《药用化学基础》

1、.,药用化学基础,.,药用基础化学是药学类高职高专的一门重要的专业基础课。从药物的开发研制、合成筛选、临床试验、中试生产、申报上市到市场销售，从整个过程的各个环节看，都需要化学知识、原理和技能作基础。因此药学类的各专业（药物制剂、化学制药、生物制药、药品检验、中药、食品药品监督管理、医药营销、医药信息管理等）都将药用基础化学课程作为专业基础课。,.,分析高职高专学生在医药行业各职业岗位群应具备的化学知识、技能,对无机化学、分析化学、物理化学进行整合、优化重组,药物合成、生产反应所必需的化学反应原理知识； 药物作用原理所必需的物质结构、性质知识； 药品检测所必需的物质分析方法的原理和技能； 中西

2、药制剂所必需的表面现象、胶体溶液等知识。,.,药物制剂,药物合成，药品生产过程中的条件、质量控制和分析,药营,本课程内容与后续课程的关系：,.,第一章 物质结构 学习目标 1.掌握用四个量子数描述核外电子的运动状态。 2.理解原子结构同元素周期表的关系，掌握核外电子排布的三原理和近似能级图排布多电子原子核外电子。 3.了解杂化轨道理论，了解一些简单分子成键。 4.了解晶体的类型和性质。,.,第一节 原子结构 一、原子的构成 原子结构是认识各种物质结构和性质的基础。 原子是一种电中性的微粒，是一个带若干（z个）正电荷的原子核和若干个（z个）带负电的电子组成 原子核是由z个质子和若干个中子组成的紧

3、密结合体，其直径不及原子直径的万分之一。 核电荷数（z）=核内质子数（z）=核外电子数 原子的质量数（A）=质子数（z）+中子数（N）,.,这种用小黑点的疏密形象地 描述电子在原子核外空间的 概率密度，分布图象叫做 电子云。,二、核外电子的运动状态,.,核外电子的运动状态的描述,1,2,3,4,主量子数 n 角量子数 l 磁量子数 m 自旋量子数 ms,.,主量子数 n（电子层数） 原子中各电子出现概率最大区域离核的距离 是不同的，人们把不同远近、不同能量的区域分成不同的电子层，电子就在这些不同电子层上运动。 物理意义： n值的大小表示电子的能量高低。 n值越大表示电子所在的层次离核较远，电子

4、具有的能量也越高。 取值： n =1，2，3，（正整数）；,.,2、角量子数l（能级） 同一电子层中的电子运动时，具有的 电子云的形状也不完全相同。人们把 处于同一电子层中而具有不同能量的 电子云用角量子数l表示。 物理意义： l 表示电子云的形状。 取值： l = 0，1，2，n-1； 对于l 为 0 1 2 轨道形状 球形 亚铃形 四叶花瓣形 光谱符号 s亚层 p亚层 d亚层,对于多电子原子l也是决定电子能量高低的因素。,.,.,.,d电子云,l2的状态即为d态,.,主量子数与角量子数的关系,.,磁量子数 m,同一电子亚层中，虽然电子云的形状相同，但在空间却有不同的伸展方向。 物理意义：

5、m 表示电子云在空间的伸展方向，每一 个m值代表一个伸展方向 取值： m =- l，-2，-1，0，1，2， l 磁量子数与能量无关,.,s 轨道,l = 0, m = 0 m ：一种取值, 空间：一种取向, 轨道:一条 s 轨道.,.,p 轨道,(l = 1, m = +1, 0, -1) m 三种取值, 三种取向, 三条等价p 轨道.,.,d 轨道,l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2 m ：五种取值 空间：五种取向 五条等价 d 轨道,.,.,自旋量子数(ms),（1） 原子中的电子除绕核作高速运动外，还绕自己的轴作自旋运动。,（2） 自旋量子数 ms+1/2和-1/

