敵方艦隊失明，摧毀了一支入侵的法國艦隊。生石灰可能已用於中世紀的海戰。

## 危險性

由於氧化鈣與水劇烈反應，當吸入或接觸潮濕的皮膚或眼睛時，會引起嚴重的刺激。吸入氧化鈣可能導致咳嗽、打噴嚏和呼吸困難，然後可能會演變成燒傷，伴有鼻穿孔、腹痛、噁心和嘔吐。雖然氧化鈣不被認為是火災隱患，但它與水的反應會釋放足夠的熱量，足以點燃可燃物。

## 天然存在

氧化鈣天然存在於生石灰礦中，不過它在濕氣下不穩定，會迅速變成熟石灰（氫氧化鈣，化學式 Ca (OH) 2，俗稱羥鈣石）。

## 參考資料
氧化鈥

**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
氧化鈷(II)

**一氧化鈷**（CoO）是一種無機化合物，以灰黑色的氧化物粉末或橄欖綠到紅色晶體存在。 它在陶瓷工業中被廣泛用作添加劑，以製造藍色釉料和搪瓷。氧化亞鈷在化學工業中用於生產鈷 (II) 鹽。

## 結構和性質

CoO 晶體是岩鹽結構，晶格常數為 4.2615 Å。

它在 16 °C 下是反鐵磁性的。

## 製備

一氧化鈷可藉由將四氧化三鈷加熱至 950℃時製得：
2 Co3O4 → 6 CoO + O2

儘管可商購獲得，但一氧化鈷可以在實驗室中通過電解氯化亞鈷溶液來製備。 

CoCl2 + H2O → CoO + H2 + Cl2

一氧化鈷也可以通過沉澱氫氧化鈷，然後進行熱脫水來製備：

　
: CoX2 + 2 KOH → Co(OH)2 + 2 KX

　
: Co(OH)2 → CoO + H2O

## 參見

* 三氧化二鈷
* 四氧化三鈷

## 參考來源
氧化鈷鋰

**氧化鈷鋰**，也稱**鈷酸鋰**，化學式為 LiCoO2，是一種無機化合物，一般使用作鋰離子電池的正電極材料。LiCoO2 的結構巳藉助 X 光繞射、電子顯微鏡和中子粉末繞射等技術研究清楚。鋰原子層處於鈷和氧原子形成的正八面體的平板之間；這個結構與理論預測的結構相吻合。

氧化鈷鋰有毒，處理時需注意安全。

## 參考文獻
氧化鈾

**氧化鈾**是鈾和氧形成的二元化合物，它們有：

* 一氧化鈾 UO
* 二氧化鈾 UO2
* 五氧化二鈾 U2O5
* 三氧化鈾 UO3
* 八氧化三鈾 U3O8
* 過氧化鈾 UO4
氧化鉀

**氧化鉀**是由鉀和氧組成的無機化合物。

它通常以過氧化鉀和鉀的歸中反應製備：

　
: K2O2 + 2 K → 2 K2O

或鉀還原硝酸鉀：

　
: 2 KNO3 + 10 K → 6 K2O + N2

氧化鉀和水的反應劇烈，會迅速反應為氫氧化鉀：

　
: K2O + H2O → 2KOH

它會在空氣中潮解。因此它對人體有腐蝕性。

在化肥包裝上標的成份有時雖是寫作 K2O，但實際上是以氯化鉀、硫酸鉀或碳酸鉀為肥料，再計算若以氧化鉀為肥料時相應的份量。若一包肥料有 30% 的質量是氯化鉀，它標出的份量便是 19%。

## 參考資料
氧化鉍(III)

**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
氧化鉻(II)

**一氧化鉻**的化學式為 CrO， 又稱**氧化亞鉻**或**氧化鉻 (II)**。它是一種黑色粉末，有著氯化鈉晶型。
次磷酸及其鹽能將三氧化二鉻還原為一氧化鉻：

　
: H3PO2 + 2 Cr2O3 → 4 CrO + H3PO4

一氧化鉻在空氣中迅速被氧化。

一氧化鉻也可以通過鉻汞齊和硝酸反應製備，得到易潮解的黑色粉末，純的一氧化鉻是棕紅色的六方型晶體。

## 化學性質

一氧化鉻可以在空氣中燃燒，產生三氧化二鉻。一氧化鉻在所有溫度下都是介穩的，不溶於水和某些稀酸，但卻溶於稀鹽酸生成一個同時含有二價鉻和三價鉻的溶液。一氧化鉻是強還原劑。

## 鉻的其他氧化物

* 三氧化二鉻
* 二氧化鉻
* 三氧化鉻

## 參考資料
氧化鉻(III)

**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
氧化銀電池

**氧化銀電池**，又稱**銀鋅電池**或**鋅 - 氧化銀電池**，是以銀的氧化物作正極、鋅作負極、鹼性溶液作電解質的一種電池。既可做成一次電池，也可做成蓄電池，但兩者的其他輔助成分與製造方式有些不同。它具有放電平穩、較高的能量與重量比等優點，但因為銀的成本較高，一般以作成鈕扣電池為主，或用在一些要求較高、又能承受此高成本的特定場合，例如某些魚雷或潛水艇。

常見氧化銀電池的型號中，開頭一般是 SR ，這是由 IEC 所制訂的標準編碼，其中 S 代表氧化銀電池，R 代表圓型 (包括圓筒型)。

## 化學反應

氧化銀電池使用氧化銀作為正極，鋅作為負極。其鹼性電解質通常為氫氧化鈉或氫氧化鉀。

正極板上的半電池反應：

　
: ${\ce {Ag2O + 2H+ + 2e- -> 2Ag (v) + H2O}}$ , $(E^{\circ }=+1.17{\text{ V}})$

電解液反應：

　
: ${\ce {2H2O -> 2H+ + 2OH-}}$ , $(E^{\circ }=-0.83{\text{ V}})$

負極板上的半電池反應：

　
: ${\ce {{Zn}+ 2OH^- -> Zn(OH)2 + 2e-}}$ , $(E^{\circ }=+1.22{\text{ V}})$

總反應：

　
: ${\ce {Zn + H2O + Ag2O -> Zn(OH)2 + 2Ag(v)}}$ , $(E^{\circ }=+1.56{\text{ V}})$

總體反應（無水形式）：

　
: ${\ce {Zn + Ag2O ->[{\ce {KOH/NaOH}}] ZnO + 2Ag (v)}}$

## 特點

氧化銀電池的電壓較高，氧化銀一次電池的公稱電壓標示為 1.55V，高於鹼性電池的 1.5V 與水銀電池的 1.35V。

放電過程中，電壓對放電時間的曲線平坦，也就是說，可長期保持近於相同的電壓。與鹼性電池隨著電量減少，電壓也逐步下降的情況不同。

## 回收

由於負極的鋅與電解液中的成分可以產生化學反應，因而受腐蝕而消耗，這不但會減損電池的可用容量，且會產生氫氣，造成電池內部壓力增高而膨脹。為了抑制這樣的作用，通常會在鋅表面覆以少量水銀，但也造成廢棄的電池對環境產生汞汙染。因此，氧化銀電池應確實回收，以免汙染環境。

近年來由於腐蝕抑制劑與氫吸收劑的發展與使用，已有無汞的氧化銀電池問市。Sony 公司於 2004 年首先宣布成功開發出不使用水銀的氧化銀電池。Maxell 公司也在 2009 年宣布導入無汞的氧化銀電池，並在電池上標示 Hg 0% 以作識別。。

目前鈕扣電池並不在一般乾電池的無汞禁令的範圍之內，無汞的鈕扣電池還不十分普及，必須依照環保單位的指示回收。

## 參看

* 蓄電池
* 燃料電池

## 參考文獻
氧化銅

**氧化銅**（化學式：CuO）是銅的氧化物，為黑色固體。屬於強電解質。不溶於水和乙醇，溶於酸、氯化銨及氰化鉀溶液，氨溶液中緩慢溶解。

## 製備

氧化銅可由氫氧化銅的熱分解製得：

　
: Cu(OH)2 —353-363 K→ CuO + H2O

## 化學性質

氧化銅在一定溫度下，可以被一些具有還原性的氣體還原，如氫氣、碳、一氧化碳、氨等：

　
: CuO + CO → Cu + CO2

　
: C + 2 CuO → CO2↑ + 2 Cu

　
: CuO + H2 → Cu + H2O

氧化銅和鋁的混合物在灼熱時會發生爆炸（鋁熱反應）：

　
: 3 CuO + 2 Al → 2Al2O3 + 3 Cu

氧化銅可溶於酸，形成銅鹽，如：

　
: CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

　
: CuO + 2 HClO4 → Cu(ClO4)2 + H2O

## 參考文獻
氧化銅(III)

**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.
氧化銦鎵鋅

**氧化銦鎵鋅**（英語：**indium gallium zinc oxide**，縮寫：**IGZO**）是一種 LCD 薄膜電晶體顯示器技術，IGZO 結晶最初由君塚昇於 1985 年合成，1990 年代由東京工業大學教授細野秀雄與日本科學技術振興機構（JST）共同開發成 IGZO 透明不定形氧化物半導體技術。IGZO 技術可提高面板解析度同時又降低成本，但 IGZO 面板對光、水以及氧都相當敏感，耐用度上只能用做民間消費品，不能用於高可靠度的軍用或工業環境。

IGZO 與非晶矽相比能夠縮小電晶體尺寸，提高液晶面板畫素的開口率，較易實現解析度高出一倍，電子遷移率快十倍，成為 OLED 技術的最大對手。

日本科學技術振興機構（JST）把技術專利於 2011 年授權予三星電子，2012 年夏普 (Sharp) 亦獲得授權。

LTPS（低溫多矽顯示面板）的表現在某些方面比 IGZO 更佳（如電子遷移率比 IGZO 快約十倍），但是 LTPS 用在小尺寸面板上才能有可接受的成本，在中大尺寸面板上使用 IGZO 技術的成本則比使用 LTPS 低很多。

## 參見

* 細野秀雄

## 參考文獻

## 參見

* OLED
氧化銫

**氧化銫**是一種無機化合物，銫和氧組成，屬於氧化物，其化學式是 Cs2O。

已知的二元銫氧化物有：Cs11O3，Cs4O，Cs7O 和 Cs2O。他們顏色鮮豔。該種**氧化銫** Cs2O 外觀為橙黃色六角形晶體。

## 用途

**氧化銫**可用於紅外信號檢測設備，如光電陰極的圖像增強器、真空光電二極體、光電倍增管和電視攝像管 LR 科勒描述的第一個現代光電發射表面層在 1929-30 作為銫上一層銫氧化物層上的銀這是一個良好的電子發射器，但它的高蒸氣壓限制了它的實用性。

## 反應

鎂元素可以還原氧化銫中的元素銫，形成的氧化鎂是一種側產物：

　
: Cs2O + Mg → 2Cs + MgO

Cs2O 是具有吸濕性的，與水接觸會形成腐蝕性的氫氧化銫。

## 製備

銫在空氣中燃燒時，主要生成的是過氧化銫，只有少量的氧化銫和超氧化銫生成。當金屬銫被露置於空氣中時，它會快速氧化，失去金屬光澤，並產生一系列有顏色的氧化物。

氧化銫主要由用銫還原無水氫氧化銫或超氧化銫產生：

　
: 2Cs + 2CsOH → 2Cs2O + H2↑

　
: 3Cs + CsO2 → 2Cs2O

## 參見

　
: H. Nechamkin, _The Chemistry of the Elements_, p 34; McGraw-Hill, New York, 1968.

