陽離子

又稱正離子，是指失去外層的電子以達到相對穩定結構的離子形式，一般都是金屬離子。

常見的陽離子有：Na⁺、K⁺ 、NH₄⁺ 、Mg²⁺、Ca²⁺、Ba²⁺、Al³⁺、Fe²⁺、Fe³⁺、Zn²⁺、Cu²⁺、Ag⁺等。

基本介紹

• 中文名：陽離子
• 外文名：cation;kation
• 又稱：正離子
• 主要類型：金屬離子，絡合離子
• 常見離子：鈉離子、鐵離子、銨根離子等
• 學科：化學

基本簡介

離子是指原子由於自身或外界的作用而失去或得到一個或幾個電子使其達到最外層電子數為8個或2個的穩定結構。這一過程稱為電離。電離過程所需或放出的能量稱為電離能。與分子、原子一樣，離子也是構成物質的基本粒子。

原子失去或獲得電子後所形成的帶電粒子叫離子，例如鈉離子Na⁺。帶電的原子團亦稱“離子”，如硫酸根離子。某些分子在特殊情況下，亦可形成離子。

一般說來，原子核最外層電子數小於4的通常形成陽離子（就是帶正號的），大於4的通常形成陰離子（也就是帶負號的），還有一個規律，原子核最外層電子數也就決定了該元素的化合價,就是正號或者負號前的數。

陽離子是指原子由於外界作用失去一個或幾個電子，使其最外層電子數達到8個或2個電子的穩定結構。原子半徑越大的原子其失電子能力越強，金屬性也就越強。屬性最強的金屬元素是鍅（Fr）。

帶一個或多個正電荷的離子稱為“正離子”，亦稱“陽離子”。

陽離子聚合反應

離子型聚合反應是合成高分子化合物的重要反應。離子型聚合反應屬鏈式聚合反應，活性中心是離子。根據中心離子所帶電荷不同，可分為陽離子聚合反應和陰離子聚合反應。聚異丁烯、聚甲醛、聚環氧乙烷、SBS熱塑性彈性體等都是用離子型聚合反應合成的。

陽離子聚合的單體

能進行陽離子型聚合反應的單體有烯類化合物、醛類、環醚及環醯胺等。不同單體進行陽離子型聚合反應的活性不同。

具有推電子取代基的烯類單體原則上都可進行陽離子聚合。推電子取代基使碳—碳雙鍵電子云密度增加，有利於陽離子活性種的進攻；另一方面使生成的碳陽離子電荷分散而穩定。

乙烯無側基，雙鍵上電子云密度低。且不易極化。對陽離子活性種親和力小。因此，難以進行陽離子聚合。丙烯、丁烯上的甲基、乙基是推電子基，雙鍵電子云密度有所增加，但一個烷基供電不強，聚合增長速率並不太快，生成的碳陽離子是二級碳陽離子，電荷不能很好地分散，不夠穩定，容易發生重排等副反應．生成更穩定的i級碳陽離子。以3—甲基1—丁烯為例：

H⁺+H₂C═CH—CH(CH₃)—CH₃ —→CH₃—CH⁺—CH(CH₃)—CH₃—→CH₃—CH₂—C⁺(CH3)₂

重排的結果將導致支化，因此，丙烯、丁烯經陽離子聚合，只能得到低分子油狀物。

異丁烯有兩個甲基供電，使雙鍵電子云密度增加很多，易受陽離子活性種進攻，引發陽離子聚合。生成的～CH₂C⁺(CH₃)₂是三級C⁺，較為穩定。鏈中—CH2—上的氫受兩邊4個甲基的保護，不易被奪取，減少了重排、支化等副反應。因而，可以生成相對分子質量很高的線型聚合物。更高級取代的a一烯烴，則因空間位阻，只能聚
合成二聚體。異丁烯實際上是a一烯烴中唯一能進行陽離子聚合的單體。

