《药用基础化学》课件-物质结构

药用基础化学/物质结构氢键FHFHFHFHFHFδ+δ-氢键：半径很小、无内层电子、带有部分正电荷的氢原子与附近另一个分子中含有孤对电子并带有部分负电荷的原子充分靠近而产生的静电吸引作用。一、氢键的形成（一）氢键的概念（二）氢键形成的条件：分子中有一个与电负性大、半径小的X原子结合的氢原子；另一分子中有一个电负性大、半径小、还有孤对电子的Y原子氢键的表示：X－H…

Y一、氢键的形成X,Y(F,O,N)氢键的键能介于化学键与范德华力之间，是比较强的分子间作用力。HHONHHHHHOHHOFHFHFHFHFHF同种分子间氢键不同种分子间氢键氢键分为分子内氢键和分子间氢键二、氢键的类型氢键分为分子内氢键和分子间氢键分子内氢键二、氢键的类型饱和性

一个氢原子只能与一个杂原子形成氢键。氢键是分子间特殊的作用力，具有饱和性和方向性方向性

X－H…Y在一条直线上三、氢键的特点四、氢键对物质性质的影响分子间存在氢键，则物质的熔点、沸点升高1.对物质的熔点、沸点的影响四、氢键对物质性质的影响2.对物质的溶解度的影响例如，甲醇（CH3OH）,乙酸（CH3COOH)、氨气（NH3）在水中的溶解度比较大，而甲烷（CH4）在水中的溶解度就比较小。溶质与溶剂分子间如能形成氢键，则溶解度增大药用基础化学/物质结构离子键nNa(3s1) nCl(3s23p5)↓-ne ↓+nenNa+(2s22p6) nCl-(3s23p6)↘↙

nNaCl一、离子键的定义

阴阳离子间通过静电作用而形成的化学键。以NaCl的形成为例：11Na1s22s22p63s117Cl1s22s22p63s23p5活泼金属与活泼非金属化合时，都能形成离子键三、离子晶体离子间通过离子键结合而成的晶体。NaCl熔点：747℃常见的离子晶体有强碱，活泼的金属氧化物，大多数的盐作用力强，无饱和性、无方向性二、离子键的特点药用基础化学/物质结构分子的极性（一）共价键的极性非极性共价键：相同原子间形成的共价键，例如H-H，Cl-Cl，成键电子云对称分布于两个原子之间，这样的共价键没有极性。

极性共价键：不相同的原子间形成的共价键，如H+

Cl-（HCl），H3C+

Cl-（CH3Cl），成键电子云不完全对称而呈现极性。一、共价键的极性与分子的极性

根据正负两种电荷在分子内部的分布情况可把分子分为极性分子与非极性分子。±+—极性分子非极性分子

分子整体电中性局部正电荷部分(原子核)负电荷部分(电子)（二）分子的极性HClH2一、共价键的极性与分子的极性分子极性的判断双原子分子多原子分子极性共价键—极性分子非极性共价键—非极性分子H2、Cl2、O2

示例HCl、HF极性共价键非极性共价键—非极性分子S8对称—非极性分子(分子结构)CO2、CH4、BF3H2O、CHCl3、NH3不对称—极性分子（二）分子的极性一、共价键的极性与分子的极性分子间作用力（范德华力）：物质内部分子与分子之间较弱的作用力。

化学键：

键能100～800kJ·mol-1

分子间力：结合能几～几十kJ·mol-1取向力诱导力色散力分子间作用力分类二、分子间作用力（一）分子间作用力的概念取向力：当极性分子互相接近时，分子的固有偶极之间同极相斥、异极相吸，使分子在空间按一定取向排列吸引，而处于较稳定的状态。这种固有偶极间的吸引力称为取向力。取向力只存在于极性分子之间二、分子间作用力（二）分子间作用力的类型诱导力：当非极性分子与极性分子接近时，极性分子的固有偶极产生的电场使非极性分子极化产生诱导偶极。固有偶极与诱导偶极间的吸引力称为诱导力。诱导力既存在于极性分子与非极性分子之间，也存在于极性分子之间对极性分子来说，诱导力是一种附加的作用力二、分子间作用力（二）分子间作用力的类型色散力：非极性分子中电子不断运动和原子核的振动，使某一瞬间分子的正负电荷中心不重合，形成瞬时偶极，瞬时偶极可使相邻的另一非极性分子产生瞬时诱导偶极。瞬时偶极间相互作用产生的引力叫色散力。

