zetavg/zh-tw-wikipedia huggingface dataset:
氧化铜（I）

**氧化亞銅**是化學式為 Cu2O 的無機化合物。它是銅的主要氧化物之一，另一種是氧化銅 (CuO)。這種紅色固體是一些抗附著漆的成分。根據顆粒的大小，該化合物可能呈現黃色或紅色。氧化亞銅被發現為帶紅色的礦物赤銅礦。

## 製備

氧化亞銅可以通過多種方法生產。最直接的是通過銅金屬的氧化產生：

　
: 4 Cu + O2 = 2 Cu2O

水和酸等添加劑會影響該過程的速度以及進一步氧化為氧化銅。它還通過用二氧化硫還原銅 (II) 溶液進行商業生產。

## 反應

氯化亞銅水溶液與鹼反應，會得到相同的物質。在所有情況下，顏色對程序的細節非常敏感。

氧化亞銅的形成是斐林測試和本氏測試還原糖的基礎。這些糖還原銅 (II) 鹽的鹼性溶液，產生鮮紅色的 Cu2O 沉澱。

當銀鍍層損壞時，它會在暴露於濕氣的鍍銀銅部件上形成。這種腐蝕被稱為紅疫。

## 性質

氧化亞銅固體是抗磁性的。就其配位範圍而言，銅中心是 2 - 配位且氧化物是四面體的。因此，該結構在某種意義上類似於 SiO2 的主要同質異形體，並且兩種結構都具有互穿晶格的特點。

氧化亞銅在濃氨溶液中形成無色配合物 [Cu (NH3)2]+，在空氣中易氧化為藍色的 [Cu (NH3)4(H2O)2]2+。溶於鹽酸生成 CuCl− 
2，在稀硫酸和硝酸中分別產生硫酸銅和硝酸銅。

Cu2O 在潮濕空氣中會氧化為氧化銅。

## 結構

Cu2O 以立方晶系結晶，晶格常數 _a_l= 4.2696 Å。銅原子排列在 fcc 亞晶格中，氧原子排列在 bcc 亞晶格中。一個亞晶格移動了四分之一的身體對角線。空間群為 Pn3m，包含全八面體對稱的點群。

## 半導體特性

在半導體物理學史上，Cu2O 是研究最多的材料之一，許多實驗性的半導體應用首先在這種材料中得到了證明：

* 半導體
* 半導體二極體
* Phonoritons（「激子、光子和聲子的相干疊加」）

Cu2O 中最低的激子壽命極長；吸收線型已被證明具有 NeV 的線寬，這是迄今為止觀察到的最窄的體激子共振。相關的四極電磁極化子具有接近聲速的低群速度。因此，光在這種介質中的移動速度幾乎與聲音一樣慢，這導致了高電磁極化子密度。基態激子的另一個不同尋常的特徵是，所有主要的散射機制都是定量的。Cu2O 第一個完全無參數的吸收線寬隨溫度變寬的模型的物質，從而可以推斷出相應的衰減係數。Cu2O 可以證明克喇末 - 克勒尼希關係不適用於電磁極化子。

## 應用

氧化亞銅通常用作顏料、殺真菌劑和船舶塗料的防附著劑。早在 1924 年，在矽成為標準之前，基於這種材料的整流二極體就已在工業上使用。氧化亞銅也是本氏測試呈陽性的粉紅色的原因。

2021 年 12 月，東芝宣布研製出透明氧化亞銅 (Cu2O) 薄膜太陽能電池。該電池實現了 8.4% 的能量轉換效率，這是截至 2021 年任何此類電池報告的最高效率。該電池可用於高空平台站應用和電動汽車。

## 參見

* 氧化銅

## 參考資料

## 外部連結

* National Pollutant Inventory: Copper and compounds fact sheet
* Chemical Land21 Product Information page （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* Make a solar cell in your kitchen
* A Flat Panel Solar Battery
* Copper oxides project page （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化铝

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

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

## 特性

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

## 製備

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

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

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

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

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

再由霍爾 - 埃羅法轉變為鋁金屬。

## 用途

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

## 參考資料

## 外部連結

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

**氧化鋁陶瓷**（aluminum ceramic），也稱**剛玉陶瓷**（英語：corundum ceramic），是一種以剛玉為主要材料的陶瓷產品。以高強度、高硬度、低密度為特點。

## 參考

* 特種剛玉陶瓷的製備和性能研究
* 低溫燒結的剛玉陶瓷 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化铟

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

## 製備

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

## 化學性質

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

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

　
: In2O3 +2NH3 → 2InN + 3H2O

同樣地，氧化銦也能被氫氣還原，產生氧化亞銦或金屬銦：

　
: In2O3 + 3 H2 → 2 In + 3 H2O

　
: In2O3 + 2 H2 → In2O + 2 H2O

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

和一些三價金屬氧化物反應，可以形成鈣鈦礦結構的化合物，例如：

　
: In2O3 + Cr2O3 → 2 InCrO3

## 應用

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

在半導體中，氧化銦可以作為一種 n 型半導體，用於集成電路中的電阻器。

在組織學，氧化銦被用作一些染色劑配方的一部分。

## 參考文獻
氧化铟(I)

**氧化銦 (I)** 是一種無機化合物，化學式為 In2O。它是一種黑色的晶體粉末，不吸濕。

## 製備

氧化銦 (I) 可由氧化銦 (III) 的還原製備：

　
: In2O3 + 2 H2 —400℃→ In2O + 2 H2O

草酸銦的熱分解也能得到氧化銦 (I)：

　
: In2(C2O4)3 → In2O + CO + 5 CO2↑

## 化學性質

氧化銦 (I) 可以和鹽酸反應，並放出氫氣：

　
: In2O + 6 HCl → 2 InCl3 + H2O + 2 H2↑

## 參考文獻
氧化铟锡

**氧化銦錫** (**ITO**，或者**摻錫氧化銦**) 是一種銦（III 族）氧化物 (In2O3) and 錫（IV 族）氧化物 (SnO2) 的混合物，通常質量比為 90% In2O3，10% SnO2。它在薄膜狀時，為透明無色。在塊狀態時，它呈黃偏灰色。

氧化銦錫主要的特性是其電學傳導和光學透明的組合。然而，薄膜沉積中需要作出妥協，因為高濃度電荷載流子將會增加材料的電導率，但會降低它的透明度。

氧化銦錫薄膜最通常是用電子束蒸鍍、物理氣相沉積、或者一些濺鍍沉積技術的方法沉積到表面。

因為銦的價格高昂和供應受限、ITO 層的脆弱和柔韌性的缺乏、以及昂貴的層沉積要求真空，其它取代物正被設法尋找。碳奈米管導電鍍膜是一種有前景的替代品。這類鍍膜正 Eikos 由發展為廉價的、力學強度更高的 ITO 替代品。PEDOT 和 PEDOT:PSS 已經被愛克發和 H.C. Starck 製造出來.PEDOT:PSS 層已經進入應用階段（但它也有當暴露與紫外輻射下時它會降解以及一些其他的缺點）。別的可能性包括諸如鋁 - 參雜的鋅氧化物。

## 使用

ITO 主要用於製作液晶顯示器、平板顯示器、電漿顯示器、觸控螢幕、電子紙等應用、有機發光二極體、以及太陽能電池、和抗靜電鍍膜還有 EMI 屏蔽的透明傳導鍍膜。

ITO 也被用於各種光學鍍膜，最值得注意的有建築學中紅外線 - 反射鍍膜 (熱鏡)、汽車、還有鈉蒸汽燈玻璃等。別的應用包括氣體傳感器、抗反射膜、和用於 VCSEL 雷射器的布拉格反射器。

ITO 薄膜應力規可以在高於 1400 °C 及嚴酷的環境中使用，例如氣體渦輪、噴氣引擎、還有火箭引擎
[1] （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

## 外部連結

* Spectroscopic studies of conducting metal 氧化物 s, with many slides about ITO
氧化铥

**氧化銩**是一種無機化合物，化學式為 Tm2O3。

## 性質

灰白色有熱色性粉末，加熱後變為有光澤的紅色，長時間加熱則轉變為黃白色。不溶於水，但能緩慢溶於強酸之中。

## 製備

以褐釔鈮礦為原料，經過一系列的萃取等步驟製得富銩、鐿溶液，經草酸沉澱分離、過濾、灼燒，製得氧化銩。

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

## 用途

用於攜帶式 X 射線透射裝置的製造，也用作核反應爐控制材料。

## 參考資料
氧化铬

**氧化鉻**泛指鉻和氧組成的二元化合物，故可指以下化合物：

* 一氧化鉻，又稱氧化鉻 (II)、氧化亞鉻，化學式 CrO。
* 三氧化二鉻，又稱氧化鉻 (III)，化學式為 Cr2O3。
* 二氧化鉻，又稱氧化鉻 (IV)，化學式為 CrO2。
* 三氧化鉻，又稱氧化鉻 (VI)，化學式 CrO3。
* 五氧化鉻，又稱過氧化鉻，化學式 CrO5。
氧化铬(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
氧化铬(IV)

**二氧化鉻**是一種無機化合物，化學式為 CrO2，為黑色的具有磁性的固體。它曾被廣泛應用於磁帶製作所需的乳濁液中。隨著 CD 和 DVD 的日益普及，二氧化鉻的使用也有所下降。然而，它仍然用於企業級別的存儲系統的數據磁帶中。氧化物生產廠家和磁帶製造商認為二氧化鉻是曾經發明的最好的磁記錄顆粒之一。

## 製備

CrO2 最初由 Friedrich Wöhler 分解鉻醯氯製備。針狀的二氧化鉻最初在 1956 年由杜邦的化學家 Norman L. Cox 合成，所用方法為三氧化鉻在水的存在下於 800K、200MPa 下的分解反應製備，其水熱反應如下：

　
: ${\rm {3CrO_{3}+Cr_{2}O_{3}\longrightarrow 5CrO_{2}+O_{2}}}$

所形成的磁性晶體是細長的玻璃狀的，是磁帶的完美材料。在 20 世紀 60 年代末，它作為記錄媒介而商業化，杜邦將其命名為「Magtrieve」。

## 結構

CrO2 和很多金屬的二氧化物一樣，採用的是金紅石結構。因此，每個 Cr (IV) 中心具有八面體配位方式，每個氧的幾何構型為平面三角形。

## 化學性質

二氧化鉻在鹼性條件下可以被氧化為鉻酸鹽：

　
: ${\rm {CrO_{2}+2KOH+H_{2}O_{2}\longrightarrow K_{2}CrO_{4}+2H_{2}O}}$

二氧化鉻和金屬氧化物反應，可以得到鉻 (IV) 酸鹽，如：

　
: ${\rm {BaO+CrO_{2}{\overset {3\times 10^{8}Pa}{\longrightarrow }}BaCrO_{3}}}$

## 參考文獻

## 拓展閱讀

* Jaleel, V. Abdul; Kannan T. S. Hydrothermal synthesis of chromium dioxide powders and their characterisation. Bulletin of. 1983, **5** (3–4): 231–246. doi:10.1007/BF02744038.
* Bate, G. A survey of recent advances in magnetic recording materials. IEEE Transactions on Magnetics. 1978, **14** (4): 136–142. Bibcode:1978ITM....14..136B. doi:10.1109/TMAG.1978.1059769.
* O'Kelly, Terence (1981). "The Technical Argument for Chromium Dioxide." _The BASF Inventor's Notebook_ Number 6; （PDF（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館））
* Few CS. 二氧化鉻催化醇的氧化反應。中國醫藥工業雜誌，2014 (12)
* 封雪松，陳曉霞。氣相中二氧化鉻與乙烯反應機理的理論研究。四川理工學院學報 (自科版), 2008, 21 (6): 78-81
氧化铬(VI)

**三氧化鉻**（化學式：CrO3），通常呈暗紅色斜方結晶，可溶於水、醇、硫酸和乙醚，但不溶於丙酮（丙酮遇到三氧化鉻會發生劇烈爆炸），容易潮解。溶於水生成鉻酸。具強氧化性。三氧化鉻、硫酸和丙酮用於將醇氧化為羧酸或酮（Jones 氧化反應）。

三氧化鉻可以通過重鉻酸鈉和濃硫酸反應沉澱出來，因此曾長期被稱作**鉻酸**。它於 197 °C 以上分解，逐漸失去氧，中間產物有黑色的二氧化鉻，最終產物為三氧化二鉻。

