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氯化重氮苯

**苯基重氮鹽**是具有重氮苯陽離子 ${\ce {[PhN2]+}}$ (Ph: 苯基) 的芳基重氮鹽，由於此類鹽不穩定，因此無法在市面上購得，而是按需製備。

## 性質

苯基重氮鹽的重氮基團 (-N2+) 可以被許多其他基團取代，取代基通常是陰離子，此時可得到具有各種取代基的苯衍生物：

$$
{\ce {PhN2+ +Nu- ->PhNu +N2}}
$$

這些轉換與許多命名的反應有關，包括席曼反應、 桑德邁爾反應和岡伯格 - 巴赫曼反應。在這些反應中，可用於替代 N2 的各種基團眾多，包括鹵素陰離子、SH- 、CO2H- 、OH- 。

在染料工業中，苯基重氮鹽可進行具有相當實用價值的重氮偶聯反應，可產生許多衍生的偶氮化物。

苯基重氮鹽與苯胺反應會生成 1,3 - 二苯基三氮烯。 

## 氯化重氮苯

**氯化重氮苯**是一種有機化合物，示性式為 ${\ce {[PhN2]+Cl-}}$ 。它是重氮苯陽離子的氯化物。它是為可溶於包括水在內的極性溶劑的無色固體，在有機化學反應中被廣泛使用的芳基重氮離子化合物。

### 合成

該化合物主要是在鹽酸存在下，通過苯胺和原位生成的亞硝酸 (HNO2 )，進行重氮化

轉化生成的。亞硝酸與苯胺的化學反應式如下：

$$
{\ce {PhNH2 +HNO2 + HCl-> [PhN2]+Cl- +2H2O}}
$$

也可以由亞硝酸酯和苯胺在鹽酸存在下，反應生成。亞硝酸酯可由亞硝酸和其對應醇製得。

$$
{\ce {C5H11ONO + PhNH2 + HCl-> [PhN2]+Cl- + C5H11OH +H2O}}
$$

反應會在低溫下進行以將重氮鹽的分解支反應最小量化。重氮苯鹽會在不被分離的情況下備用。

### 安全性

氯化重氮苯具有爆炸性。 

### 應用

粗製的氯化重氮苯和四氟硼酸進行鹽複分解反應，可以用於製備更穩定的四氟硼酸重氮苯。 

## 參考資料
氯化金

**三氯化金**，俗稱**氯化金**，是最常見的無機金化合物，化學式是 AuCl3。名稱中的羅馬數字表明金的化合價為 + 3，這是它眾多化合物中最為穩定的價態。金亦會形成另一種氯化物 —— 氯化亞金（AuCl），它沒有 AuCl3 穩定。另外，把金溶於王水便會產生氯金酸。

氯化金 (III) 吸濕性很強，極易溶於水及乙醇。溫度高於 160 °C 或光照時會分解，並產生多種有大量配體的配合物。

## 結構

　
:

固態和氣態的三氯化金都是二聚物；金的溴化物 ——AuBr3 也是如此。兩個 Au 分別位於兩個正方平面的中心。此結構稱為平面型結構 ，AlCl3 及 FeCl3 也屬於這個結構。AuCl3 中的化學鍵主要是共價的，反映了它的高化合價和相對高的電負性。

## 化學性質

無水 AuCl3 在 160℃左右分解為 AuCl。但後者更高溫時會發生歧化反應，生成金屬金及 AuCl3。

　
: AuCl3 → AuCl + Cl2 (>160℃)

　
: 3AuCl → AuCl3 + 2Au (>420℃)

AuCl3 是一種路易斯酸，可生成多種加合物，例如：與鹽酸反應生成氯金酸（HAuCl4）：

　
: HCl(aq) + AuCl3(aq) → H+ + AuCl4(aq)−

三氯化金的水溶液極易與其它金屬反應置換出金屬金，包括鉀、鈉等活性大的金屬，原因是金的活性序排在很後面（比氫還後面），因此只要排在它前面都能與它置換，例如鎂、鋁、銅反應式為：

2AuCl3 + 3Mg → 3MgCl2 + 2Au

AuCl3 + Al → AlCl3 + Au

2AuCl3 + 3Cu → 3CuCl2 + 2Au

一些氯化物，例如氯化鉀也會與 AuCl3 反應，生成 AuCl4−。

AuCl3 溶液與鹼（例如氫氧化鈉）反應，生成不純的 Au (OH)3 沉澱，此沉澱溶於過量的氫氧化鈉中生成金酸鈉 NaAuO2。Au(OH)3 受熱時，會分解成氧化金（Au2O3），再進一步分解成金屬金。

## 製備

最常用的製備氯化金 (III) 的方法，是直接在高溫中氯化該金屬：

　
: 2Au + 3Cl2 → 2AuCl3

## 用途

三氯化金是最常見的金化合物之一，因此常用作合成許多其他金化合物的起始點。例如：溶於水的氰化物配合物 ——KAu (CN)4：

　
: AuCl3 + 4KCN → KAu(CN)4 + 3KCl

金 (III) 鹽，特別是 NaAuCl4（由 AuCl3 與 NaCl 反應製得），可取代有毒的汞 (II) 鹽作為炔烴反應的催化劑。例如，通過終端炔烴的水合作用來製備甲基酮：

一般在這些條件下，酮的產量可達 90%。還有一個用途是在炔烴的胺化反應中作為催化劑。

近年，AuCl3 開始引起有機化學家的青睞，因為它可作為其他化學反應的弱酸性催化劑，例如：芳香烴的烷基化反應，以及把呋喃轉換成苯酚（見下）。在有機物的合成以及在制藥工業中也會用到此化學反應。例如：2 - 甲基呋喃（斯而烷）可在第 5 位置與甲基乙烯基酮順利發生烷基化反應：

常溫下，用甲基腈中 1 mole% 的 AuCl3 只需進行 40 分鐘的反應便可產生 91% 的產物。這個產量值得注意，因為呋喃和酮通常在酸性環境下極易發生聚合反應等的副反應。有時當炔烴存在時，會生成苯酚：

此反應中，碳原子經歷了一系列複雜的重排，產生新的芳香環。

## 注意事項

處理三氯化金時應戴上手套及護目鏡，避免直接接觸物料。

## 參考資料
氯化金(I)

**氯化亞金**（**氯化金 (I)**），又稱**一氯化金**。是金元素的一種氯化物，化學式為 **AuCl**。

## 製備

氯化亞金可以通過三氯化金的熱分解來製備。

## 反應

雖然更高溫度下如果氯氣的壓強合適它可以保持穩定，但是它在環境條件下處於亞穩態。與水共熱時，氯化亞金會歧化成金屬金和三氯化金：

　
: 3 AuCl → 2 Au + AuCl3

氯化亞金與溴化鉀反應通過金的歧化反應得到溴金酸鉀和氯化鉀：

　
: 3 AuCl + 4 KBr → KAuBr4 + 2 Au + 3 KCl

## 安全

氯化亞金對眼睛和皮膚具有刺激性，能損害腎臟功能並降低血細胞數目。一旦不慎接觸，用肥皂水沖洗皮膚 15 分鐘。

## 參考資料
氯化釤

**氯化釤 (III)**（化學式：SmCl3），是稀土金屬釤 (III) 的氯化物。它是一種淡黃色的固體。若將之暴露在潮濕的空氣中，它會迅速的吸收水分子形成六水合物，SmCl3·6H2O。

單純加熱氯化釤的水合物可能造成小部份的產物水解。在 110 °C 時會失去五個水分子。氯化釤是強的路易士酸，若依軟硬酸鹼理論的分類，它被歸類為「硬酸」。

## 製備

氯化釤 (III) 可以由金屬釤或碳酸釤 (III) 與鹽酸反應而得。

無水氯化釤 (III) 可以由將含水氯化釤脫水製得。有兩種方法：在高度真空下與氯化銨慢慢地加熱到 400 °C，或者與大量的 SOCl2 一起加熱五小時。無水氯化釤也可以由金屬釤與氯化氫反應而得。

　
: 2 Sm(s) + 6 HCl(aq) → 2 SmCl3(aq) + 3 H2(g)

　
: Sm2(CO3)3(s) + 6 HCl(aq) → 2 SmCl3(aq) + 3 CO2(g) + 3 H2O(l)

　
: 2 Sm + 6 NH4Cl → 2 SmCl3 + 6 NH3 + 3 H2

　
: 4 Sm + 6 SOCl2 → 4 SmCl3 + 3 SO2 + 3 S

高純度的氯化釤可通過高溫高度真空的環境下將氯化釤升華得到。

## 用途

氯化釤 (III) 可以用來製備釤金屬，而釤金屬有多種用途，主要在磁鐵方面。無水氯化釤 (III) 是氯化鈉和氯化鈣的助熔劑。無水氯化釤也可以用來製備一些釤的有機金屬化合物，如用作氫化反應及烯烴矽氫化反應催化劑的雙 (五甲基環戊二烯基) 釤 (III) 配合物。它也可以用來製備其他的釤化合物，比如氫氧化釤 (III) 與氟化釤 (III)：

　
: SmCl3(aq) + 3 NaOH(aq) → Sm(OH)3(s) + 3 NaCl(aq)

　
: SmCl3(aq) + 3 KF(aq) → SmF3(s) + 3 KCl(aq)

## 參考資料
氯化鈀(Ⅱ)

**氯化鈀**是一種灰黑色的無機化合物，分子式為 PdCl2，是許多鈀化合物的製造原料，在有機合成化學中是重要的催化劑。氯化鈀對呼吸系統和皮膚造成刺激，吸收過量時可能會致癌。

氯化鈀是一種重要的催化劑，在石油化工和汽車尾氣轉化中應用廣泛，從工業廢料中提取鈀通常得到的物料是二氯二氨合鈀，然後再用複雜的工藝得到氯化鈀。 
在二氯二氨合鈀中加入一定量的水和鹽酸，加熱至 100℃得澄清溶液 A。A 的熱溶液中加入一定量的氯酸鈉溶液，繼續加熱溶液有氣體逸出，得溶液 B。在溶液 B 中加入 10% NaOH 溶液調節 pH＝10，保持溶液溫度在 100℃左右得沉澱 C。如溶液 PH＞10，上清液中鈀含量升高。在 C 中加入濃鹽酸加熱至 100℃濃縮直至蒸乾，再在 120℃下烘 5 小時。
另外還可以：將鈀粉加入盛有鹽酸的反應器中，在攪拌下通入空氣進行氧化反應，生成氯化鈀溶液，經溶液提純、過濾、蒸發濃縮、冷卻結晶、離心分離、乾燥，製得氯化鈀成品。

　
: Pd + 2 HCl + 0.5 O2 → PdCl2 + H2O

## 化學用途

測定鈀、汞、鉈和碘，提純稀有氣體，氯化鈀試紙檢驗一氧化碳、檢定鈷；用於合成半導體含金屬聚合體，
該聚合體具有聚吡咯骨架，符合能量最小且接近平面。

1. 末端烯徑（α- 烯徑）生成甲基酮的氧化催化。
2. 通過 Wacker 反應，在水溶液中用空氣作氧化劑，使烯烴氧化成醛。
3. 用於檢測 CO (浸有磷鉬酸溶液的氯化鈀試紙遇微量 CO 立即變成藍色)

　
: CO + PdCl2 + H2O → CO2 + Pd↓ + 2 HCl

## 參考文獻
氯化鈷

**氯化鈷**，常稱**氯化亞鈷**、**二氯化鈷**或**氯化鈷 (II)**，化學式為 CoCl2；無水的氯化鈷呈藍色，它的水合物很多，常見者為粉紅色的六水合氯化鈷 CoCl2·6H2O；無水物具吸濕性，水合物具潮解性。

固態六水物中，四個水分子是配位水，兩個水分子是結晶水，即 [CoCl2(H2O)4]·2H2O。有水物溶於水和乙醇。

在歐盟的「關於化學品註冊、評估、許可和限制法案」（REACH）中，已將氯化鈷列為高度關注物質 (SVHC)。

## 製備

無水氯化鈷可由鈷與氯氣反應製備：

　
: Co(s) + Cl2(g) → CoCl2(s)

水合氯化鈷則可通過氧化鈷 (II) 或碳酸鈷與鹽酸反應製取：

　
: CoO + 2HCl → CoCl2 + H2O

　
: CoCO3 + 2HCl → CoCl2 + CO2 + H2O

## 反應

六水物和無水物都是弱路易斯酸，可以形成配合物。這些配合物多為正四面體或正八面體結構。

　
: CoCl2·6H2O + 4 C5H5N → CoCl2(C5H5N)4 + 6 H2O

　
: CoCl2·6H2O + 2 P(C6H5)3 → CoCl2{P(C6H5)3}2 + 6 H2O

　
: CoCl2 + 2 [(C2H5)4N]Cl → [(C2H5)4N)]2[CoCl4]

鈷 (II) 與氨的配合物在氧氣存在下，很容易被氧化成鈷 (III) 的配合物：

　
: 4 CoCl2·6H2O + 4 NH4Cl + 20 NH3 + O2 → 4 [Co(NH3)6]Cl3 + 26 H2O

它和 _N_,_N_- 二甲基甲醯胺與水在 140 °C 進行水熱反應，可以轉化為甲酸鹽 Co (HCOO)3[NH2(CH3)2]。

## 應用

* 紅色六水物 CoCl2·6H2O 可用作水的顯示劑；
* 無水氯化鈷試紙在乾燥時為藍色，潮濕時轉為粉紅色；
* 在矽膠中滲入一定量的氯化鈷，可藉以指示矽膠的吸濕程度；當它由藍色變為紅色時，表明吸水已達到飽和。將紅色矽膠在 120°C 烘乾，待恢復藍色後仍可使用。
* 氯化鈷通常用作實驗室試劑和製取其他鈷化合物的原料。

