8-羥基喹啉（化學分子式 C₉H₇NO，結構簡式為 C₉H₆N-OH）是一種典型的兩性有機化合物，分子中同時含有可質子化的含氮雜環（吡啶環上的N原子）與可解離的酚羥基（-OH），使其在不同pH值的溶液中表現出復雜的酸堿行為 —— 既能作為酸釋放質子（-OH→-O⁻），也能作為堿接受質子（吡啶N→NH⁺），這種兩性特征使其在金屬離子螯合、藥物合成、分析化學等領域具有廣泛應用，而準確理解其酸堿性質及測定相關平衡常數（酸解離常數 Ka、堿質子化常數 Kb），是掌握其溶液行為與應用性能的核心基礎。本文將從分子結構出發，解析8-羥基喹啉的酸堿解離機制，進而闡述平衡常數的測定原理與常用方法。

一、酸堿性質：基于分子結構的解離機制

8-羥基喹啉的兩性特征源于其獨特的分子結構：分子由吡啶環與苯環稠合而成，在苯環的8位（與吡啶環相鄰的碳原子）連接一個酚羥基（-OH）。其中，吡啶環上的N原子具有孤對電子，可接受質子形成質子化陽離子（顯堿性）；酚羥基中的O-H 鍵極性較強，在堿性條件下可釋放質子形成酚氧陰離子（顯酸性）。在不同pH的溶液中，8-羥基喹啉主要以三種形態存在：質子化陽離子（H₂Q⁺）、中性分子（HQ）、酚氧陰離子（Q⁻），其解離過程分兩步進行，對應不同的酸堿平衡。

（一）酸性解離：酚羥基的質子釋放（HQ→ Q⁻+H⁺）

8-羥基喹啉的酸性源于酚羥基（-OH）的解離。由于喹啉環的共軛效應，酚羥基中的O原子電子云密度降低，O-H 鍵極性增強，使得質子（H⁺）易在堿性條件下釋放，形成穩定的酚氧陰離子（Q⁻）—— 共軛體系可分散酚氧陰離子的負電荷，提升其穩定性（這一效應與苯酚類似，但喹啉環的吸電子作用更強，因此8-羥基喹啉的酸性比苯酚略強，苯酚的 pKa 約為 10，而8-羥基喹啉的酸性 pKa₁約為 9.8）。該酸性解離過程的平衡反應式為：HQ(aq) ⇌ Q⁻ (aq)+H⁺ (aq)對應的酸解離常數（Ka₁）表達式為：Ka₁ = [Q⁻][H⁺]/[HQ]（注：此處“Ka₁”特指酸性解離的平衡常數，部分文獻也會用“Ka”直接表示，需結合上下文區分）。

（二）堿性質子化：吡啶N原子的質子接受（HQ+H⁺ → H₂Q⁺）

8-羥基喹啉的堿性源于吡啶環上的N原子 ——N原子的孤對電子未參與環的共軛體系（處于 sp² 雜化軌道），可在酸性條件下接受質子，形成質子化陽離子（H₂Q⁺）。由于喹啉環的芳香性與吸電子效應，N原子的電子云密度低于脂肪胺（如甲胺），因此其堿性較弱（甲胺的pKb約為3.36，而8-羥基喹啉的堿性pKb約為4.9，對應質子化常數 pKa₂約為 9.1，因為 pKa₂+pKb=14）。該堿性質子化過程的平衡反應式為：H₂Q⁺ (aq) ⇌HQ(aq)+H⁺ (aq)對應的質子化平衡常數（Ka₂，即質子化陽離子的酸解離常數，也可理解為堿性對應的“共軛酸解離常數”）表達式為：Ka₂=[HQ][H⁺]/[H₂Q⁺]

需要特別說明：8-羥基喹啉的“堿性”通常通過其共軛酸（H₂Q⁺）的解離常數 Ka₂間接表示，而非直接使用Kb。在溶液pH<6時，H₂Q⁺為主要形態；pH在6~10之間時，中性分子HQ占主導；pH > 10 時，酚氧陰離子 Q⁻成為主要形態 —— 這種形態分布直接影響其與金屬離子的螯合能力（如中性HQ更易與Cu²⁺、Fe³⁺等形成穩定螯合物）。