它可以與很多有機化合物（如吡啶）形成通式為 CrO3・2L 的加合物。

## 結構

CrO3 是 Cr 原子和 O 原子構成的線狀聚合物，每個 Cr 原子還連有另外兩個氧，化學式為 (CrO3)n。當溶於水、叔丁醇、吡啶或醋酐時會發生解聚。溶劑是醇時，產物為鉻酸酯。

## 化學性質

三氧化鉻可以和氫氧化鈉反應，產生鉻酸鈉或重鉻酸鈉。

和吡啶、鹽酸共同作用成鹽：

　
: CrO3 + C5H5N + HCl → C5H6N+CrO3Cl-

## 安全

鉻酸酐本身不可燃，但遇有機物和易燃物質，能導致有機物、可燃物的燃燒，與硫、磷及某些有機物混合，經摩擦、撞擊，有引起燃爆的危險，與鬆軟的粉末狀可燃物能組成爆炸性混合物。可用霧狀水及砂土滅火。乙醇與之混合後會發生劇烈燃燒。

三氧化鉻具強致癌性（六價鉻）和腐蝕性。

## 用途

三氧化鉻主要有以下用途：

* 金屬鍍鉻
* 金屬拋光
* 電解制高純金屬鉻
* 鞣革和印染
* 合成橡膠及油脂精製

## 參考文獻
氧化铯

**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.
氧化银

**氧化銀**（化學式：Ag2O）是對光敏感的棕黑色粉末；加熱到 100°C 時開始分解，放出氧氣及銀 ，300°C 時會完全分解；微溶於水，但在硝酸、氨水及氰化鉀、硫代硫酸鈉等溶液中極易分解。用於製取其它銀化合物。

## 製備

將鹼金屬氫氧化物同硝酸銀反應，可以得到氧化銀。 反應首先生成非常不穩定的氫氧化銀，立即分解，得到水和氧化銀：

　
: 2 Ag+ + 2 OH− → 2 AgOH → Ag2O + H2O

洗滌沉澱後，必須在小於 85°C 烘乾，但最後除去氧化銀中的少量水非常困難，因為溫度升高時，氧化銀便會分解。

## 性質

氧化銀是立體的共價聚合物，難溶於大多數溶劑中。 它在水中可略微溶解，生成 Ag (OH)2–離子及類似的水解產物。 溶於生成可溶性銀鹽的酸中，也可與氨水、碳酸銨、氰化鉀和氰化鉀溶液配合而溶解。與酸反應：

　
: Ag2O + 2 HX → 2 AgX + H2O

　
: HX = HF、HCl、HBr、HI、HO2CCF3

氧化銀與鹼金屬氯化物溶液反應沉澱出氯化銀，並生成鹼金屬氫氧化物溶液。

它的氨溶液久置後，有時會析出有強烈爆炸性的黑色晶體，可能是氮化銀（Ag3N）或亞氮基化銀（Ag2NH）。
像許多銀的化合物一樣，氧化銀也對光敏感，並且在 280℃以上會出現分解。

## 應用

氧化銀是氧化銀電池的電極材料。它也是有機合成中的弱氧化劑和弱鹼，可與 1,3 - 二取代的咪唑鹽及苯並咪唑鹽反應生成氮烯，可替代不穩定的配體環辛二烯或乙腈作卡賓轉移試劑，合成過渡金屬卡賓配合物。 此外，氧化銀可在低溫和水汽存在下將有機溴化物和氯化物轉化為醇類，與碘甲烷連用為甲基化試劑，用於糖類甲基化分析和霍夫曼消去反應中，以及將醛氧化為羧酸。

## 參考資料

## 參見

* 一氧化銀 —AgO

## 外部連結

* 氧化銀加熱分解實驗 （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* 氧化銀，Ag2O （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化银(I,III)

**氧化高銀**（實驗式：AgO），確切講應稱為**氧化銀（I,III）（英語：Silver(I,III) oxide，AgIAgIIIO2）** 或**四氧化四銀（Ag4O4）** ，是黑色或灰色不溶性固體。它由過二硫酸鉀在沸騰的鹼性溶液中氧化硝酸銀或用臭氧氧化金屬銀製得。

註：氧化高銀的化學式不能寫成 Ag2O2，因為 Ag2O2 的化學名稱應為「過氧化銀」，其中含有 Ag (I) 和過氧根離子，兩個氧原子以單鍵連接。

## 結構

儘管 AgO 中銀的平均氧化態為 + 2，而且一系列證據似乎表明銀的確為 + 2 氧化態 ——AgO 溶於酸產生銀 (II)，且它與 CuO 同晶型，但理論計算表明氧化銀 (I,III) 比氧化銀 (II) 穩定，這可能與銀的第二電離能比銅大有關。另外，+2 氧化態也無法解釋它及其鹼性溶液的反磁性。中子衍射結果也表明它的結構式應為 AgIAgIIIO2 或者 Ag2O·Ag2O3。

## 參見

* 氧化銀 - 二氟化銀

## 參考資料
氧化铷

**氧化銣**（**Rb2O**），是銣的氧化物之一，呈黃色，有很強的潮解性。

## 製備

銣在空氣中燃燒時，主要生成的是過氧化銣，只有少量的氧化銣和超氧化銣生成。當金屬銣被露置於空氣中時，它會很快氧化，失去金屬光澤，並產生一系列有顏色的氧化產物。其中生成了銣的低氧化物，例如青銅色的 Rb6O 和紅棕色的 Rb9O2。銣最終的氧化產物主要是超氧化銣。

氧化銣主要由用銣還原無水硝酸銣、氫氧化銣或超氧化銣產生：

　
: 10 Rb + 2 RbNO3 → 6 Rb2O + N2 ↑

　
: 2 Rb + 2 RbOH → 2 Rb2O + H2 ↑

　
: 3 Rb + RbO2 → 2 Rb2O

## 相關化學反應

氧化銣溶於水後，會劇烈反應生成氫氧化銣：

　
: Rb2O + H2O → 2 RbOH

將氫氣通入氧化銣後，生成氫氧化銣及氫化銣：

　
: Rb2O + H2 → RbOH + RbH

## 參見

* 銣
* 過氧化銣、超氧化銣、臭氧化銣、氫氧化銣
* 氫化銣、氟化銣、氯化銣、溴化銣、碘化銣、碲化銣
* 碳酸銣、硝酸銣、過氯酸銣
* 氧化鋰、氧化鈉、氧化鉀、氧化銫

## 參考文獻

1. Rubidium oxide at Engineering Database, accessed in August 2005.
2. Rubidium oxide at WebElements （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）, accessed in December 2005.
3. Rubidium oxide at Fisher Scientific, accessed in August 2005.
4. H. Nechamkin, _The Chemistry of the Elements_, p 34; McGraw-Hill, New York, 1968.
5. A. F. Holleman, E. Wiberg, "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001.
氧化铽

**氧化鋱**可能指：

* 三氧化二鋱
* 七氧化四鋱
* 十一氧化六鋱
* 二氧化鋱
氧化锂

**氧化鋰**（Li 
2O）是一種無機化合物，可透過鋰在空氣或氧氣中燃燒而得，過程中會伴隨生成少量的過氧化鋰。

　
: : 4Li + O 
2 → 2Li 
2O

　
: 2Li + O 
2 → Li 
2O 
2

高純度的 Li 
2O 可由過氧化鋰 (Li 
2O 
2) 在 450°C 的熱分解中製得。

　
: : 2Li 
2O 
2 → 2Li 
2O + O 
2

## 製取

一般來說，氧化鋰是藉由鋰在空氣中燃燒而產生。由於鋰的極化能力比較強，因此燃燒反應主要產物是氧化鋰，只產生很少的過氧化鋰。

　
: ${\rm {4Li+O_{2}\rightarrow 2Li_{2}O\,}}$

氧化鋰也可以藉由在氦氣流中加熱過氧化鋰至 450℃而產生：

　
: ${\rm {2Li_{2}O_{2}\rightarrow 2Li_{2}O+O_{2}\,}}$

在氫氣氛中將鉑舟中的碳酸鋰、硝酸鋰或氫氧化鋰加熱到 800°C 都可以製得氧化鋰：

　
: ${\rm {Li_{2}CO_{3}\rightarrow Li_{2}O+CO_{2}\,}}$

　
: ${\rm {4LiNO_{3}\rightarrow 2Li_{2}O+4NO_{2}+O_{2}\,}}$

　
: ${\rm {2LiOH\rightarrow Li_{2}O+H_{2}O\,}}$

## 結構

固態時，氧化鋰為反螢石型結構，即氟化鈣晶體結構中的 Ca2+ 被 O2−替代，F−被 Li+ 替代。屬面心格子，Li+ 為四面體配位，O2−為立方體配位，每個晶胞含有四個 Li2O。

氣態時，氧化鋰以直線型的 Li2O 分子存在，Li－O 鍵長與強離子鍵鍵長相近。這與價層電子對互斥理論所預測的角形分子不符。

## 化學性質

當氧化鋰溶於水後，可得到氫氧化鋰水溶液：

　
: ${\rm {Li_{2}O+H_{2}O\rightarrow 2LiOH\,}}$

與酸性化合物反應則得到各種鋰鹽。高溫下，氧化鋰可以和許多金屬氧化物（如氧化銅、氧化鐵）和固態非金屬氧化物（如三氧化二硼、二氧化矽）反應，這是氫氧化鋰、碳酸鋰和氧化鋰助熔性質的基礎。

氧化鋰也可以被鋁、矽還原為單質鋰。

## 參見

* 鋰
* 硫化鋰、過氧化鋰、超氧化鋰、氫氧化鋰
* 氧化鈉、氧化鉀、氧化銣、氧化銫

## 參考資料
氧化锆

**二氧化鋯**（化學式：ZrO2）是鋯的主要氧化物，通常狀況下為白色無臭無味晶體，難溶於水、鹽酸和稀硫酸。一般常含有少量的二氧化鉿。化學性質不活潑，但高熔點、高電阻率、高折射率和低熱膨脹係數的性質，使它成為重要的耐火材料、陶瓷絕緣材料和陶瓷遮光劑亦是人工鑽的主要原料。能帶間隙大約為 5-7eV。

## 結構

自然界中以少見的斜鋯石存在，為單斜晶系結構。高熔點的立方氧化鋯也是二氧化鋯晶型之一，自然界以等軸鈣鋯鈦礦（(Zr,Ti,Ca) O2）少量存在，但多為人工合成，用作鑽石的替代品。二氧化鋯還有另外一種四方晶系晶型。這三者之間的轉變溫度受雜質影響很大，因此很難確定，大致可分為以下階段：常溫下為單斜結晶，1170℃時轉為四角正方結晶，2370℃以上成為立方結晶。

氧化鋯是經由煅燒氧化鋯化合物而得。

## 化學性質

化學式 ZrO₂。存在於天然的二氧化鋯礦中。二氧化鋯為白色晶體；熔點約 2700℃，沸點約 4300℃，密度 5.89g/cm³。由灼燒二氧化鋯水合物或揮發性含氧酸鋯鹽所得的二氧化鋯為白色粉末，不溶於水；經由輕度灼燒所得的二氧化鋯，比較容易被無機酸溶解；強熱灼燒所得的二氧化鋯只溶於濃硫酸和氫氟酸；經過熔融重結晶的二氧化鋯只與氫氟酸作用。二氧化鋯是一種兩性氧化物，與鹼共熔可形成鋯酸鹽，但鋯酸鹽遇水容易水解為 ZrO₂・xH₂O 而沉澱。二氧化鋯與碳和氯氣高溫反應，或者與四氯化碳反應，生成四氯化鋯及二氯氧化鋯，水解又得到二氧化鋯。它在電弧中與碳作用生成碳化鋯。二氧化鋯在加熱時發出強烈的白光，曾用作燈絲和汽油燈的網罩。熔融後的二氧化鋯很硬，熱膨脹係數很小，用它製作的搪瓷不會因溫度驟變而破裂。二氧化鋯還可做高溫坩堝、耐火器皿和爐襯。摻有氧化鎂的二氧化鋯可用於製造高溫玻璃。