非极性分子之间只存在色散力任何分子都在不断产生瞬间偶极，色散力存在于所有的分子之间二、分子间作用力（二）分子间作用力的类型

色散力是分子间的主要作用力，色散力的大小一般随着摩尔质量增大而增大。分子取向力诱导力色散力总能量Ar0.0000.0008.498.49H2O36.381.9298.99647.31NH313.311.54814.9429.80HCl3.3051.00416.8221.13HBr0.6860.50221.9223.11

分子间范德华力的作用能分配（单位kJ·mol-1)二、分子间作用力（二）分子间作用力的类型

分子间作用力是决定物质的熔点、沸点等物理性质的主要因素。F2Cl2Br2I2小大小大低高低高摩尔质量范德华力沸点熔点二、分子间作用力（三）分子间作用力的作用药用基础化学/物质结构元素周期律元素周期律元素以及其形成的单质与化合物的性质，随原子序数（核电荷数）的递增而呈周期性变化的规律，称为元素周期律。

元素的性质包含有效核电荷、电离能、电子亲和能、电负性、原子半径。有效核电荷：原子核对核外电子实际起到吸引作用的核电荷。一、有效核电荷同一周期主族元素：从左到右，随着原子序数的增加，有效核电荷明显的增加。同族元素：从上到下，有效核电荷增加不明显。电离能（I）是指气态的基态原子或阳离子失去一个电子成为气态一价阳离子或更高价态阳离子时所需要的能量。气态的基态原子失去一个电子成为气态一价阳离子所需要的能量称为第一电离能，记为I1。二、电离能（一）电离能的概念电离能I的大小，表示元素的原子失去电子，形成正离子的能力的大小，电离能越小，说明原子在气态时越易失去电子。同一周期：从左到右，元素第一电离能逐渐增大，核对外层电子的吸引力逐渐增加。同一主族：从上到下，元素第一电离能逐渐减小，核对外层电子的吸引力逐渐减弱。

（二）元素第一电离能的变化规律01020304050607080900510152025HgInCdXeGaZnAsCsRbKrArKSPMgAlNaNeONBBeLiHe电子伏特原子序数电子亲合能（E）是指气态基态原子或阴离子获得电子而成为一价阴离子或更低价态阴离子所释放的能量，气态基态原子获得电子而成为一价阴离子所释放的能量称为第一电子亲合能，用E1表示。三、电子亲和能（一）电子亲合能的概念电子亲合能的大小，反映了原子获得电子的难易，电子亲合能越负，原子获得电子的能力越强，变成阴离子的可能性也就越大。（二）元素电子亲合能的变化规律同一周期：从左到右，元素电子亲和能的负值逐渐增大，获得电子的能力逐渐增强。同一主族：从上到下，元素电子亲和能变化的规律不很明显人为指定最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0，通过计算得出其他元素电负性的相对值。元素的电负性(XP)是指在分子中原子吸引成键电子的能力。四、元素的电负性（一）电负性的概念元素的电负性越大，表示该元素原子在分子中吸引电子的能力越强。一般情况下，金属元素的电负性小于2.0，非金属元素的电负性大于2.0。增减电负性数据电负性呈周期性变化的规律

同周期从左到右电负性逐渐增大同主族从上到下电负性逐渐减小四、元素的电负性（二）电负性的变化规律五、原子半径（一）原子半径的概念原子半径：是指分子或晶体中，相邻原子核间距离的一半。原子半径分为共价半径、金属半径和范德华半径三种。减小增大主族原子半径呈周期性变化的规律：同周期从左到右原子半径逐渐减小

同主族从上到下原子半径逐渐增大药用基础化学/物质结构原子结构与元素在周期表中位置的关系周期数=最外电子层数例：Na1s22s22p63s1

第三周期一、原子结构和周期主族,ⅠB,ⅡB族数=最外层电子数ⅢB~ⅦB族数=最外层电子数+(n-1)d电子数Ⅷ(包括三列)(n-1)d6~8ns2

零族

ns2np6二、原子结构和族例：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