（三）兩性特征的關鍵影響因素

8-羥基喹啉的酸堿性質并非固定不變，受溶劑、溫度、取代基等因素影響顯著：

溶劑極性：在極性溶劑（如水、甲醇）中，解離平衡更易進行 —— 極性溶劑可通過氫鍵作用穩定解離產生的離子（如H₂Q⁺、Q⁻），提升 Ka₁與 Ka₂的值（即酸性、堿性均增強）；在非極性溶劑（如苯、氯仿）中，離子難以穩定存在，主要以中性HQ形態存在，酸堿解離幾乎可忽略。

溫度：酸堿解離為吸熱過程（斷裂O-H鍵、形成N-H鍵均需吸收能量），溫度升高會促進解離平衡正向移動，Ka₁與Ka₂增大（pKa減小），例如，25℃時8-羥基喹啉的pKa₂約為9.1，35℃時pKa₂降至約8.9，堿性略有增強。

取代基效應：若喹啉環或苯環上引入吸電子基團（如-NO₂、-Cl），會進一步降低酚羥基O原子與吡啶N原子的電子云密度，使酸性增強（pKa₁減小）、堿性減弱（pKa₂增大）；引入供電子基團（如-CH₃、-OCH₃）則相反，會減弱酸性、增強堿性。

二、8-羥基喹啉溶液平衡常數的測定原理與方法

8-羥基喹啉的平衡常數（Ka₁、Ka₂）測定，核心是通過實驗手段獲取不同pH條件下，其三種形態（H₂Q⁺、HQ、Q⁻）的濃度比例，再結合平衡常數表達式計算得出。常用方法基于“濃度-pH關系”，包括電位滴定法、紫外-可見分光光度法、核磁共振氫譜法（¹HNMR） 等，其中電位滴定法與分光光度法因操作簡便、精度高，在實驗室中應用很廣泛。

（一）核心測定原理：形態分布與pH的關系

無論采用何種方法，均需利用8-羥基喹啉的形態分布系數（δ）與pH的定量關系。定義三種形態的總濃度為 c 總 = [H₂Q⁺]+[HQ]+[Q⁻]，則各形態的分布系數為：

δ(H₂Q⁺) = [H₂Q⁺]/c 總 = [H⁺]²/([H⁺]²+Ka₂[H⁺]+Ka₁Ka₂)

δ(HQ) = [HQ]/c 總 = Ka₂[H⁺]/([H⁺]²+Ka₂[H⁺]+Ka₁Ka₂)

δ(Q⁻) = [Q⁻]/c 總 = Ka₁Ka₂/([H⁺]²+Ka₂[H⁺]+Ka₁Ka₂)

通過實驗測得不同pH下某一形態的分布系數（或濃度比例），代入上述公式即可解出 Ka₁與 Ka₂。由于8-羥基喹啉的酸性較弱（Ka₁≈10⁻⁹.⁸）、堿性也較弱（Ka₂≈10⁻⁹.¹），其形態分布的pH范圍較窄（主要集中在pH6~12），因此測定時需精確控制 pH，并選擇對該范圍敏感的檢測方法。

（二）常用測定方法：操作流程與數據處理

1. 電位滴定法：通過pH變化確定解離終點

電位滴定法是測定弱酸/弱堿解離常數的經典方法，核心是利用pH電極實時監測滴定過程中溶液pH的變化，通過“pH-滴定劑體積”曲線的拐點（或二階導數極值點）確定解離終點，進而計算Ka。操作流程：（1）樣品準備：準確稱取一定量的8-羥基喹啉（約0.1g），溶于50mL乙醇-水混合溶劑（體積比1:1，因8-羥基喹啉在純水中溶解度較低，乙醇可提升溶解度但不顯著影響解離平衡），配制成約0.02mol/L的溶液。（2）酸性滴定（測Ka₂，即堿性對應的共軛酸解離常數）：用0.1mol/L的HCl 標準溶液作為滴定劑，逐滴加入樣品溶液，每加入0.1mL滴定劑，記錄一次pH值，直至pH降至2（此時H₂Q⁺為主要形態）。（3）堿性滴定（測Ka₁，即酸性解離常數）：另取一份相同的樣品溶液，用0.1mol/L的NaOH 標準溶液作為滴定劑，逐滴加入，記錄pH值直至pH升至13（此時Q⁻為主要形態）。（4）數據處理：