## 專利申請

2006 年 8 月，蘋果公司填補了使用氧化鋯陶瓷作為行動裝置的專利空白。一些當下的 iPod 包含的無線電設備以用於內置 Nike+，藍牙，或無線網絡。使用鋯系陶瓷對於其無線電發射透明度特性，比鋼或鋁質好，從而使天線無需改變表面厚度或窗口，就可被內置於設備中，例如，iPod touch。

## 參見

* 釔穩定氧化鋯
* 立方氧化鋯

## 參考資料
氧化锎

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

## 性質

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

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

## 用處

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

## 參考資料

## 擴展閱讀

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

**氧化銻**即銻的氧化物，有下列幾種：

* 四氧化二銻，或二氧化銻，Sb2O4
* 三氧化二銻，Sb2O3
* 五氧化二銻，Sb2O5
* Sb6O13
* 黃銻礦，Sb3O6(OH)
氧化锑（III）

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

## 結構

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

## 性質

### 物理性質

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

### 化學性質

三氧化二銻可溶於濃酸或鹼金屬氫氧化物溶液。

　
: Sb2O3 + 6 HCl → 2 SbCl3 + 3 H2O

也可以溶於酒石酸或酒石酸鉀：

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

 
和碳酸鈉反應，產生 NaSbO2，並放出二氧化碳。

高溫下可以被碳還原：

　
: Sb2O3 + 3 C — 高溫→ 2 Sb + 3 CO

## 製法

三氯化銻 SbCl3 加水生成 Sb4Cl2O5：

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

再加碳酸鈉 Na2CO3 溶液，然後在 500°C 加熱即可：

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

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

　
: $\ 4Sb+3O_{2}\to 2Sb_{2}O_{3}$

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

讓水蒸氣和紅熱的銻反應亦能得到氧化銻 (III)。

## 用途

白色顏料、油漆和塑料中間加入起顏料和阻燃的作用。

## 參考資料
氧化锕

**氧化錒**是錒的氧化物，化學式 Ac2O3。氧化錒與氧化鑭同晶，具六方結構。金屬錒在空氣中被氧化，表面形成一層氧化錒，能阻止金屬錒進一步被氧化。

## 製備

氧化錒可由草酸錒或氫氧化錒在 1000~1100℃下分解得到：

　
: Ac2(C2O4)3 → Ac2O3 + 3 CO2↑ + 3 CO↑

　
: 2 Ac(OH)3 → Ac2O3 + 3 H2O↑

熱分解硝酸錒也能得到氧化錒。

## 參考資料
氧化锗

**二氧化鍺**，化學式 GeO2。

## 性質

白色粉末或無色結晶，為四方晶系、六方晶系或無定形體。六方結晶與 β- 石英同構，鍺為四配位；四方結晶具有超石英型結構，類似於金紅石，其中鍺為六配位。 高壓下，無定形二氧化鍺轉變為六配位結構；隨著壓力降低，二氧化鍺也逐漸變為四配位的結構。 類金紅石型結構的二氧化鍺在高壓下可轉變為另一種正交晶系氯化鈣型結構。

二氧化鍺不溶於水和鹽酸，溶於鹼液生成鍺酸鹽。 類金紅石型結構的二氧化鍺比六方二氧化鍺更易溶於水，它與水作用時可產生鍺酸。

二氧化鍺與鍺粉在 1000°C 共熱時，可得到一氧化鍺。

## 製備

四氯化鍺與 6.5 倍體積的蒸餾水過夜反應，生成不溶性的二氧化鍺。用冷水洗滌固體至洗液不含氯離子為止，然後在 200°C 乾燥，得到二氧化鍺產品。

　
: ${\rm {\ GeCl_{4}+2H_{2}O\rightarrow GeO_{2}+4HCl}}$

## 用途

用作金屬鍺和其他鍺化合物的製取原料、製取聚對苯二甲酸乙二酯樹脂時的催化劑， 以及光譜分析和半導體材料。

## 參考資料
氧化锝(IV)

**二氧化鎝**（化學式：TcO2）是鎝的氧化物之一。它在酸性溶液中可以被 Ce (IV) 或鹼性溶液中被 H2O2 氧化為高鎝酸鹽。

## 製備

碳酸鈉或碳酸氫鈉和熱的六氯合鎝 (VI) 酸鉀反應，生成 TcO2·2H2O，將其真空乾燥得到無水物。

高鎝酸銨在 700~750°C 的氮氣中分解，可以得到二氧化鎝。

　
: 2 NH4TcO4 → 2 TcO2 + 4 H2O + N2↑

## 參考文獻
氧化锝(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
氧化锡

**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
氧化锡(II)

**一氧化錫**是一種無機化合物，化學式為 SnO。

## 製備

在 250~350℃加熱甲酸亞錫，或者在 320~350℃加熱草酸亞錫，均可得到一氧化錫：

　
: Sn(HCOO)2 → SnO + 2 CO↑ + H2O↑

　
: SnC2O4 → SnO + CO↑ + CO2↑

也可以在氯化亞錫溶液中，加入碳酸鈉溶液至溶液剛呈鹼性，得到水合一氧化錫沉澱，加熱失水後得到產物，為藍黑色固體。如果用濃氨水和氯化亞錫反應，沉澱在 2mol/L 氨水中加熱，控溫 60~70℃，得到產物，為黑色晶體。

## 化學性質

一氧化錫具有兩性，和酸反應生成 Sn2+，和鹼反應生成 [Sn (OH)3]-：

　
: SnO + 2 HCl → SnCl2 + H2O

　
: SnO + NaOH + H2O → Na[Sn(OH)3]

一氧化錫中的 Sn 處於 + 2 價，具有還原性，如和氯氣加熱反應，產生二氧化錫和氯化錫：

　
: 2 SnO + 2 Cl2 → SnO2 + SnCl4

再如在 220℃以上被氧氣氧化，300℃迅速氧化並發光：

　
: 2 SnO + O2 → 2 SnO2

它也可以被濃硝酸氧化，得到 β-SnO2。即使是較弱的氧化劑，如二氧化硫，在高溫下也能將其氧化為二氧化錫，自身被還原為硫單質。

## 應用

一氧化錫可以用於製備其他亞錫的化合物。

一氧化錫和三氧化二鈰一起燒結，可以用作紫外燈照明的材料。

一氧化錫作為固體路易斯酸，可以催化羧酸與醇之間的酯化反應。用作催化劑的氧化亞錫由 Sn2+ 鹽（通常是 SnCl2）和鹼反應得到水合氧化亞錫，脫水後製得。反應中催化劑結合水，由黑變白，但仍可催化，但多次使用會使 SnO 緩慢氧化，而降低催化活性。

一氧化錫也是一種催化縮醛（酮）合成的非質子酸催化劑，並具有不腐蝕設備、後期處理簡便、催化性能好、無三廢污染等優點，具有良好的前景。

## 參考資料
氧化锰

**氧化錳**可以指：

* 一氧化錳（MnO）
* 四氧化三錳（Mn3O4）
* 三氧化二錳（Mn2O3）
* 二氧化錳（MnO2）
* 三氧化錳（MnO3）
* 七氧化二錳（Mn2O7）

錳的其它氧化物還有 Mn5O8、Mn7O12 和 Mn7O13。
氧化锰(II)

**一氧化錳**是錳的一種氧化物，化學式 MnO，在自然界中以罕見的方錳礦的形式存在。它在磁共振成像、電極材料製備等方面有著潛在應用。

## 結構

一氧化錳有著與氯化鈉晶體相同的結構，其陰、陽離子都處於八面體的配位環境中，它有著非化學計量比的組成，可由 MnO 變化到 MnO1.045。在 118 K 以下時，一氧化錳具有反鐵磁性，其磁結構最初於 1951 年由中子衍射得到表徵。。其禁帶寬度為 4.02 eV，自旋磁矩為 4.52 _μ_B。

## 製備

一氧化錳可由氫氣還原錳的高價氧化物得到，如：

　
: $\mathrm {MnO} _{2}+\mathrm {H} _{2}\longrightarrow \mathrm {MnO} +\mathrm {H} _{2}\mathrm {O} $

工業上用氫氣、一氧化碳或甲烷還原二氧化錳製得：

　
: $\mathrm {MnO} _{2}+\mathrm {CO} \longrightarrow \mathrm {MnO} +\mathrm {CO} _{2}$

一氧化錳也可由碳酸錳的熱分解製得：

　
: $\mathrm {MnCO} _{3}\longrightarrow \mathrm {MnO} +\mathrm {CO} _{2}$

草酸錳的熱分解根據產物的不同會生成一氧化錳、α- 三氧化二錳或四氧化三錳，其中在真空中於 500 °C 分解可以得到一氧化錳。

## 化學性質

一氧化錳不溶於水，是一種離子型的鹼性氧化物，和酸反應得到相應的二價錳鹽。例如：

　
: $\mathrm {CF} _{3}\mathrm {SO} _{3}\mathrm {H} +\mathrm {MnO} \longrightarrow \mathrm {(CF} _{3}\mathrm {SO} _{3}\mathrm {)} _{2}\mathrm {Mn+} \mathrm {H} _{2}\mathrm {O} $

它在高溫下和氫氧化鈉反應，生成錳 (III) 酸鈉並放出氫氣：

　
: $\mathrm {2MnO} +\mathrm {2NaOH} \longrightarrow \mathrm {NaMnO} _{2}+\mathrm {H} _{2}\uparrow $

它和氯化鐵反應得到鐵酸錳：

　
: $\mathrm {2FeCl} _{3}+\mathrm {4MnO} \longrightarrow \mathrm {MnFe} _{2}\mathrm {O} _{4}+\mathrm {3MnCl} _{2}$

它和氧化鋇、錳 (III) 酸釔於高溫反應，可以得到具有層狀鈣鈦礦結構的化合物 YBaMn2O5；和五氧化二釩或偏釩酸銨反應，得到具有鈧釔石結構的 Mn2V2O7。
它可以直接用作反應物來構建其它一些含錳材料，如 (H2dmp)0.5Mn(H2PO4)(C2O4)、Na3Mn2SbO6 等。

## 參考文獻

## 拓展閱讀

1. Spear, Frank S.; Cheney, John T. A petrogenetic grid for pelitic schists in the system SiO2-Al2O3-FeO-MgO-K2O-H2O. Contributions to Mineralogy and Petrology. 1989, **101** (2): 149–164. ISSN 0010-7999. doi:10.1007/BF00375302.
2. Wu, Rongcheng; Qu, Jiuhui; Chen, Yongsheng. Magnetic powder MnO–Fe2O3 composite—a novel material for the removal of azo-dye from water. Water Research. 2005, **39** (4): 630–638. ISSN 0043-1354. doi:10.1016/j.watres.2004.11.005.
3. Dong, Shun; Tang, Weikang; Hu, Peitao; Zhao, Xiaoguang; Zhang, Xinghong; Han, Jiecai; Hu, Ping. Achieving Excellent Electromagnetic Wave Absorption Capabilities by Construction of MnO Nanorods on Porous Carbon Composites Derived from Natural Wood via a Simple Route. ACS Sustainable Chemistry & Engineering. 2019, **7** (13): 11795–11805. ISSN 2168-0485. doi:10.1021/acssuschemeng.9b02100.
氧化锰(II,III)

**四氧化三錳**是一種無機化合物，化學式為 Mn3O4。

## 性質

四氧化三錳是一種黑色四方結晶，經灼燒成結晶，屬於尖晶石類，離子結構為 ${\rm {\ Mn^{2+}\ (Mn^{3+})_{2}O_{4}}}$ ，其中二價和三價錳離子分布在兩種不同的晶格位置上。氧離子為立方緊密堆積，二價錳離子占四面體空隙，三價錳離子占八面體空隙。溫度 1443K 以下時四氧化三錳為變形的四方晶系尖晶石結構，變形原因為姜 - 泰勒效應；1443K 以上則為立方尖晶石結構。