　
: A. F. Holleman, E. Wiberg, "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001.
氧化鋁

**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）
氧化鋱(III,IV)

**七氧化四鋱**的化學式寫作 Tb4O7，它實際上是由十二氧化七鋱 Tb7O12 和二十氧化十一鋱 Tb11O20 組成的混合物。

## 性質

棕褐色無定形粉末，不溶於水，溶於熱濃酸中生成鋱 (Ⅲ) 鹽類。七氧化四鋱與 1:1 濃乙酸和鹽酸混酸中回流反應半小時，發生歧化生成二氧化鋱和三氯化鋱。

　
: ${\rm {\ Tb_{4}O_{7}+6HCl\rightarrow 2TbO_{2}+2TbCl_{3}+3H_{2}O}}$

## 製備

硝酸鋱、碳酸鋱或硫酸鋱溶液與氫氧化鈉作用沉澱出氫氧化鋱，經過濾、灼燒，製得七氧化四鋱。

　
: ${\rm {\ 4Tb(OH)_{3}+{\tfrac {1}{2}}O_{2}\rightarrow Tb_{4}O_{7}+6H_{2}O}}$

## 用途

用作釔鋁和釔鐵石榴石摻入劑、螢光粉活化劑、製取金屬鋱的原料，以及作 X 射線增感紙用螢光體。

## 參考資料
氧化錫(IV)

**二氧化錫**是一種無機化合物，化學式為 SnO2。

## 性質

白色、淡灰色或淡黃色六方、斜方或四方晶系粉末，在空氣中加熱時穩定。在自然界中以錫石存在。結晶成金紅石型結構，其中錫六配位，氧為三配位。不溶於水、王水和醇，溶於鹼金屬氫氧化物溶液中生成錫酸鹽，也可溶於酸中，因此為兩性氧化物。有導電性能。它一般認為是一種缺氧 n 型半導體。

二氧化錫可溶於氫鹵酸生成六鹵錫酸鹽，例如它與氫碘酸在回流條件下反應數小時後，可得六碘錫酸。

　
: ${\rm {\ SnO_{2}+6HI\rightarrow H_{2}SnI_{6}+2H_{2}O}}$

二氧化錫也可溶於硫酸生成硫酸錫：

　
: ${\rm {\ SnO_{2}+2H_{2}SO_{4}\rightarrow Sn(SO_{4})_{2}+2H_{2}O}}$

## 製備

錫花與 20°Bé 的硝酸進行反應，至無氮氧化物逸出和無錫剩餘時，反應液經澄清，生成的 β- 錫酸經洗滌、脫水在 120°C 烘乾，並於 1250°C 煅燒，再經粉碎、過篩，得二氧化錫。

　
: ${\rm {\ 3Sn+4HNO_{3}+H_{2}O\rightarrow 3H_{2}SnO_{3}+4NO\uparrow }}$

　
: ${\rm {\ H_{2}SnO_{3}\ {\xrightarrow {\triangle }}\ SnO_{2}+H_{2}O}}$

## 用途

二氧化錫在顏料工業中與鉻酸鹽、三氧化二鉻、石灰、五氧化二釩、五氧化二銻、氯等混合，產生粉紅色、米黃色、黃色、灰藍色、紫金色等顏色，作為陶瓷和搪瓷的著色劑。玻璃工業中，用於製造乳白玻璃和用作玻璃磨光劑。印染中，用作織物媒染劑和增重劑。此外，二氧化錫還用作製取其他錫化合物的原料、有機合成中用於氧化芳香族化合物為羧酸和酸酐的催化劑，以及用於電子工業。

## 參考資料
氧化鍶

**氧化鍶**，SrO，一種穩定的鹼性氧化物，可由鍶與氧氣反應制得。鍶在空氣中燃燒生成氧化鍶和氮化鍶的混合物。分解 SrCO3 也可製得氧化鍶。

## 用途

自從 1970 年起鍶被廣泛使用以來，約 8% 的電視顯像管玻璃為氧化鍶。 法律要求在美國發售的彩色電視及其他含有彩色映像管的電子設備在面板中使用金屬鍶阻礙 X 光的發散（這些發射 X 光的電視已停產）。

## 反應

氧化鍶與鋁在真空中共熱可製得單質鍶。

## 參考資料

## 拓展鏈接

* Hansen, Tony, "SrO (Strontium Oxide, Strontia)", ceramic-materials.com
氧化鎂板

**氧化鎂**（化學式：MgO）也稱**苦土**，是鎂的氧化物，一種離子化合物；常溫下為白色固體；氧化鎂以方鎂石的形式存在於自然界中。

## 製備

氧化鎂可由煅燒鹼式碳酸鎂（碳酸鎂類）或氫氧化鎂製得；煅燒溫度在 400－900℃製成輕質氧化鎂，在 900℃以上製成重質氧化鎂。

也可用二氧化碳當氧化劑製造。

　
: ${\rm {2Mg+CO_{2}\rightarrow C+2MgO}}$

## 性質

氧化鎂微溶於水、溶於酸。

氧化鎂在粉碎時會與水作用，形成氫氧化鎂：

　
: MgO + H2O → Mg(OH)2

## 用途

* 圖書館中用於防止書籍被酸腐蝕；
* 用於導線的絕緣皮；
* 用於治療胃灼熱、胃酸和酸性消化不良；
* 用作短效輕瀉劑；
* 用作鎂補充劑；
* 因其難熔，可用作熔爐襯裡；
* 在比色法中用作白色的參照物；（發射率約為 0.9）
* 壓細的氧化鎂可用作光學塗料（柯達公司商品名：Irtran-5）。塗層厚度在 300 奈米至 7 毫米之間時，塗層是透明的。1 毫米厚的塗層折射率為 1.72。
* 用於競技體操、棒球投手、攀岩等運動的防滑粉，可吸手汗。
* 其緩慢溶於酸的特性在皮革鞣製中可用做提鹼劑
* 氧化鎂板使用氧化鎂及氯化鎂為主要原料，有些會加上木屑、等當作填充材，再與玻璃纖維網及無紡布結合，初凝後產生強度，經養生烘乾製成。用途廣泛，可作隔牆板、天花板、隔熱板、可黏貼磁磚、壁紙、等。與另一種防火建材矽酸鈣板相比較，氧化鎂板防火較差，且折斷後斷面有網格狀，易碎且易吸水變形。有些氧化鎂板含有石棉。
* 用於工業橡膠製品及氯丁膠膠粘劑的生產，起吸酸劑及促進劑作用。
* 用於導熱用陶瓷製作原料（氧化鎂 + 膠黏劑混合後擠壓，再高溫煅燒成型）

## 危險

吸入氧化鎂煙能導致金屬煙霧病。

## 參考文獻

## 外部連結

### 資料

* National Pollutant Inventory
* NIH （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）（藥用資料）
* UCL
* NIST
* [1]（發射率資料）

### 廠商

* Magspecialties （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* Harrick Scientific products
* Lorad chemical （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）（光學塗料）
* Morgan Advanced Ceramics
* [2] （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* Wuxi Zehui Chemical Co., Ltd. - Basic Manufacturer of Magnesium Compounds from China （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化鎝（Ⅶ）

**七氧化二鎝**（**Tc2O7**），又稱**氧化鎝**、**氧化鎝（Ⅶ）** 或**高鎝 (酸) 酐**。七氧化二鎝是鎝最常見的氧化物，呈黃色。

七氧化二鎝和一般的金屬氧化物不同。它有揮發性，有此類似性質的還有四氧化釕、四氧化鋨和不穩定的七氧化二錳等。七氧化二鎝的末端和橋接 Tc−O 鍵分別為 167pm 和 184 pm ，而 Tc−O−Tc 鍵角為 180°。

## 製備

七氧化二鎝可藉由在氧氣中加熱鎝至 450 至 500℃以上時製得：

　
: 4 Tc + 7 O2 → 2 Tc2O7

它也可以由三氧化鎝歧化而成。

　
: ${\ce {3 TcO3 -> Tc2O7 + TcO2}}$

## 性質

### 物理性質

七氧化二鎝是一種淺黃色的吸濕性的針狀晶體。它是正交晶系的，空間群 Pbca (No. 61)，晶格參數 a = 1375.6 pm、b = 743.9 pm 和 c = 561.7 pm。它可溶於水，形成高鎝酸 HTcO4，在濃度高時為粉紅色。