能進行陽離子聚合的另一個乙烯基單體是烷基乙烯基醚CH：=CH一()R。雖
然烷氧基具有吸電子的誘導效應，將使雙鍵電子云密度降低．但氧上未共用電子對能
和雙鍵形成P一丌共軛。共軛效應占主導地位，結果使電子云密度增加。烷氧基氧上
未共用電子對的共軛效應同樣能使形成的碳陽離子電荷分散。結果．烷基乙烯基醚
只能進行陽離子聚合

陽離子聚合引發體系

陽離子聚合所用引發劑都是親電試劑。常用的陽離子聚合反應引發劑包括質子酸和陽離子源/Lewis酸為基礎的引發體系。

放電子的功能

而原子的半徑愈大，原子的失電子能力較強，金屬性也就較強；相反，原子的半徑愈小，原子的失電子能力愈弱，因此金屬性也較弱。而原子的半徑相同，最外層電子數目愈少，失電子能力較強；相反，最外層電子數目愈多，失電子能力較弱。

金屬性最強的元素是鍅（Fr），也是失（放）電子的能力最強的金屬。

陽離子是帶正電荷的離子，核電荷數=質子數>核外電子數，所帶正電荷數等於原子失去的電子數。

陽離子的書寫方法就是在該離子的元素或原子團負號右上角表上所帶電荷數與“+”號，如鈉離子：Na⁺、三價鐵離子：Fe³⁺、銨根NH₄⁺、銀銨配離子： [Ag(NH₃)₂]⁺等。

陽離子的定性分析

陽離子分析試液的製備

根據溶解性試驗的結果，選擇適當的溶劑溶解試樣。製備試液時應注意：

1）當試樣能溶於兩種溶劑，如水和酸（或稀酸和濃酸）時，應當先水後酸，先稀後濃。能用前者溶的，就不要用後者。

2）當試樣能部分地溶於水時，則先用水溶，再州酸處理水不溶的部分。所得幾份試液應分別進行分析，最後對所得結果加以綜合判斷，得出結淪。

3）若試樣是用濃酸溶解的，則應將所得溶液蒸發近乾，以除去過量的酸；冷卻後，阿用水溶解殘渣製成分析試液。

對於NH₄⁺，可直接取原試樣分析，不必先製成試液。用生成AsH₃的方法鑑定As，也宜用固體試樣直接進行。

下面例舉幾類：

溶於水的樣品：當樣品可全溶於水時，取約50mg樣品，加H₂O 2～3mL，攪拌使之溶解。必要時可水浴加熱。若溶液呈鹼性，需加稀硝酸酸化。當樣品部分溶於水時，先以水溶解水溶性部分，分離，再加H₂O溶解，再分離。兩次水溶液合併。

溶於酸的樣品：取約50mg樣品，加2～3mL相應的酸，攪拌使之溶解。必要時水浴加熱。若用較濃的酸，則需將所得溶液蒸至近乾，放冷，加2～3mL水溶解殘渣。若用王水溶解樣品，則先蒸至近乾，放冷，加0.5mL稀HCI，再蒸至近乾，放冷後再加水溶解。

陽離子的分析特性

離子的分析特性，是指與鑑定、分離有關的離子的某些性質，如顏色、酸鹼性、氧化還原性、相應化合物的溶解性、揮發性等方面的特性和共性。

在一定範圍和條件下，某些離子具有的相同性質稱為共性，所具有的顯著不同的性質則稱為特性。離予的特性可用於該離子的鑑定，而某些離子的共性，則可用於該組離子的分離，然後再在小範圍內進行鑑定，將複雜的分析簡化。