## 參考資料
氯化鉈

**氯化亞鉈**，又稱**氯化鉈 (I)**，是一種無機化合物，化學式為 TlCl。氯化亞鉈和氯化銀相似，遇光會變暗或變紫，但不同的是，氯化亞鉈在氨水中不溶解。

## 製備

氯化亞鉈可以由硝酸亞鉈或硫酸亞鉈和鹽酸反應得到：

　
: Tl2SO4 + 2 HCl → 2 TlCl↓ + H2SO4

產物經水洗滌後，在熱水中重結晶來提純。

鉈和鹽酸的反應也能得到氯化亞鉈：

　
: 2 Tl + 2 HCl → 2 TlCl + H2↑

但氯和鉈化合可以生成氯化亞鉈，也能生成三氯化鉈。

## 物理性質

氯化亞鉈微溶於水。它在室溫下為氯化銫晶型，降溫後轉變為單斜晶系的碘化鉈晶型。相變溫度受到雜質影響。

## 化學性質

氯化亞鉈可以被氫氣還原為單質鉈。在 120℃和汞反應、在熔點時和鋅反應，均被還原為金屬鉈。

氯化亞鉈和硫化物反應，產生硫化亞鉈：

　
: 2 TlCl + H2S = Tl2S + 2 HCl

　
: 2 TlCl + (NH4)2S = Tl2S + 2 NH4Cl

## 用途

被放射性的 201Tl 標記的氯化亞鉈注射液可用於缺血性心臟病的診斷。

## 參考資料
氯化鉛

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

## 物理性質

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

## 毒性

像其他鉛化合物一樣，接觸氯化鉛可能會引起鉛中毒。

## 參見

* 鉛
* 氯化物
氯化銥

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

## 製備

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

通過將水合氧化銥 (III) 與鹽酸共熱，可以結晶出三氯化銥的水合物。

## 用途

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

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

## 安全

三氯化銥未列在危險物質指令的附件 I 中，但通常歸為刺激性物質（**R36/37/38**：刺激眼睛，呼吸系統和皮膚）一類中。它在有毒物質控制法案（TSCA）的清單中被列出。

## 參考資料
氯化銨

**氯化銨**（化學式：NH4Cl）無色立方晶體或白色結晶，其味鹹涼有微苦。易溶於水和液氨，並微溶於醇；但不溶於丙酮和乙醚。水溶液呈弱酸性，加熱時酸性增強。

由於銨離子的配位性，氯化銨溶液對金屬有腐蝕性，特別對銅腐蝕更大。

## 制備

氯化銨由氨氣與氯化氫或氨水與鹽酸發生中和反應得到，由氨氣與氯化氫合成的反應過程中會產生白煙。

　
: ${\ce {NH3 + HCl -> NH4Cl}}$

## 反應

加熱時，氯化銨分解為氯化氫及氨氣：

　
: ${\ce {NH4Cl <=> NH3 ^ + HCl ^}}$

備註：如果容器是開放體系，此反應只向右進行。

同時，氯化銨跟鹼（氫氧化鈉、氫氧化鈣等）反應，生成氨氣。這是實驗室裡製備氨氣的常用方法之一。由於氨氣密度比空氣低，所以需要用向下排氣法（向上導氣法）來收集氨氣。

　
: ${\ce {NH4Cl + NaOH -> NH3 ^ + NaCl + H2O}}$

## 用途

* 主要用於製造電池、蓄電池、銨鹽、鞣革，進行電鍍、添加於食物（如咸甘草糖）、照相或生產粘合劑、天氣瓶等。
* 度量華氏溫度時，使用冰、水、氯化銨混合的鹽水可以保持在華氏 0 度，是作為華氏溫度計的主要參考依據。此鹽水在發表華氏溫度時是當時能製做出來最冷的環境。

## 參考來源
氯化銪

**三氯化銪**又稱**氯化銪 (III)**、**氯化銪**（化學式：EuCl3），是稀土金屬銪 (III) 的氯化物。

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

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

## 製備

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

## 用途

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

　
: 2 EuCl3+H2->2 EuCl2+2 HCl

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

## 參考資料
氯化鋇

**氯化鋇**（化學式：BaCl2）是鋇的氯化物，有毒，灼燒時產生黃綠色的光。

## 製備

氯化鋇可以由碳酸鋇（自然界中的毒重石）或氫氧化鋇和鹽酸的反應得到。工業上可以從硫酸鋇經過兩個步驟得到：

　
: BaSO4 + 4 C → BaS + 4 CO（加熱）

　
: BaS + CaCl2 → BaCl2 + CaS （溶掉混合物）

## 化學性質

氯化鋇溶於水解離為 Ba2+ 和 Cl-，解離出的離子可以產生沉澱反應：

　
: BaCl2 + Na2SO4 → 2 NaCl + BaSO4↓

　
: BaCl2 + K2CrO4 → 2 KCl + BaCrO4↓

　
: BaCl2 + Na2C2O4 → 2 NaCl + BaC2O4↓

　
: BaCl2 + 2 AgNO3 → 2 AgCl↓ + Ba(NO3)2

在 1000℃，熔化的氯化鋇和鈉有如下平衡：

　
: 2 Na + BaCl2 ↔ 2 NaCl + Ba

## 用途

雖然價格便宜，但氯化鋇的用處有限。在工業中，氯化鋇主要用於腐蝕性氯工廠的滷水溶液的淨化，也用於熱處理鹽的製造和鋼的硬化。 它的毒性限制了它的應用。

在實驗室，它可用來測試硫酸鹽。

## 安全

氯化鋇與其它的水溶性鋇鹽一樣，因其可在水溶液中離解出鋇離子，所以都是有高毒性的。可溶性鋇鹽中毒通常使用硫酸鉀或硫酸鎂作為解毒劑，它們會反應產生硫酸鋇，因其不溶性而相對於氯化鋇則為無毒的。

## 參考文獻
氯化錫

**氯化錫**，化學式 SnCl4，為無色發煙性液體。

## 製備

可於氯化亞錫溶液中，通入過量的氯氣而製得。反應式：

　
: $\ SnCl_{2}+Cl_{2}\to SnCl_{4}$

## 用途

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

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

## 參考文獻
氯化鎂

**氯化鎂**是一種氯化物，化學式 MgCl2。無色而易潮解晶體。這些鹽是典型的離子鹵化物，高度易溶於水。水合氯化鎂可以從鹽水或海水中提取。通常帶有 6 分子的結晶水。但加熱至 95℃時失去結晶水。135℃以上時開始分解，並釋放出氯化氫（HCl）氣體。工業上生產鎂的原料。在海水和鹽滷中找到。水合氯化鎂是處方口服鎂補充劑通常使用的物質。氯化鎂水溶液呈中性。

## 製備

氯化鎂一般用氫氧化鎂和鹽酸經過中和得到：

　
: ${\ce {2HCl + Mg(OH)2->MgCl2 + 2H2O}}$

此外，鎂的氧化物、碳酸鹽和鹽酸反應，也能製得氯化鎂。此外，氫氯酸和鎂亦可製得氯化鎂:

　
: ${\ce {2HCl + Mg->MgCl2 + H2}}$

## 毒物學

鎂離子有苦味，氯化鎂溶液的苦的程度，決定於不同程度的鎂離子濃度。氯化鎂一旦滲入泥土，會造成鎂害。

## 參考資料

## 外部連結
氯化鎘

**氯化鎘**是一種無色單斜晶系晶體。分子式為 CdCl2，極易溶於水，微溶於甲醇、乙醇，難溶於丙酮、乙醚。

## 製備

氯化鎘一般可以用氯化氫和鎘在 450℃反應製成：

　
: $\ Cd+2HCl\to CdCl_{2}+H_{2}$

也可以通過乙酸鎘的冰乙酸溶液和乙醯氯反應得到，產生的白色沉澱即為產物：

　
: $\ Cd(CH_{3}COO)_{2}+2CH_{3}COCl\to CdCl_{2}\downarrow +2(CH_{3}CO)_{2}O$

## 用途

氯化鎘可用於製造硫化鎘：

　
: $\ CdCl_{2}+H_{2}S\to CdS+2HCl$

## 參考資料
氯化鎳

**二氯化鎳**，是化學式為 NiCl2 的化合物。無水二氯化鎳為黃色，但它在自然界中很少見，僅在水氯鎳石這樣的礦石中可以發現，而更為人們所熟悉的是綠色的六水合二氯化鎳（NiCl2·6H2O）。二氯化鎳還有一系列已知的水合物，均為綠色。通常來講，二氯化鎳是化工合成中最重要的重要的鎳源。鎳鹽均有致癌性。

## 製取

一般來講，在大規模的工業生產中需要使用鹽酸以除掉鎳表層氧化物和精煉含鎳礦石所產生的雜質。

六水合氯化鎳（NiCl2·6H2O）很少在實驗室中製備，因為它廉價而易長期儲存。當在亞硫醯氯或氯化氫中加熱時，六水合氯化鎳會失去結晶水而回到無水形態。僅僅依靠加熱無法獲得無水二氯化鎳。

　
: NiCl2·6H2O + 6 SOCl2 → NiCl2 + 6 SO2 + 12 HCl

這一脫水過程中伴隨著從綠到黃的顏色變化。

## 結構與性質

NiCl2 採用 CdCl2 型結構。在這個結構中，每個 Ni2+ 與六個 Cl−配位，而每個 Cl−均與 3 個 Ni2+ 成配位鍵。在 NiCl2 中，Ni-Cl 鍵有離子鍵特徵。黃色的 NiBr2 和黑色的 NiI2 也採用類似的結構，但由於鹵原子的填充方式不同，這兩種鎳的鹵化物採用的是 CdI2 型結構。

與此相反，NiCl2·6H2O 中含有反 -[NiCl2(H2O)4] 單位和水分子。[NiCl2(H2O)4] 與鄰近的水分子以微弱的作用力相連接。需要注意的是，分子式中的 6 個水分子，只有 4 個與鎳絡合成鍵，而另外兩個剩餘的水分子則成為了結晶水。六水合氯化鈷 (II) 也有著相似的結構。

許多鎳 (II) 的化合物都是順磁性的，因為在每個金屬原子上都有 2 個未成對的電子；然而，當鎳形成構型為平面正方形的四配位絡離子時，這些絡合物呈反磁性。

## 配位化學

關於氯化鎳的絕大多數都涉及到六水合鎳離子，不過也有部分特殊反應需要在無水狀態下進行。

由於 H2O 配體可以被氨、胺、硫醚、硫醇以及有機膦等其他配體迅速取代，所以從 NiCl2·6H2O 開始的反應可以被用來合成許多鎳的絡合物。在某些衍生物中，氯仍然位於內配位界，但已經被路易斯鹼性更強的配體所取代。以下絡合物可以作為例證：

某些氯化鎳所衍生的絡合物往往是兩種空間構型不同的同分異構體的混合物，這些例子極好地說明了對於已知中心原子配位數的配合物的同分異構現象。例如，NiCl2(PPh3)2 含有一個四配位的 Ni (II)，在其溶液中，存在反磁性和順磁性兩種構型為平面正方形的同分異構體。鎳平面正方形的配合物時常會形成五配位的加成物。

NiCl2 可以用來合成 Ni (acac)2(H2O)2 和可溶於苯的 (Ni (acac)2)3，而後者是合成鎳 (1,5 - 環辛二烯)2（有機鎳化學中重要材料）的原料。

當有脫水劑存在時，含有結晶水的氯化鎳可以與乙二醇二甲醚（dme）反應生成絡合物 NiCl2(dme)2。dme 這種配體不穩定，極易脫落。NiCl2(dme)2 可以與環戊二烯基鈉反應，生成夾層化合物二茂鎳。

## 用途

### 有機合成中的應用

在有機合成中，NiCl2 及它的水合物有時有著重要作用：

* 是一種溫和的路易斯酸，例如促進二烯醇特定選擇性異構化：

　
: :

* 與 CrCl2 共用促使醛類和碘乙烯偶聯合成烯丙醇。
* 當使用 LiAlH4 作還原劑時，使得反應只進行選擇性還原，例如將烯烴還原成烷烴。
* 是硼化鎳的母體，與 NaBH4 原位反應得到硼化鎳。硼化鎳類似於蘭尼鎳，可以有效用作對不飽和羰基化合物進行氫化時的催化劑。
* 與鋅反應得到細鎳粉，用於還原醛、烯烴和硝基苯等化合物。這種鎳粉還可以用於武茲反應。
* 作碘苯和亞磷酸酯反應生成芳基二烷基膦酸酯的催化劑：

　
: : ArI + P(OEt)3 → ArP(O)(OEt)2 + EtI

### 其它用途

溶液用於電鍍。

## 參考資料

## 外部連結

* 國際癌症研究機構對鎳及其化合物致癌性的研究評估報告（英文）
* 鎳及其化合物的性質（英文）
氯化钆

**氯化釓**是一種無機化合物，化學式為 GdCl3，它是一種無色的、有吸濕性的固體，可溶於水。

## 製備

氯化釓通常用氯化銨法製備，這中間包括初始合成的 (NH4)2[GdCl5]，這種物質的製備需要在 230℃和氧化釓反應而得：

　
: : 10 NH4Cl + Gd2O3 → 2 (NH4)2[GdCl5] + 6 NH3 + 3 H2O

或者利用六水合氯化釓或金屬釓和氯化銨的反應製得 (NH4)2[GdCl5]：

　
: : 4 NH4Cl + 2 GdCl3∙6H2O → 2 (NH4)2[GdCl5] + 12 H2O

　
: 10 NH4Cl + 2 Gd → 2 (NH4)2[GdCl5] + 6 NH3 + 3 H2

第二步，讓 (NH4)2[GdCl5] 在 300℃分解:

　
: : (NH4)2[GdCl5] → GdCl3 + 2 NH4Cl

分解過程中，會產生中間體 NH4[Gd2Cl7]。

氯化銨法是最常見的，並且比其他方法廉價。此外，金屬釓在 600℃與氯化氫氣流作用，也能得到氯化釓：

　
: : Gd + 3 HCl → GdCl3 + 3/2 H2

氧化釓在紅熱時與氯氣和二氯化二硫的混合氣體作用，或和光氣作用，也能得到無水氯化釓。

2 Gd2O3+6 Cl2->4 GdCl3+3 O2

氯化釓可以形成六水合物（GdCl3∙6H2O），這個六水合物由可以氧化釓 (III) 溶於濃鹽酸後，蒸髮結晶出來。

## 參考資料

## 擴展閱讀

* Gadolinium. Magnetic Resonance TIP-MRI Database. [February 22, 2006]. （原始內容存檔於 2014-07-14）.
* Gadolinium. Webelements. [February 22, 2006]. （原始內容存檔於 2008-04-19）.
氯化钇

**氯化釔**是一種無機化合物，化學式為 YCl3，易溶於水。

## 結構

固體氯化釔有和 AlCl3 一樣的結構。

## 製備和反應

無水氯化釔通常由氯化銨和水合氯化釔、氧化釔、或氯氧化釔反應首先得到 (NH4)2[YCl5]:

　
: : 10 NH4Cl + Y2O3 → 2 (NH4)2[YCl5] + 6 NH3 + 3 H2O

　
: : YCl3·6H2O + _2_ NH4Cl → (NH4)2[YCl5] + 6 H2O

然後將 (NH4)2[YCl5] 加熱，使之分解：

　
: : (NH4)2[YCl5] → 2 NH4Cl + YCl3

在分解的過程中，會產生中間體 (NH4)[Y2Cl7]。

如果用鹽酸作用於 Y2O3，只會得到水合物（YCl3·6H2O），它不能通過直接加熱得到無水物，因為在加熱的過程中會水解，產生氯氧化釔。

## 參考資料
氯化钌

**三氯化釕**，分子式為 RuCl3。一般所指的「三氯化釕」多指三氯化釕的水合物 RuCl3·_x_H2O。無水三氯化釕和它的水合物均為棕黑色固體。三氯化釕的水合物通常是三水合物。這是一種釕化學常用的起始原料，可合成多個重要的、可作為均相催化劑或催化劑前體的釕配合物。

## 製備方法及性質

無水三氯化釕較少在反應中使用，通常可在氯氣和一氧化碳組成的混合氣（氯氣和一氧化碳的比例為 4;1）氣氛中加熱金屬釕的粉末至 700 °C 來製得。產物以氣流的形式逸出反應裝置後冷卻結晶。三氯化釕晶體有兩種晶形，黑色的 α-RuCl3 具有與三氯化鉻相同的晶體結構，兩個相鄰的釕原子間的距離較長，達到 346 pm。棕黑色的亞穩態 β-RuCl3 的以六角形的八面體結構為基本單元進行結晶，六角形結構的基本單元之間通過兩兩共面形成無限延長的鏈狀結構，相鄰的兩個釕原子間的距離為 283 pm。450–600 °C 亞穩態的 β-RuCl3 不可逆地轉變為 α-RuCl3。

氣態的三氯化釕在高溫下分解生成單質。

## 反應

水合三氯化釕和次氯酸鈉水溶液反應，可以得到四氧化釕：

　
: 2RuCl3·_x_H2O + 8 NaClO → 2 RuO4 + 8 HCl + 3 Cl2 + 3 H2O

三氯化釕在硫氰酸鹽的濃溶液中可以形成紅色的配合物，它加熱變為紫色。

### 三氯化釕和有機配體的反應

* RuCl2(PPh3)3，一種可溶於苯的棕色固體，可用於催化苯乙烯的氫化。由三氯化釕的水合物和三苯基膦反應得到

　
: 2RuCl3·_x_H2O + 7 PPh3 → 2 RuCl2(PPh3)3 + OPPh3 + 5 H2O + 2 HCl

* [RuCl2(C6H6)]，一種棕色的在苯中溶解度較差的配合物，可由三氯化釕的水合物與 1,3 - 環己二烯脫氫反應製備

　
: 2 RuCl3·_x_H2O + 2 C6H8 → [RuCl2(C6H6)]2 + 6 H2O + 2 HCl + H2

配體苯可與其他芳烴比如六甲基苯發生配體交換

* Ru(bipy)3Cl2 可由 2,2'- 聯吡啶與三氯化釕的醇溶液反應得到

　
: RuCl3·_x_H2O + 3 bipy + 0.5 CH3CH2OH → [Ru(bipy)3]Cl2 + 3 H2O + 0.5 CH3CHO + HCl

* [(Cymene)RuCl2]2(或稱對傘花烴二氯化釕二聚體) 可由水合三氯化釕與對異丙基甲苯在乙醇溶液中反應製得

　
: 2 RuCl3·_x_H2O + 2 C10H16 + CH3CH2OH → [(Cymene)RuCl2]2 + 6 H2O + CH3CHO + 2 HCl

* RuCl(PPh3)2(η5-C5H5) 可由水合三氯化釕和三苯基膦、環戊二烯在乙醇溶液中加熱反應得到

　
: RuCl3·_x_H2O + 2 PPh3 + C5H6 + 0.5 C2H5OH → RuCl(PPh3)2(η5-C5H5) + 3 H2O + 0.5 CH3CHO + HCl

* Ru(C5H7O2)3，紅色、溶於苯的配合物，可有水合三氯化釕和乙醯丙酮在鹽酸和甲苯的混合溶液加熱回流反應得到

　
: RuCl3·_x_H2O + 3 C5H8O2 → Ru(C5H7O2)3 + 3 H2O + 3 HCl

### 三氯化釕和一氧化碳反應

與同族的鐵的氯化物幾乎不與一氧化碳反應的性質形成對比，水合氯化釕能與一氧化碳在溫和的條件下反應。一氧化碳可將三價的氯化釕還原成黃色的二價釕物種。特別是在 1atmCO 氣氛下的水合三氯化釕的乙醇溶液中取決於具體反應條件的不同，會反應產生 [Ru2Cl4(CO)4]、 [Ru2Cl4(CO)4]2-或 [RuCl3(CO)3]-

　
: : 3 RuCl3·_x_H2O + 4.5 Zn + 12 CO (高壓) → Ru3(CO)12 + 3 H2O + 4.5 ZnCl2

## 參考資料
氯化钍

**四氯化釷**是一種無機化合物，化學式為 ThCl4，有放射性。

## 製備

四氯化釷可由金屬釷、碳化釷或氫化釷和氯氣反應得到：

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

用氯氣作用於二氧化釷和碳的混合物也能得到氯化釷：

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

## 化學性質

四氯化釷在潮濕環境或含氧環境中加熱，會產生 ThOCl2。
四氯化釷和氟氣或者氟化氫反應，得到四氟化釷。

## 參考資料
氯化钐

**氯化釤 (III)**（化學式：SmCl3），是稀土金屬釤 (III) 的氯化物。它是一種淡黃色的固體。若將之暴露在潮濕的空氣中，它會迅速的吸收水分子形成六水合物，SmCl3·6H2O。

單純加熱氯化釤的水合物可能造成小部份的產物水解。在 110 °C 時會失去五個水分子。氯化釤是強的路易士酸，若依軟硬酸鹼理論的分類，它被歸類為「硬酸」。

## 製備

氯化釤 (III) 可以由金屬釤或碳酸釤 (III) 與鹽酸反應而得。

無水氯化釤 (III) 可以由將含水氯化釤脫水製得。有兩種方法：在高度真空下與氯化銨慢慢地加熱到 400 °C，或者與大量的 SOCl2 一起加熱五小時。無水氯化釤也可以由金屬釤與氯化氫反應而得。

　
: 2 Sm(s) + 6 HCl(aq) → 2 SmCl3(aq) + 3 H2(g)

　
: Sm2(CO3)3(s) + 6 HCl(aq) → 2 SmCl3(aq) + 3 CO2(g) + 3 H2O(l)

　
: 2 Sm + 6 NH4Cl → 2 SmCl3 + 6 NH3 + 3 H2

　
: 4 Sm + 6 SOCl2 → 4 SmCl3 + 3 SO2 + 3 S

高純度的氯化釤可通過高溫高度真空的環境下將氯化釤升華得到。

## 用途

氯化釤 (III) 可以用來製備釤金屬，而釤金屬有多種用途，主要在磁鐵方面。無水氯化釤 (III) 是氯化鈉和氯化鈣的助熔劑。無水氯化釤也可以用來製備一些釤的有機金屬化合物，如用作氫化反應及烯烴矽氫化反應催化劑的雙 (五甲基環戊二烯基) 釤 (III) 配合物。它也可以用來製備其他的釤化合物，比如氫氧化釤 (III) 與氟化釤 (III)：

　
: SmCl3(aq) + 3 NaOH(aq) → Sm(OH)3(s) + 3 NaCl(aq)

　
: SmCl3(aq) + 3 KF(aq) → SmF3(s) + 3 KCl(aq)

## 參考資料
氯化钐(II)

**氯化亞釤**是一種無機化合物，化學式為 SmCl2。

## 製備

氯化亞釤可由氯化釤和金屬釤共熱得到：

　
: 2 SmCl3 + Sm → 3 SmCl2

Kurt Rossmanith 曾在 THF 溶液中，有萘存在時，用鋰還原氯化釤得到氯化亞釤：

　
: SmCl3 + Li → SmCl2 + LiCl

## 化學性質

氯化亞釤和水反應特別迅速，被水中解離出的 H+ 氧化為 Sm (III)，在潮濕空氣中也會褪色：

　
: 2 Sm2+ + 2 H+ → 2 Sm3+ + H2

　
: 4 Sm2+ + 4 H+ + O2 → 4 Sm3+ + 2 H2O

## 參考資料
氯化钒

**氯化釩**是指釩的氯化物，有以下幾種：

* 二氯化釩，化學式 VCl2
* 三氯化釩，化學式 VCl3
* 四氯化釩，化學式 VCl4
氯化钒(II)

**二氯化釩**是一種無機化合物，化學式為 VCl2，它是蘋果綠色固體，可溶於水，形成紫色溶液。溶於乙醇和乙醚分別形成藍色和綠色的溶液。

## 製備和性質

二氯化釩固體可由三氯化釩的熱分解製備，產物為剩餘固體：

　
: 2 VCl3 → VCl2 + VCl4

VCl2 溶於水形成紫色的水合離子 [V (H2O)6]2+。蒸發溶液可以得到紫色的晶體 [V (H2O)6]Cl2。

此外，1000°C 時釩和氯化氫反應；鋅還原五氧化二釩的鹽酸溶液均可得到二氯化釩：

　
: V + 2 HCl → VCl2 + H2

　
: 3 Zn + V2O5 + 10 HCl → 2 VCl2 + 3 ZnCl2 + 5 H2O

VCl2 能形成 VCl2・2L 和 VCl2・4L 兩種類型的加合物。

## 結構

固體 VCl2 的結構為 CdI2，八面體配位結構，類似地，VBr2 和 VI2 的結構與化學性質均和 VCl2 相似。它們都有 d3 構型，和 Cr (III) 類似有著四方基態。

VCl2 是強還原劑，可以將亞碸還原為硫化物，將有機疊氮化物還原為胺，也能還原性地偶合一些烷基鹵化物。

## 參考文獻
氯化钒(III)

**三氯化釩**是一種無機物，化學式為 VCl3，呈紫色，是製備其他三價釩化合物的原料。

## 結構

VCl3 與 BiI3 有相同結構，都是六方最密堆積。VBr3 和 VI3 都採用一樣的結構，但 VF3 結構與 ReO3 更接近。VCl3 有兩個不成對電子，具有順磁性。

## 製備與反應

VCl3 可由加熱 VCl4 至 160-170 °C 並通入稀有氣體氣流帶走 Cl2 製備。這種亮紅色液體會轉化為紫色固體。繼續加熱 VCl3，VCl3 會發生歧化反應生成 VCl4 和 VCl2。675 °C（但少於 700 °C）時可用氫氣將 VCl3 還原成青綠色的 VCl2。

　
: : 2 VCl3 + H2 → 2 VCl2 + 2 HCl

### 配合物

VCl3 可形成各種各樣不同顏色的加合物和衍生物。

VCl3 溶於水中生成 6 水合物，但其化學式會令人產生誤解：[VCl2(H2O)4]Cl.2H2O。換言之，2mol 水沒有與釩離子連接，這種結構與三價鐵離子的配合物很相似。在水溶液中水分子取代 [VCl2(H2O)4]+ 的兩個氯離子，會生成綠色 [V (H2O)6]3+ 離子。

VCl3 溶於四氫呋喃可形成紅色或粉紅色加合物 VCl3(THF)3。而溶於乙腈中則形成綠色加合物 VCl3(MeCN)3。

當溶於 KCN 時，VCl3 轉化為 [V (CN)7]4-。對於前過渡金屬來說，與小配體形成配位數大於 6 的配合物很普遍。相對而言，後過渡金屬可以與體積較大的配體形成配合物。例如 VCl3(NMe3)2，包含兩個龐大的 NMe3 配體。

### 有機金屬化合物的前體

活潑的 V (mesityl)3 與 VCl3 可合成有機金屬化合物的前體。

　
: : VCl3(THF)3 + 3 LiC6H2-2,4,6-Me3 → V(C6H2-2,4,6-Me3)3(THF) + 3 LiCl

這種物質可以結合 CO，在適當條件下也能結合 N2。

## 參考資料
氯化钒(IV)

**四氯化釩**（化學式：VCl4）是釩 (IV) 的氯化物，為亮紅色液體，可用於製備其他很多釩化合物，包括氯化二茂釩。它與許多配體形成加合物，如與四氫呋喃反應生成 VCl4(THF)2。

四氯化釩呈順磁性，它比反磁性的四氯化鈦多一個價電子。它是少數室溫下為液體且為順磁性的化合物之一。

與同族的 VF5、NbCl5 和 TaCl5 不同，VCl4 可由金屬釩氯化製備，氯氣的氧化性不足以將釩氧化至 VCl5。此外，四氯化釩在沸點下分解，生成三氯化釩和氯氣：