### 化學性質

七氧化二鎝溶於水中後形成高鎝酸：

　
: Tc2O7 + H2O → 2 HTcO4

七氧化二鎝也能直接和氫氧化鈉發生酸鹼中和反應，產生高鎝酸鈉：

　
: Tc2O7 + 2 NaOH → 2 NaTcO4 + H2O

## 參見

* 六氟化鎝
* 四氯化鎝
* 鎝酸
* 高鎝酸

## 參考資料
氧化鎦

**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
氧化鐵

**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
氧化鐵(II,III)

**四氧化三鐵**是鐵的氧化物，化學式為 Fe3O4，有時被寫成 FeO・Fe2O3。

## 製備

* 自然界中存在於磁鐵礦中，含有各種雜質。
* 在氧氣中燃燒鐵粉：

　
: ${\ce {3Fe + 2O2 ->[{150 - 600 °C}] Fe3O4}}$

* 鐵與水蒸汽高溫反應：

　
: ${\ce {3Fe + 4H2O ->[{800 °C}] Fe3O4 + 4H2 (^)}}$

* 鐵與二氧化氮加熱反應：

　
: ${\ce {3Fe + 2NO_2 ->[\Delta] Fe3O4 + N2 (^)}}$

* 氧化鐵與氫氣反應：

　
: ${\ce {3Fe2O3 + H_2 ->[{400 °C}] 2Fe3O4 + H2O}}$

## 物理性質

黑色立方晶體，空間群_**F d3m**_，其中 _a_ = 0.844 nm，Z = 8。

627 °C 時，α- 型四氧化三鐵轉化為 β- 型四氧化三鐵。居禮溫度 858 K。具有高導電性。硬度 5.6-6.5。

水合物化學式為 Fe3O4·2H2O。

四氧化三鐵中含有 Fe2+ 和 Fe3+，X 射線繞射實驗表明，四氧化三鐵具有反式尖晶石結構，晶體中並不存在偏鐵酸根離子 FeO2-。

## 化學性質

* 加熱分解：

　
: $2F{{e}_{3}}{{O}_{4}}{\overset {1538{\text{°C}}}{=\!=\!=\!=\!=}}\ 6FeO+{{O}_{2}}\uparrow $

* 與稀鹽酸反應：

　
: $F{{e}_{3}}{{O}_{4}}+8HCl{=\!=\!=}\ FeC{{l}_{2}}+2FeC{{l}_{3}}+4{{H}_{2}}O$

* 與濃氧化性酸反應：

　
: $F{{e}_{3}}{{O}_{4}}+10HN{{O}_{3}}{=\!=\!=}\ 3Fe{{(N{{O}_{3}})}_{3}}+N{{O}_{2}}\uparrow +5{{H}_{2}}O$

* 與熔融鹼反應：

　
: $F{{e}_{3}}{{O}_{4}}+14NaOH{\overset {400{\text{-}}500{\text{°C}}}{=\!=\!=\!=\!=\!=\!=}}\ :N{{a}_{4}}Fe{{O}_{3}}+2N{{a}_{5}}Fe{{O}_{4}}+7{{H}_{2}}O$

* 空氣中加熱，被氧氣氧化：

　
: $4F{{e}_{3}}{{O}_{4}}+{{O}_{2}}{\overset {450{\text{-}}600{\text{°C}}}{=\!=\!=\!=\!=\!=\!=}}\ 6F{{e}_{2}}{{O}_{3}}$

* 被氫、一氧化碳和鋁還原：

　
: ${\begin{aligned}&F{{e}_{3}}{{O}_{4}}+4{{H}_{2}}{\overset {1000{\text{°C}}}{=\!=\!=\!=}}\ 3Fe+4{{H}_{2}}O\\&F{{e}_{3}}{{O}_{4}}+4CO{\overset {700{\text{°C}}}{=\!=\!=\!=}}\ 3Fe+4C{{O}_{2}}\\&3F{{e}_{3}}{{O}_{4}}+8Al{\overset {\Delta }{=\!=\!=}}\ 9Fe+4A{{l}_{2}}{{O}_{3}}\\\end{aligned}}$

　
:

* 與鐵歸中：

　
: $F{{e}_{3}}{{O}_{4}}+Fe{\overset {900{\text{-}}1000{\text{°C}}}{=\!=\!=\!=\!=\!=\!=}}\ 4FeO$

## 應用

製作特殊電極。

## 參見

* 磁鐵礦

## 參考資料

* Редкол.: Кнунянц И.Л. и др. (編). Химическая энциклопедия. 2. М.: Советская энциклопедия. 1990: 671. ISBN 5-82270-035-5.
* Редкол.: Никольский Б.П. и др. (編). Справочник химика. 1 2-е изд., испр. М.-Л.: Химия. 1966: 1072.
* Редкол.: Никольский Б.П. и др. (編). Справочник химика. 2 3-е изд., испр. Л.: Химия. 1971: 1168.
* Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов 3-е изд., испр. М.: Химия. 2000: 480. ISBN 5-7245-1163-0.
* Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. 2. М.: Мир. 1972: 871.
氧化鑭(III)

**氧化鑭**是鑭（III）的氧化物，分子式為 La2O3，室溫下為白色粉末。氧化鑭可溶於酸生成鑭鹽。

## 製備

氧化鑭通常利用草酸鑭或者碳酸鑭的熱分解製備。

實驗室可以用可溶性的鑭鹽和鹼反應製備氫氧化鑭，再使氫氧化鑭受熱分解得到氧化鑭。

## 化學性質

氧化鑭不和鹼反應，但可溶於強酸：

　
: La2O3 + 6 H+ → 6 La3+ + 3 H2O

氧化鑭在灼燒下可以和氧化硼化合：

　
: 3 B2O3 + La2O3 → 2 La(BO2)3

氧化鑭在空氣中易吸收水份和二氧化碳。

## 參考資料
氧化钆

**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
氧化钇

**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
氧化钌(IV)

**二氧化釕**是一種無機化合物，化學式 RuO2。這種黑色固體是釕最常見的氧化物。它用於電催化，合成氯氣和氯的氧化物。 類似很多二氧化物， RuO2 為金紅石 結構。

## 製備

二氧化釕可以由氧化三氯化釕而成。幾乎整比的 RuO2 晶體可以由化學氣相運輸而成，運輸劑為 O2：

　
: RuO2 + O2 ⇌ RuO4

## 用處

二氧化釕是 Sumitomo-Deacon 反應的催化劑。這個反應通過氧化氯化氫 來得到氯氣。

## 參考資料

## 外部連結

* Los Alamos National Laboratory – Ruthenium （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化钌(VIII)

**四氧化釕**（RuO4）是一種反磁性的、正四面體構型的釕化合物。正如理論預測的那樣，它是對稱的非極性分子，但很不穩定。類似的四氧化鋨用途更廣，也更為人們所知。它在多數溶劑中都不穩定，較好的溶劑是四氯化碳。

## 製備

四氧化釕可以通過高碘酸鈉氧化三氯化釕來製備。

　
: 8 Ru3+ + 5 IO4− + 12 H2O → 8 RuO4 + 5 I− + 24 H+

因為四氧化釕在溫度稍微升高時就會隨時爆炸性分解，大多數實驗室不直接合成它，一般也不能通過化學品供應商獲得。下一節中的有機反應不直接使用四氧化釕也是這個原因。大多數實驗室改用它的陰離子形成的鹽 —— 簡稱為 TPAP 的高釕酸四正丙基銨，化學式為 [N (C3H7)4]RuO4，以保證安全。TPAP 可以用溴酸鈉將 RuCl3 氧化成 RuO4-來製備，同時與陽離子 —— 四丙基銨離子結合。

## 性質和用途

四氧化釕具有很強的氧化性，它不但能氧化濃鹽酸，甚至可以氧化稀鹽酸。

　
: ${\rm {\ 2RuO_{4}+16HCl\rightarrow 2RuCl_{3}+8H_{2}O+5Cl_{2}\uparrow }}$

它在鹼性環境中也能氧化水，生成氧氣。

　
: ${\rm {\ 4RuO_{4}+4NaOH\rightarrow 4NaRuO_{4}+2H_{2}O+O_{2}\uparrow }}$

　
: ${\rm {\ 4NaRuO_{4}+4NaOH\rightarrow 4Na_{2}RuO_{4}+2H_{2}O+O_{2}\uparrow }}$

四氧化釕如果加熱到 370K 以上，就會爆炸性分解成二氧化釕，室溫下與乙醇混合也很危險。

四氧化釕幾乎能氧化所有的有機化合物。例如，它會將金剛烷氧化成 1 - 金剛烷醇。在有機合成中，這被用於氧化末端炔烴成 1,2 - 二酮，將低級醇氧化為羧酸。現在的使用方法是使用催化量的四氧化釕，或者向乙腈、水和四氯化碳的溶劑中添加高碘酸鈉（作用是氧化三氯化釕）使它循環再生，大大減少了四氧化釕的使用量。

因為它是一種強烈的氧化劑，所以反應條件溫和，一般在室溫即可。雖然它的氧化性很強，但是它並不影響不被氧化的手性中心。一個例子是將下面的鄰二醇氧化為羧酸

　
:

氧化活潑的 1,2 - 環氧化合物中的醇羥基，環氧環不受影響：

　
:

在溫和的條件下，氧化反應可以停留在醛這一步。

四氧化釕很容易將二級醇氧化成酮。雖然其他便宜的試劑也可以做到這一點，比如：瓊斯試劑或者以二甲基亞碸為基礎的氧化劑。但是在同時需要強氧化劑和溫和的反應條件時，四氧化釕是很理想的。

四氧化釕容易打開碳碳雙鍵，將其氧化成羰基化合物，某種意義上與烯烴臭氧化 - 分解反應類似。與四氧化釕相似的氧化劑 —— 四氧化鋨不能打開雙鍵，而是氧化獲得鄰二醇一類化合物。