室溫下四氧化三錳是順磁性，但在 41～43K 以下時則有亞鐵磁性。

四氧化三錳在自然界中以黑錳礦形式存在，是最穩定的氧化物。不溶於水，可溶於鹽酸。

## 製備

1、由金屬錳或錳氧化物（如二氧化錳）、氫氧化物、碳酸鹽、亞硫酸鹽、硫酸鹽、硝酸鹽及高錳酸鹽在空氣或氧氣中於 1000°C 灼燒，經冷卻、粉碎製得。

　
: ${\rm {\ 3MnO_{2}\rightarrow Mn_{3}O_{4}+O_{2}}}$

2、二氧化錳或水錳礦先焙燒成三氧化二錳，再在甲烷存在下，於 250～500°C 進一步被還原為四氧化三錳。

　
: ${\rm {\ 2MnOOH\rightarrow Mn_{2}O_{3}+H_{2}O}}$

　
: ${\rm {\ 3Mn_{2}O_{3}+{\tfrac {1}{4}}CH_{4}\rightarrow 2Mn_{3}O_{4}+{\tfrac {1}{4}}CO_{2}+{\tfrac {1}{2}}H_{2}O}}$

最近有很多製備四氧化三錳奈米晶的研究。

## 用途

四氧化三錳主要用於電子工業，用作軟磁鐵氧體的生產原料、電子計算機中存儲信息的磁芯、磁碟和磁帶、電話用變壓器和高品質電感器、電視回掃變壓器、磁記錄用磁頭、電感器、磁放大器、飽和電感器、天線棒等。此外也用作塗料和油漆的色料。

四氧化三錳可用作很多反應的催化劑，例如甲烷和一氧化碳的氧化反應、一氧化氮的分解反應、硝基苯的還原反應以及有機物的催化燃燒等。

## 參考資料
氧化锰(III)

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

## 製備

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

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

## 結構及物理性質

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

## 化學性質

三氧化二錳是一種氧化劑，可以將鹽酸氧化為氯氣：

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

和濃硫酸反應，則放出氧氣：

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

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

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

## 應用

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

## 參考文獻

## 拓展閱讀

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

**七氧化二錳**，又稱**過錳酸酐**，是化學式為 Mn2O7 的化合物。可溶於四氯化碳。為酸性氧化物。這種物質在 1860 年最先被提出。由於其化學性質極不穩定且易爆，故很少直接製取。

## 製備

生成七氧化二錳，可將濃 H2SO4 與 KMnO4 反應，：

　
: ${\ce {2KMnO4 + 2H2SO4 -> Mn2O7 +H2O + 2KHSO4}}$

該反應機理為：硫酸先與過錳酸鉀發生複分解反應生成過錳酸與硫酸氫鉀，濃硫酸又將過錳酸中的水脫去，得到七氧化二錳

## 結構

晶體的七氧化二錳呈暗綠色。在反射光下它呈綠色；而在透射光下呈紅色。能溶於四氯化碳，與水接觸時反應。在 5.9 °C 時七氧化二錳即熔化，其固態在 −10 °C 時升華。這些性質都表明七氧化二錳存在非極性鍵，這在後來被其結構所證實。七氧化二錳的分子由一對共用頂點的四面體結構構成。四面體的頂點為氧原子，而其中心為兩個七價的錳原子。結構簡式 O3Mn-O-MnO3 可以體現出其分子的連通性。分子末端的 Mn-O 鍵長 1.585Å，而起連接作用的氧原子距兩個錳原子均為 1.77 Å。Mn−O−Mn 鍵之間的角度為 120.7°。

在七氧化二錳中，錳元素顯最高化合價 + 7 價。

與七氧化二錳一樣，焦硫酸根離子、焦磷酸根離子和重鉻酸根離子等都有類似的結構，而其中最為相似的為七氧化二氯。Tc2O7 與 Mn2O7 結構上也很相似，但七氧化二鎝的 Tc−O−Tc 鍵之間的角度為 180°。固態的 Re2O7 不是由分子構成，但它也由一個交聯的錸原子中心與四面體及八面體結構構成；而在氣態中它由分子構成且結構與 Tc2O7 相似。

## 性質

七氧化二錳是一種強氧化劑。它常溫下極不穩定，在 55°C 時分解，生成 MnO2 和 O2。 分解時也會產生少量臭氧。它在 95 °C 或真空中 10 °C 爆炸。

七氧化二錳可與硫酸進一步反應，生成 MnO3+ 離子：

　
: ${\ce {Mn2O7 + 2H2SO4->2MnO3^+ +2HSO4^- +H2O}}$

七氧化二錳可以與水劇烈反應生成過錳酸：

　
: ${\ce {Mn2O7 + H2O -> 2HMnO4}}$

但由於反應極為劇烈，且有爆炸的風險，故這種方法很少用於實驗室的過錳酸製取。

七氧化二錳能與許多有機物發生爆炸性反應，如澱粉或其他碳水化合物。

## 參考文獻

## 外部連結

* Lu Le Laboratory 聯氨與七氧化錳之反應 420fps（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化镁

**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）
氧化镉

**氧化鎘**是鎘的氧化物，分子式為 CdO，可致癌。

氧化鎘可溶於酸，生成 [Cd (H2O)6]2+；也可溶於鹼，生成 [Cd (OH)4]2−。

## 參考資料

## 外部連結

* Cadmium (II) oxide information at Webelements. （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
氧化镍

**一氧化鎳**，是鎳的一種氧化物，化學式為 NiO，其中鎳的氧化態是 + 2。因常態下該物質為綠色粉末，故又稱綠色氧化鎳，以區別於主要成分為三氧化二鎳的黑色氧化鎳。一氧化鎳廣泛用於陶瓷和玻璃工業上，可以製造半導體薄膜，還可以作有機化合物氧化過程中的催化劑。

## 組成與結構

像很多二元金屬氧化物一樣，一氧化鎳也是一種非整比化合物。即由於晶體缺陷等因素，一氧化鎳中鎳和氧的比例並非是嚴格的 1:1，而是在 1：1 周圍波動。鎳與氧的原子比例影響著氧化鎳粉末的顏色，當鎳與氧的比例接近 1：1 時理想比例時，一氧化鎳是綠色粉末，但當偏離較多時，為黑色粉末。

NiO 的晶體結構與氯化鈉類似，即岩鹽結構，其中每個 Ni2+（右圖中較小的紫色原子）周圍有六個最近距離的 O2−（圖中較大的綠色原子），氧原子形成正八面體，鎳原子處於其中心；反之亦然，氧原子也處於鎳原子形成的正八面體中。整個晶體可以看作是呈面心立方點陣排布的 Ni2+ 和同樣呈面心立方的 O2−交錯而成，只是兩個點陣的基元位置不同。

## 製備與性質

一氧化鎳可通過多種方法製取。在 400 度以上，鎳的粉末可以和氧氣生成一氧化鎳和三氧化二鎳的混合物。在 1000 度左右鎳可以和水反應生成一氧化鎳，若有一氧化鎳加入可以提高這一反應的速率。

目前最普遍和成功的製備方法是加熱分解多種鎳的二價化合物，比如氫氧化鎳（Ni (OH)2）、硝酸鎳（Ni (NO3)2）和碳酸鎳（NiCO3）來製取一氧化鎳。

　
: Ni(NO3)2 → 2 NiO + 4 NO2 + O2 硝酸鎳的熱解

　
: NiCO3 → NiO + H2O + CO2 碳酸鎳的熱解

一氧化鎳室溫具有反磁性，磁矩為 1.3 玻爾磁子。不溶於水，可以與酸反應，但高溫煅燒過的一氧化鎳不易與酸反應。一氧化鎳具有一定的氧化性，可以被還原性物質如氫氣、一氧化碳還原為金屬鎳。

　
: NiO+H2 → Ni+H2O

## 用途

### 陶瓷與玻璃

一氧化鎳是淺綠色或黑色的粉末，所以最早被用於調配給陶瓷上色的釉料，但由於一氧化鎳在燒制過程中會發生氧化反應而變色，所以帶有高含量一氧化鎳釉料的瓷器會在燒結過程中變色，不容易取得所需的顏色。此外，由於可以增加金屬表面和釉料之間的親和性，一氧化鎳也被用於搪瓷生產中。

加入一氧化鎳可以使玻璃變色，同時改變玻璃的結構和性質，減弱玻璃對紫外部分的吸收，增大玻璃對可見光部分的吸收，比如製造濾過紫外線燈常用的伍德玻璃，即是在含鋇的玻璃里加入 9% 的一氧化鎳，吸收掉可見光的部分，使得發射出的燈光幾乎都是波長為 320-400 奈米的長波紫外線，可用於檢查真菌感染。

### 催化劑

一氧化鎳可用作催化劑。由於是非整比化合物，一氧化鎳的表面會有多餘的的二價鎳離子或者三價鎳離子，從而對各種氧的陰離子如 O-, O2-, O2-, and O22 - 有較強的吸引力，促使他們留在一氧化鎳的表面上與一氧化碳或有機烴類氣體反應，從而可以加速一氧化碳或其他有機化合物如甲烷的氧化過程。

### 電池與半導體器件

1901 年愛迪生使用一氧化鎳作為陰極，鐵為陽極，發明了鎳鐵電池。在鎳鎘電池剛發現的時候，也是使用一氧化鎳作電極，但由於低溫性能不好和製造成本較高，現在已經逐漸被鋰電池取代了。但近來，一氧化鎳的 p 型半導體（表面含有多餘正離子）特性開始引起研究者的注意，當一氧化鎳吸附氣體或外加電場後，其表面的鎳離子數目發生變化，從而改變一氧化鎳的導電性和顏色，因此一氧化鎳薄膜可以被用於製造電阻型半導體氣敏元件和電致變色 (electrochromic) 器件。

