全文發表陰離子結合質子能力的分析法

陳建峰 林世進

摘要：陰離子結合質子能力體現了氫離子能在不同陰離子之間轉化，掌握好規律，學生便能快速分析出結論，對教師的教學也有較好的借鑒意義。

關鍵詞：質子、 電離程度、 平衡常數

氫原子變成氫離子的過程是氫原子失去最外層電子的過程，由于氫原子的最外層只有一個電子，失去電子后的氫離子實際上就是一個“裸露”的質子，因此一個氫離子就是一個質子。陰離子結合質子能力的強弱，即陰離子結合氫離子能力的強弱。

陰離子結合質子能力的強弱可以從以下三個方面入手分析。

一、從“電離程度”的角度分析

判斷陰離子結合子能力的強弱可以通過對應物質的電離程度來判斷。如判斷Cl—、CH3COO—結合質子能力的強弱，可由這兩種離子對應的酸分別為HCl和CH3COOH在水溶液中的電離程度來判斷。鹽酸為強電解質，即鹽酸在水溶液中是完全電離為H+和Cl—，而不存在HCl分子，那么就是說溶液中Cl—與H+并沒有結合。而醋酸為弱電解質，即醋酸在水溶液中只是部分電離電離成CH3COO—和H+，而大量存在著CH3COOH分子，也就是說CH3COO—和H+仍大量的結合在一起，因此CH3COO—結合質子的能力比Cl—強。而水的電離程度比醋酸更小，即水中OH—與H+的濃度非常少，主要是以OH—與H+結合成水分子的形式存在，也就說明OH—結合質子能力則比更CH3COO—強。因此可以得出結論弱酸根結合質子能力大于強酸根，并且酸性越弱的酸對應的酸根結合質子的能力就越強。

二、從“化學反應”的角度分析

判斷陰離子結合子能力的強弱也可以通過物質之間發生的反應來判斷。初中教材在實驗室制取二氧化碳一節對于反應是這么解釋的，2HCl+CaCO3=CaCl2+H2CO3 ，碳酸不穩定易分解，H2CO3 =CO2↑+ H2O。對這塊知識學生非常熟悉且記憶深刻。該反應中碳酸根奪取了鹽酸中的H+生成了H2CO3，也就是CO32—結合質子能力強于Cl—。再如反應CH3COOH+ClO—=CH3COO—+HClO，ClO—奪去了CH3COOH中的H+生成了HClO，即ClO—結合質子能力強于CH3COO—。對于其他較強酸與弱酸鹽反應生成弱酸的反應一樣可以理解為鹽中的弱酸根奪取了較強酸中的H+。同理，反應 OH—+CH3COOH=H2O+CH3COO—中OH—奪取了CH3COOH中的H+生成了H2O，即OH—結合質子能力強于CH3COO—。反應OH—+NH4+ H2O+NH3↑中，OH—奪取了NH4+中的H+生成了NH3，說明著OH—結合質子的能力比NH3強。這也同時解釋了弱酸根與H+不能大量共存的原因就是弱酸根能大量結合H+使的氫離子濃度大量減少，即弱酸根與H+發生反應了，而強酸根與H+能大量共存是因為強酸根與H+不結合，即強酸根與H+不反應。因此從化學反應的角度同樣可以說明離子結合質子能力的大小。

三、從“平衡常數”的角度分析

判斷陰離子結合子能力的強弱可以通過物質電離平衡常數大小來判斷。平衡常數的大小為物質的電離程度提供了理論依據，通過書本不難查到一些常見物質的電離平衡常數。如250C時，下列各物質的電離平衡常數如下表[1]：

CH3COOH HCN HF

Ka= 1.7×10—5mol·L—1 Ka= 6.2×10—10mol·L—1 Ka= 6.8×10—4mol·L—1

由平衡常數的表達式可知下列反應的平衡常數與上面電離平衡常數互為倒數，即：

CH3COO—+ H+=CH3COOH H++CN—=HCN H++F—=HF

K= 5.9×104 L · mol—1 K= 1.6×109 L · mol—11 K= 1.5×103 L · mol—1

平衡常數越大，反應正向進行的程度就越大，即酸結合H+的能力就越強，因此可判斷結合質子能力的大小為CN— > CH3COO—> F— 。

參考文獻：

[1] 王明召，高盤良，王磊，魯科版《化學反應原理》2011.07：110