《藥用基礎化學》課件-物質(zhì)結(jié)構

藥用基礎化學/物質(zhì)結(jié)構氫鍵FHFHFHFHFHFδ+δ-氫鍵：半徑很小、無內(nèi)層電子、帶有部分正電荷的氫原子與附近另一個分子中含有孤對電子并帶有部分負電荷的原子充分靠近而產(chǎn)生的靜電吸引作用。一、氫鍵的形成（一）氫鍵的概念（二）氫鍵形成的條件：分子中有一個與電負性大、半徑小的X原子結(jié)合的氫原子；另一分子中有一個電負性大、半徑小、還有孤對電子的Y原子氫鍵的表示：X－H…

Y一、氫鍵的形成X,Y(F,O,N)氫鍵的鍵能介于化學鍵與范德華力之間，是比較強的分子間作用力。HHONHHHHHOHHOFHFHFHFHFHF同種分子間氫鍵不同種分子間氫鍵氫鍵分為分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵二、氫鍵的類型氫鍵分為分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵分子內(nèi)氫鍵二、氫鍵的類型飽和性

一個氫原子只能與一個雜原子形成氫鍵。氫鍵是分子間特殊的作用力，具有飽和性和方向性方向性

X－H…Y在一條直線上三、氫鍵的特點四、氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響分子間存在氫鍵，則物質(zhì)的熔點、沸點升高1.對物質(zhì)的熔點、沸點的影響四、氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響2.對物質(zhì)的溶解度的影響例如，甲醇（CH3OH）,乙酸（CH3COOH)、氨氣（NH3）在水中的溶解度比較大，而甲烷（CH4）在水中的溶解度就比較小。溶質(zhì)與溶劑分子間如能形成氫鍵，則溶解度增大藥用基礎化學/物質(zhì)結(jié)構離子鍵nNa(3s1) nCl(3s23p5)↓-ne ↓+nenNa+(2s22p6) nCl-(3s23p6)↘↙

nNaCl一、離子鍵的定義

陰陽離子間通過靜電作用而形成的化學鍵。以NaCl的形成為例：11Na1s22s22p63s117Cl1s22s22p63s23p5活潑金屬與活潑非金屬化合時，都能形成離子鍵三、離子晶體離子間通過離子鍵結(jié)合而成的晶體。NaCl熔點：747℃常見的離子晶體有強堿，活潑的金屬氧化物，大多數(shù)的鹽作用力強，無飽和性、無方向性二、離子鍵的特點藥用基礎化學/物質(zhì)結(jié)構分子的極性（一）共價鍵的極性非極性共價鍵：相同原子間形成的共價鍵，例如H-H，Cl-Cl，成鍵電子云對稱分布于兩個原子之間，這樣的共價鍵沒有極性。

極性共價鍵：不相同的原子間形成的共價鍵，如H+

Cl-（HCl），H3C+

Cl-（CH3Cl），成鍵電子云不完全對稱而呈現(xiàn)極性。一、共價鍵的極性與分子的極性

根據(jù)正負兩種電荷在分子內(nèi)部的分布情況可把分子分為極性分子與非極性分子?！?—極性分子非極性分子

分子整體電中性局部正電荷部分(原子核)負電荷部分(電子)（二）分子的極性HClH2一、共價鍵的極性與分子的極性分子極性的判斷雙原子分子多原子分子極性共價鍵—極性分子非極性共價鍵—非極性分子H2、Cl2、O2

示例HCl、HF極性共價鍵非極性共價鍵—非極性分子S8對稱—非極性分子(分子結(jié)構)CO2、CH4、BF3H2O、CHCl3、NH3不對稱—極性分子（二）分子的極性一、共價鍵的極性與分子的極性分子間作用力（范德華力）：物質(zhì)內(nèi)部分子與分子之間較弱的作用力。

化學鍵：

鍵能100～800kJ·mol-1

分子間力：結(jié)合能幾～幾十kJ·mol-1取向力誘導力色散力分子間作用力分類二、分子間作用力（一）分子間作用力的概念取向力：當極性分子互相接近時，分子的固有偶極之間同極相斥、異極相吸，使分子在空間按一定取向排列吸引，而處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。這種固有偶極間的吸引力稱為取向力。取向力只存在于極性分子之間二、分子間作用力（二）分子間作用力的類型誘導力：當非極性分子與極性分子接近時，極性分子的固有偶極產(chǎn)生的電場使非極性分子極化產(chǎn)生誘導偶極。固有偶極與誘導偶極間的吸引力稱為誘導力。誘導力既存在于極性分子與非極性分子之間，也存在于極性分子之間對極性分子來說，誘導力是一種附加的作用力二、分子間作用力（二）分子間作用力的類型色散力：非極性分子中電子不斷運動和原子核的振動，使某一瞬間分子的正負電荷中心不重合，形成瞬時偶極，瞬時偶極可使相鄰的另一非極性分子產(chǎn)生瞬時誘導偶極。瞬時偶極間相互作用產(chǎn)生的引力叫色散力。