實際操作中，需要被氧化的反應物一般溶解在類似於四氯化碳的溶劑中。溶劑中也會添加乙腈，作為催化過程的協助配體。然後將乙醚添加進沉澱里使得釕催化劑再生。

## 參考資料
氧化钍

**二氧化釷**，別名**氧化釷**，化學式 ThO2。

## 製備

硝酸釷溶液與草酸溶液反應沉澱出草酸釷。經過濾、洗滌、乾燥，並在 650～800°C 下灼燒，製得二氧化釷。

　
: $\ Th(NO_{3})_{4}+2H_{2}C_{2}O_{4}\rightarrow Th(C_{2}O_{4})_{2}+4HNO_{3}$

　
: $\ Th(C_{2}O_{4})_{2}\rightarrow ThO_{2}+2CO_{2}+2CO$

## 物理性質

二氧化釷是不溶於水的重質白色粉末，有放射性。莫氏硬度為 6.5。

## 化學性質

二氧化釷可以被金屬鈣在 1000℃還原：

　
: ThO2 + 2 Ca → 2 CaO + Th

## 用途

用作耐火材料、催化劑，也用於製造原子能燃料、光學玻璃、電子管陰極、高溫陶瓷和白熾燈等。以前亦用作顯影劑，唯因安全問題已棄用。

## 參考資料
氧化钐

**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
氧化钒（V）

**五氧化二釩**，IUPAC 名稱為**氧化釩 (V)**，是釩 (V) 的氧化物，化學式為 V2O5。它是一種有毒的橙黃色固體，微溶於水，加熱時失去氧而分解。可作化學工業中的催化劑，最重要的是對硫酸工業中二氧化硫轉化為三氧化硫一步的催化。

五氧化二釩中的釩（+5）為最高氧化態，具有兩性和氧化性。

## 化學性質

### 酸鹼反應

五氧化二釩具有兩性，可溶於鹼生成多聚釩酸鹽，也可溶於非還原性酸生成淡黃色含 VO2+ 的溶液：

　
: V2O5 + 2 HNO3 → 2 VO2(NO3) + H2O

與鹼如氫氧化鈉反應，鹼過量時產物為無色的釩酸鈉（Na3VO4），酸度升高時，顏色逐漸由無色變為橙色再到紅色。pH 處於 9-13 時的微粒主要是 HVO42−、V2O74−，低於 9 時變為 V4O124−、HV10O285−。pH 為 2 時沉澱出棕色的五氧化二釩水合物。

五氧化二釩與亞硫醯氯反應得到三氯氧釩：

　
: V2O5(s) + 3 SOCl2(l) → 2 VOCl3(l) + 3 SO2(g)

### 氧化還原反應

五氧化二釩中的正五價釩可被還原，在酸性介質得到 VIV，藍色的 VO (H2O)52+ 釩氧基離子。以鹽酸和氫溴酸作還原劑，氧化產物是相應的鹵素單質：

　
: V2O5(s) + 6 HCl + 7 H2O → 2 [VO(H2O)5]2+ + 4 Cl− + Cl2

固態的五氧化二釩可被草酸、一氧化碳或二氧化硫還原為深藍色的二氧化釩固體，還原劑過量會經由 V4O7 與 V5O9 之類的複雜氧化物混合物，最終產物是黑色的三氧化二釩。

溶液中，釩酸鹽或 VO2+ 離子被鋅汞齊還原，會發生一系列的顏色變化，最終得到 VII 離子：

　
: 無色 "VO3−"→ 黃色"VO2+"→ 藍色"VO2+"→ 綠色"V3+"→ 紫色"V2+"

## 製備

首先用碳酸鈉處理含釩礦物生成偏釩酸鈉，而後用硫酸控制 pH 為 2-3，沉澱，加熱至 690°C 熔化便可得到粗五氧化二釩。

金屬釩與過量氧氣反應的主要產物是五氧化二釩，但常常含有釩的其他低價氧化物雜質。實驗室中，可用偏釩酸銨在 200°C 時的分解反應製備五氧化二釩：

　
: 2 NH4VO3 → V2O5(s) + 2 NH3 + H2O

## 應用

五氧化二釩最重要的應用，是在接觸法制硫酸時，作二氧化硫氧化為三氧化硫的催化劑。三氧化硫進一步與硫酸反應可以得到焦硫酸，而一個焦硫酸可加水形成兩個硫酸。

　
: 2 SO2 + O2 ⇌ 2 SO3

一般催化反應於 400-620°C 時發生。低於此溫度時，五氧化二釩無法發揮出催化活性；高於此溫度時，五氧化二釩則分解。反應的催化機理如下，經由低價的二氧化釩中間產物：

　
: SO2 + V2O5(s) → SO3(g) + 2 VO2(s)

　
: 2 VO2(s) +1/2 O2(g) → V2O5

## 參見

* 五氧化二釩性質表

## 參考資料
氧化钕

**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
氧化钙

**氧化鈣**，俗稱**生石灰**或**石灰**，化學式 CaO，是常見的無機化合物。

## 性質

氧化鈣是鹼性氧化物，和水反應生成氫氧化鈣（熟石灰），該劇烈反應放出大量熱，甚至能讓水沸騰：

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

氧化鈣也可以和酸反應，生成相應的鈣鹽，例如：

　
: ${\rm {CaO+2H^{+}\rightarrow Ca^{2+}+H_{2}O}}$

例如氧化鈣和鹽酸反應，會生成氯化鈣：

　
: ${\rm {CaO+2HCl\rightarrow CaCl_{2}+H_{2}O}}$

將氧化鈣和碳一起在電爐中共熱至攝氏 2000 度，生成碳化鈣（電石）：

　
: ${\rm {CaO+3C\rightarrow CaC_{2}+CO}}$

## 製備

氧化鈣通常是石灰窯中含有碳酸鈣 CaCO3 的材料（例如石灰石或貝殼）的熱分解反應而成的。這需要 825 °C（1,517 °F） 以上的溫度。這一過程被稱為煅燒，把碳酸鈣分解成二氧化碳和氧化鈣。這也是少數史前已為人所知的化學反應。

　
: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

這些氧化鈣並不穩定，冷卻後會和空氣中的二氧化碳自發反應，變回碳酸鈣，除非用水消解以形成石灰膏或石灰砂漿。

全球氧化鈣的年產量約為 2.83 億噸。中國是迄今為止世界上最大的生產國，每年總產量約為 1.7 億噸。美國位居第二，每年約 2000 萬噸。

每生產 1 噸氧化鈣大約需要 1.8 噸石灰石。氧化鈣對水有很高的親和力，是比矽膠更有效的乾燥劑。這與氧化鈣和水的反應體積增加至少 2.5 倍有關。

## 用處

* 氧化鈣的主要用處是鹼性氧氣煉鋼 (BOS) 。在一噸鋼中，需要用 30 至 50 公斤（65－110 英磅）的氧化鈣。氧化鈣和酸性氧化物，例如 SiO2、Al2O3 和 Fe2O3 中和，形成鹼性熔渣。
* 氧化鈣粉末用於生產加氣混凝土塊，密度約為 0.6–1.0 g/cm3。
* 氧化鈣和氫氧化鈣可顯著提高含粘土的承載能力。它們通過與細碎的二氧化矽和氧化鋁反應，生成具有膠結性能的矽酸鈣和鋁酸鹽。
* 少量的氧化鈣可用於其他工藝，如：玻璃、鋁酸鈣水泥和有機化合物的生產。
* 氧化鈣也可以用作加熱劑。當它以下面的反應水解成氫氧化鈣時，會放出熱能：

　
: : CaO (s) + H2O (l) ⇌ Ca(OH)2 (aq) (ΔHr = −63.7 kJ/mol of CaO)

　
: 當氧化鈣水解時，會放熱並膨脹。一升水可以和約 3.1 公斤（6.8 英磅） 的氧化鈣反應，形成氫氧化鈣和 3.54 MJ 的能量。這個反應可用於提供方便的可攜式熱源，用於自熱食品。有一些公司在銷售使用這種加熱方法的烹飪套件。

* 氧化鈣也是一種食品添加劑，用作酸度調節劑、麵粉處理劑和發酵劑。它的 E 編碼為 **E529**。
* 當氧化鈣被加熱到 2,400 °C（4,350 °F）時，會散發出強烈的光芒。這種照明形式被稱為石灰光，並在電燈發明之前廣泛用於戲劇作品中。
* 氧化鈣是水泥的關鍵成分。
* 氧化鈣是一種廉價且廣泛使用的鹼。大約 50% 的氧化鈣在使用前會先轉化成氫氧化鈣。氧化鈣和氫氧化鈣都用於處理飲用水。
* 水檢測膏是氧化鈣和酚酞的混合物。如果這種糊狀物與燃料儲罐中的水接觸，CaO 會與水反應形成氫氧化鈣。氫氧化鈣具有足夠高的 pH 值，可以將酚酞變成鮮艷的粉紫色，表明存在水。
* 在硫酸鹽紙漿廠的化學回收過程中，氧化鈣用於從碳酸鈉中再生氫氧化鈉。
* 有考古證據表明，前晚新石器時代 B 的人類使用基於氧化鈣的灰泥，用於地板和其他用途。這種石灰灰地板一直被使用到 19 世紀後期。
* 在煙氣脫硫的過程中，可以使用氧化鈣的固體噴霧劑或漿液從廢氣流中去除二氧化硫。
* 歷史上，人們錯誤地認為氧化鈣可以有效加速屍體的分解。事實上，氧化鈣可以保存屍體。氧化鈣可以消除分解過程產生的惡臭，這可能導致人們得出錯誤的結論的原因。

### 作為武器

公元前 80 年，羅馬將軍塞多留部署了令人窒息的苛性石灰雲來擊敗西班牙的 Characitani，後者在人跡罕至的洞穴中避難。公元 178 年，中國使用類似的粉塵來平息農民武裝起義，他們用裝有風箱的石灰戰車將氧化鈣粉末吹向人群。

氧化鈣被認為是希臘火的組成成分。氧化鈣遇水會產生 150 °C（302 °F）的高溫，並點燃燃料。

大衛・休謨在他的《英格蘭史》中敘述了亨利三世統治初期，英國海軍用生石灰使敵方艦隊失明，摧毀了一支入侵的法國艦隊。生石灰可能已用於中世紀的海戰。

## 危險性

由於氧化鈣與水劇烈反應，當吸入或接觸潮濕的皮膚或眼睛時，會引起嚴重的刺激。吸入氧化鈣可能導致咳嗽、打噴嚏和呼吸困難，然後可能會演變成燒傷，伴有鼻穿孔、腹痛、噁心和嘔吐。雖然氧化鈣不被認為是火災隱患，但它與水的反應會釋放足夠的熱量，足以點燃可燃物。