## 對健康的影響

通過對倉鼠的實驗發現，吸入的一氧化鎳粉塵會在肺中沉積，經過 100 天之後仍有 40% 的一氧化鎳留在肺中。長期吸入一氧化鎳可能會導致肺部疾病，比如哮喘。

## 參考文獻
氧化镍(III)

**三氧化二鎳**是鎳的氧化物之一，化學式為 Ni2O3。

## 性質

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

## 製備

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

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

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

## 用途

用作玻璃、陶瓷和搪瓷的著色材料，也用於製造鎳粉和磁性體的研究。

## 參見

* 鹼式氧化鎳

## 參考資料
氧化镓

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

## 製備

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

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

　
: : 2 C + Ga2O3 → Ga2O + 2 CO

　
: Ga2O3 + 3 C → 2 Ga + 3 CO

　
: 2 Ga2O + 2 O2 → 2 Ga2O3

　
: 4 Ga + 3 O2 → 2 Ga2O3

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

## 化學性質

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

它和氯化氫氣體在氬氣氣氛中反應，生成無水三氯化鎵 GaCl3：

　
: Ga2O3 + 6 HCl → 2 GaCl3 + 3 H2O

和氟氣反應，產生無水氟化鎵；溶於 50% 氫氟酸，生成氟化鎵的三水合物：

　
: Ga2O3 + 6 HF → 2 GaF3·3H2O

它可以被氫氣還原為氧化亞鎵（一氧化鎵）Ga2O，也可以被單質鎵還原：

　
: Ga2O3 + 2 H2 → Ga2O + 2 H2O

　
: Ga2O3 + 4 Ga → 3 Ga2O

## 參考文獻
氧化镝

**氧化鏑**，化學式 Dy2O3。

## 性質

白色結晶粉末，不溶於水，溶於酸和乙醇。露置於空氣中時易吸收二氧化碳而轉變為碳酸鏑。

## 製備

硝酸鏑溶液與氫氧化鈉溶液反應生成氫氧化鏑，經分離後進行灼燒，得到氧化鏑。

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

## 用途

用於製造新型光源鏑燈，具有亮度高、光色好的優點。還用作核反應爐的控制材料、釔鐵和釔鋁石榴石的添加元素。因有陽極發射能力，故也用作陽極塗層。

## 參考資料
氧化镥

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

## 製備

和其他的稀土元素一樣，三氧化二鎦可藉由直接將純鎦置於空氣中使其氧化得到：

　
: 4 Lu + 3 O2 → 2 Lu2O3

它也可由草酸鎦、氫氧化鎦、硫酸鎦、硝酸鎦等化合物加熱分解得到。

## 參見

* 鎦
* 三氯化鎦
氧化镧

**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
氧化镨

**氧化鐠**可以指：

* 三氧化二鐠 Pr2O3
* 二氧化鐠 PrO2
* 十一氧化六鐠 Pr6O11
氧化镭

**氧化鐳**是一種無機化合物，化學式為 RaO，有強放射性。鐳在空氣中的燃燒會產生氧化鐳，但是同時也有過氧化鐳（RaO2）和氮化鐳（Ra3N2）生成。

## 化學性質

氧化鐳可以和水反應，生成氫氧化鐳：

　
: RaO + H2O → Ra(OH)2

## 參考文獻
氧化镱

**氧化鐿**，化學式 Yb2O3。

## 性質

純品為白色粉末，含有少量氧化釷時則呈黃褐色。不溶於水和冷酸，溶於溫稀酸。

## 製備

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

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

## 用途

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

## 參考資料
氧化高钴

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

## 製備

可利用次氯酸鈉作為氧化劑，把氧化亞鈷氧化後得三氧化二鈷。

## 參見

* 氧化亞鈷
* 四氧化三鈷

## 參考資料
氧化高铈

**二氧化鈰**（化學式：**CeO2** ），是稀土元素鈰最穩定的氧化物。它在常溫下為淡黃色固體，加熱時黃色加深。

## 化學性質

二氧化鈰中鈰是 + 4 價，具有強氧化性，可以被過氧化氫 (H2O2) 還原。CeO2 不溶於一般的酸和鹼，其水合物溶度積很小 (Ksp=4×10-51)，能夠完全沉澱時的 pH 在 0.7~1.0 之間，然而，其他三價鑭系元素的離子要在 pH 為 6~8 時才會沉澱出。有很大的傾向生成配位化合物。

二氧化鈰與硫酸反應，生成硫酸高鈰：

　
: $\ CeO_{2}+2H_{2}SO_{4}\to Ce(SO_{4})_{2}+2H_{2}O$

二氧化鈰在高溫會和一氧化碳發生氧化還原反應，生成三氧化二鈰：

　
: $\ 4CeO_{2}+2CO\to 2Ce_{2}O_{3}+2CO_{2}\uparrow $

二氧化鈰可以氧化鹽酸，生成氯氣：

　
: $\ 2CeO_{2}+8HCl\to 2CeCl_{3}+Cl_{2}\uparrow +4H_{2}O$

二氧化鈰也可以和碘化鉀與鹽酸反應，其產物為三氯化鈰、碘單質、氯化鉀和水。

## 製備

二氧化鈰可由三氧化二鈰氧化而製得：

　
: $\ 2Ce_{2}O_{3}+O_{2}\to 4CeO_{2}$

## 應用

二氧化鈰是很好的催化劑，它可以除去汽車尾氣中的氮氧化物和一氧化碳。

　
: $\ 4CeO_{2}+2CO\to 2Ce_{2}O_{3}+2CO_{2}$

　
: $\ 2Ce_{2}O_{3}+2O_{2}\to 4CeO_{2}$

## 參見

* 鈰
* 三氧化二鈰
* 硫酸高鈰

## 參考資料
氧化高银

**氧化高銀**（實驗式：AgO），確切講應稱為**氧化銀（I,III）（英語：Silver(I,III) oxide，AgIAgIIIO2）** 或**四氧化四銀（Ag4O4）** ，是黑色或灰色不溶性固體。它由過二硫酸鉀在沸騰的鹼性溶液中氧化硝酸銀或用臭氧氧化金屬銀製得。

註：氧化高銀的化學式不能寫成 Ag2O2，因為 Ag2O2 的化學名稱應為「過氧化銀」，其中含有 Ag (I) 和過氧根離子，兩個氧原子以單鍵連接。

## 結構

儘管 AgO 中銀的平均氧化態為 + 2，而且一系列證據似乎表明銀的確為 + 2 氧化態 ——AgO 溶於酸產生銀 (II)，且它與 CuO 同晶型，但理論計算表明氧化銀 (I,III) 比氧化銀 (II) 穩定，這可能與銀的第二電離能比銅大有關。另外，+2 氧化態也無法解釋它及其鹼性溶液的反磁性。中子衍射結果也表明它的結構式應為 AgIAgIIIO2 或者 Ag2O·Ag2O3。

## 參見

* 氧化銀 - 二氟化銀

## 參考資料
氧卤化物

**鹵氧化物**又稱**氧鹵化物**（英語：oxyhalide 或 oxohalide）是一類化合物，氧和鹵素連接其中心原子 M，通式為 MaObXc（X＝鹵素）。

## 製備

鹵氧化物可以通過多種方法製備：

* 低價鹵化物的部分氧化：

　
: 2 PCl3 + O2 → 2 POCl3

* 氧化物的部分鹵化：

　
: 2 V2O5 + 6 Cl2 + 3 C → 4 VOCl3 + 3 CO2

* 氧基取代反應：

　
: [CrO4]2− + 2Cl− + 4H+ → CrO2Cl2 + 4H2O

鹵素交換反應也能製備鹵氧化物，但這種反應也會產生混合鹵氧化物，如 POFCl2 和 CrO2FCl。

## 參考文獻
氧合六氟化硒

**次氟酸五氟化硒**是一種硒化合物，化學式為 SeOF6，於 1959 年發現。

## 製備

次氟酸五氟化硒可以由二氧化硒或二氯氧化硒在二氟化銀催化下與氟氣反應而成，但反應產率很低（14%），且因為大量的 SeF6 副產物而難以提純。

次氟酸五氟化硒也能由氟氣和二氟氧化硒在氟化鉀存在下反應而成。

　
: SeOF2 + KF → K+[SeOF3]- —F2→ K+[SeOF5]- —F2→ KF + SeOF6

五氟硒酸汞（Hg (OSeF5)2）和氟氣的反應獲得的次氟酸五氟化硒產率更高，且六氟化硒雜質更少。

　
: Hg(OSeF5)2 + F2 → Hg + 2 SeOF6

## 反應

次氟酸五氟化硒非常活潑，但不如次氟酸五氟化硫活潑。它會和水反應並放出氧氣，還會和氫氧化鉀反應，產生硒酸鉀、氟化鉀、水和氧氣：

　
: 2 SeOF6 + 16 KOH → 2 K2SeO4 + 12 KF + 8 H2O + O2↑

次氟酸五氟化硒也可以把碘化鉀氧化成碘單質。它和乙烯反應會爆炸，和全氟環戊烯反應則會產生 F5SeOC5F9。四氟化硫和次氟酸五氟化硒的反應會產生氟化亞碸、四氟氧化硫、硫醯氟、六氟化硒和 F5SOSeF5。次氟酸五氟化硒和一氧化碳在室溫下的反應緩慢，在 65°C 下則會產生 F5SeOCFO。它和溴反應，生成次溴酸五氟化硒（BrOSeF5）。

## 參考資料
氧同位素

**氧**（原子量：15.9994）共有 18 個已知同位素，質量數介於 11-28 之間，其中有 3 個是穩定的，其他都具有放射性。天然存在的氧同位素有 3 個，分別是 16O、17O、18O，皆為穩定同位素，其中以 16O 占天然氧的絕大部分，豐度為 99.76%。其他放射性同位素都不出現在自然界中，只有在實驗室製造出來過，且半衰期都極短，非常不穩定。

## 圖表

**備註：**畫上 #號的數據代表沒有經過實驗的証明，只是理論推測而已，而用括號括起來的代表數據不確定性。

## 穩定同位素

氧的 3 種穩定同位素是 16O、17O、18O，其中 16O 最多，豐度為 99.762 %。

16O 的豐度最大可以由恆星演化論解釋。大爆炸產生宇宙時僅形成了氫和氦元素，其他元素都是透過後來的恆星中進行的核融合反應合成的。在恆星內，質子 - 質子鏈反應與碳氮氧循環首先進行，「燃燒」氫產生氦。隨著燒氫的進行，核在自身重力下收縮，中心溫度上昇，當溫度超過約 1 億 K 時，「燃燒」氦的 3 氦過程開始，由此產生 12C，然後又與氦（4He）原子核反應生成 16O。大部分的 16O 由此產生。

17O 的豐度為 0.037%，18O 為 0.204%，是微量的穩定同位素。17O 主要是在恆星的碳氮氧循環中，氫燃燒產生氦時合成的。而 18O 是 14N 捕獲 4He 合成的（14N 由碳氮氧循環產生）。因此，17O 主要於恆星的氫殼富集，18O 主要於恆星的氦殼富集。

## 放射性同位素

氧有十三種放射性同位素已獲得表徵，其中最穩定的是半衰期 122.24 秒的 15O 和半衰期 70.606 秒的 14O。剩下的放射性同位素的半衰期都小於 27 秒，大部分甚至小於 83 毫秒。舉個例子，24O 的半衰期只有 61 毫秒。對於輕於穩定同位素的氧同位素，它們最常見的衰變模式是 β+ 衰變成氮，而較重的同位素則透過 β−衰變衰變成氟。

### 氧 - 15

氧 - 15 是氧的放射性同位素，常以氧 - 15 水的形式用於正電子斷層掃描（PET）的心肌灌注成像和腦成像。它有 8 個質子和 7 個中子，原子量為 15.0030654 amu，半衰期 122.24 秒。氧 - 15 可以由在回旋加速器中用氘轟擊氮 - 14 而成。

氧 - 15 和氮 - 13 分別由 γ 射線把大氣中的氧 - 16 和氮 - 14 的一個中子轟掉而成：

　
: 16O + γ → 15O + n

　
: 14N + γ → 13N + n

氧 - 15 會以約兩分鐘的半衰期衰變成氮 - 15，並放出一個正電子。這個正電子迅速和一個電子湮滅，並產生兩個能量約為 511 keV 的 γ 射線。這些低能量的 γ 射線只能在空氣中移動 90 米。它和來自氮 - 13 的正電子產生的 γ 射線一樣只能在一分鐘內左右檢測到，因為 15O 和 13N 的「雲」會隨風飄散。

 

## 註釋

## 參考文獻

* Isotope masses from Ame2003 Atomic Mass Evaluation by G. Audi, A.H. Wapstra, C. Thibault, J. Blachot and O. Bersillon in _Nuclear Physics_ A729 (2003).
* Isotopic compositions and standard atomic masses from Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report) （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）. _Pure Appl. Chem._ Vol. 75, No. 6, pp. 683-800, (2003) and Atomic Weights Revised (2005) （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）.
* Half-life, spin, and isomer data selected from these sources. Editing notes on this article's talk page.
  * Audi, Bersillon, Blachot, Wapstra. The Nubase2003 evaluation of nuclear and decay properties （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）, Nuc. Phys. A 729, pp. 3-128 (2003).
  * National Nuclear Data Center, Brookhaven National Laboratory. Information extracted from the NuDat 2.1 database （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館） (retrieved Sept. 2005).
  * David R. Lide (ed.), Norman E. Holden in _CRC Handbook of Chemistry and Physics, 85th Edition_, online version. CRC Press. Boca Raton, Florida (2005). Section 11, Table of the Isotopes.
氧四环素

**土黴素 Oxytetracycline** 也稱為「**地黴素**」、「**氧四環素**」或 "羥四環黴素"，是第二個被發現的廣譜抗菌的四環素類抗生素。

## 發現歷史

土黴素是由 Finlay 等人在輝瑞實驗室附近分離到的鏈黴菌 Streptomyces rimosus 中發現的。1953 年生物化學家羅伯特・伯恩斯・伍德沃德 (Robert B Woodward) 解析出土黴素的結構，使得輝瑞大規模生產土黴素成為可能，並用商品名 Terramycin 開始大量銷售。Woodward 的這一大發現是四環素類抗生素史上的重要發現，這一發現為土黴素的衍生物強力黴素的發現鋪平了道路。