繪制“pH-滴定劑體積”曲線，找到酸性滴定的終點（對應H₂Q⁺→HQ的解離，pH約為9.1）與堿性滴定的終點（對應 HQ→Q⁻的解離，pH 約為 9.8）；

根據 Henderson-Hasselbalch 方程（pH=pKa+lg ([共軛堿]/[共軛酸])），在終點前的“緩沖區域”（pH 變化平緩段）選取數據點：例如，酸性滴定中，當 [H₂Q⁺]=[HQ] 時，pH=pKa₂；堿性滴定中，當 [HQ] = [Q⁻] 時，pH = pKa₁；

多次平行實驗（通常 3~5 次）取平均值，得到 pKa₁與pKa₂，再換算為Ka₁（10⁻pKa₁）與 Ka₂（10⁻pKa₂）。

方法優勢：無需知道8-羥基喹啉的準確濃度（Henderson-Hasselbalch 方程中濃度比與總濃度無關），操作簡便，適合常規實驗室測定；注意事項：需校準pH電極（用標準緩沖溶液，如pH4.00、7.00、9.18），且乙醇-水混合溶劑的介電常數需穩定（避免影響解離平衡）。

2. 紫外-可見分光光度法：利用形態的光譜差異定量

8-羥基喹啉的三種形態（H₂Q⁺、HQ、Q⁻）具有不同的紫外-可見吸收光譜（生色團不同：H₂Q⁺的吸收峰約在230nm與280nm，HQ約在 240nm 與 310nm，Q⁻約在 250nm 與 330nm），通過測定不同pH下溶液的吸光度，可計算形態分布系數，進而求出 Ka。操作流程：（1）光譜掃描：配制三種形態的“純溶液”——① 酸性溶液（pH=2，HCl 調節，主要為 H₂Q⁺）；② 中性溶液（pH=9，緩沖溶液調節，主要為HQ）；③ 堿性溶液（pH=12，NaOH調節，主要為 Q⁻），分別掃描200~400nm 的吸收光譜，確定三種形態的特征吸收峰（如選擇310nm作為HQ的特征峰，330nm作為Q⁻的特征峰）。（2）pH梯度實驗：配制一系列pH不同的緩沖溶液（pH范圍4~13，用磷酸緩沖液、硼砂緩沖液等控制），向每一份緩沖溶液中加入等量的8-羥基喹啉（確保濃度相同，約1×10⁻⁵mol/L），振蕩搖勻后，在特征吸收峰處測定吸光度（A）。（3）數據處理：

設三種形態在特征波長下的摩爾吸光系數分別為 ε(H₂Q⁺)、ε(HQ)、ε(Q⁻)，根據朗伯-比爾定律，溶液的總吸光度A=ε(H₂Q⁺)[H₂Q⁺] l+ε(HQ)[HQ] l+ε(Q⁻)[Q⁻] l（l 為光程，通常為1cm）；

結合形態分布系數公式，將 [H₂Q⁺]、[HQ]、[Q⁻] 用c總與δ表示，代入吸光度公式，整理得到A與 [H⁺]、Ka₁、Ka₂的關系式；

通過非線性擬合（如最小二乘法），將不同pH下的A值代入關系式，求解得到Ka₁與Ka₂（也可通過“吸光度-pH”曲線的拐點初步估算 pKa，再進行精確擬合）。

方法優勢：靈敏度高（可測定低濃度樣品，10⁻⁵~10⁻⁶mol/L），可實時監測形態變化，適合研究溶劑、溫度對Ka的影響；注意事項：需確保三種形態的摩爾吸光系數已知（通過純溶液掃描獲得），且溶液無渾濁（避免散射光影響吸光度）。