陽離子定性分析的初步試驗

通過初步試驗，可以判斷某些陽離子是否存在，再以此確定分析步驟和選擇檢驗方法。常做的初步試驗有HCI、H₂SO₄、NaOH、NH₃·H₂O、鉻酸鹽、硫化物等試驗。

（1）HCI試驗 取試液少許，加2滴0.1 moI/LHCI，只有Ag⁺、Pb²⁺、Hg₂²⁺、Tl⁺能與HCl作用，均生成白色沉澱、AgCI沉澱能溶於氨水，也能部分溶於濃HCl。PbCI₂的溶解度比較大，只有在Pb²⁺濃度較大時才析出沉澱，PbCl₂沉澱也溶於熱水。在試液中，加入HCl後，若無白色沉澱析出，只能證明無Ag⁺、Hg₂²⁺及Tl⁺存在，而不能證明無Pb²⁺存在。必須注意，當溶液的酸度較低時，Bi³⁺、Sb³⁺、Sn²⁺和Sn⁴⁺會水解析出鹼式鹽沉澱。

（2）H₂SO₄試驗 取試液少許，加2滴H₂SO₄溶液，只有Ba²⁺、Sr²⁺、Ca²⁺、Pb²⁺、Hg₂²⁺與H₂SO₄作用，均形成白色沉澱。CaSO₄的溶解度較大，只有當Ca²⁺的濃度大時才析出沉澱。若向溶液巾加入適最乙醇後，CaSO₄的溶解度大為降低。PbSO₄沉澱可溶於NH₄Ac，BaSO₄、SrSO₄及Hg₂SO₄均小溶於強酸。

（3）NaOH和NH₃·H₂O試驗 以下為金屬氫氧化物的溶解規律：

1）一價金屬離子中，鹼金屬氫氧化物均可溶於水，但Cu⁺、Hg₂²⁺、Ag⁺和Au⁺能生成氧氧化物或鋱化物沉澱。

2）二價金屬離子中，除Ca²⁺、Sr²⁺、Ba²⁺只能在濃的NaOH溶液中形成氧氧化物沉澱外，其他金屬的氫氧化物均不溶於水，但Pb²⁺、Sn²⁺、Be²⁺、Zn²⁺具有明顯的兩性，可溶於過最NaOH溶液。

3）三價和四價金屬氡氯化物會都不溶於水，似Al³⁺、Cr³⁺、Sb³⁺、Ga³⁺、ln³⁺和Sn⁴⁺具有兩性，可溶於過量NaOH溶液中。

4）Ag⁺、Cu²⁺、Zn²⁺、Cd²⁺、Co²⁺和Ni²⁺等可形成氨絡離子，故其氫氧化物可溶於NH₃·H₂O。

試驗可在小試管中進行，取試液10滴，加3～5滴0.1 moI/L的NaOH或0.Imol/LNH₃·H₂O，觀察有無沉澱產生及沉澱的顏色，然後向沉澱中再滴加2 mol/LNaoH或2mol/LNH₃·H₂O，再觀察沉澱的變化情況。

陽離子的鑑定方法

鋁離子

1）鋁試劑（0.1%水溶液），方法：在乙酸銨—氨水溶液中與試劑反應；現象是生成紅色沉澱。靈敏度為0.16μg

干擾離子是Ca²⁺，可以加入碳酸銨消除。

2）鉻堅純藍B（5%水溶液），方法：酸性試液中，加MgCO₃細粉至不再產生CO₂，加試劑並以（1+1） H₂SO₄酸化，再以乙醚萃取過量有色物質；現象是溶液呈現洋紅或粉紅色。靈敏度為0.1μg

銀離子

1）溴焦棓酚紅（0.1mol/L的水溶液），方法：在0.1mol/L的EDTA、0.001mol/L的鄰菲繞啉、20%乙酸銨存在的條件下與試劑作用；現象是生成藍色的銀鄰菲繞啉-二溴焦棓酚紅三元絡合物。靈敏度為0.05μg

2）鹽酸，方法：取試液2滴，加鹽酸1滴,；分離沉澱，洗滌，加氨水後再加硝酸；現象是白色沉澱，加氨水後溶解，加硝酸又析出。靈敏度為0.5μg

干擾離子是Fe²⁺，可用鄰菲繞啉消除其他離子用EDTA禁止。