　
: 2 VCl4 → 2 VCl3 + Cl2

## 反應及應用

* 有機合成中，VCl4 可使酚偶聯，比如與苯酚反應生成 4,4'- 聯苯酚：

　
: : 2 C6H5OH + 2 VCl4 → HOC6H4-C6H4OH + 2 VCl3 + 2 HCl

* 橡膠工業中，VCl4 可以催化烯烴的聚合反應，機理與齊格勒 - 納塔催化劑類似。
* VCl4 與 HBr 反應生成 VBr3。反應經由中間產物 VBr4，室溫下分解放出 Br2。

　
: : 2 VCl4 + 8 HBr → 2 VBr3 + 8 HCl + Br2

## 安全

室溫下，VCl4 是可揮發且有較強氧化性的液體，遇水迅速水解生成 HCl。

## 參考資料
氯化钚(III)

**三氯化鈽**的化學式為 PuCl3，有強放射性。極毒。

## 製備

三氯化鈽可由金屬鈽溶解在鹽酸中得到。

## 結構

三氯化鈽中的鈽原子為九配位，具有三冠三角稜柱分子構型。

## 參考資料
氯化钛

**鈦氯化物**可以指：

* 四氯化鈦（鈦（IV）氯化物），TiCl4
* 三氯化鈦（鈦（III）氯化物），TiCl3
* 二氯化鈦（鈦（II）氯化物），TiCl2
氯化钡

**氯化鋇**（化學式：BaCl2）是鋇的氯化物，有毒，灼燒時產生黃綠色的光。

## 製備

氯化鋇可以由碳酸鋇（自然界中的毒重石）或氫氧化鋇和鹽酸的反應得到。工業上可以從硫酸鋇經過兩個步驟得到：

　
: BaSO4 + 4 C → BaS + 4 CO（加熱）

　
: BaS + CaCl2 → BaCl2 + CaS （溶掉混合物）

## 化學性質

氯化鋇溶於水解離為 Ba2+ 和 Cl-，解離出的離子可以產生沉澱反應：

　
: BaCl2 + Na2SO4 → 2 NaCl + BaSO4↓

　
: BaCl2 + K2CrO4 → 2 KCl + BaCrO4↓

　
: BaCl2 + Na2C2O4 → 2 NaCl + BaC2O4↓

　
: BaCl2 + 2 AgNO3 → 2 AgCl↓ + Ba(NO3)2

在 1000℃，熔化的氯化鋇和鈉有如下平衡：

　
: 2 Na + BaCl2 ↔ 2 NaCl + Ba

## 用途

雖然價格便宜，但氯化鋇的用處有限。在工業中，氯化鋇主要用於腐蝕性氯工廠的滷水溶液的淨化，也用於熱處理鹽的製造和鋼的硬化。 它的毒性限制了它的應用。

在實驗室，它可用來測試硫酸鹽。

## 安全

氯化鋇與其它的水溶性鋇鹽一樣，因其可在水溶液中離解出鋇離子，所以都是有高毒性的。可溶性鋇鹽中毒通常使用硫酸鉀或硫酸鎂作為解毒劑，它們會反應產生硫酸鋇，因其不溶性而相對於氯化鋇則為無毒的。

## 參考文獻
氯化钨

**氯化鎢**是鎢的氯化物，有以下幾種：

* 二氯化鎢，WCl2
* 三氯化鎢，WCl3
* 四氯化鎢，WCl4
* 五氯化鎢，WCl5
* 六氯化鎢，WCl6
氯化钨(II)

**二氯化鎢**是一種無機化合物，化學式為 W6Cl12。它是八面體的高分子簇合物。它可溶於濃鹽酸，生成 (H3O)2[W6Cl14](H2O)x，加熱這種水合物會得到黃棕色的 W6Cl12。它的結構和二氯化鉬類似。

二氯化鎢可以由六氯化鎢的還原反應得到，還原劑可用鉍：

　
: 6 WCl6 + 8 Bi → W6Cl12 + 8 BiCl3

　
: .

## 參考文獻
氯化钨(III)

**三氯化鎢**是一種無機化合物，化學式為 W6Cl18。它是一種八面體簇合物，為棕色固體，可由二氯化鎢的氯化反應得到。這種簇合物有著 12 個雙氯橋配體，其結構和鈮或鉭的氯化物類似。相比之下，W6Cl12 只有 8 個三氯橋。

六氯化鎢被鉍還原，可以得到混合價態 W (III)-W (IV) 的氯化物：

　
: 9 WCl6 + 8 Bi → 3 W3Cl10 + 8 BiCl3

## 參考文獻
氯化钪

**氯化鈧**是一種無機化合物，化學式為 ScCl3。它是一種白色、高熔點的離子化合物，極易溶於水。

## 製備

無水氯化鈧可以由氧化鈧和碳的混合物與氯氣反應得到。

六水氯化鈧可由氧化鈧、氫氧化鈧或鹼式碳酸鈧和鹽酸反應，再蒸發其鹽酸溶液得到。

## 化學性質

氯化鈧和過量的金屬鈧在 877~900℃反應，可以得到有金屬鍵結構的 ScCl 和 Sc7Cl10。

## 應用

氯化鈧用於一些金屬鹵化物燈、光導纖維、電子陶瓷和雷射材料中。

## 參考資料
氯化钫

**氯化鍅**是放射性的無機化合物，化學式 FrCl。它預測是可溶於水的白色固體。它的性質類似於氯化銫。

## 製備

它可以由鹽酸和金屬鍅反應而成：

　
: 2Fr + 2HCl → 2FrCl + H2

它應該也可以由鍅和氯氣直接反應而成。

## 參考資料
氯化钬

**氯化鈥**是一種無機化合物，化學式為 HoCl3。它有著和氧化鈥一樣的變色性質，在自然光下為黃色，在日光燈下為亮粉色。

## 製備

氯化鈥可以通過元素化合得到，但更常用的方法是氧化鈥和氯化銨在 200-250 °C 下加熱反應得到：

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

## 結構

在固態，氯化鈥具有 YCl3 層狀結構。

## 配合物

除水合物外，氯化鈥還可以和甘氨酸形成配合物 Ho (gly)3Cl3·3H2O。

## 參考文獻
氯化钯

**氯化鈀**是一種灰黑色的無機化合物，分子式為 PdCl2，是許多鈀化合物的製造原料，在有機合成化學中是重要的催化劑。氯化鈀對呼吸系統和皮膚造成刺激，吸收過量時可能會致癌。

氯化鈀是一種重要的催化劑，在石油化工和汽車尾氣轉化中應用廣泛，從工業廢料中提取鈀通常得到的物料是二氯二氨合鈀，然後再用複雜的工藝得到氯化鈀。 
在二氯二氨合鈀中加入一定量的水和鹽酸，加熱至 100℃得澄清溶液 A。A 的熱溶液中加入一定量的氯酸鈉溶液，繼續加熱溶液有氣體逸出，得溶液 B。在溶液 B 中加入 10% NaOH 溶液調節 pH＝10，保持溶液溫度在 100℃左右得沉澱 C。如溶液 PH＞10，上清液中鈀含量升高。在 C 中加入濃鹽酸加熱至 100℃濃縮直至蒸乾，再在 120℃下烘 5 小時。
另外還可以：將鈀粉加入盛有鹽酸的反應器中，在攪拌下通入空氣進行氧化反應，生成氯化鈀溶液，經溶液提純、過濾、蒸發濃縮、冷卻結晶、離心分離、乾燥，製得氯化鈀成品。

　
: Pd + 2 HCl + 0.5 O2 → PdCl2 + H2O

## 化學用途

測定鈀、汞、鉈和碘，提純稀有氣體，氯化鈀試紙檢驗一氧化碳、檢定鈷；用於合成半導體含金屬聚合體，
該聚合體具有聚吡咯骨架，符合能量最小且接近平面。

1. 末端烯徑（α- 烯徑）生成甲基酮的氧化催化。
2. 通過 Wacker 反應，在水溶液中用空氣作氧化劑，使烯烴氧化成醛。
3. 用於檢測 CO (浸有磷鉬酸溶液的氯化鈀試紙遇微量 CO 立即變成藍色)

　
: CO + PdCl2 + H2O → CO2 + Pd↓ + 2 HCl

## 參考文獻
氯化钴

**氯化鈷**，常稱**氯化亞鈷**、**二氯化鈷**或**氯化鈷 (II)**，化學式為 CoCl2；無水的氯化鈷呈藍色，它的水合物很多，常見者為粉紅色的六水合氯化鈷 CoCl2·6H2O；無水物具吸濕性，水合物具潮解性。

固態六水物中，四個水分子是配位水，兩個水分子是結晶水，即 [CoCl2(H2O)4]·2H2O。有水物溶於水和乙醇。

在歐盟的「關於化學品註冊、評估、許可和限制法案」（REACH）中，已將氯化鈷列為高度關注物質 (SVHC)。

## 製備

無水氯化鈷可由鈷與氯氣反應製備：

　
: Co(s) + Cl2(g) → CoCl2(s)

水合氯化鈷則可通過氧化鈷 (II) 或碳酸鈷與鹽酸反應製取：

　
: CoO + 2HCl → CoCl2 + H2O

　
: CoCO3 + 2HCl → CoCl2 + CO2 + H2O

## 反應

六水物和無水物都是弱路易斯酸，可以形成配合物。這些配合物多為正四面體或正八面體結構。

　
: CoCl2·6H2O + 4 C5H5N → CoCl2(C5H5N)4 + 6 H2O

　
: CoCl2·6H2O + 2 P(C6H5)3 → CoCl2{P(C6H5)3}2 + 6 H2O

　
: CoCl2 + 2 [(C2H5)4N]Cl → [(C2H5)4N)]2[CoCl4]

鈷 (II) 與氨的配合物在氧氣存在下，很容易被氧化成鈷 (III) 的配合物：

　
: 4 CoCl2·6H2O + 4 NH4Cl + 20 NH3 + O2 → 4 [Co(NH3)6]Cl3 + 26 H2O

它和 _N_,_N_- 二甲基甲醯胺與水在 140 °C 進行水熱反應，可以轉化為甲酸鹽 Co (HCOO)3[NH2(CH3)2]。

## 應用

* 紅色六水物 CoCl2·6H2O 可用作水的顯示劑；
* 無水氯化鈷試紙在乾燥時為藍色，潮濕時轉為粉紅色；
* 在矽膠中滲入一定量的氯化鈷，可藉以指示矽膠的吸濕程度；當它由藍色變為紅色時，表明吸水已達到飽和。將紅色矽膠在 120°C 烘乾，待恢復藍色後仍可使用。
* 氯化鈷通常用作實驗室試劑和製取其他鈷化合物的原料。

## 參考資料
氯化钷

**三氯化鉕**是一種無機化合物，化學式為 PmCl3，有放射性。

## 製備

三氯化鉕可由氯化氫和氧化鉕反應得到：

　
: Pm2O3 + 6 HCl —500℃→ 2 PmCl3 + 3 H2O

## 參考文獻
氯化钼

**氯化鉬**是鉬的氯化物，有以下幾種：

* 二氯化鉬，化學式 MoCl2，其結構為 Mo6Cl12
* 三氯化鉬，化學式 MoCl3
* 四氯化鉬，化學式 MoCl4
* 五氯化鉬，化學式 MoCl5，其結構為 Mo2Cl10
* 六氯化鉬，化學式 MoCl6
氯化钼(IV)

**四氯化鉬** 是一種無機化合物 ，實驗式 MoCl4。 這個化合物有兩種不同的結構，多聚體 ("α") 和六聚體 ("β") 結構， 儘管這兩種形式都不溶於任何溶劑而不降解。 在每個多晶型物中，Mo 中心為八面體，帶有兩個末端氯化物配體和四個雙橋接配體。 

它可以由五氯化鉬 被四氯乙烯還原而成：

　
: 2 MoCl5 + C2Cl4 → 2 MoCl4 + C2Cl6

四氯化鉬的乙腈配合物 ，是一種通用的中間體，可以直接從五氯化鉬製備： 

　
: 2 MoCl5 + 5 CH3CN → 2 MoCl4(CH3CN)2 + ClCH2CN + HCl

MeCN 配體還可以被替換：

　
: MoCl4(CH3CN)2 + 2 THF → MoCl4(THF)2 + 2 CH3CN

## 參考資料
氯化钼(V)

**五氯化鉬**是一種無機化合物，化學式為 [MoCl5]2，是一個二聚體。這種暗色揮發性的固體可用於製備其它鉬化合物的研究。它對濕氣敏感，可溶於氯代溶劑。

## 結構

每個鉬具有 local 八面體對稱，在兩個鉬之間由兩個氯橋連接。在 W、Nb、Ta 的五氯化物中，也發現了相似的結構。在氣相中或溶液中的一部分，二聚體部分解離，得到單體五氯化物。其單體具有順磁性，每個鉬中心具有一個未配對電子，形式氧化態為 + 5，在金屬中心留下一個價電子。

## 製備與性質

MoCl5 可以通過金屬鉬和氯氣反應得到，或由三氧化鉬的氯化得到。而 MoCl6 不穩定。

MoCl5 是一種強氧化劑，可以被乙腈還原，得到橙色配合物 MoCl4(MeCN)2，它可以和 THF 反應，得到 MoCl4(THF)2—— 其它含鉬配合物的前體。MoCl5 可以被 HBr 還原，生成四溴化鉬。在溴乙烷中（−50 °C）進行溴化反應，可以得到中間體 MoBr5，它在 20 °C 分解，生成 MoBr4 和 Br2：