6、2。 （3）电子的自旋只有两个方向，顺时针和逆时针方向。通常用“”和“”表示 。 自旋量子数表明每一个原子轨道最多容纳的电子数是两个。,.,四个量子数小结,主量子数n决定原子轨道的大小（即电子层）和电子的能量,角量子数l决定原子轨道或电子云形状同时也影响电子的能量,磁量子数m决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向,自旋量子数s决定电子的自旋状态（或自旋方向）,.,结 论 （1） 描述一个原子轨道的能量高低，用两个量子数（n，l） （2） 描述一个原子轨道，用三个量子数（n，l，m） （3）描述一个原子轨道上运动的电子，用四个量子数（n，l，m，ms） 同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子

7、存在,.,多电子原子的结构,一、多电子原子,在单电子体系（氢原子或类氢原子He+）中，电子的能量只决定于主量子数n，与角量子数 l 无关，但在多电子体系中，由于电子间的相互作用，除主量子数外，角量子数也是影响电子能量高低的重要因素。,.,由于主量子数和角量子数的联合作用， 造成了同一电子层（n 相同），不同亚 层（l 不同）之间的能级分裂现象。 甚至造成不同电子层（n 、l 都不同） 之间的能级交错现象。所有这些现象都 可以用屏蔽效应和钻穿效应来解释。,.,屏蔽效应：原子中其他电子对某个选定电子的排斥作用，相当于降低部分核电荷对指定电子的吸引力 钻穿作用：在原子核附近出现的概率较大的电子，可更

8、多地避免其他电子的屏蔽，受到核的较强的吸引而更靠近核，这种渗入原子内部空间的作用,.,原子轨道的能级交错 由于钻穿效应，如使得4s 3 d 的能量，出现了内层电子的能量高于外层电子的能量，即发生能级交错。在多电子原子中，电子的能量高低不仅决定于n ，而且与 l 也有关。,.,鲍林L. Pauling原子轨道近似能级图 能级图是按能量高低顺序，不是按原子轨道距核远近排列。能量相近的轨道为一组，称为能级组共分成七个能级组： 1s; 2s 2p ; 3s 3p; 4s 3d 4p; 5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p ; 7s 5f 6d,.,鲍林近似能级图,美国化学家鲍林（Pauling

9、L）根据光谱数据给出多电子原子的原子轨道的近似能级顺序，图中的能级顺序是指价电子层填入电子时各能级能量的相对高低,E1s E2s E2pE3s E3pE4sE3dE4p,图9-14 近似能级顺序,.,原子核外电子的排布,多电子原子中电子排布遵循的规律（三条）： （1）能量最低原理 （2）泡利不相容原理 （3）洪德规则,.,泡利（Pauli）不相容原理,内容：在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子， 或在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。,例如，氦原子的1s轨道中有两个电子，描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数（n，l，m，ms）为1，0，0，+1/2，另一个电子的一组量子数必然是1

10、，0，0，-1/2，即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反。,结论：在每一个原子轨道中，最多只能容纳自 旋方向相反的两个电子。,.,最低能量原理,原则：原子核外的电子，总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，以使原子处于能量最低的稳定状态。,核外电子按鲍林近似能级顺序填充,.,洪德规则 Hunds rule,定义：在等价轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同 。,洪特规则实际上是最低能量原理的补充。因为两个电子同占一个轨道时，电子间的排斥作用会使体系能量升高，只有分占等价轨道，才有利于降低体系的能量。,.,例：写出下列元素的电子

11、层结构： 6C,1s,2s,2p,.,洪德规则 Hunds rule,洪特规则 的特例：等价轨道全充满，半充满或全空的状态是比较稳定的。,.,电子排布式的书写： 1、按电子层的顺序，而不是按电子填充顺序书写。 2、内层原子实稀有气体符号 如：11Na 1s22s22p63s1 Ne3s1 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 Ar3d64s2 原子芯写法的优点是指明了元素的价层电子结构。,例： 21Sc的电子组态1s22s22p63s23p63d14s2 填充电子时看作4s比3d能量低，但形成离子时， 先失去4s电子。,价电子层,.,注意： A、电子填充顺序 B、电子排布式的书