## 天然存在

氧化鈣天然存在於生石灰礦中，不過它在濕氣下不穩定，會迅速變成熟石灰（氫氧化鈣，化學式 Ca (OH) 2，俗稱羥鈣石）。

## 參考資料
氧化钚(IV)

**二氧化鈈**是鈈最穩定的氧化物，化學式為 PuO2。它的顏色可以從黃色變化到橄欖綠色，取決於粒子的大小、溫度和生產方式。

## 結構

二氧化鈽的晶體結構為螢石結構，其中 Pu4+ 占據鈣離子的位置，而 O2-占據氟離子的位置。

## 製備

二氧化鈽可以由草酸鈽 (IV) 在超過 1000 °C 下煅燒而成。硝酸鈽 (IV) 和過氧化鈽也可以發生此反應。

## 應用

二氧化鈽可用於放射性同位素加熱器和核電池。

## 危害

二氧化鈽在體內的行為因進入人體的方式而異。攝入二氧化鈽後，大部分會以廢物的形式迅速排出體外，但有一小部分會在胃酸中離解成離子並穿過血液屏障，留在其它器官里。由於其強放射性，二氧化鈽有劇毒。

## 參考資料
氧化钛

**二氧化鈦**，化學式為 TiO2，俗稱**鈦白粉**，分子大小是奈米級為光觸媒，能靠紫外線消毒及殺菌，已經有一些產品問世。
亦可用於化妝品中。
二氧化鈦是水反應生成氫氣和氧氣的催化劑，
二氧化鈦可製作成光催化劑，淨化空氣，消除車輛排放物中 25% 到 45% 的氮氧化物，可用於治理 PM2.5 懸浮顆粒物過高的空氣污染。

## 存在形式

## 製備

鈦白粉的生產方法有硫酸法和氯化法兩種。硫酸法是將鈦鐵礦經濃硫酸酸解成塊狀固相物，用酸性水浸取後得到鈦液，經沉降除雜質、冷凍分離副產硫酸亞鐵後，加晶種使硫酸氧鈦分解生成偏鈦酸。經水洗達標後煅燒、粉碎而製得鈦白粉。

反應方程式： 
「
2H2SO4 + TiO2→Ti(SO4)2 + 2H2O

Ti(SO4)2 + H2O→ TiOSO4 + H2SO4

TiOSO4 + H2O→H2TiO3↓+ H2SO4
H2TiO3·SO3→TiO2+H2O+SO3↑
」 
有誤待修正

氯化法是將粉碎後的金紅石或高鈦渣與焦炭混合，在硫化床氯化爐中與氯氣反應生成四氯化鈦，經淨化，加入晶型轉化劑於高濁罡氧化生成二氧化鈦，再經水洗、乾燥、粉碎得到。
反應方程式：

2TiO2 + 3C + 4Cl2→2TiCl4 + 2CO↑+ CO2↑

TiCl4（g）+O2 （g）→TiO2 （s）+ 2Cl2 （g）

## 用途

* 油漆、塑膠、橡膠
* 食用色素 E171
* 防曬和抗紫外線吸收劑，用於化妝品
* 染料敏化太陽能電池
* 白色結晶的 TiO2 有很高的折射率，可作為寶石
* 修正液、修正帶
* 生物感測奈米黃金之催化劑
* Airwaves 口香糖
* ……

## 參考資料

## 外部連結

* 二氧化鈦光觸媒的應用
* 鈦白粉字典 - Guidechem.com（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* 金紅石型鈦白粉
氧化钛(II)

**一氧化鈦** (TiO) 是一種無機化合物，由鈦和氧組成。它可以由二氧化鈦和金屬鈦在 1500 °C 化合而成。它是一種非整比化合物，實驗式 TiO0.7 至 TiO1.3。這是由缺陷岩鹽結構中的 Ti 或 O 的空位引起的。在純 TiO 中，Ti 和 O 位的 15％都處於空位狀態。 小心地退火會導致空位有序，從而產生單斜晶型，該單斜晶型在原始電池中具有 5 個 TiO 單元，表現出較低的電阻率。 人們還已知高溫下具有三角稜柱配位的鈦原子的形式。 TiO 的酸溶液在短時間內穩定，然後分解生成氫氣:

　
: 2Ti2+(aq) + 2H+(aq) → 2Ti3+(aq) + H2(g)

氣相 TiO 在較冷恆星 (M 型) 的光譜中顯示出很強的能帶。 2017 年，TiO 首次在外行星的大氣中被發現。 另外，人們已經獲得證據表明星際介質中存在雙原子分子 TiO。

## 參考資料
氧化钛(III)

**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
氧化钠

**氧化鈉**，化學式 **Na2O**，是鈉的正常氧化物，常溫下是白色固體。其性質極活潑，為鹼性氧化物，與水反應生成氫氧化鈉。在空氣中加熱能生成淺黃色的過氧化鈉。

## 製備

氧化鈉可由鈉和氧反應製得：

$$
\ 4Na+O_{2}\to 2Na_{2}O
$$

氧化鈉也能直接藉由燃燒鈉而得，但是這樣會產生 20% 的過氧化鈉：

$$
\ 6Na+2O_{2}\to 2Na_{2}O+Na_{2}O_{2}
$$

將熔融狀態的鈉金屬與硝酸鈉反應，也能製取氧化鈉：

$$
\ 10Na+2NaNO_{3}\to 6Na_{2}O+N_{2}\uparrow
$$

## 相關化學反應

* 與水反應：

　
: $\ Na_{2}O+H_{2}O\to 2NaOH$

* 與酸反應：

　
: $\ Na_{2}O+2HCl\to 2NaCl+H_{2}O$

* 與氧反應：

　
: $\ 2Na_{2}O+O_{2}\to 2Na_{2}O_{2}$

* 與二氧化碳反應：

　
: $\ Na_{2}O+CO_{2}\to Na_{2}CO_{3}$

## 參見

* 氧化物
* 鈉
* 氧化鈉、過氧化鈉、超氧化鈉、臭氧化鈉
* 氫氧化鈉
* 水、氧化鋰、氧化鉀、氧化銣、氧化銫
氧化钡

**氧化鋇**（化學式：BaO）是鋇的正常氧化物，為白色固體。它可由鋇在氧氣中燃燒，或鋇鹽熱分解製得：

　
: 2Ba + O2 → 2BaO

　
: BaCO3 → BaO + CO2

與水反應生成氫氧化鋇：

　
: BaO + H2O → Ba(OH)2

## 用途

氧化鋇可用作熱陰極及陰極射線管中的塗層以及生產特定種類的玻璃，如光學冕牌玻璃。以前曾用氧化鉛於此用途，但由於氧化鉛不僅提高了折射率，還提高了色散率，因此現已被只提高折射率的氧化鋇取代。此外，氧化鋇還可用作乙氧基化反應的催化劑，催化環氧乙烷與醇在 150-200°C 反應。

## 安全

氧化鋇具刺激性，與皮膚、眼部接觸或吸入會造成疼痛和紅腫。吞食危險更大，會導致噁心、腹瀉、肌肉麻痹和心律失常，嚴重時可能致死。

氧化鋇同樣對水生生物有害。

## 參考資料

## 外部連結

* 國際化學品安全卡 0778 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化钪

**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
氧化钬

**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
氧化钯

**氧化鈀**，化學式為 **PdO**，是鈀唯一被深入了解的氧化物。它可以由鈀和氧氣反應而成。加熱至 750℃以上時，分解為金屬鈀。它不會被酸攻擊。氧化鈀的用途不多。

## 性質

氧化鈀非常穩定，不溶於酸，微溶於王水。

PdO 的結構為四面體型 (_P_42/_mmc_) _a_ = 3.044, _c_ = 5.328 Å。Pd 原子的配位是四邊形的，符合 d8 金屬離子的結構；而氧原子是四面體形的。 最接近的 Pd–Pd 距離是 3.044 Å ，幾乎可以成鍵。

## 製造

PdO 可以由海綿金屬鈀和氧氣在 350 °C 下反應而成。

　
: 2 Pd + O2 → 2 PdO

把硝酸鈀在空氣中加熱就即得氧化鈀。

## 用途

氧化鈀用作催化氫化的催化劑。

## 參考資料
氧化钴

**氧化鈷**可以指：

* 氧化亞鈷，又名氧化鈷 (II)、一氧化鈷，化學式 CoO。由將四氧化三鈷加熱至 950℃時製得：2 Co3O4 → 6 CoO + O2。
* 三氧化二鈷，又名氧化鈷 (III)、氧化高鈷，化學式 Co2O3。用次氯酸鈉把氧化亞鈷氧化後製得。
* 四氧化三鈷，是一種混合價態化合物，化學式 Co3O4。氧化亞鈷在空氣中加熱至約 600-700℃會轉變為四氧化三鈷：6 CoO + O2 → 2 Co3O4。

## 參見

* 氧化鐵

## 參考文獻
氧化钴(III)

**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
氧化钴(II，III)

**四氧化三鈷**是一種黑色固體，分子式為 Co3O4。它是一種混合價態化合物，同時含有二價鈷和三價鈷，分子式也可以記為 CoIICoIII2O4 或 CoO・Co2O3。

## 結構

Co3O4 晶體結構為尖晶石構型，其中 O2-作立方緊密堆積；Co2+ 離子為四配位，填充於四面體空隙；Co3+ 離子為六配位，填充於八面體空隙。.

## 合成

氧化亞鈷（CoO）在空氣中加熱至約 600-700 °C 會轉變為四氧化三鈷（Co3O4）.：

6 CoO + O2 → 2 Co3O4

四氧化三鈷加熱至 900 °C 會重新分解生成氧化亞鈷：

2 Co3O4 → 6 CoO + O2

## 用途

四氧化三鈷在電化學領域有著廣泛應用，可以用於合成鋰離子電池正極材料鈷酸鋰。四氧化三鈷也是景泰藍的釉料之一。

2009 年，勞倫斯伯克利國家實驗室的研究人員報導四氧化三鈷奈米顆粒可以用於人造光合作用，以水和二氧化碳為原料製得甲醇燃料。.