　
: 2 MoCl5 + 10 HBr → 2 MoBr4 + 10 HCl + Br2

MoBr4 和 THF 反應，生成含 Mo (III) 的物種 mer-MoBr3(THF)3。

MoCl5 對於難被氧化的配體來說是一種優良的路易斯酸。它能和 Cl−形成 [MoCl6]−配離子。在有機合成中，該化合物偶爾會用於氯化反應、脫氧反應和氧化偶聯反應。

## 安全性

MoCl5 是一種強氧化劑，並且可以迅速水解，放出 HCl。

## 參考文獻
氯化钽

**五氯化鉭**是一種無機化合物，化學式 TaCl5。它是一種白色粉末，是研究鉭化合物的開端。它會水解成三氯氧化鉭（TaOCl3）甚至是五氧化二鉭（Ta2O5）；這就要求使用空氣隔絕技術在無水條件下進行合成和操作。

## 結構

TaCl5 是一種單斜晶體，空間群 _C_2/_m_。十個氯原子處在兩個八面體頂點的位置。兩個鉭原子在八面體的中間，由兩個橋接配體氯連接而成。二聚體結構保留在非絡合溶劑中，並在很大程度上保持熔融狀態。但是，氣態的 TaCl5 是單體。這個單體的形狀是三角雙錐，就和 PCl5 一樣。

## 物理性質

五氯化鉭在芳香烴的溶解度是按照以下趨勢升高的:

　
: 苯 < 甲苯 < 間二甲苯 < 均三甲苯

這反映在於溶液的顏色從淺黃色到橙色的加深。相較於芳香烴，五氯化鉭的溶解度在環己烷和四氯化碳中較少。還已知五氯化鉭的這種溶液是不良的電導體，表明幾乎沒有電離。通過升華純化 TaCl5，可得到白色針狀固體。

## 製備

五氯化鉭可以由鉭和氯氣在 170 至 250 °C 之間直接化合而成。這個反應也可以用 HCl，不過要在 400 °C 下反應。

　
: 2 Ta + 5 Cl2 → 2 TaCl5

　
: 2 Ta + 10 HCl → 2 TaCl5 + 5 H2

在 240 °C，五氧化二鉭和氯化亞碸反應也可以得到五氯化鉭。

　
: Ta2O5 + 5 SOCl2 → 2 TaCl5 + 5 SO2

五氯化鉭是可以購買的，不過樣本里會有少量的氯氧化鉭 (TaOCl3)。這是五氯化鉭水解而成的。

## 反應

TaCl5 是親電體，類似 AlCl3。它會和路易斯鹼反應，形成加合物。

### 加合物

TaCl5 可以和醚形成穩定的加合物:

　
: TaCl5 + R2O → TaCl5(OR2) (R = Me, Et)

TaCl5 也可以和五氯化磷和氯氧化磷反應。後者是一個加合物，連接氧原子:

　
: TaCl5 + PCl5 → [PCl+ 
4][TaCl− 
6]

　
: TaCl5 + OPCl3 → [TaCl5(OPCl3)]

五氯化鉭會和叔胺反應，生成加合物晶體。

　
: TaCl5 + 2 R3N → [TaCl5(NR3)]

### 取代反應

五氯化鉭會和三苯基氧化膦反應，生成氯氧化物:

　
: TaCl5 + 3 OPPh3 → [TaOCl3(OPPh3)]x ...

TaCl5 和有氫氧基的化合物如：醇、苯酚和羧酸反應，形成氯化氫和有 Ta–O 鍵的化合物:

　
: TaCl5 + 3 HOEt → TaCl2(OEt)3 + 3 HCl

用氨來吸收 HCl，五個氯原子都會被替換，形成 Ta (OEt)5。同樣的， TaCl5 會和甲醇鋰在甲醇中反應，形成甲氧基化合物:

　
: TaCl5 + 4 LiOMe → Ta(OMe)4Cl + 4 LiCl

### 和胺，醇的反應

氨會取代 TaCl5 的大部分氯原子，形成簇合物。用伯胺或仲胺取代氯原子的速率較慢，不過用二烷基胺基鋰反應可以取代五個氯原子，例如製備五（二甲基胺基）鉭的反應:

　
: TaCl5 + 5 LiNMe2 → Ta(NMe2)5

五氯化物與醇反應，生成醇鹽。如製備五乙醇鉭所示，此類反應通常在鹼的存在下進行:

　
: 10 EtOH + Ta2Cl10 + 10 NH3 → Ta2(OEt)10 + 10 NH4Cl

五氯化鉭會被氮雜環如：吡啶還原。

### 還原

還原五氯化鉭會形成中性或陰離子的簇合物，如： [Ta6Cl18]4− 和 [Ta6Cl14](H2O)4。

## 參考資料

## 擴展閱讀

* Ozin, G. A.; Walton, R. A. Vibrational spectra and structures of the 1:1 complexes of niobium and tantalum, pentachlorides and tantalum pentabromide with aceto-, perdeuterioaceto-, and propionitriles in the solid and solution states and a vibrational analysis of the species MX5, NC·CY3 (Y = H or D). J. Chem. Soc. A. 1970: 2236–2239. doi:10.1039/j19700002236.
* Bullock, J. I.; Parrett, F. W.; Taylor, N. J. Some metal halide–phosphorus halide–alkyl halide complexes. Part II. Reactions with niobium and tantalum pentachlorides and tungsten hexachloride. J. Chem. Soc., Dalton Trans. 1973, (5): 522–524. doi:10.1039/DT9730000522.
* Đorđević, C.; Katović, V. Co-ordination complexes of niobium and tantalum. Part VIII. Complexes of niobium(IV), niobium(V), and tantalum(V) with mixed oxo, halogeno, alkoxy, and 2,2′-bipyridyl ligands. J. Chem. Soc. A. 1970: 3382–3386. doi:10.1039/j19700003382.
* Cowley, A.; Fairbrother, F.; Scott, N. The halides of niobium (columbium) and tantalum. Part V. Diethyl ether complexes of the pentachlorides and pentabromides; the solubility of tantalum pentaiodide in ether. J. Chem. Soc. 1958: 3133–3137. doi:10.1039/JR9580003133.

## 外部連結

* NIST Standard Reference Database（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氯化钾

**氯化鉀**（化學式：KCl），英文：Potassium chloride。氯化物的一種，白色結晶或結晶性粉末，易溶於水和甘油，難溶於醇，不溶於醚和丙酮。

## 製備

可以由氫氧化鉀跟鹽酸的酸鹼中和反應中製備而成。化學式如下：

　
: KOH + HCl → KCl + H2O

氯化鉀亦可以由鹽酸和碳酸鉀等鉀鹽反應製備而成。

## 用途

氯化鉀在農業上是常用的肥料（一般稱為「鉀肥」），在台灣俗稱為「紅加里」。它還可用於醫藥、科學應用及食品加工等。食鹽裡面以部分氯化鉀取代氯化鈉，可減少鈉的攝取、降低高血壓之可能性。但由於氯化鉀有苦味與金屬味，且鈉仍是人體必需的宏量元素，故無法完全取代氯化鈉。

## 注意

口服過量氯化鉀有毒；半數致死量約為 2500 mg/kg（與普通鹽毒性近似）。靜脈注射的半數致死量約為 100 mg/kg，但是它對心肌的嚴重的副作用值得注意，高劑量會導致心臟停跳和猝死。注射死刑就是利用氯化鉀過量靜脈注射而導致心臟停跳。

## 參考資料

## 延伸閲讀

## 參見

* 氰化鉀
* 聚季銨鹽
* 聚季銨鹽 7
氯化铀(III)

**三氯化鈾（UCl3）** 是一個鈾和氯的化合物。 三氯化鈾主要用於再加工用過的核燃料。四氯化鈾從各種方式可以合成三氯化鈾，但三氯化鈾不比四氯化鈾穩定的。

## 製備

三氯化鈾可由四氯合鈾 (III) 酸銨在高真空下加熱得到。

## 參考文獻
氯化铀酰

**氯化鈾醯**是一種無機化合物，化學式為 UO2Cl2，有放射性。

## 製備

氯化鈾醯由四氯化鈾和氧氣在 300~350℃反應得到。

## 性質

氯化鈾醯的吸濕性很強，在空氣中短暫放置便會形成粘稠的溶液。

## 參考資料
氯化铁

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

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

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

## 化學性質

氯化鐵是頗強的路易斯酸，跟路易斯鹼，例如氧化三苯基膦，可組成穩定的 FeCl3(OP**-Ph**3)2（**Ph** = 苯基）。

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

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

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

## 製取

無水物可以用元素之間化合製取：

　
: 2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3

溶液在工業上有三個製法：

1. 將磁鐵礦溶入鹽酸：

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

　
: 2 FeCl2 + Cl2 → 2 FeCl3

或以空氣氧化 FeCl2 的鹽酸溶液：

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

將水合物和亞硫醯氯一起加熱，可得到無水物。

## 用途

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

它用於污水處理，以除去水中的重金屬和磷酸鹽。

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

另外我們可以用它催化雙氧水使其分解成氧氣和水。

## 參見

* 氯化亞鐵

## 參考資料
氯化铁(II)

**氯化亞鐵**是鐵 (II) 的氯化物，化學式為 FeCl2。它是高熔點順磁性的固體，從水溶液中結晶得到的綠色四水合物，比其無水物應用廣泛的多。

## 合成

最常用的方法是用鐵與氯化氫反應：

　
: : Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2

用氯化氫的甲醇溶液作原料比用濃鹽酸更加簡便，反應生成溶劑合物 [Fe (MeOH)6]Cl2，真空加熱至約 160 °C 得到純 FeCl2。FeBr2 和 FeI2 可通過類似方法製取。

此外氯化亞鐵還可由無水 FeCl3 與氯苯在 126 °C 反應製備：

　
: : 2FeCl3 + C6H5Cl → 2FeCl2 + C6H4Cl2 + HCl

此法製取的 FeCl2 很容易溶於四氫呋喃中。

傑弗里・威爾金森合成二茂鐵時的 FeCl2 由 FeCl3 與鐵粉加熱製取。

## 水合

FeCl2 可與許多配體生成配合物，最常見的即是它的水合物 FeCl2(H2O)4，可通過用鋼鐵生產中的廢料與鹽酸反應製得。

## 反應

1mol FeCl2 和 2mol [(C2H5)4N] Cl 反應，生成鹽 [(C2H5)4N]2[FeCl4]。[MnCl4]2−、[MnBr4]2−、[MnI4]2−、[FeBr4]2−、[CoCl4]2−、[CoBr4]2−、[NiCl4]2−和 [CuCl4]2−的鹽也都可通過類似方法製取。

## 參考文獻

## 參見

* 鹽酸
* 氯化鐵
* 硫酸亞鐵
氯化铅(II)

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

## 物理性質

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

## 毒性

像其他鉛化合物一樣，接觸氯化鉛可能會引起鉛中毒。

## 參見

* 鉛
* 氯化物
氯化铈

**三氯化鈰**，別名**氯化鈰**、**氯化鈰 (III)**，化學式 CeCl3。

## 性質

無色易潮解塊狀結晶或粉末。露置於潮濕空氣中時，迅速吸收水分生成組成不定的水合物。易溶於水，可溶於乙醇和丙酮。

水合物直接在空氣中加熱時會發生少量水解。若在真空中加熱七水合物數小時逐漸至 140°C，則可得到無水三氯化鈰，根據 Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis，在 70-100°C 時晶體已經可以脫去大量的水，可在此溫度維持一段時間再提升溫度，加熱時並須同時使用攪拌子攪拌晶體，最後所生成產物為粉狀固體，可以儲存於乾燥箱中，使用前需再加熱抽真空除水。用此法製得的無水三氯化鈰可能還含有少量水解產物 CeOCl，但已經可與有機鋰試劑和格氏試劑共用，用於有機合成。

純的無水三氯化鈰可通過①將水合物在高真空中和 4～6 倍氯化銨存在下緩慢加熱至 400°C，或②將水合物與過量氯化亞碸共熱 3 小時而製得。此外還可以通過單質鈰與氯氣化合製備無水三氯化鈰。它一般通過在高真空下高溫升華純化。

 

## 製備

將稀土硫酸銨復鹽與氫氧化鈉反應，轉化為氫氧化稀土。再用空氣將後者中的鈰氧化為四價鈰，以稀鹽酸浸出使鈰富集，再經溶解、萃取、結晶，製得三氯化鈰。

　
: ${\rm {\ Ce(OH)_{3}+3HCl\rightarrow CeCl_{3}+3H_{2}O}}$

## 用途

用作製取鈰和其他鈰鹽的原料、石油催化劑，以及有機合成中的路易斯酸等。三氯化鈰可作三氟甲磺酸鈰的製取原料，後者是有機合成中的路易斯酸，用於傅－克醯基化反應。三氯化鈰自身也是一種路易斯酸，用於傅－克烷基化反應。

七水合三氯化鈰與硼氫化鈉共用時可作為 Luche 還原反應中的試劑。該反應是有機合成中將 α,β- 不飽和酮還原的常用方法之一。例如，香芹酮在三氯化鈰和硼氫化鈉共同作用下，可以控制只有羰基雙鍵被還原，生成（1），而不產生（2）；而無三氯化鈰時，產物則為（1）和（2）的混合物。

　
:

另一例子是用三氯化鈰促進的酮的烷化反應。此法避免了使用有機鋰試劑時產生的烯醇負離子。

　
:

## 參考資料
氯化铊(I)

**氯化亞鉈**，又稱**氯化鉈 (I)**，是一種無機化合物，化學式為 TlCl。氯化亞鉈和氯化銀相似，遇光會變暗或變紫，但不同的是，氯化亞鉈在氨水中不溶解。

## 製備

氯化亞鉈可以由硝酸亞鉈或硫酸亞鉈和鹽酸反應得到：

　
: Tl2SO4 + 2 HCl → 2 TlCl↓ + H2SO4

產物經水洗滌後，在熱水中重結晶來提純。

鉈和鹽酸的反應也能得到氯化亞鉈：

　
: 2 Tl + 2 HCl → 2 TlCl + H2↑

但氯和鉈化合可以生成氯化亞鉈，也能生成三氯化鉈。

## 物理性質

氯化亞鉈微溶於水。它在室溫下為氯化銫晶型，降溫後轉變為單斜晶系的碘化鉈晶型。相變溫度受到雜質影響。

## 化學性質

氯化亞鉈可以被氫氣還原為單質鉈。在 120℃和汞反應、在熔點時和鋅反應，均被還原為金屬鉈。

氯化亞鉈和硫化物反應，產生硫化亞鉈：

　
: 2 TlCl + H2S = Tl2S + 2 HCl

　
: 2 TlCl + (NH4)2S = Tl2S + 2 NH4Cl

## 用途

被放射性的 201Tl 標記的氯化亞鉈注射液可用於缺血性心臟病的診斷。

## 參考資料
氯化铋

**氯化鉍**化學式 BiCl3，常溫下是易潮解的白色晶體。與離子晶體三氟化鉍不同，在氣相或晶體中，氯化鉍分子構型都為三角錐形，可從價層電子對互斥理論（VSEPR）解釋。是常用的提供 Bi3+ 離子的試劑。氯化鉍是常用的提供 Bi3+ 離子的試劑，以及用於製備其它鉍鹽，以用於顏料和化妝品。

## 製備

氯化鉍可從氯氣與鉍直接反應製得：

　
: 2 Bi + 3 Cl2 → 2 BiCl3

或用鹽酸溶解氧化鉍：

　
: Bi2O3 + 6 HCl → 2 BiCl3 + 3 H2O

或將氧化鉍溶於濃硝酸，再向溶液中加入氯化鈉固體：

　
: Bi + 6 HNO3 → Bi(NO3)3 + 3 H2O + 3 NO2

　
: Bi(NO3)3 + 3 NaCl → BiCl3 + 3 NaNO3

## 化學性質

氯化鉍易水解，生成氯氧化鉍：

　
: Bi3+ 
  + Cl− 
  + H 
2O → BiOCl (s) + 2 H+

故配製 Bi³⁺離子的溶液需要加酸抑制其水解。

氯化鉍是一種氧化劑，遇還原劑如氯化亞錫生成黑色的金屬鉍粉末，此反應可用於檢驗 Bi³⁺。

### 氯配合物

氯化鉍作為一種路易斯酸，在 Cl-濃度高的溶液中能形成各種氯配合物，如 BiCl63−。其八面體結構與價層電子對互斥理論的判斷不符， 不過 BiCl52−的四方錐結構符合該理論的判斷。

### 有機反應催化劑

氯化鉍用於有機合成的催化劑，例如麥可加成反應，碘的加入能提高催化效率。

## 安全性

氯化鉍有毒，能刺激胃腸道和呼吸道，與皮膚接觸可能導致灼傷。

## 參考資料
氯化铍

**氯化鈹**（化學式：BeCl2）是鹼土金屬鈹的氯化物，有劇毒，室溫下為雪白色易升華的固體。

## 結構

固態存在多種晶型，含有不同方式堆積的 BeCl4 四面體。 氣相 500-600°C 時，氯化鈹以二聚體 Cl-Be<(Cl)2>Be-Cl 的形式存在，溫度再升高至 1000°C，它完全離解為直線形的 BeCl2 單體，其中鈹為 _sp_ 雜化。

氯化鈹常作為介紹價層電子對互斥理論和雜化軌道理論時所選用的例子。其他很多鹼土金屬鹵化物，如氟化鈣、氟化鍶、氟化鋇、氯化鍶、氯化鋇、溴化鋇、碘化鋇等，它們的結構都不含有二配位的鹼土金屬原子，與 VSEPR 理論所預測的結果不一致。

## 製備

BeCl2 可通過多種方法製備，包括金屬鈹與氯化氫氣體反應：

　
: ${\rm {Be+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+H_{2}}}$

也可通過用二氯化二硫或光氣與氧化鈹、氯氣與 Be2C 或氧化鈹在焦炭還原下與氯氣反應氯化得到。

## 性質

無水氯化鈹水解生成水合的 [Be (H2O)4]Cl2， 易溶於醇或醚中形成加合物，也可以作傅 - 克反應的酸性催化劑。

## 參考資料
氯化铑(III)

**三氯化銠**（化學式：RhCl3），IUPAC 名稱**氯化銠 (III)**，是最常見和最穩定的銠的氯化物，室溫下為暗紅色的固體。它是從其他鉑系元素中分離銠時的產物。

無水三氯化銠為聚合分子，與氯化鋁類質同晶，在水中的溶解度隨製備方法的不同而有差異。三水合三氯化銠（RhCl3·3H2O）是三氯化銠的水合物，也是三氯化銠最常用的形式，可溶於水，通常用於製備其他銠化合物。無水和三水合三氯化銠有很多不同的性質。

## 性質

RhCl3(H2O)x 是暗紅色的反磁性晶體，有中等的潮解性，可溶於水得到紅色溶液。該水溶液中存在 RhCl3(H2O)3、[RhCl2(H2O)4]+ 和 [RhCl (H2O)5]2+ 等微粒，比例隨放置時間長短而有變化。

## 製備

把摩爾比為 1:2 的海綿銠和氯化鉀一起研細，然後在氯氣流中於 550°C 加熱 60 分鐘，用水浸泡紅色產物，過濾，濾液中含有 K2[Rh(H2O)Cl5]，加入足夠量的氫氧化鉀溶液，沉澱出氫氧化銠 (III)（水合三氧化二銠）。洗滌沉澱後，將沉澱溶於儘量少的鹽酸中，蒸發溶液近干，就可得到酒紅色的 RhCl3·3H2O 晶體。將該晶體在濃鹽酸中重結晶，去除含氮雜質，可以得到較純淨的三氯化銠三水合物。

在 200-300°C 時，氯氣與銠反應，生成紅色的 RhCl3 晶體，該晶體不溶於水。將 RhCl3·3H2O 在乾燥氯化氫氣流中加熱到 180°C，得到能溶於水的 RhCl3。在前者反應中，若以熔融的氯化鈉作介質，則反應產物為 Na3RhCl6。

## 配合物

三氯化銠三水合物是路易斯酸，可與配體生成種類繁多的配合物。與 Rh (I) 的平面正方特性不同，Rh (III) 的配合物大多為八面體構型，在動力學上比較穩定。

### 氨配合物

氨與 RhCl3·3H2O 的乙醇溶液反應生成氯化五氨配離子 [RhCl (NH3)5]2+。該離子被鋅還原並用硫酸根成鹽後，得到無色的氫配合物 [RhH (NH3)5]SO4。

### 硫醚配合物

乙醇溶液中的 RhCl3·3H2O 會與二烷基硫醚反應：

　
: : RhCl3·3H2O + 3 SR2 → RhCl3(SR2)3 + 3 H2O

反應產物為三氯・三硫醚合銠 (III)，已經分離出相應的面式（_fac_-）與經式（_mer_-）異構體。

### 叔膦配合物

溫和條件下，RhCl3·3H2O 與叔膦反應，生成 RhCl3(PR3)3 類型的配合物。反應若在煮沸乙醇溶液中進行，則銠被還原，生成 Rh (I) 的配合物，如威爾金森催化劑（Wilkinson's catalyst）—RhCl (PPh3)3。反應中的還原劑為乙醇或三苯基膦，相應氧化產物為乙醛和三苯基氧膦。

　
: : RhCl3·3H2O + 3 PPh3 + CH3CH2OH → RhCl(PPh3)3 + CH3CHO + 2 HCl + 3 H2O

　
: RhCl3·xH2O + 4 PPh3 → RhCl(PPh3)3 + Ph3P=O + 2 HCl + (x-1) H2O

### 吡啶配合物

與乙醇和吡啶一起煮沸時，RhCl3·3H2O 轉化為反式 -[RhCl2(py)4)] Cl。若溶劑為水，則得到與硫醚配合物結構類似的面式 - RhCl3(py)3。反式 -[RhCl2(py)4)] Cl 氧化得到藍色順磁性的 [Cl (py)4Rh-O2Rh(py)4Cl]5+。

### 烯烴配合物

三氯化銠三水合物也可與烯烴配位，尤其是與降冰片二烯和 1,5 - 環辛二烯一類的二烯烴，生成形式為 Rh2Cl2(烯烴)4 的配合物。它與 1,5 - 環辛二烯的配合物尤其穩定，甚至在乙醇中與 1,3 - 環辛二烯反應，也會得到 1,5 - 環辛二烯的配合物。雙烯配體可由氰離子移除。

### 羰基配合物

RhCl3·3H2O 的甲醇溶液與壓強為 1bar 的一氧化碳反應，生成二氯・二羰基銠 (I) 酸根陰離子（[RhCl2(CO)2]−）。或用 RhCl3·3H2O 與通入的一氧化碳反應先生成 [RhCl (CO)2]2 紅色固體，然後再將該固體溶於醇並加入氯離子，也可得到 [RhCl2(CO)2]−。

Rh(CO)(PR3) 類型的化合物（R 為有機基團）有很多是氫甲醯化反應的催化劑，其製備與性質也已被廣泛研究過。RhCl (PPh3)3 與一氧化碳或甲醛反應會生成反式 - RhCl (CO)(PPh3)2，與 Vaska 配合物是同類物質，但不及後者活潑。它會與硼氫化鈉和三苯基膦的混合物反應，得到 RhH (CO)(PPh3)3。

## 催化化學

對三水合三氯化銠催化性質的研究大致開始於 20 世紀 60 年代。當時發現它對很多涉及一氧化碳、氫氣和烯烴的反應都具有催化性能，例如用 RhCl3(H2O)3 作催化劑，乙烯發生二聚生成順式和反式 2 - 丁烯的混合物：

　
: : 2 C2H4 → CH3-CH=CH-CH3

然而高級烯烴不能發生該反應。幾十年後，人們發現含銠催化的反應在有機溶劑中進行時，有機配體會取代原化合物中的水分子配體，經由（Rh2Cl2(C2H4)4）一類的中間體。該發現推動了均相催化這一領域的發展。這之前大多數金屬催化的反應都屬於異相催化，反應物與催化劑處於兩相，含金屬的催化劑為固態，反應底物為液態或氣態。

均相催化中，三苯基膦配合物是一類重要的催化劑，顯示出較高的催化活性，並且對有機溶劑的溶解性也很好。這類配合物的例子包括 RhCl (PPh3)3 和 RhH (CO)(PPh3)3，可分別催化烯烴的氫化和異構化反應及烯烴的氫甲醯化反應。目前高效的銠催化劑已經在很大程度上替代以前廣泛使用且廉價的鈷催化劑。

## 參考資料

## 外部連結

* 國際化學品安全卡 0746（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）（英文）
* NIOSH 資料頁（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）（英文）
氯化铒

**氯化鉺**是一種無機化合物，化學式為 ErCl3。它是紫色固體，可用於製備金屬鉺。

## 性質

氯化鉺可以和氫氧化鈉反應，生成氫氧化鉺：

　
: ErCl3 + 3 NaOH → Er(OH)3↓ + 3 NaCl

## 參考文獻
氯化铕(II)

**氯化亞銪**是一種由銪和氯形成的無機化合物，化學式為 EuCl2，它在短波紫外光下發出亮藍色螢光。

## 製備

* **還原**
  * 氫氣高溫還原氯化銪：2 EuCl3 + H2 → 2 EuCl2 + 2 HCl
  * 無水氯化銪和硼氫化鋰在四氫呋喃中反應： 2 EuCl3 + 2 LiBH4 → 2 EuCl2 + 2 LiCl + H2↑ + B2H6↑
  * 鋰 / 萘在四氫呋喃中還原氯化銪

 

* **氧化**
  * 銪和氯化銨在液氨中反應： Eu + 2 NH4Cl → EuCl2 + 2 NH3 + H2↑

## 性質

氯化亞銪可以形成黃色的八氨合物 EuCl2·8NH3，它可分解為淺黃色的 EuCl2·NH3。它和二氫化銪在 120 bar H2 下反應，得到 EuClH，它在紫外線下發出亮綠色的螢光。

研磨氯化亞銪和氫化鋁鈉的混合物，可以得到 Eu (AlH4)2，它在 200 °C 以上分解為 EuAlH5。將氯化亞銪與氯化鈉和氯化銪共熱，可以得到紫色的混合價態化合物 Na5Eu7Cl22。

## 參考文獻

## 參見

* 瓊斯還原器
氯化铕(III)

**三氯化銪**又稱**氯化銪 (III)**、**氯化銪**（化學式：EuCl3），是稀土金屬銪 (III) 的氯化物。

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

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

## 製備

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

## 用途

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

　
: 2 EuCl3+H2->2 EuCl2+2 HCl

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

## 參考資料
氯化铜

**氯化銅**是銅 (II) 的氯化物，化學式為 CuCl2。它是黃棕色固體，在空氣中緩慢吸收水分生成藍綠色的二水合物。自然界中氯化銅存在於很稀有的水氯銅礦中。

## 結構

無水 CuCl2 為變形碘化鎘結構。由於姜 - 泰勒效應的緣故，涉及一對配體時，一個 d 電子定域在強反鍵的分子軌道中，因此大多數銅 (II) 化合物都與理想的八面體型結構有偏差。在 CuCl2(H2O)2 中，銅為高度變形的八面體構型，被兩個水分子和四個氯離子配體所包圍，配體還與其他 Cu 原子不對稱橋聯。

## 性質

氯化銅在水溶液中生成藍色的 [Cu (H2O)6]2+ 和黃紅色的鹵素配離子 [CuCl2+x]x-。濃的 CuCl2 溶液中含有這些帶色離子，呈混合色綠色；稀溶液的顏色則與溫度有關，100°C 時為綠色，室溫下為藍色。 氯化銅在火焰中發出藍綠色光。