3. 核磁共振氫譜法（¹HNMR）：基于質子化學位移的形態分析

¹HNMR可通過不同形態中質子的化學位移差異，定量分析形態分布 —— 例如，H₂Q⁺中吡啶環N-H 的質子化學位移約為8.5ppm，HQ中酚羥基O-H的質子化學位移約為10.5ppm，Q⁻中無N-H與O-H 質子（質子已解離），通過積分峰面積可計算各形態的濃度比例。操作流程：（1）樣品制備：將8-羥基喹啉溶于氘代甲醇（CD₃OD）- 重水（D₂O）混合溶劑（體積比1:1，氘代溶劑用于鎖場），配制成約 0.1mol/L 的溶液，加入少量TMS（四甲基硅烷，化學位移基準）。（2）pH 調節與譜圖采集：用氘代鹽酸（DCl）或氘代氫氧化鈉（NaOD）調節溶液 pH（范圍4~13），每調節一個 pH，采集一次 ¹HNMR譜圖（25℃，譜寬 0~12ppm）。（3）數據處理：

積分各形態的特征質子峰面積（如H₂Q⁺的N-H峰面積、HQ的O-H峰面積），峰面積比例即為濃度比例；

將濃度比例代入形態分布系數公式，結合當前pH值，計算 Ka₁與 Ka₂；

該方法可同時測定 Ka₁與 Ka₂，且能直觀觀察形態變化（如pH降低時，N-H 峰增強，O-H 峰減弱）。

方法優勢：選擇性高（可區分不同質子環境的形態），無需假設摩爾吸光系數，適合機理研究；注意事項：設備成本高（需核磁共振儀），樣品需溶于氘代溶劑，不適合大量樣品的常規測定。

三、測定結果的驗證與影響因素控制

8-羥基喹啉平衡常數的測定結果易受實驗條件影響，需通過“方法對比”與“條件控制”確保準確性：

方法驗證：不同方法測得的 pKa 應一致（誤差 ±0.1）—— 例如，電位滴定法測得 pKa₁≈9.8、pKa₂≈9.1，分光光度法與 ¹HNMR 法的結果應在此范圍內，若偏差過大，需排查溶劑純度（如乙醇中是否含雜質）、pH 電極校準情況（如是否受有機溶劑影響）。

溫度控制：解離平衡受溫度影響顯著，測定時需恒溫（通常為 25℃±0.1℃），并在報告中注明溫度 —— 例如，25℃時 Ka₁≈1.58×10⁻¹⁰，30℃時 Ka₁≈2.51×10⁻¹⁰，溫度不同會導致 Ka 差異顯著。

溶劑純度：溶劑中的雜質（如有機酸、胺類）會影響溶液 pH，需使用分析純以上的溶劑，并對混合溶劑（如乙醇-水）進行空白滴定（不加8-羥基喹啉，僅滴定溶劑，扣除空白pH變化）。

8-羥基喹啉的酸堿性質源于其分子內的酚羥基與吡啶N原子，表現為“酸性解離”與“堿性質子化”的兩性特征，在溶液中以 H₂Q⁺、HQ、Q⁻三種形態存在，其分布隨pH變化呈規律性分布。平衡常數（Ka₁、Ka₂）的測定是理解其酸堿行為的核心，常用的電位滴定法、紫外-可見分光光度法、¹HNMR 法各有優勢 —— 電位滴定法適合常規實驗室測定，分光光度法適合低濃度樣品與參數影響研究，¹HNMR 法適合形態機理分析。實際測定中需嚴格控制溫度、溶劑、pH 等條件，通過方法驗證確保結果準確性，為8-羥基喹啉在金屬螯合、藥物設計等領域的應用提供基礎數據支撐。

本文來源于黃驊市信諾立興精細化工股份有限公司官網 http://m.gdctc.cn/