## 理化性質

鹽酸鹽為淡黃色結晶性或無定形粉末，無臭，在日光下顏色變暗，在鹼性溶液中易破壞失效。微溶於乙醇，極微溶於水，可溶於氫氧化鈉溶液和稀鹽酸。

## 作用機理

主要通過干擾細菌蛋白質的合成而起到殺菌作用。它是核糖體 30S 亞基的抑制劑，能特異性的與 30S 亞基上的 A 位結合，阻礙氨基醯 - tRNA 進入 A 位，從而阻止肽鏈的延伸，抑制細菌生長繁殖。

## 治療用途

廣譜抗菌。主要用於立克次體病、布氏桿菌病、支原體肺炎、衣原體感染，也可用於敏感革蘭氏陽性球菌與陰性桿菌引起的輕症感染。

## 副作用

一般為胃腸道反應有噁心、嘔吐及腹瀉等。
氧基

**氧基**（英文：-oxy-）可以指：

* 氫氧基，醇、酚、羧酸的官能團；
* 烴氧基用於命名直鏈醚及部分環醚的官能團，如亞甲二氧基；
* 環氧基用於命名三元環醚的官能團。

## 另見

* 碳氧基，用於酮醯酯醛酸命名的官能團。
氧头孢烯

**氧頭孢烯**（英語：Oxacephem）是一類抗生素，和頭孢烯結構上類似，不過 5 號位置的硫原子由氧原子取代。例子包括拉氧頭孢和氟氧頭孢。

 

## 參考文獻
氧弹量热仪

**熱量計**（英語：**calorimeter**），或稱**量熱計**、**卡計**，是一種用於測量熱量的實驗設備，可以用於測量化學反應、物理變化過程的熱量變化，或測定材料的熱容。最常見的是差示掃描量熱計、恆溫微卡計（isothermal microcalorimeter）、滴定量熱計（titration calorimeter）及加速量熱儀（accelerated rate calorimeter）等。最簡單的熱量計是在燃燒室上面放一個金屬容器，其中裝有水及一支溫度計。

若要量測物質 A 和物質 B 反應時，每莫耳的焓變化，可以將物質放到量熱計中，記錄其反應前的初溫及反應後的末溫，將物質質量乘以溫度差及其比熱，即可算出所吸收的熱量，再除以摩爾數即為反應中的焓變化。此方法主要用在學校教授量熱法時示範用，此方法沒有考慮容器散失的熱，以及溫度計及容器本身的熱容。

## 參見

* 差熱分析
* 差示掃描量熱法
氧循環

**氧循環**是其中一種生態系統的物質循環，而此循環主要是用於形容氧在三個主要貯存器，即大氣層、生物圈和岩石圈。而整個循環則靠著光合作用去驅使，植物以光合作用把二氧化碳和水組合，形成葡萄糖和副產品氧氣。在大氣層中，即使所有的光合作用皆停止，大量的氧氣仍然需要五千 至二萬五千年的時間以移除全部的氧氣。

## 大氣層

## 生物圈

## 水圈

## 岩石圈

## 源和匯

### 生物生產

　
: $\mathrm {6\ CO_{2}+6H_{2}O+energy\longrightarrow C_{6}H_{12}O_{6}+6\ O_{2}} $

### 非生物生產

　
: $\mathrm {2\ H_{2}O+energy\longrightarrow 4\ H+O_{2}} $

　
: $\mathrm {2\ N_{2}O+energy\longrightarrow 4\ N+O_{2}} $

### 生物消費

在地球中，有百分之九十九點五儲存於最大的氧儲存器即地函及地殼中的矽酸鹽和氧化礦物質。而只有非常小量氧，約百分之零點零一會以自由模式被釋放至生物圈及百分之零點四九被釋放至大氣層。

然而，在生物圈及大氣層中，最主要的氧氣來源為光合作用，即透過分解二氧化碳及水以產生葡萄糖和氧氣。

　
: 6CO2 + 6H2O + 能量 → C6H12O6 + 6O2

超光合作用的生物包括在地表的植物及海洋表面的浮游植物。在 1986 年，在海上發現了微小的藍綠菌，而這便能解釋為何有超過一半的光合作用發生於海洋中。

另一個大氣中氧氣的來源來自光解，大氣中的水份和氮化物被紫外光分解為其組成原子。氫和氮會離去逃到太空，而氧氣則留在大氣層:

　
: 2H2O + 能量 → 4H + O2

　
: 2N2O + 能量 → 4N + O2

氧氣的流失主要是由動物與細菌的呼吸作用及腐爛時消耗氧氣而釋出二氧化碳。

因岩石中的礦物質被氧氣氧化，化學風化過程中，岩石也消耗氧氣。表面風化的例子有鐵鏽的氧化物：

　
: 4FeO + 3O2 → 2Fe2O3

氧氣也在生物圈和岩石圈中循環。生物圈中的海洋生物產生含大量氧的碳酸鈣 (CaCO3)。當生物死亡及它的殼會存留於淺水層，埋葬多時後便會於岩石圈產生石灰岩。而生物會開始破壞岩石令氧氣由岩石圈被釋放。植物和動物會從岩石吸收營養礦物並釋放氧氣。

## 容量和通量

以下的表格會列出氧氣停留於氧氣的儲存器容量和留失時間的估計值。這些數據由 Walker, J. C. G. 初次估計得出。

## 臭氧

大氣中氧氣的存在導致了臭氧（O3）和平流層內臭氧層的形成：

　
: $\mathrm {O_{2}+uv~light\longrightarrow 2~O} \qquad (\lambda \lesssim 200~{\text{nm}})$

　
: $\mathrm {O+O_{2}\longrightarrow O_{3}} $

　
: **O + O2 :- O3**

臭氧層對現代生活極為重要，因為它吸收有害的紫外線輻射：

　
: $\mathrm {O_{3}+uv~light\longrightarrow O_{2}+O} \qquad (\lambda \lesssim 300~{\text{nm}})$

## 磷

在海洋中的磷會用於調整大氣層中的氧含量。磷溶於海水後，會成為自營生物，即以光合作用為生的必需養料，而且這亦會成為一個控制光合作用速度的條件之一。海洋中發生的光合作用會產生氧循環中大約 45% 的氧氣。而自營生物的生長速度是會受水的含磷量所控制的。

採礦及工業活動會產生大量含磷廢水。當這些廢水被排入海中，海水的含磷量便會大幅提升，造成優養化。但海水的含磷量上升是不會影響發生於海中的光合作用。這是因為海中自營生物的數量上升時，海水的含氧量也會上升，而高含氧量促進某幾種細菌成長並爭奪已溶化的磷。這競爭限制了自營生物可用的已溶磷，所以自營生物的數量和氧水平也受到限制。

## 參見

碳循環

氮循環

## 參考資料

* Cloud, P. and Gibor, A. 1970, The oxygen cycle, Scientific American, September, S. 110-123

　
: S.110-123，九月，美國科學會，氧循環，A. 1970，Cloud, P. and Gibor

* Fasullo, J., Substitute Lectures for ATOC 3600: Principles of Climate, Lectures on the global oxygen cycle

　
: 全球氧循環報告，ATOC 3600 的代替報告：氣候原則，Fasullo, J.

　
: http://paos.colorado.edu/~fasullo/pjw\_class/oxygencycle.html （頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

* Morris, R.M., OXYSPHERE - A Beginners' Guide to the Biogeochemical Cycling of Atmospheric Oxygen

　
: 氧圈 —— 大氣層中的氧氣的生態系統的物質循環的初學者手冊，Morris, R.M.

　
: https://web.archive.org/web/20041103093231/http://seis.natsci.csulb.edu/rmorris/oxy/Oxy.htm
氧族

**氧族元素**是指元素週期表上第 16 族（**ⅥA 族**）的元素，位於氮族元素和鹵素之間。氧族元素有氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、釙（Po）、鉝（Lv），其中氧、硫、硒為非金屬，碲為類金屬，釙和鉝則為貧金屬。此外，釙和鉝皆有高放射性，且鉝屬於人造元素。在標準狀況，除氧單質為氣體外，其他元素的單質均為固體。氧和本族其他元素的化學性質差異較大，除氧之外的本族元素又合稱**硫族元素**。它們也可以稱為 **Chalcogen**（來自希臘字根礦石 _chalco-_與素_-gens_）

本族元素大多有許多種同素異形體，氧有 9 種、硫有 20 種以上、硒至少有 5 種、碲和釙有 2 種。

在和金屬元素化合時，氧、硫、硒、碲四種元素通常顯 - 2 氧化態；但硫、硒、碲處於其酸根中時，最高氧化態可達 + 6。

一些過渡金屬常以硫化物礦形式在地殼中，如 FeS2、ZnS 等。

## 物理性質

## 化學性質

**注釋：** 

## 化合物

氧族元素的二元化合物見下表：

## 參見

* 元素週期表
* 元素的族
* 硫族元素
* 氧族元素的氫化物

## 參考文獻
氧族元素

**氧族元素**是指元素週期表上第 16 族（**ⅥA 族**）的元素，位於氮族元素和鹵素之間。氧族元素有氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、釙（Po）、鉝（Lv），其中氧、硫、硒為非金屬，碲為類金屬，釙和鉝則為貧金屬。此外，釙和鉝皆有高放射性，且鉝屬於人造元素。在標準狀況，除氧單質為氣體外，其他元素的單質均為固體。氧和本族其他元素的化學性質差異較大，除氧之外的本族元素又合稱**硫族元素**。它們也可以稱為 **Chalcogen**（來自希臘字根礦石 _chalco-_與素_-gens_）

本族元素大多有許多種同素異形體，氧有 9 種、硫有 20 種以上、硒至少有 5 種、碲和釙有 2 種。

在和金屬元素化合時，氧、硫、硒、碲四種元素通常顯 - 2 氧化態；但硫、硒、碲處於其酸根中時，最高氧化態可達 + 6。

一些過渡金屬常以硫化物礦形式在地殼中，如 FeS2、ZnS 等。

## 物理性質

## 化學性質

**注釋：** 

## 化合物

氧族元素的二元化合物見下表：

## 參見

* 元素週期表
* 元素的族
* 硫族元素
* 氧族元素的氫化物

## 參考文獻
氧族元素氢化物

**氧族元素的氫化物**是二元氫化物，為氧族元素原子：氧、硫、硒、碲和釙，和氫原子形成的化合物。水是最早發現的這類化合物， 有一個氧原子和二個氫原子，也是地球表面最常見的氧族元素氫化物。

## 含有一個氧族元素的雙氫化合物

氧族元素最主要的氫化物（包括水在內）其化學式為 H2X，X 代表氧族元素。這些化合物是三原子化合物，其構型是角形分子構型，具有極性。水是地球生物中必需要的物質，在地球表面有 70.9% 是水。其他的氧族雙氫化合物多半有劇毒性，有類似蛋或蔬菜腐壞的惡臭。硫化氫是在缺氧環境下分解的常見產物，有類似屁的氣味，硫化氫也是火山氣體。雖然硫化氫有毒性，不過人體仍會產生少量的硫化氫，作為細胞信號傳送用。

水可以溶解其他的氧族雙氫化合物（至少可以溶解到分子量小於等於碲化氫的化合物），形成酸性溶液，這種溶液的酸性比鹵化氫要弱，不過有類似的趨勢，其酸性都隨氧族元素原子量增加而變大，在水中的形式也類似（將水變成水合氫離子 H3O+，溶質變成 XH−離子）。目前還不知道釙化氫和水是否會形成酸性溶液，或是類似金屬氫化物的物質（參見砹化氫）。

以下是這些化合物的一些特性：

## 含有二個氧族元素的雙氫化合物

這類的化合物化學式為 H2X2，比較不穩定，容易分解為氧族元素以及氧族元素的雙氫化合物。例如：2 H2O2→2 H2O+O2。

這類化合物中最重要的是過氧化氫 H2O2，淺藍色，幾近無色的液體，其揮發性比水低，但密度及粘度比水高。過氧化氫是重要的化合物，可以在不同酸鹼值下氧化或是還原其他物質，可以形成過氧金屬錯合物和過氧酸錯合物，也參與許多蛋白質的酸／鹼反應。低濃度的過氧化氫會用在家庭中，例如作為消毒劑或是頭髮漂白。不過高濃度溶液就有高度危險性。