非極性分子之間只存在色散力任何分子都在不斷產(chǎn)生瞬間偶極，色散力存在于所有的分子之間二、分子間作用力（二）分子間作用力的類型

色散力是分子間的主要作用力，色散力的大小一般隨著摩爾質(zhì)量增大而增大。分子取向力誘導力色散力總能量Ar0.0000.0008.498.49H2O36.381.9298.99647.31NH313.311.54814.9429.80HCl3.3051.00416.8221.13HBr0.6860.50221.9223.11

分子間范德華力的作用能分配（單位kJ·mol-1)二、分子間作用力（二）分子間作用力的類型

分子間作用力是決定物質(zhì)的熔點、沸點等物理性質(zhì)的主要因素。F2Cl2Br2I2小大小大低高低高摩爾質(zhì)量范德華力沸點熔點二、分子間作用力（三）分子間作用力的作用藥用基礎化學/物質(zhì)結(jié)構元素周期律元素周期律元素以及其形成的單質(zhì)與化合物的性質(zhì)，隨原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增而呈周期性變化的規(guī)律，稱為元素周期律。

元素的性質(zhì)包含有效核電荷、電離能、電子親和能、電負性、原子半徑。有效核電荷：原子核對核外電子實際起到吸引作用的核電荷。一、有效核電荷同一周期主族元素：從左到右，隨著原子序數(shù)的增加，有效核電荷明顯的增加。同族元素：從上到下，有效核電荷增加不明顯。電離能（I）是指氣態(tài)的基態(tài)原子或陽離子失去一個電子成為氣態(tài)一價陽離子或更高價態(tài)陽離子時所需要的能量。氣態(tài)的基態(tài)原子失去一個電子成為氣態(tài)一價陽離子所需要的能量稱為第一電離能，記為I1。二、電離能（一）電離能的概念電離能I的大小，表示元素的原子失去電子，形成正離子的能力的大小，電離能越小，說明原子在氣態(tài)時越易失去電子。同一周期：從左到右，元素第一電離能逐漸增大，核對外層電子的吸引力逐漸增加。同一主族：從上到下，元素第一電離能逐漸減小，核對外層電子的吸引力逐漸減弱。

（二）元素第一電離能的變化規(guī)律01020304050607080900510152025HgInCdXeGaZnAsCsRbKrArKSPMgAlNaNeONBBeLiHe電子伏特原子序數(shù)電子親合能（E）是指氣態(tài)基態(tài)原子或陰離子獲得電子而成為一價陰離子或更低價態(tài)陰離子所釋放的能量，氣態(tài)基態(tài)原子獲得電子而成為一價陰離子所釋放的能量稱為第一電子親合能，用E1表示。三、電子親和能（一）電子親合能的概念電子親合能的大小，反映了原子獲得電子的難易，電子親合能越負，原子獲得電子的能力越強，變成陰離子的可能性也就越大。（二）元素電子親合能的變化規(guī)律同一周期：從左到右，元素電子親和能的負值逐漸增大，獲得電子的能力逐漸增強。同一主族：從上到下，元素電子親和能變化的規(guī)律不很明顯人為指定最活潑的非金屬元素氟的電負性為4.0，通過計算得出其他元素電負性的相對值。元素的電負性(XP)是指在分子中原子吸引成鍵電子的能力。四、元素的電負性（一）電負性的概念元素的電負性越大，表示該元素原子在分子中吸引電子的能力越強。一般情況下，金屬元素的電負性小于2.0，非金屬元素的電負性大于2.0。增減電負性數(shù)據(jù)電負性呈周期性變化的規(guī)律

同周期從左到右電負性逐漸增大同主族從上到下電負性逐漸減小四、元素的電負性（二）電負性的變化規(guī)律五、原子半徑（一）原子半徑的概念原子半徑：是指分子或晶體中，相鄰原子核間距離的一半。原子半徑分為共價半徑、金屬半徑和范德華半徑三種。減小增大主族原子半徑呈周期性變化的規(guī)律：同周期從左到右原子半徑逐漸減小

同主族從上到下原子半徑逐漸增大藥用基礎化學/物質(zhì)結(jié)構原子結(jié)構與元素在周期表中位置的關系周期數(shù)=最外電子層數(shù)例：Na1s22s22p63s1

第三周期一、原子結(jié)構和周期主族,ⅠB,ⅡB族數(shù)=最外層電子數(shù)ⅢB~ⅦB族數(shù)=最外層電子數(shù)+(n-1)d電子數(shù)Ⅷ(包括三列)(n-1)d6~8ns2

零族

ns2np6二、原子結(jié)構和族例：Na1s22s22p63s1

ⅠA例：Ti

3d24s2ⅣB例：Fe

3d64s2Ⅷ

例：Ne

2s22p60ns1~2(n-1)d1~8ns2(n-1)d10ns1~2ns2np1~6

(n-2)f1~14ns2三、原子