## 參考資料
氧化钷

**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．
氧化钼

**三氧化鉬**是鉬（VI）的氧化物，分子式為 MoO3，是製取其它鉬化合物的主要原料。它主要用作製取金屬鉬，以及催化很多有機反應，比如丙烯氨氧化製取丙烯腈。

## 結構

氣態時，三氧化鉬由 MoO3 分子組成，Mo-O 之間為雙鍵。固態時，無水三氧化鉬為正交晶系，含有變形八面體 MoO6 構成的層狀結構。八面體成鏈，之間有氧原子交聯，八面體中一條 Mo-O（非交聯氧）鍵長較短。

## 製備

工業上用二硫化鉬氧化製備三氧化鉬：

　
: 2 MoS2 + 7 O2 → 2 MoO3 + 4 SO2

實驗室中，則可先由鉬酸鈉溶液酸化製得三氧化鉬水合物，再將其乾燥製得：

　
: Na2MoO4 + H2O + 2 HClO4 → MoO3(H2O)2 + 2 NaClO4

## 反應

三氧化鉬可溶於鹼，生成鉬酸鹽：

　
: MoO3 + 2NH3·H2O → (NH4)2MoO4 + H2O

根據 pH 的不同，鉬酸鹽可以以正鉬酸鹽或多鉬酸鹽存在。

三氧化鉬高溫與氫氣反應，最終產物是金屬鉬。金屬鉬即通過此法製取：

　
: MoO3 + 3 H2 → Mo + 3 H2O

三氧化鉬在 160 °C 水熱條件下和氟化鉀、氫氟酸反應，可以得到無色的 KMoO2F3 晶體。用類似方法可得到相應的銣、銨、鉈 (I) 鹽。

## 參考資料
氧化钼(IV)

**二氧化鉬**是 + 4 價鉬的氧化物，化學式為 MoO2。它是紫色的金屬導體。

它在自然界以罕見的秋格瑞諾夫礦的形式存在。

## 製備

二氧化鉬可以由下述方法製備：

* 鉬在 800°C 還原三氧化鉬：

　
: 2 MoO3 + Mo → 3 MoO2

* 氫氣或氨在 470°C 下還原三氧化鉬。

單晶可通過碘參與的化學轉移反應製備。碘和 MoO2 可逆地結合，產生揮發性的 MoO2I2 來使轉移進行。

氧化鉬是「工業氧化鉬」的成分之一，它在 MoS2 的冶煉中產生：

　
: 2 MoS2 + 7O2 → 2MoO3 + 4SO2

　
: MoS2 + 6MoO3 → 7MoO2 + 2SO2

　
: 2 MoO2 + O2 → 2MoO3

## 用途

MoO2 可用作醇類的脫氫的催化劑，也可用作碳氫化合物或生物柴油的重整催化劑。通過還原在石墨上沉積的二氧化鉬，可以製得鉬奈米線。氧化鉬也有潛力用作鋰離子電池的陽極材料。

## 參考文獻
氧化钽(V)

**五氧化二鉭**（化學式：Ta2O5）是鉭最常見的氧化物，也是鉭在空氣中燃燒生成的最終產物。

## 性質

白色無色結晶粉末。在 1000～1200℃時仍保持白色，進一步升高溫度則變為灰色。已知有兩種變體： ${\rm {\ \alpha \!-\!Ta_{2}O_{5}}}$ （高溫型）和 ${\rm {\ \beta \!-\!Ta_{2}O_{5}}}$ （低溫型），從 ${\rm {\ \beta }}$ - 型轉化為 ${\rm {\ \alpha }}$ - 型的溫度為 1360±5℃。 ${\rm {\ \alpha }}$ - 型的熔點為 1872±10℃，相對密度 8.37； ${\rm {\ \beta }}$ - 型的熔點為 1785±30℃，相對密度 8.18。 ${\rm {\ \beta \!-\!Ta_{2}O_{5}}}$ 在熔融前已經轉變成無定形的五氧化二鉭，無定形體相對密度 7.3。

五氧化二鉭的化學性質不活潑。它是兩性氧化物，難溶於水、鹼液或稀無機酸，可溶於氫氟酸、熔融氫氧化鈉、氫氧化鉀、硫酸氫鉀和焦硫酸鉀。加熱時不被氯化氫或溴化氫腐蝕。在氫氟酸中，隨氟化鉀濃度不同可結晶出組成不同的氟鉭酸鉀復鹽。與氯化劑作用一般生成五氯化鉭。高溫下與碳反應生成碳化鉭。一般不能被氫氣還原，但在氫氣氛中用碳還原五氧化二鉭，可得一氧化鉭。

## 製取

可由鉭在空氣或氧氣中完全燃燒，氫化鉭、氮化鉭、碳化鉭的氧化，乙醇鉭的水解，或五氧化二鉭的水合物在空氣中灼燒脫水製取。工業上由鉭鐵礦鹼熔並分去其他金屬而製得。

## 用途

### 電子產品

五氧化二鉭可用於電子產品，尤其是電容器中。鉭質電容器可用於汽車電子、手機、尋呼機、電子電路、薄膜元件和高速工具。在 1990 年代，五氧化二鉭也用於動態隨機存取存儲器的電容器中。

此外，五氧化二鉭還用於 CMOS、非易失性存儲器和可變電阻式存儲器中。

### 其它

Ta2O5 較高的折射率使其可用於製造鏡頭玻璃。它也用於製造從近紫外線到近紅外線的增透膜。

## 參見

* 水合五氧化二鉭、鉭酸鹽
* 五氧化二釩、五氧化二鈮
* 五硫化二鉭

## 參考資料
氧化铀（V，VI）

**八氧化三鈾**（U3O8），是一種鈾的化合物。它是一種橄欖綠到黑色的無臭固體。它的粒子密度是 8.3 g cm−3.

八氧化三鈾是鈾的自然存在形態，存在於天然的瀝青鈾礦中。所以在一般的環境條件下，無論在動力學或熱力學角度而言，八氧化三鈾都是一種非常穩定的鈾化合物。在鈾加工過程中，這是鈾的普遍形態，是在磨坊與精鍊廠之間運輸的形態。

## 制備

八氧化三鈾可以用三種主要的化學轉化過程中的任何一種制備，包括四氯化鈾或氟化鈾醯的中間體。六氟化鈾和有潛力的長期穩定的地質環境中容易產生八氧化三鈾。

* 二氧化鈾會氧化為八氧化三鈾。
* 三氧化鈾在超過 500 °C 的高溫時，會釋出氧還原為八氧化三鈾。

## 固相結構

八氧化三鈾的固相是一種層狀結構，在層與層之間以氧原子橋接，各層中是不同配位方式的鈾原子，如圖中的紫紅色和綠色小球。

### 鍵價研究

用一個 6Å x 6Å x 6Å 的正方體代表在中央的鈾原子，以固體中的 U1 與 U2 來計算其鍵價。結果發現，以參數鈾（VI）計算 U1 與 U2 的氧化態為 5.11 和 5.10。而以參數鈾（IV）計算 U1 與 U2 的氧化態分別為是 5.78 和 5.77。這些研究表示，所有的鈾原子具有相同的氧化狀態，因此以晶格而言，其氧化態是無序的 (disordered)。

## 參考資料
氧化铁

**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
氧化铁(II)

**氧化亞鐵**，是鐵的氧化物之一。其外觀呈藍灰色粉末，化學式為 **FeO**，由氧化態為 II 價的鐵與氧共價結合。它的礦物形式為方鐵礦。氧化亞鐵經常容易與鐵鏽混淆，但鐵鏽的主要成分為水合氧化鐵。氧化亞鐵屬於非整比化合物，其中鐵和氧元素的比例會發生變化，範圍從 Fe0.84O 到 Fe0.95O。

## 製備

FeO 可以在隔絕空氣條件下加熱草酸亞鐵製得。

$$
Fe{{C}_{2}}{{O}_{4}}{\underline {\underline {\Delta }}}{\text{ }}FeO{\text{ }}+{\text{ }}CO\uparrow {\text{ }}+{\text{ }}C{{O}_{2}}\uparrow
$$

加熱後的樣品需要被冷卻以防止歧化反應的發生。

 
整比的 FeO 可以通過加熱 Fe0.95O 與金屬鐵，在 770℃和 36kbar 壓力條件下生成。

 
FeO 也可以在 900℃條件下通過氧化鐵與一氧化碳反應（在還原焰中加熱氧化鐵）得到。

$$
F{{e}_{2}}{{O}_{3}}+{\text{ }}CO{\text{ }}{\underline {\underline {{{900}^{\text{o}}}{\text{C}}}}}{\text{ }}2{\text{ }}FeO{\text{ }}+{\text{ }}C{{O}_{2}}
$$

## 相關反應

FeO 在低於 575℃的條件下具有熱不穩定性，可以歧化生成金屬鐵和 Fe3O4：

$$
4{\text{ }}FeO{\text{ = }}Fe{\text{ }}+{\text{ }}F{{e}_{3}}{{O}_{4}}
$$

FeO 可與一些元素單質反應，而被還原為鐵單質：

$$
Si+{\text{ }}2{\text{ }}FeO{\text{ = }}Si{{O}_{2}}+{\text{ }}2{\text{ }}Fe
$$

$$
Mn+{\text{ }}FeO{\text{ = }}MnO{\text{ }}+{\text{ }}Fe
$$

$$
2P+{\text{ }}5{\text{ }}FeO{\text{ = }}{{P}_{2}}{{O}_{5}}+{\text{ }}5{\text{ }}Fe
$$

FeO 可溶於鹽酸或稀硫酸，並分別生成氯化亞鐵和硫酸亞鐵。

$$
FeO{\text{ }}+{\text{ }}2HCl{\text{ = }}FeC{{l}_{2}}+{\text{ }}{{H}_{2}}O
$$

$$
FeO{\text{ }}+{\text{ }}{{H}_{2}}S{{O}_{4}}{\text{= }}FeS{{O}_{4}}+{\text{ }}{{H}_{2}}O
$$

## 結構

氧化亞鐵屬於立方晶系（類似於氯化鈉晶體結構），每個鐵原子周圍連接著 6 個氧原子形成八面體型配位，每個氧原子周圍也以同樣的情況連接著 6 個鐵原子。出現非整比化合物的原因在於，由於二價鐵很容易被氧化為三價鐵，導致 FeO 中少量二價鐵被替換為三價鐵，占據晶格中的四面體空隙。