以下是一些相關的性質：

## 含有三個或以上的氧族元素的氫化物

所有直鏈型氧族元素氫化物都有一個通式 H2Xn。

比 H2O2 有更多氧原子的氫的氧化物都不穩定。 過三氧化氫，含有三個氧原子， 在幾個反應中是一個短暫的不穩定中間體。 之後的兩個氫的氧化物：過四氧化氫和過五氧化氫也被合成了，有著高反應性。 過三氧化氫有一個假想異構體，其中兩個氫原子連接在三氧鏈的中心氧上，而不是在每個末端連接一個氫原子。（結構：O–-(OH22+)-O–）  

從 H2S 和 H2S2 之後，很多多硫化氫，通式 H2Sn (_n_ = 3–8) 已被發現並且是穩定的。 它們具有無支鏈的硫鏈，反映了硫對串聯的傾向。 從 H2S2 開始， 所有的多硫化氫在常溫下都是液體。 H2S2 是無色的，而其它多硫化氫是黃色的。隨著 _n_ 增加，它的顏色也越黃，密度、沸點和黏度也隨著增加。 它們的物理性質如下表：

但是，它們很容易被氧化，並且都是熱不穩定的，容易歧化成硫和硫化氫： 

　
: H2Sn → H2S + _n_ − 1/8 S8

鹼可以催化這個反應。

它們也會和亞硫酸鹽和氰化物 反應，形成硫代硫酸鹽和硫氰酸鹽。

三硫化氫的另一種假想，已用電腦模擬的異構體，其中兩個氫原子連接在三硫鏈的中心硫上，而不是在每個末端都連接一個。（結構：S–-(SH22+)-S–）硫代亞硫酸的兩個氧原子被硫取代後，會形成四硫化氫的異構體 ((HS)2S+–S–)，已被電腦模擬。 硫代硫酸的三個氧原子被硫取代會產生五硫化氫的異構體，已通過電腦模擬出來了。

更高價的釙氫化物可能存在。

## 參見

* 硼族元素的氫化物
* 碳族元素的氫化物
* 氮族元素的氫化物
* 鹵化氫
* 氫化物

## 參考資料
氧杂

**㗁**（英語：ox (a)-，普通話讀去聲），全稱**氧雜**，是有機化學命名法中表示在環內使用氧元素替換某個碳位本位上的碳元素（同時做掉多餘的氫）形成雜環的官能團，類似於鏈狀化合物中的醚基。當僅用氧去摻雜環烴而不存在其他摻雜、取代時，得到的物質稱為**環醚**。

氧雜但不是氧代（英語：oxo-），氧代是用氧取代某碳位上的（兩個）氫（形成羰基），而非碳位本位上的碳。值得注意的是氧雜環戊熳的英文「-oxole/-oxol-」應斷為㗁「-ox」和茂「-ol-/-ole」兩根，其中並不存在氧代（英語：oxo-）。

氧雜亦不是兼用於直鏈醚的某氧基（英語：-oxy-），此類命名與雜環命名的計數不同，被氧換掉的碳不再計入總碳元數之內，如「環氧（基）**乙**烷」即是「氧雜環**丙**烷」。

## 假㗁

在當代台灣命名與中國大陸舊譯法中，存在一些化合物中的「㗁」字來源於懶譯時的望文生義，如氮雜環化合物「喹㗁啉」中的「㗁」（-oxa (l)-）表示改變喹啉結構使之形成類似「草酸一樣的乙二醇」（gly_oxal_，乙二醛的英文俗稱，源自草酸 _oxal_ic acid）的結構，由於拉丁文詞根「草」的尾音「L」被「喹啉」的「啉」吞掉而將「喹草啉」誤植成「喹㗁啉」。此類情況屬於約定俗成的訛譯，不屬於化學意義上的㗁。

在各地舊譯法中，某氧基在尾部的 y 被吞掉是也可能被訛譯為「㗁」，今已規範為「喔」。例如衍生物模板名「-oxine」被譯作「喔星」（如氯喔星）。

今天，中國大陸已淘汰此類陳舊的訛譯，酢漿草語源的音譯也與烴氧基語源的音譯一併改用「喔」字，如喹喔啉、「(gly) oxaline」官能團被譯作「（咁）喔啉」。

## 參見

* 㗁唑
氧杂䓬

**噁庚因**（英語：Oxepin），又稱**噁庚英**、**氧雜䓬**、**氧雜環庚三烯**，是完全不飽和的含氧七元雜環化合物，化學式 C6H6O。它可以看作是一種環辛四烯的類似物，都具有八個 π 電子，雖然不符合休克爾規則的 4n+2 通式，但根據分子軌道的計算，預測可能有些芳香性，在理論上有一定的意義。

## 製取

可由 4,5 - 二溴環己烯環氧化物在鹼（如 DBU，Gillard _et al._ 或甲醇鈉）作用下發生消除製取：

　
:

 

也可以用呋喃與丁炔二酸二甲酯發生雙烯加成生成一個雙環產物，光照下轉變為相應的氧雜四環烷二甲酸二甲酯，然後在 113°C 發生開環生成噁庚因 - 4,5 - 二甲酸二甲酯。

噁庚因及其衍生物在 1960 年才合成得到。

## 性質

噁庚因與 1,3 - 環己二烯的環氧化物（環氧苯，苯在體內的代謝產物）形成平衡混合物，它們相互存在的量與溫度和環上的取代基有關，用不同的試劑反應得到不同的產物，可以證實以下平衡的存在：

　
:

該平衡混合物的性質有：

* 加熱時芳構化為苯酚（環氧苯的性質）。
* 以雙烯體與順酐發生 D-A 反應（環氧苯的性質）。
* 光照下環加成為二氫呋喃並環丁烷（噁庚因的性質）。
* 鈀催化下氫化得到飽和七元含氧雜環噁庚環（噁庚因的性質）。

## 參見

* 吖庚因
* 噁庚環

## 參考資料
氧杂环丁烯

**氧環丁烯**，又稱 **2 - 噁丁**，是一種不飽和雜環化合物。這種化合物不穩定，但已經被合成出來。與飽和的氧雜環丁烷相比，氧環丁烯更不穩定因為雙鍵增加了環張力。它的一些取代衍生物已經製得。

## 製備

氧環丁烯可以由丙烯醛光照環化而成：

## 參考資料
氧杂环丁烷

**氧雜環丁烷**（**Oxetane**）或稱 **1,3 - 環氧丙烷**，**㗁丁環**，是一種四元雜環化合物，化學式 C3H6O。**㗁丁環**一詞也用來指化合物分子中四元含氧雜環的結構。

## 製備

㗁丁環一種經典的製法是乙酸 - 3 - 氯異丙酯在氫氧化鉀溶液中加熱至 150 °C：

　
:

產率約 40%，同時有多種副產物。

另一種合成方法是 Paternò–Büchi 反應，羰基與烯烴光化學加成得㗁丁環。其它方法還有二醇的環化和六元環狀碳酸酯的降解。

## 紫杉醇

紫杉醇是一種抗癌藥物，作用機理為聚合和穩定細胞內微管，抑制腫瘤細胞的有絲分裂，㗁丁環結構是分子的藥物活性位點。

## 參考資料
氧杂环壬四烯

**噁環壬四烯**，又稱**氧雜環壬四烯**，是一個由九個原子組成的不飽和雜環化合物，其中一個氧原子取代一個碳原子。噁環壬四烯是一種非芳香性化合物。

## 參見

* 氮雜環壬四烯
* 呋喃
* 環壬四烯
* 噁庚因
* (2Z,4Z,6Z,8Z)- 硫堇

## 參考文獻
氧杂环己烷

**四氫吡喃**，又稱**氧雜環己烷**，六元含氧的飽和雜環，分子式 C5H10O。

四氫吡喃環存在於很多天然產物中。它是吡喃糖的結構核心。海洋生物毒素刺尾魚毒素（Maitotoxin）分子中就含有 28 個四氫吡喃環。

## 製取

由二氫吡喃在雷尼鎳存在下加氫或 1,5 - 二溴戊烷與水在氧化鋅作用下反應製備。

## 性質

無色易燃液體，有特殊氣味。光照下生成爆炸性的有機過氧化物。

## 用途

用作溶劑和合成中間體。2 - 四氫吡喃基可用作羥基的保護基。

上保護基：2,3 - 二氫吡喃與醇、酚在酸催化下加成，得到 α- 四氫吡喃醚。

脫保護基：無機酸作用下水解為原來的醇和 5 - 羥基戊醛。

　
:

## 參見

* 四氫呋喃
* 吡喃、二氫吡喃

## 參考資料
氧杂环戊烷

**四氫呋喃**（**THF**）是一種環狀醚，在常溫常壓下為粘稠度較小、可與水混溶的無色液體，其化學式可寫作 ${\ce {(CH_2)_4O}}$ 。由於液態範圍很長，它是一種常用的中等極性非質子性溶劑。它的主要用途是作高分子聚合物的前體。

## 生產

四氫呋喃每年的產量大約是二十萬噸。被應用得最廣的製備方法是 1,4 - 丁二醇在酸催化條件下脫水，這類似於通過對乙醇脫水來製備乙烯。而丁二醇可以通過對乙炔羰基化之後加氫得到。杜邦公司發展出一種通過氧化正丁烷來粗製順酐，再進行催化氫化的生產方式。也可以先對烯丙醇施以氫甲醯化反應，再將產品氫化來生產丁二醇。

THF 也可以通過催化氫化呋喃來製備。而呋喃可以來自於戊糖。不過這種方法的應用並不廣泛。

## 應用

THF 可以在強酸性環境中聚合成鏈狀的聚四氫呋喃 （PTMEG）， CAS 號 [25190-06-1]，也可簡寫作 PTMO，義為「聚環丁烷氧化物」（polytetramethylene oxide）。它的基本用途是用來製造彈性聚氨酯纖維，比如氨綸。

### 溶劑

THF 的另一個主要用途是在 PVC 和漆的生產中作工業溶劑。它的介電係數為 7.6，是一種非質子溶劑，可以溶解很多極性或者非極性物質。 THF 可與水混溶，並在低溫下形成包合物。

### 實驗室

THF 常作為實驗室中沸點較高的醚性溶劑。它的氧原子可以與路易斯酸發生配位作用，包括 Li+、 Mg2+ 等，並可以與硼氫化合物形成加合物。因此，THF 和乙醚一樣，不僅可以在硼氫化反應中作伯醇的溶劑，也可以做比如有機鋰化合物和格氏試劑的溶劑。儘管性質與用途與乙醚相似，但 THF 的性能往往更好，因此，乙醚是很多無水但要求不太苛刻的反應的優良溶劑（比如格氏試劑參加的反應），而在更大溫度範圍內，THF 是一個更可靠的配體，並在很多精細的化學反應中起到對混合溶劑性質（比如混合溶劑的電學性質）進行微調的作用。

THF 被廣泛應用在對聚合物的生產研究中。由於它超強的溶解能力，PVC 等高聚物都能輕鬆溶解。

#### 2 - 甲基四氫呋喃

2 - 甲基四氫呋喃（2Me-THF）是 THF 的一種對環境污染更小的同系物，然而其價格更加昂貴。 2Me-THF 的溶劑性能介於乙醚和 THF，與水的互溶能力也有限，並與水形成共沸物。2Me-THF 相比於 THF 的另一個優點是它的熔點更低而沸點更高。

## 安全

THF 通常被認為是毒性較小的溶劑。其半數致死量 (LD50) 與丙酮接近。因其優良的溶解性能，THF 可以滲入皮膚造成失水。THF 可以溶解乳膠，因此使用時通常戴丁腈橡膠或氯丁橡膠制的手套。其高度可燃的性質也是安全隱患之一。此外，不同於傳聞，不像是呋喃，THF 的生殖毒性並不顯著，目前沒有實驗表明低劑量的 THF 接觸能明顯使人失去生殖能力。

THF 最大的安全隱患在於露置於空氣中時會緩慢形成高爆炸性的有機過氧化物。為了減小這個隱患，市售的 THF 中通常有加入 2,6 - 二叔丁基對甲酚（BHT）來抑制有機過氧化物的產生。同時，THF 不應當被蒸乾，因為有機過氧化物會被富集在蒸餾殘渣中。