氯化銅為弱的路易斯酸，也是溫和的氧化劑。其結構中含有扁平 CuCl4 的多聚長鏈。

1000°C 時分解為 CuCl 和 Cl2：

　
: 2 CuCl2(s) → 2 CuCl(s) + Cl2(g)

氯化銅與鹽酸或其他含氯離子的化合物反應，生成配離子 CuCl3−和 CuCl42−。

　
:

某些配離子的鹽可以從水溶液中結晶出來，結構可以有很多種：

氯化銅還可與其他很多配體反應生成配合物，例如吡啶或三苯基氧化膦：

　
: CuCl2 + 2 C5H5N → [CuCl2(C5H5N)2] (四面體)

　
: CuCl2 + 2 (C6H5)3P=O → [CuCl2((C6H5)3P=O)2] (四面體)

但膦一類的「軟」配體，如三苯基膦、碘離子、氰離子和一些叔胺，會還原氯化銅得到一價銅配合物。

為了從氯化銅得到一價銅，常用的方法是用二氧化硫還原其水溶液：

　
: 2 CuCl2(aq) + SO2 → 2 CuCl(s) + 2 HCl(aq) + H2SO4(aq)

CuCl2 可提供 Cu2+，用於製備不溶的銅 (II) 鹽類。例如氯化銅與氫氧化物反應得到不溶氫氧化銅，在 30°C 以上分解為氧化銅：

　
: CuCl2(aq) + 2 NaOH(aq) → Cu(OH)2(s) + 2 NaCl(aq)

分解反應為：

　
: Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O(l)

## 製備

氯化銅可通過氧化銅、氫氧化銅或碳酸銅與鹽酸反應製備：

　
: CuO(s)+2HCl(aq)→CuCl2(aq)+H2O(l)

　
: Cu(OH)2+2HCl→CuCl2+2H2O

無水 CuCl2 可由單質直接化合得到：

　
: Cu+Cl2→CuCl2

用 CaCl2- 冰浴冷卻氯化銅的熱稀鹽酸溶液可以得到純淨的 CuCl2。

## 用途

工業上主要用氯化銅作為瓦克法中的催化劑，與氯化鈀 (II) 共同催化乙烯轉化為乙醛。該法中，PdCl2 被還原為 Pd，再經 CuCl2 氧化又得到 PdCl2。氯化銅的還原產物 CuCl 可被通入的空氣氧化回 CuCl2，從而完成循環。

(1) C2H4(g) + PdCl2(aq) + H2O (l) → CH3CHO (aq) + Pd(s) + 2 HCl(aq)

(2) Pd(s) + 2 CuCl2(aq) → 2 CuCl(s) + PdCl2(aq)

(3) 2 CuCl(s) + 2 HCl(aq) +1/2O2(g) → 2 CuCl2(aq) + H2O(l)

總反應：C2H4 +1/2O2 → CH3CHO

氯化銅在有機合成中也有很廣泛的應用。氧化鋁存在下，它可以對芳香烴和羰基化合物的 α- 氫進行氯化：

反應在 DMF 之類的極性溶劑中進行，且常常加入氯化鋰以加快反應速率。

CuCl2 在氧氣存在下也可氧化酚，主要產物可以是醌或是氧化二聚所得的偶聯產物。後者可用於合成 1,1 - 聯二萘酚（BINOL）及其衍生物，產率和對映體過量百分數都很高：

這類化合物是合成 BINAP 時重要的中間體，其衍生物是不對稱氫化反應常用的手性配體。

CuCl2 也可催化磺醯氯對烯烴的自由基加成反應，鹼存在下產物 α- 氯代碸可以發生消除得到乙烯基碸。

焰火中用氯化銅來產生藍綠色光。

## 參考資料

## 外部連結

* 氯化銅
* 銅及其化合物資料頁
氯化铜(I)

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

## 歷史

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

　
: HgCl2 + 2 Cu → 2 CuCl + Hg

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

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

## 化學性質

* *

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

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

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

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

　
:

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

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

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

　
: 8CuCl + O2 → 2Cu2O + 4Cu2+ + 8Cl-

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

## 製備

### 實驗室製法

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

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

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

　
: 2NO + O2 → 2NO2

　
: 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

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

反應結束後，向容器中加入大量水稀釋便得氯化亞銅沉澱。

### 工業製法

工業上合成氯化亞銅有多種方法。

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

## 用途

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

　
: Cu + CuCl2 → 2 CuCl

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

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

### 有機合成

在桑德邁爾反應中，以氯化亞銅處理芳香重氮鹽，可得到氯代芳烴：

該反應應用很廣，產率很高。

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

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

Bu = 正丁基

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

在加特曼－科赫反應之中，作為催化劑，氯化亞銅吸收氣態的一氧化碳。

在瓦克爾法中，氯化亞銅是反應中由氯化銅形成的中間產物。

### 聚合物

在原子轉移自由基聚合中，氯化亞銅為催化劑。

## 參考文獻

## 外部連結

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

**氯化鋁**，或**三氯化鋁**，化學式為 AlCl3，是氯和鋁的化合物。氯化鋁熔點、沸點都很低，且會昇華，為有離子性的共價化合物。熔化的氯化鋁不易導電，和大多數含鹵素離子的鹽類（如氯化鈉）不同。

AlCl3 採取「YCl3」結構，為 Al3+ 立方最密堆積層狀結構， 而 AlBr3 中 Al3+ 卻占 Br−最密堆積框架的相鄰四面體間隙。熔融時 AlCl3 生成可揮發的二聚體 Al2Cl6，含有兩個三中心四電子氯橋鍵，更高溫度下 Al2Cl6 二聚體則離解生成平面三角形 AlCl3，與 BF3 結構類似。

 
氯化鋁是很常用的路易斯酸。在化學工業，它常是傅 - 克反應的催化劑。它亦用於烴的聚合和異構化反應中。

鋁亦可以生成一氯化鋁（AlCl），但這種化合物很不穩定，只能以氣態的形式出現。

工業上，它經鋁土礦加工，由鋁和氯之間的放熱反應所製。

## 化學性質

氯化鋁是強路易斯酸，可和路易斯鹼作用產生化合物，甚至也可和二苯甲酮和均三甲苯之類的弱路易斯鹼作用。
若有氯離子存在，氯化鋁會生成 (四) 氯鋁酸根離子 AlCl4−：

　
: AlCl3(aq) + Cl−(aq) ⇌ AlCl4−(aq)

在水中，氯化鋁會部分水解，形成氯化氫氣體或 H3O+ 離子。其水溶液和其他含鋁物質的溶液相同，含有水合鋁離子，跟適當份量的氫氧化鈉反應可生成氫氧化鋁沉澱：

　
: AlCl3(aq) + 3 NaOH(aq) → Al(OH)3(s) + 3NaCl(aq)

　
: AlCl3(aq) + 3 H2O → AlO2-+ 3HCl + H3O+

## 用途

氯化鋁主要用在傅 - 克反應 中，例如以苯和光氣為原料製備蒽醌，應用於染整工業中。 在廣義的傅 - 克反應中，醯氯或鹵代烷和芳香族物質的反應式如下:

　
: :

苯及其衍生物在發生上述反應時，主產物是對位的異構物。相比較下，烷基化反應涉及的問題較多，不如醯基化反應應用廣泛。無論是哪種反應，氯化鋁和其他原料和儀器都必須是中等乾燥的，少量的水有助於反應進行。

由於氯化鋁可與反應產物配位，因此應用在傅克反應時，它的用量必須與反應物相同，而非「催化量」。反應後的氯化鋁很難回收，會產生大量的腐蝕性廢料。為了達到綠色化學的要求，化學家開始使用三氟化釔或三氟化鏑來替代氯化鋁，減少污染。

氯化鋁也常用來將醛基加在苯環上，如加特曼 - 科赫反應用一氧化碳、氯化氫、氯化鋁及氯化亞銅為催化劑

　
: :

氯化鋁在有機化學中有很廣泛的應用。 它可以催化 Ene 反應，比如 3 - 丁烯 - 2 - 酮（甲基乙烯基甲酮）與香芹酮加成：

　
: :

AlCl3 也常用在烴類聚合反應和異構化反應中，重要的例子包括 工業上乙苯的生產。乙苯可用於進一步製備苯乙烯、聚苯乙烯以及用作清潔劑的十二烷基苯。

芳烴存在下，氯化鋁與鋁混合可用於合成二 (芳烴) 金屬配合物。例如，二苯鉻就是通過特定金屬鹵化物經由 Fischer-Hafner 合成製備的。

低濃度的鹼式氯化鋁常是防汗藥的成分之一，而多汗症患者在使用時濃度會高些（12% 或更高）。

氯化鋁和氯化鈉不同，其化學鍵的構成大部分是共價鍵，而離子鍵的占比極低，因此熔融態的氯化鋁不易電離，且電離產生的的 Cl-會和 AlCl3 分子結合生成更穩定的四氯合鋁酸根離子 AlCl4−；並且氯化鋁在 180 °C（356 °F）以上的溫度下會升華成為氣體；因此在工業上不會通過電解氯化鋁的方式量產金屬鋁。但是在熔融態的氯化鋁添加氯化鈉、無水氯化鈣和少量的氯化鋰，增強氯化鋁分子的電離效率，添加氯酸鉀阻止氯化鋁的升華；用此方法可以電解製備高純度的金屬鋁。

## 注意事項

無水氯化鋁會和鹼劇烈反應，因此需妥善處理。含結晶水的氯化鋁較無此問題。

如果吸入無水氯化鋁或接觸眼睛和皮膚會造成刺激。

## 參考文獻
氯化铝钛

**氯化鋁鈦**（Titanium aluminium chloride），分子式 Ti3AlCl12。分子量 596.12。

## 製備及性質

由鋁與過量的四氯化鈦在反應乾燥器內，在常壓和沸點溫度下進行反應得到。

　
: ${\rm {\ 3TiCl_{4}+Al\rightarrow Ti_{3}AlCl_{12}}}$

它和四氫呋喃在 70 °C 回流反應，可以額得到淺藍色的 TiCl3(THF)3。

## 用途

用作丙烯聚合的主催化劑。

## 參考文獻
氯化铟

**氯化銦**是一種無機化合物，化學式為 InCl3。這種無色的鹽在有機合成中用作路易斯酸，它也是常見的可溶性銦化合物之一。

## 製備與結構

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

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

## 反應

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

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

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

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

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

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

　
: （乙醚在 25 °C 的真空中除去）

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

## 催化劑

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

　
:

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

## 參考文獻
氯化铥

**氯化銩**，又稱**三氯化銩**，是一種無機化合物，化學式為 TmCl3，它可以形成黃色晶體。氯化銩有 YCl3(AlCl3) 的層狀結構，銩為八面體的。

## 化學性質

氯化銩的水合物可以通過氧化銩和濃鹽酸反應得到。

## 參考資料
氯化铬

**氯化鉻**（化學式：CrCl3）也稱**三氯化鉻**、**氯化鉻 (III)**，是常見的鉻 (III) 化合物之一。有無水物和六水合物兩種。

## 物理性質及結構

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

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

## 化學性質

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

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

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

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

## 製備

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

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

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

水合三氯化鉻可由金屬鉻與鹽酸反應得到。

## 用途

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

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

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

## 腳註

## 參考資料
氯化铬(II)

**氯化亞鉻**是一種無機化合物，化學式 CrCl2(H2O)n。無水的氯化亞鉻是一種白色固體，但因為有雜質而變成灰綠色。氯化亞鉻的四水合物 Cr (H2O)4Cl2 是一種亮藍色的固體。氯化亞鉻沒有商業用途，但已在實驗室有規模的用於合成其他鉻配合物。

## 製備

CrCl2 可以由氯化鉻在 500 °C 被氫氣還原而成:

　
: 2 CrCl3 + H2 → 2 CrCl2 + 2 HCl

或通過電解而成。

小規模合成氯化亞鉻可以由 LiAlH4，鋅或其他還原劑還原 CrCl3 而成：

　
: 4 CrCl3 + LiAlH4 → 4 CrCl2 + LiCl + AlCl3 + 2 H2

　
: 2 CrCl3 + Zn → 2 CrCl2 + ZnCl2

CrCl2 也可以由醋酸亞鉻和氯化氫化合而成：

　
: Cr2(OAc)4 + 4 HCl → 2 CrCl2 + 4 AcOH

## 反應

Cr3+ + e- ⇌ Cr 2+ 的還原電位為 - 0.41。由於在酸性條件下 H+ 還原為 H2 的電勢為 + 0.00，因此亞鉻離子具有足夠的電勢將酸還原為氫，儘管沒有催化劑就不能反應。

## 參考資料
氯化铬_(消歧义)

**氯化鉻**可能指：

* 二氯化鉻，又稱氯化亞鉻
* 三氯化鉻，有時簡稱氯化鉻
* 四氯化鉻
氯化铬酰

**鉻醯氯**（化學式：CrO2Cl2）是一個無機化合物。暗紅色有刺鼻氣味的液體，遇水劇烈分解，在空氣中發煙。能溶於氯仿、苯、二硫化碳、四氯化碳、三氯氧磷。具強氧化性，是有機合成試劑，也用作溶劑。會腐蝕橡膠和大部分塑料。

## 製備

由三氧化鉻與氯化氫反應得到。一般用重鉻酸鉀 / 鉻酸鉀與濃鹽酸反應，並加入硫酸作脫水劑。反應後的反應液出現分層，密度較大的鉻醯氯為下層，用分液或分餾的方法即可分離出來。

鉻醯氯也可由重鉻酸鉀分別與五氯化磷、四氯化鈦、氯磺酸或濃硫酸 + 氯化鈉作用得到。

　
: ${\rm {K_{2}Cr_{2}O_{7}+4NaCl+6H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {\Delta }}CrO_{2}Cl_{2}+2KHSO_{4}}}$ ${\rm {\ +4NaHSO_{4}+3H_{2}O}}$