在低於 200K 時，氧化亞鐵的晶體結構會發生微小變化，變為菱方，並且具有反鐵磁性。

## 用途

氧化亞鐵可以被用作色素，在化妝品和刺青墨水中都有應用。氧化亞鐵也應用於瓷器製作中使釉呈綠色。

## 參考資料

## 參見

* 四氧化三鐵
* 氧化鐵
* 方鐵礦（方鐵礦）

## 外部連結

* 氧化亞鐵的性質簡介
氧化铁锂

**氧化鐵鋰**是一種無機化合物，化學式為 FeLiO2。它可由草酸鐵鋰（Li3[Fe(C2O4)3]·5H2O）在 600 °C 時的熱分解製得。碳酸鋰和氧化鐵的反應也能製得氧化鐵鋰。

## 參考文獻
氧化铁锰

**氧化鐵錳**是一種無機化合物，化學式為 Fe2MnO4。

## 製備

它可由草酸亞鐵錳在空氣中的熱分解反應製得：

　
: Fe2Mn(C2O4)3·6H2O + 2 O2 → Fe2MnO4 + 6 CO2 + 6 H2O

氧化鐵鋰和 K2MnCl4 的高溫反應也能得到 Fe2MnO4：

　
: K2MnCl4 + 2 LiFeO2 → Fe2MnO4 + 2 LiCl + 2 KCl

## 參考文獻
氧化铁镍

**氧化鐵鎳**（英語：Nickel iron oxide，化學式：Fe2NiO4）是鎳磁鐵礦的主要成分，其中鐵元素的氧化態為 + 3。其晶體結構為反式尖晶石型，其中氧原子作立方最密堆積，鎳離子與鐵離子分別占據八分之一的四面體空隙和一半的八面體空隙。這種材料磁性較大，在電子工業領域用途廣泛。其奈米顆粒也可用作催化劑。

## 製備

氧化鐵鎳可以通過氧化鎳與氧化鐵在加熱條件下得到：

　
: ${\rm {NiO+Fe_{2}O_{3}=Fe_{2}NiO_{4}}}$

但此法效率較低，很少採用。

用硫酸鎳、氯化鐵溶液混合併加入到氫氧化鈉溶液中加熱一段時間後冷至室溫並洗滌、烘乾後再焙燒，可以通過濕化學方法製備氧化鐵鎳顆粒。pH 為 8.5 至 10.5 時，微量的 ${\rm {Fe^{2+}}}$ 對反應具有明顯的催化作用。

另外，也報導了利用微波輻射技術的固相製備方法：將 ${\rm {Fe(NO_{3})_{3}\cdot 9H_{2}O}}$ 、 ${\rm {Ni(CH_{3}COO)_{2}\cdot 4H_{2}O}}$ 與檸檬酸三種固體混合研磨，再經微波輻射一段時間後製得奈米顆粒的產物。

## 性質與用途

* 氧化鐵鎳材料的磁性優良，可用作磁頭材料、微波吸收材料等。
* 奈米氧化鐵鎳微粒可以催化二氧化碳分解為氧氣和一氧化碳，故可利用二氧化碳催化氧化乙苯製備苯乙烯。研究表明，其催化機理可能是氧化鐵鎳離解出部分晶格氧而生成氧缺位化合物 ${\rm {Fe_{2}NiO_{4-x},x<1}}$ ，接著晶格氧將乙苯氧化，而氧缺位化合物從 ${\rm {CO_{2}}}$ 中奪取氧而再生。
* 在草酸存在下，活性炭與奈米氧化鐵鎳混合體系可以光催化降解亞甲藍、羅丹明 B、孔雀石綠等有害有機物。
* 氧化鐵鎳可作為惰性陽極陶瓷基底材料，其優勢在於熱穩定性與化學穩定性良好，應用前景廣泛，但劣勢在於其導電性、機械性能、抗熱震性不佳。然而，有兩種方法改善其導電性：在材料中添加二氧化錳能夠增大其密度，並形成共熔體， ${\rm {Mn^{4+}}}$ 進入尖晶石晶格中代替部分 ${\rm {Fe^{3+}}}$ ；或添加五氧化二釩而形成低熔點物質 ${\rm {FeNi_{2}VO_{6}}}$ 。

## 參見

* 尖晶石
* 陶瓷材料

## 參考文獻
氧化铁（II，III）

**磁鐵礦**為一種具有亞鐵磁性的礦物，其富含四氧化三鐵（化學式為 **Fe3O4**，分子量為 231.54）。

產於變質礦床和內生礦床中，氧化後變為赤鐵礦或褐鐵礦，是煉鐵的主要原料。

## 特性

### 物理性質

磁鐵礦是一種黑色的氧化礦物，常於酸性火成岩中成為伴生的礦物，熔點為 1591℃，沸點為 2623℃。具有強磁性，但加熱至 550℃後，將失去磁性。晶體結構為面心立方結構。由於比重大，常在海邊沙灘或河床中堆積，成為重砂的一部份。例如臺灣西部沙灘的重砂中，可找到許多的磁鐵礦。

### 化學性質

* 在氧氣中加熱生成氧化鐵：

　
: $4F{{e}_{3}}{{O}_{4}}+{{O}_{2}}{\overset {450{\text{-}}600{\text{°C}}}{=\!=\!=\!=\!=\!=\!=}}\ 6F{{e}_{2}}{{O}_{3}}$

## 產地

磁鐵礦為自然界廣泛分佈且蘊藏量極豐富的氧化物礦物，主要產地為：美國、墨西哥、瑞典、德國、義大利、奧地利、羅馬尼亞、俄羅斯、西伯利亞東北方、巴西。

## 用途

磨成細顆粒與水混合後，可用於去除礦物雜質過程的媒介。

## 圖片

* * * *

## 參見

* 鐵
* 鐵礦
* 黃鐵礦
* 永福磁石

## 參考文獻

## 外部連結

* 磁鐵礦 - Mindat.org （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* 磁鐵礦 - Webmineral （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化铂(II)

**氧化亞鉑**（化學式：**PtO**），又稱**一氧化鉑**、**氧化鉑（Ⅱ）** ，是鉑的 + 2 價氧化物。鉑的氧化物除了**氧化亞鉑**外，尚有二氧化鉑、三氧化鉑。

## 製備

**氧化亞鉑**可以藉由加熱二氧化鉑至大約 400℃製得：

2 PtO2 → 2 PtO + O2 ↑

**氧化亞鉑**也可藉由加熱氫氧化亞鉑製得：

Pt(OH)2 → PtO + H2O ↑

## 參見

* 鉑
* 氧化物
* **氧化亞鉑**、二氧化鉑、三氧化鉑
* 氫氧化亞鉑
氧化铂(IV)

**二氧化鉑**也稱**亞當斯催化劑**或**氧化鉑**，通常以一水合物的形式存在，是有機合成中氫化和氫解反應的催化劑，深褐色粉末。加熱超過 650℃時分解為金屬鉑和氧氣。二氧化鉑自身無催化活性，但遇氫氣後，可轉變為有催化活性的鉑黑。

## 製備

一般由氯鉑酸（H2PtCl6）或氯鉑酸銨 [(NH4)2PtCl6] 和硝酸鈉在 500℃時共熔製備。最早由羅傑・亞當斯和他的學生 V. Voorhees 製得。該法中先生成硝酸鉑，後者再分解放出氮氧化物和氧氣，得二氧化鉑。產物呈棕色餅狀。需水洗以除去硝酸鹽。然後可現制現用，也可置於乾燥器中儲存。

　
: : H2PtCl6 + 6 NaNO3 → Pt(NO3)4 + 6 NaCl (aq) + 2 HNO3

　
: : Pt(NO3)4 → PtO2 + 4 NO2 + O2

反應後失活的鉑可用王水溶解，再用氨處理，以氯鉑酸銨的形式回收。

水溶性的亞當斯催化劑膠體也已被開發出來。

## 應用

用於氫化、氫解、脫氫和氧化反應。反應中其被還原形成的金屬鉑（鉑黑）是具活性的催化劑。

　
: : PtO2 + 4 H2 → Pt + 2 H2O

可將炔還原為烯。反應為順式加成，得順式烯。也可將硝基化合物還原為胺及將酮還原為醇。對官能團有選擇性；控制條件下，可只將不飽和硝基化合物中的烯鍵還原。

在將硝基化合物還原至胺時，與鈀類催化劑相比，使用鉑催化劑更能避免氫解反應的發生。二氧化鉑也可用於磷酸苯酯的氫解，而鈀類催化劑則不能催化這類反應。反應過程對溶液的 pH 十分敏感，在純乙酸或乙酸在其他溶劑中的溶液中的反應速率一般較快。

## 發展過程

發展二氧化鉑前，有機物加氫常用膠體鈀、膠體鉑或鉑黑作催化劑。膠體催化劑雖活性較強，但反應後很難與產物分離。這導致很多反應都是用鉑黑催化進行，促使研究者改良鉑黑的製備的方法。對此，亞當斯曾說：

## 安全

二氧化鉑自身基本無害，但它被氫氣還原後形成的鉑黑可自燃。反應中應保持鉑黑潤濕，避免與氧氣接觸。

## 參考資料
氧化铅

**一氧化鉛**是一種無機化合物，化學式為 PbO。它以兩種同質異形體存在：具有四方晶系結構的密陀僧和斜方晶系結構的黃丹。一氧化鉛在現代主要用於鉛基工業玻璃和工業陶瓷，包括計算機組件。它為兩性氧化物。

一氧化鉛在唐代由波斯傳入中國，其俗稱「密陀僧」是波斯語古稱「مُرداسنگ‎」（_Mardasang_，波斯文又作 مُردارسنگ‎ 或 مُرداسنج‎）的音譯，當時用作治療痔瘡的藥物。

## 製備

一氧化鉛可以通過在大約 600 °C（1,100 °F）的空氣中加熱鉛來製備。在此溫度下，它也是空氣中其他鉛氧化物分解的最終產物：

　
: ${\ce {PbO2->[{293 °C}] Pb12O19 ->[{351 °C}] Pb12O17 ->[{375 °C}] Pb3O4 ->[{605 °C}] PbO}}$