## 參見

* 單體
* 聚四氫呋喃
* 四氫呋喃硼烷

## 引用

## 參考

* Loudon, G. Mark. _Organic Chemistry 4th ed._ New York: Oxford University Press. 2002. pg 318

## 外部連結

* International Chemical Safety Card 0578（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）
* THF usage
* THF info
* U.S. OSHA info on THF
* 2-Methyltetrahydrofuran, An alternative to Tetrahydrofuran and Dichloromethane. Sigma-Aldrich. [2007-05-23]. （原始內容存檔於 2013-07-12）.
氧杂茂

**呋喃**（英語：furan），化學用名**氧雜茂**或一**噁茂**（英語：Oxole），是一種含有一個由四個碳原子和一個氧原子的五元芳環的雜環有機物。含有呋喃環的化合物即為呋喃的同系物。呋喃是一種無色、可燃、易揮發液體，沸點接近於室溫。呋喃具有毒性且為 2B 類可能致癌物質。它常作為合成其他複雜有機物的起始原料。呋喃性質與苯相似，可由松木蒸餾得到，可溶於多種常見的有機溶劑，包括丙酮、醇、醚，微溶於水。為多種重要的工業化學品與藥物的前驅體，如常被作為溶劑使用的四氫呋喃。

## 歷史

「呋喃」的英文單詞 _furan_ 來自於拉丁文單詞 _furfur_ ，即米糠。 第一個被發現的呋喃衍生物是卡爾・威廉・舍勒於 1780 年發現的 2 - 糠酸。另一種重要衍生物糠醛，由德貝萊納於 1831 年報導。而呋喃本身是在 1870 年被德國化學家製備成功。

## 生產

工業生產呋喃可由糠醛在鈀的催化作用下脫除羰基而得，或在氯化銅水溶液催化下將 1,3 - 丁二烯氧化:

　
:

實驗室中，製取呋喃可以先將糠醛氧化為呋喃 - 2 - 甲酸，再對之脫羧。它也可由戊糖的熱分解獲得，也包括固體纖維素，尤其是松木。

呋喃的經典合成線路是 Feist–Bénary 合成。而最簡單的合成法之一是帕爾－克諾爾合成，用 1,4 - 二酮與五氧化二磷 (P2O5) 反應。另外，通過回收噻吩的合成工藝中， 1,4 - 二酮和勞森試劑反應所得到的副產品也可以得到呋喃。

## 化學性質

由於其分子中氧原子的一對孤對電子在共軛軌道平面內形成大 Π 鍵，使得共軛平面內共 6 個電子，符合 4n+2 規則，所以呋喃具有芳香性（見休克爾規則）。芳香性使得呋喃具有「易取代難加成」的性質。氧的另外一對孤對電子向外伸展。氧原子本身符合 sp2 雜化。

由於芳環的存在，呋喃的化學行為就與其它不飽和雜環不太相似。

* 芳環中的氧具有給電子效應，所以呋喃的親電取代反應活性強於苯。共振論對呋喃的研究發現呋喃環上的電子云密度較大，支持了親電反應活性的理論。

* 呋喃可以作 Diels-Alder 反應中的雙烯體，與缺電子親雙烯體，例如 (E)-3 - 硝基丙烯酸乙酯，發生一個周環反應。得到的產物是 Z/E 異構體的混合物。（參見順反異構與 E/Z 標記）：

　
:

* 呋喃的氫化過程中會先產生二氫化呋喃的兩種同分異構體（包括 1,4 - 二氫和 1,2 - 二氫），進而產生四氫呋喃。

### 鑑定

呋喃和被鹽酸浸過的松木片作用，松木片會顯綠色。

## 參考文獻

## 外部連結

* Recent synthetic methods（頁面存檔備份，存於網際網路檔案館）

## 參見

* 雜環
* 呋喃糖
氧杂蒽

**呫（ㄓㄢ）噸**（英語：Xanthene）是一種有機化合物，化學式為 CH2[C6H4]2O。 它是一種黃色固體，可溶於普通有機溶劑。呫噸的許多衍生物都是有用的染料。

## 呫噸染料

含有呫噸核心的染料包括熒光素、伊紅和羅丹明。呫噸染料往往是熒光和明亮的染料，顏色從黃色到粉紅色到藍紅色。許多呫噸染料可以通過鄰苯二甲酸酐衍生物與間苯二酚或 3 - 胺基苯酚衍生物的縮合製備。

## 參見

* 呫噸酮
* 呫噸醇

## 參考資料

## 延伸閱讀

* Neckers, Douglas C.; Valdes-Aguilera Oscar M. Photochemistry of the Xanthene Dyes. Advances in Photochemistry. 1993, **18**: 315–94. ISBN 9780470133491. doi:10.1002/9780470133491.ch4.
氧杂蒽酮

**呫噸酮**（英語：Xanthone）是一種有機化合物，化學式為 O [C6H4]2CO。它是一種白色固體。呫噸酮可由水楊酸苯酯加熱製得。

1939 年，呫噸酮開始被用於製造殺蟲劑，後來用作蘋果蠹蛾卵的殺卵劑及殺幼蟲劑。呫噸酮也被用於製備呫噸醇，可用於測定血液中尿素的含量。呫噸酮也可以用作光催化劑。

## 衍生物

自然界中存在眾多呫噸酮的衍生物，如倒捻子素等，它們統稱為「呫噸酮類化合物」（xanthonoids）。這類化合物主要存在於多子科及金絲桃科植物中，也存在於幾種川苔草科植物中。許多呫噸酮類化合物都是在山竹（_Garcinia mangostana_）的果皮中發現的。現已有超過 200 種呫噸酮類化合物被分離出來。

## 參見

* 呫噸
* 呫噸醇

## 參考資料
氧杂降冰片二烯

**7 - 氧雜降冰片二烯**（英語：Oxanorbornadiene，縮寫 **OND**）是一種分子式為 C6H6O 的橋環化合物，可看作是 1,4 - 環己二烯的 3 和 6 兩個位置通過一個氧原子橋連結的產物，也可看作是降冰片二烯的 7 號位 CH2 橋被氧原子取代的產物。

## 合成

OND 本身還未合成，但有某些衍生物已合成，最常見的是 7 - 氧雜降冰片二烯 - 2,3 - 二甲酸甲酯，由呋喃和丁炔二酸二甲酯（DMAD）通過狄爾斯–阿爾德環加成反應生成。

## 參考資料
氧气地质历史

光合作用發生之前，地球大氣中沒有氧氣。35 億年前，原核生物通過光合作用產生氧氣，但氧氣氧化了裸露的金屬。氧化鐵在海底沉積，形成條狀鐵層。大氧化事件開始 5000 萬年後，大氣層中才開始積累氧氣。由於此時植物還沒有誕生，前寒武紀產氧速率較慢，濃度不到今天的 10%。此時氧氣濃度波動較大，19 億年前，大氣層可能不存在氧氣。此時氧氣濃度對生命影響較小。寒武紀以後多細胞生物大量繁殖，氧氣濃度波動才會使生物大量滅絕。

氧氣濃度上升，生命演化逐漸複雜，因為有氧呼吸比無氧呼吸的物質利用率更高。寒武紀以來，大氣層氧氣濃度在 15% 到 35% 之間波動。氧氣濃度於 3 億年前石炭紀時達到峰值，此時大氣氧含量約為 35%。氧濃度高的大氣使節肢動物體型龐大。雖然人類燃燒化石燃料等活動對二氧化碳大氣含量影響顯著，但對於氧氣的影響微乎其微。

## 生物影響

大氧化事件中，大氣氧含量猛增，許多厭氧生物因此死亡。氧氣濃度變化會改變生物進化的速度，是阿瓦隆大爆發和寒武紀大爆發可能的原因。氧氣濃度也會影響動物體型大小和生物多樣性。數據顯示，大氧化事件後不久，生物數量猛增 100 倍。氧氣濃度也會影響生物體型。石炭紀時期大氣氧含量約為 35%，節肢動物體型龐大，而石炭紀之後昆蟲體型逐漸變小。

一種觀點認為，氧濃度上升會加快生物進化的速率。最後一次雪球地球結束時，大氣氧含量增加，開始出現多細胞生命。但是這種關聯並不明顯，理論也遭到質疑。氧濃度較低時，生物尚未進化到可以固氮的階段，可利用的含氮有機物較少，存在周期性的「氮危機」，海洋可能不適合生物生存。氧氣濃度上升只是生物進化的前提之一。氧濃度上升後，動物立即出現，並保存在化石記錄中。此外，類似於大氣缺氧，海洋缺氮等不適於宏觀生命生存的條件，在寒武紀早期和白堊紀晚期時常出現，但是對多細胞生物沒有明顯的影響。這可能表明在寒武紀以前，海洋沉積物反映大氣和地殼的化學組成的方式與現在不同，因為那時沒有浮游生物進行物質循環。

富氧大氣能更快的風化岩石，促進鐵、磷等元素的循環，對物種的新陳代謝、生長繁殖起重要作用。

## 參考

## 外部連結

* Lane, Nick. First breath: Earth's billion-year struggle for oxygen. New Scientist. No. 2746. 2010-02-05 [2022-02-13]. （原始內容存檔於 2020-05-30）.
* Zimmer, Carl. The mystery of Earth's oxygen. The New York Times. 2013-10-03 [2022-02-13]. （原始內容存檔於 2022-03-20）.
* Ward, Peter D. Out of Thin Air; dinosaurs, birds, and Earth's ancient atmosphere. Joseph Henry Press. 2006. ISBN 0-309-10061-5. ; Review of _Out of Thin Air_ by Peter Ward. New Scientist. [2022-02-13]. （原始內容存檔於 2022-03-19）.
氧气治疗

**氧療**（oxygen therapy）是**氧氣療法**的簡稱，以供應額外氧氣作為醫學治療的方式，可以治療缺氧、一氧化碳中毒、叢集性頭痛，也可以在全身麻醉時維持病患體內的氧氣 (因全身麻醉時無法自主呼吸)。氧療也會用於治一些長期氧氣不足的患者，例如患有肺炎，慢性阻塞性肺病或是囊腫性纖維化的患者。可以透過幾種方式供應氧氣，包括鼻導管、氧氣面罩、氣管插管，或在高壓氧治療艙內。

高濃度的氧氣可能造成氧氣中毒，例如肺損傷或在體質易感的人身上導致呼吸衰竭。也可能使鼻子乾燥並在吸菸的人身上增加起火的危險性。建議的目標氧氣飽和度視治療的狀況而定。大多數情況下，建議的目標氧氣濃度為 94-98%。但對有高碳酸血症風險的人，88-92% 的氧氣濃度更好。而對那些一氧化碳中毒或心搏停止的人而言，氧氣飽和度應盡可能地高。空氣一般來說約有 21% 的體積是氧氣。人類的代謝需要氧氣才能正確地進行。

約在 1917 年，氧氣用於醫療用途已普及；世界衛生組織基本藥物清單將氧氣列入基本醫療系統所需的重要藥物。在巴西，一個月份的家居氧氣價格約在 150 美元之譜，而在美國則約為 400 美元。家居氧氣的供應方式如非氧氣罐，就是氧氣濃縮機。提供氧氣在已開發國家的醫院中是最為普遍的治療方式。

## 參考資料

## 延伸閱讀

* Kallstrom, TJ. American Association for Respiratory Care Clinical Practice Guideline: Oxygen therapy for adults in the acute care facility – 2002 Revision & Update. Respir Care. June 2002, **47** (6): 717–20 [2019-05-20]. PMID 12078655. （原始內容存檔於 2019-03-08）.
* Cahill Lambert AE. Adult domiciliary oxygen therapy: a patient's perspective. The Medical Journal of Australia. November 2005, **183** (9): 472–73 [2019-05-20]. PMID 16274348. （原始內容存檔於 2012-02-18）.
氧气浓缩器

**製氧機**又叫**氧氣濃縮器**，是一種設備，當氣體（通常是環境當中的空氣）放入該機器時，製氧機可以選擇性地去除氮氣來濃縮氣體當中的氧氣，從而生成富含氧氣的氣體。家用醫用制氧機於 20 世紀 70 年代初發明。

## 參考來源