## 性質

為四面體型分子，鉻原子位於中心，為 VI 氧化態 (+6)。氧化性比鉻酸根離子更強。具很強的親電性。

與無定形硫混合發生自燃。遇水迅速發生水解，生成鹽酸和鉻酸，液體在潮濕空氣中發煙。

　
: ${\rm {CrO_{2}Cl_{2}+2H_{2}O\rightarrow H_{2}CrO_{4}+2HCl}}$

上文中用濃硫酸、重鉻酸鉀與氯化物作用製取鉻醯氯的反應可用於樣品中氯化物的鑑定。若樣品與濃硫酸、重鉻酸鉀混合後共熱時，產生紅色的鉻醯氯煙霧，即可證明樣品中氯離子的存在。氟化物、溴化物、碘化物和氰化物對反應均不產生干擾。

鉻醯氯可將末端烯烴氧化為醛，將非末端烯烴氧化為 α- 氯代酮及衍生物，以及將與芳環相連的甲基氧化為醛基（Étard 反應）。也稱 Étard 試劑。二氯甲烷是常用的反應溶劑。此類型的有機合成試劑還有三氯氧釩、四氯化鈦及硫醯氯。

## 危險性

主要通過吸入的方式進入人體，具強致癌性，會導致染色體異常，長期與皮膚接觸會導致皮膚潰瘍。

對眼睛、皮膚、呼吸道和黏膜具強烈刺激作用，急性吸入可能因支氣管和咽喉的痙攣、炎症、水腫、化學性肺炎、肺水腫而致死。

## 參考資料
氯化铯

**氯化銫**是一種無機鹽，分子式為 CsCl。氯化銫型結構是一種很重要的晶體結構。

## 製法

氯化銫可通過氫氧化銫或碳酸銫與鹽酸反應並重結晶提純製得。

1. CsOH + HCl → CsCl + H2O
2. Cs2CO3 + 2 HCl → 2 CsCl + 2 H2O + CO2

## 晶體結構

氯化銫晶體是簡單立方晶體。採取這種晶體結構的化合物包括 CsCl，CsBr，CsI，TlCl，TlBr 和 NH4Cl 等。

## 物理性質

 

## 化學性質

氯化銫的水溶液呈中性。
由氯化銫製備硫酸銫時，在濃硫酸或硫酸氫銫加熱，溫度為 550-700℃：

1. 2 CsCl + H2SO4 → Cs2SO4+ HCl
2. CsCl + CsHSO4 → Cs2SO4 + HCl

氯化銫可與其他多種氯化物形成復鹽。例子包括 2CsCl・BaCl2，2CsCl·CuCl2, CsCl・2CuCl 和 CsCl・LiCl 等。
或與鹵素互化物反應：

1. CsCl + ICl3 → Cs[ICl4]

## 工業製法

在工業上，氯化銫可用銫榴石製備：
在加熱條件下，用鹽酸處理，得到氯化銫。
之後用三氯化銻、氯化碘或氯化鈰 (IV) 精製，得到難溶的復鹽，後用硫化氫處理。

1. CsCl + SbCl3 → CsSbCl4
2. 2 CsSbCl4 + 3 H2S → 2 CsCl + Sb2S3 + 8 HCl

重結晶後的 Cs [ICl2]（或 Cs [ICl4]）通過熱分解，也可製備高純度的氯化銫。

1. Cs[ICl2] → 2 CsCl + ICl

## 用途

氯化銫在原子能工業中和氯化鈽配對，熔鹽電解製備金屬鈽。氯化銫溶液在生物研究上廣泛用於離心分離病毒和其他分子。很稀的氯化銫能提高乙醯膽鹼酯酶的活性。

氯化銫常用作分析試劑，如作顯微鏡分析、光譜分析試劑。氣相色譜固定液，用於三價鉻和鎵的點滴分析、聯苯和三聯苯的高溫色譜分析。

氯化銫還用於醫藥工業、X 射線螢光屏和光電管材料。也用於製取金屬銫、銫鹽和及作為銫單晶的原料。

## 參考文獻
氯化铵

**氯化銨**（化學式：NH4Cl）無色立方晶體或白色結晶，其味鹹涼有微苦。易溶於水和液氨，並微溶於醇；但不溶於丙酮和乙醚。水溶液呈弱酸性，加熱時酸性增強。

由於銨離子的配位性，氯化銨溶液對金屬有腐蝕性，特別對銅腐蝕更大。

## 制備

氯化銨由氨氣與氯化氫或氨水與鹽酸發生中和反應得到，由氨氣與氯化氫合成的反應過程中會產生白煙。

　
: ${\ce {NH3 + HCl -> NH4Cl}}$

## 反應

加熱時，氯化銨分解為氯化氫及氨氣：

　
: ${\ce {NH4Cl <=> NH3 ^ + HCl ^}}$

備註：如果容器是開放體系，此反應只向右進行。

同時，氯化銨跟鹼（氫氧化鈉、氫氧化鈣等）反應，生成氨氣。這是實驗室裡製備氨氣的常用方法之一。由於氨氣密度比空氣低，所以需要用向下排氣法（向上導氣法）來收集氨氣。

　
: ${\ce {NH4Cl + NaOH -> NH3 ^ + NaCl + H2O}}$

## 用途

* 主要用於製造電池、蓄電池、銨鹽、鞣革，進行電鍍、添加於食物（如咸甘草糖）、照相或生產粘合劑、天氣瓶等。
* 度量華氏溫度時，使用冰、水、氯化銨混合的鹽水可以保持在華氏 0 度，是作為華氏溫度計的主要參考依據。此鹽水在發表華氏溫度時是當時能製做出來最冷的環境。

## 參考來源
氯化银

**氯化銀**是銀的氯化物，化學式 AgCl。其天然礦物稱為角銀礦，亦可由可溶的銀化合物如硝酸銀與氯離子反應獲得。

## 理化性質

氯化銀是一種白色的、微晶體的、對光敏感的物質，照光會分解成 Ag 以及 Cl2。在氨水、硫代硫酸鈉和氰化鉀溶液中卻易溶，在這些溶液中它形成如 [Ag (NH3)2]+、[Ag(S2O3)2]3−和 [Ag (CN)2]−的配合物。它的晶體結構與食鹽的晶體結構相同。

此外，將鋅粉加入到氯化銀的渾濁液中，可以置換出銀單質：

　
: ${\ce {Zn + 2AgCl -> 2Ag +ZnCl2}}$

## 實驗室製備

可溶性銀鹽與氯離子反應生成氯化銀：

Ag⁺＋Cl⁻→AgCl↓

## 自然界中的存在

在大自然中氯化銀以角銀礦的形式存在。

## 用途

由於氯化銀非常不易溶，因此在實驗室中它常被用來測定樣品的含銀量。

在不是非常敏感的照片軟片、膠版和膠紙上有使用氯化銀。但一般軟片上使用的是化學性質上類似，但是更加對光敏感的溴化銀 AgBr。

氯化銀在電化學中非常重要的應用是銀 / 氯化銀參比電極。這種電極不會被極性化，因此可以提供精確的資料。由於實驗室中越來越少使用汞，因此 AgCl/Ag 電極的應用越來越多。

這種電極可以使用電化學氧化的方式在鹽酸中製備：比如將兩根銀線插入鹽酸中，然後在兩根線之間施加一至二伏電壓，陽極就會被氯化銀覆蓋（陽極反應：2 Ag + 2 HCl $\longrightarrow $ 2 AgCl + 2 H+ + 2 e−，陰極反應：2 H+ + 2e− $\longrightarrow $ H2，總反應：2 Ag + 2 HCl $\longrightarrow $ 2 AgCl + H2）。由於電化學方法製備的氯化銀粒徑細小，所以是黑色的。使用這個方式可以確保氯化銀只在電極有電的情況下產生。

## 鑑別

與其它鹵化銀鹽如 AgBr 和 AgI 不同的是氯化銀能夠溶解在稀的氨溶液中：

　
: AgCl + 2 NH3 $\longrightarrow $ [Ag(NH3)2]+ + Cl−

在氰化物溶液中氯化銀也能溶解並形成類似的配合離子。在濃鹽酸中氯化銀可以形成 [AgCl2]−，因此溶解度將增大。

在氨溶液中加入硫化物又可以形成不可溶的銀鹽：

　
: 2 [Ag(NH3)2]+ + S2− $\longrightarrow $ Ag2S + 4 NH3

## 參考文獻
氯化铷

**氯化銣**是一個鹼金屬鹵化物，化學式為 RbCl。這個無機鹽在電化學和分子生物學等領域中有不同的應用。

## 結構

在氣態時，RbCl 為雙原子分子，鍵長約 2.7868 Å。呈立方晶系時鍵長增長為 3.285 Å，顯示出固態時高的離子配位數。

根據這個條件，固態 RbCl 在全息成像（holographic imaging）中表現出存在三種排列或多晶型形態：

### 氯化鈉八面體型 6:6

NaCl 型是最常見的。Cl−和 Rb+ 為立方最密堆積，填滿其中的八面體洞。在此排列方式中，兩種離子都是六配位。這種晶型的晶格能比一下晶型只低 3.2 kJ/mol。

### 氯化銫立方體型 8:8

在高溫高壓下，RbCl 形成 CsCl 的結構 (在高壓下 NaCl 和 KCl 會形成此結構)。氯離子在立方晶系的八個頂點包圍著立方體中央的 Rb+。這是 RbCl 密度最高的結構。因為一個立方體有八個頂點，所以兩種離子的配位數等於 8。這是 RbCl 的最高可能配位數。因此，根據半徑比規則 (radius ratio rule)，陽離子在這種晶型將達到最大表面半徑，因為陰陽離子的距離是最大的。.

### 閃鋅礦四面體型 4:4

氯化銣的四面體型態在結構的研究結果中是相當罕見的。然而，這個型態的晶格能預測值比以上結構都要小約 40.0 kJ/mol。

## 合成

* 制備純氯化銣最常見的方法是將氫氧化銣和鹽酸混合反應，然後重結晶純化：

　
: : RbOH(aq) + HCl(aq) → RbCl(aq) + H2O(l)

* 另一個方法利用了高溫時 Na、NaCl、Rb 和 RbCl 的平衡：

　
: : Rb(s) + NaCl(s) ${\overrightarrow {\leftarrow }}$ RbCl(l) + Na(s)

* 另一個昂貴的方法是用銣金屬和氯氣反應：

　
: : 2Rb(s) + Cl2 (g) → 2RbCl(s)

RbCl 具有吸溼性，故必須和大氣中的溼氣隔離，例如使用乾燥劑。RbCl 主要是在實驗室中使用。因此，許多化學試劑商可提供不同量的氯化銣，以滿足各種化學和生化的研究需求。

## 使用

* RbCl 能作為水的電解液。
* 奈米線（Nanowires），一種電化學的探針，以稀釋的 RbCl 放在雲母上，具有良好的指向性。
* RbCl 轉化（transformation）感受態細胞（competent cells）可說是此化合物的應用中最豐富的。細胞用含有 RbCl 的低滲透壓溶液處理。因此，去除膜蛋白而使帶負電荷的 DNA 結合。

## 參考文獻

## 化學試劑商

* GFS Chemicals
* Sigma-Aldrich （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* Chem Exper （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氯化铽

**氯化鋱**是一種無機化合物，化學式為 TbCl3。在固態時它有著 YCl3 的層狀結構。氯化鋱可以形成無水物和六水合物。

## 配合物

氯化鋱可以和甘氨酸形成配合物 Tb (gly)3Cl3·3H2O。

## 參考文獻
氯化锂

**氯化鋰**（化學式：LiCl）是一個鹼金屬鹵化物，室溫下為白色易潮解的固體。受鋰較小的離子半徑和較高的水合能的影響，氯化鋰的溶解度比其他同族氯化物都要大得多（83g/100mL，20 °C）。

氯化鋰為氯化鈉型結構，其中的化學鍵並非典型的離子鍵，因此它可以溶於很多有機溶劑中，與乙醇、甲醇、胺類都可以形成組成不同的加合物。這個性質可用來從鹼金屬氯化物中分離出氯化鋰。

## 化學性質

氯化鋰可以形成多種水合物， 從 LiCl-H2O 的相圖可清楚看出其水合物有 LiCl・H2O、LiCl·2H2O、LiCl·3H2O、LiCl·5H2O 等幾種。結晶水的數目取決於結晶的溫度，溫度越低，水合度越高。

Li+ 可以與氨形成配離子 [Li (NH3)4]+，因此氨氣在氯化鋰溶液中的溶解度比在水中的要大得多。與其他離子氯化物一樣，氯化鋰也可以在水溶液中提供氯離子和鋰離子，與其他某些離子沉澱出不溶的氯化物或鋰鹽，如氯化銀：

　
: LiCl + AgNO3 → AgCl↓ + LiNO3

## 製備

氯化鋰由碳酸鋰與鹽酸反應製備。 加熱製取無水氯化鋰時，為了防止它在高溫下水解，可以在氯化氫氣流中加熱氯化鋰的水合物。

## 用途

在 600 °C 時電解 LiCl/KCl 的混合熔鹽，可以製得金屬鋰。工業上的金屬鋰就是用該法生產的。氯化鋰也用作空調系統中的除潮劑、電解製取金屬時或是在製備粉末過程中扮演良好的助熔劑（如鈦和鋁的生產）、RNA 的沉澱劑 以及 Stille 反應中的添加劑。

## 安全

20 世紀 40 年代時，曾經將氯化鋰用作食鹽的替代品，但隨後發現氯化鋰對機體有毒害，因此停止了該應用。鋰鹽會作用於中樞神經系統，類似的碳酸鋰是治療精神疾病的藥物。

## 參考資料