硝酸鉛或碳酸鉛的熱分解也會形成一氧化鉛：

　
: 2 Pb(NO 
3) 
2 → 2 PbO + 4 NO 
2 + O 
2

　
: PbCO 
3 → PbO + CO 
2

一氧化鉛作為將鉛礦石精煉成金屬鉛的中間產品。通常的鉛礦石是方鉛礦（PbS2）。在大約 1,000 °C（1,800 °F）的溫度下，硫化物將轉化為氧化物：

　
: 2 PbS + 3 O 
2 → 2 PbO + 2 SO 
2

高純的一氧化鉛通常則以乙酸鉛為原料，用濃氨水處理後加熱分解得到。

## 反應

一氧化鉛的紅色和黃色形式與焓的微小變化有關：

　
: PbO（紅色） → PbO（黃色）   Δ_H_ = 1.6 kJ/mol

PbO 是兩性的，這意味著它會與酸和鹼反應。與酸作用會通過氧簇的中介作用形成 Pb2+ 
的鹽，如[Pb 
6O(OH) 
6]4+ 
。與強鹼作用則會溶解形成亞鉛酸鹽：

　
: PbO + H 
2O + OH− 
  → [Pb(OH) 
3]−

## 用途

鉛玻璃中的鉛通常是一氧化鉛，而一氧化鉛廣泛用於製造玻璃。根據玻璃的不同，在玻璃中使用一氧化鉛的好處可以是增加玻璃的折射率、降低玻璃的粘度、增加玻璃的電阻率和增加玻璃的吸收 X 射線能力中的一種或多種。在工業陶瓷（以及玻璃）中添加一氧化鉛可以使材料提高居里溫度，以此在磁性和電學上更具惰性。歷史上，一氧化鉛也廣泛用於家用陶瓷的釉料，但現在不再廣泛使用。其他不太占主導地位的應用包括橡膠的硫化以及某些顏料和油漆的生產。一氧化鉛可用於陰極射線管玻璃，以阻擋 X 射線發射，但主要用於頸部和漏斗，因為它在面板中使用時會導致變色。故面板優選氧化鍶和氧化鋇。

鉛的消耗以及一氧化鉛的加工與汽車數量相關，因為它仍然是汽車中鉛酸電池的關鍵組成部分。

### 少見或過時的用途

一氧化鉛與甘油的混合物凝固成堅硬的防水水泥，用於連接水族箱的平板玻璃側面和底部，也曾用於密封窗框中的玻璃面板。它是含鉛油漆的成分。

一氧化鉛是傳統皮蛋的製作原料之一，但由於健康問題已被逐漸取代。

一氧化鉛用於有機合成中的某些縮合反應。

## 參考文獻

## 外部連結

* Case Studies in Environmental Medicine - Lead Toxicity （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* ToxFAQs: Lead （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* National Pollutant Inventory - Lead and Lead Compounds Fact Sheet
* Webelements PbO （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化铅(II,IV)

**四氧化三鉛**，俗稱**紅鉛**或**鉛丹**，是一種無機化合物，化學式為 Pb3O4，是一種鮮紅色或橙色固體，常用作顏料，用於製造電池和防鏽底漆。它是一種混合價態化合物，由 Pb (II) 和 Pb (IV) 以二比一的比例組成。

## 製備

四氧化三鉛是通過在約 450–480°C 的空氣中煅燒一氧化鉛製備的：

　
: 6PbO + O2 → 2Pb3O4

產物中含有雜質一氧化鉛，可用氫氧化鉀溶液提純：

　
: PbO + KOH + H2O → K[Pb(OH)3]

另一種製備方法是在空氣中對碳酸鉛進行退火：

　
: PbCO3 + O2 → 2Pb3O4 + 6CO2

另一種方法是鉛白的氧化退火：

　
: 3Pb2CO3(OH)2 + O2 → 2Pb3O4 + 3CO2 + 3H2O

在溶液中，鉛酸鉀與乙酸鉛反應可製備四氧化三鉛，生成黃色不溶性一水合四氧化三鉛（Pb3O4·H2O），可以通過加熱變成無水形式：

　
: K2PbO3 + 2Pb(CH3COO)2 + H2O → Pb3O4 + 2CH3COOK + 2CH3COOH

其自然礦物並不常見，僅會在鉛礦石的極端氧化條件下形成。最著名的自然標本來自澳大利亞新南威爾斯州的布羅肯希爾，是在一次礦井火災中形成的。

## 用途

四氧化三鉛已被用作鐵製品底漆的顏料。由於其毒性，其使用受到限制。

四氧化三鉛在一些氯丁橡膠化合物中用作固化劑。它用於代替氧化鎂以提供更好的防水性能。

它還被用作薑黃粉中的摻假劑。

## 參考資料

## 外部連結

* National Pollutant Inventory - Lead and Lead Compounds Fact Sheet
* Minium mineral data （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化铅(IV)

**二氧化鉛**或**過氧化鉛**，化學式 PbO2，常溫時為棕色結晶或粉末，幾乎不溶於水，有強氧化性。

## 製備

二氧化鉛可由四氧化三鉛與硝酸作用而得。反應式：

　
: Pb3O4 + 4HNO3 → PbO2 + 2Pb(NO3)2 + 2H2O

## 化學性質

### 不穩定性

二氧化鉛受熱分解：

　
: : PbO2 → Pb12O19 → Pb12O17 → Pb3O4 → PbO

### 強氧化性

由於惰性電子對效應，二氧化鉛具有很強的氧化性，在常溫即可將鹽酸氧化成氯氣：

　
: PbO2 + 4 HCl → PbCl2 + 2 H2O + Cl2

也可以將濃硫酸氧化，放出氧氣：

　
: 2 PbO2 + 2 H2SO4 → 2 PbSO4 + 2 H2O + O2

二氧化鉛與碳共熱，即可劇烈反應，產生火光和金屬鉛：

　
: 2 PbO2 + C → 2 PbO + CO2

　
: PbO2 + C → Pb + CO2

此外，在酸性條件下，鉛單質與二氧化鉛可以發生歸中反應，這也是鉛酸蓄電池放電時的工作原理

### 和鹼反應

與強鹼溶液反應，得鉛酸鹽：

　
: PbO2 + 2 NaOH + 2 H2O → Na2[Pb(OH)6]

和熔融的強鹼反應，可以得到 M4[PbO4]。

## 用途

二氧化鉛可製造鉛蓄電池的極板。加熱產生氧氣。與硫、赤磷等可燃物混合研磨則發火，可用作火柴的原料。

二氧化鉛也常用於實驗室製備其他的高價化合物：

　
: 2 MnSO4 + 5 PbO2 + 6 HNO3 → 2 HMnO4 + 2 PbSO4 + 3 Pb(NO3)2 + 2 H2O

　
: 2 Cr(OH)3 + 10 KOH + 3 PbO2 → 2 K2CrO4 + 3 K2PbO2 + 8 H2O

## 參考資料

## 外部連結

* 化學品文檔 (江蘇省環境監測中心)
氧化铈

**氧化鈰**可以指：

* 三氧化二鈰，化學式 Ce2O3
* 四氧化三鈰，化學式 Ce3O4
* 二氧化鈰，化學式 CeO2，是鈰最穩定的氧化物
* 過氧化鈰
* 羥基氧化鈰
氧化铈（III）

**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
氧化铊

**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
氧化铋

**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
氧化铍

**氧化鈹**是一種結晶狀的氧化物，它可以直接從燃燒鈹化合物或鈹獲得。它跟氧化鋁一樣都是很好的抗火材料，經過燒結的氧化鈹非常的堅硬，有陶瓷的特性。氧化鈹非常穩定，但如果跟氟化氫銨或硫酸一起加熱就輕易被分解。

## 化學反應

不同於其他鹼土金屬的氧化物，氧化鈹是兩性的，它既可以與酸反應，又可以與鹼反應。

* 與酸：

　
: ${\rm {\ BeO+2H^{+}\to Be^{2+}+H_{2}O}}$

* 與鹼：

　
: ${\rm {\ BeO+2OH^{-}+H_{2}O\to [Be(OH)_{4}]^{2-}}}$

## 危險

氧化鈹除了會致癌之外，如果不小心吸入了氧化鈹就有可能會慢性鈹中毒。
氧化铑(III)

**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
氧化铒

**氧化鉺**，化學式為 Er2O3。

## 性質

粉紅色粉末，不溶於水，可溶於酸：

　
: Er2O3 + 6 H+ → 2 Er3+ + 3 H2O

## 製備

硫酸鉺或硝酸鉺溶液與氫氧化物溶液作用沉澱出氫氧化鉺或其鹼性鹽，經分離、灼燒製得氧化鉺。

　
: ${\rm {\ 2Er(OH)_{3}\rightarrow Er_{2}O_{3}+3H_{2}O}}$

## 用途

用作核反應爐的控制材料、釔鐵石榴石的添加材料、玻璃的玫瑰紅色著色劑。也用於製造吸收紅外線和特種發光玻璃。

## 參考資料
氧化铕

**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
氧化铜

**氧化銅**（化學式：CuO）是銅的氧化物，為黑色固體。屬於強電解質。不溶於水和乙醇，溶於酸、氯化銨及氰化鉀溶液，氨溶液中緩慢溶解。

## 製備

氧化銅可由氫氧化銅的熱分解製得：

　
: Cu(OH)2 —353-363 K→ CuO + H2O

## 化學性質

氧化銅在一定溫度下，可以被一些具有還原性的氣體還原，如氫氣、碳、一氧化碳、氨等：

　
: CuO + CO → Cu + CO2

　
: C + 2 CuO → CO2↑ + 2 Cu

　
: CuO + H2 → Cu + H2O

氧化銅和鋁的混合物在灼熱時會發生爆炸（鋁熱反應）：

　
: 3 CuO + 2 Al → 2Al2O3 + 3 Cu

氧化銅可溶於酸，形成銅鹽，如：

　
: CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

　
: CuO + 2 HClO4 → Cu(ClO4)2 + H2O

## 參考文獻