12、写顺序 C、失电子顺序,.,例：写出下列元素的电子层结构： 24Cr，29Cu,24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 不能写做：24Cr：1s22s22p63s23p63d44s2 29Cu：1s22s22p63s23p63d94s2,.,例：写出 7N 的电子层结构及p电子的运动状态（用四个量子数表示）,1s22s22p3 三个2p电子的运动状态：2,1,0, 1/2；2,1,1, 1/2；2,1,-1，1/2。 用原子轨道方框图表示： 1s 2s 2p 7N,.,1、能级组和元素周期,a. 能级组对应周期。 b. 第1

13、周期仅1s能级。 第n周期ns能级到np能 级。元素的外层电子结 构从ns1开始到np6结束 c. 元素的数目与能级组 最多能容纳的电子数目 一致。,.,2. 族 竖列：共18列，16个族，包括8个主族，8个副族。 第八副族分为三列。,周期表根据价层电子组态，把性质相似的元素归为一族。,.,主族元素, A： 电子最后填充在最外层的s和p轨道上的元素 主族的族数 = 最外层电子数的总和 主族元素的最高氧化态 =最外层电子数族数 仅最外层未满，只有最外层电子可以参加反应， 是价电子。, A：稀有气体（惰性气体）又称为0族元素。,.,副族元素, B： 电子最后填充在d 和f 轨道上的元素 原子未满的

14、电子层不止一个 最外层、次外层d 电子和外数第三层f 电子都可参加反应 副族元素的族数，与不同族的特点有关,BB族，族数 = (n-1)d及ns电子数的总和； B族有三列元素，(n-1)d及ns电子数和为810； IB、B族，完成(n-1)d10结构；ns电子数 = 族数。,.,3.元素的分区(根据价电子组态特征划分) s 区(block)：A和A族，ns 1 2，活泼的金属元素 p 区： A A，ns 2 np 1 6，大多为非金属元素 d 区： BB，第族，金属元素，一般为 ( n1 ) d 1 9 ns 1 2 ds 区：B和B族， (n1) d 10 ns 1 2，金属 f 区： (n

15、2) f 0 14 (n1) d 0 2 ns 2，镧系和锕系元素,d 区 ds 区：过渡金属 。,.,.,元素的原子序数、电子填充顺序,原子的电子构型,在周期表中的位置。,.,例：写出24号元素原子核外电子排布，该元素是第几周期，第几族？是金属还是非金属？最高氧化态为多少？,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1,第四周期， B族，金属，最高氧化态为+6,.,第二节 分子结构 化学键三种基本类型：离子键、共价键、金属健 离子键理论 定义：原子间发生电子得失，形成正、负离子，并通过静电作用而形成的化学键叫做离子键。 NaCl的形成：,nNa_n Na+,- ne,nCl_n C

16、l-,+ ne,nNaCl,形成过程：a 电负性小的活泼金属原子与电负性大的活泼非金属原子相遇，由于电负性差较大，所以发生电子得失，形成具有稳定结构的正负离子。 b 正负离子通过静电作用形成稳定的化学键。,.,离子键的特点 （1）. 本质是静电作用力。,（2）. 离子键无方向性。 因为离子电荷呈球型分布,只要空间条件允许,可以在空间各个方向上吸引带相反电荷的离子，产生静电引力。,.,（3）. 离子键没有饱和性 每个离子可以同时同多个带相反电荷的离子产生相互吸引,不论距离子远近, 作用都存在,近处的强一些,远处的弱一些,所以离子键没有饱和性。 （4）. 键的离子性大小 离子键形成的条件就是原子间

17、电负性差大, 一般X大，键的离子性也越大.但即使是 F-+Cs+CsF. 键的离子性也只有92%,即有8%的共价性,即8% 的原子轨道的重叠。,.,共价键理论,引入：离子键理论能很好的说明离子化合物的形成.但对于同种元素形成的分子(如H2 ,Cl2等)的形成不能说明,同时也不能说明由那些化学性质相近的元素所组成的化合物分子(如Cl2.H2O)的形成。 1916年美国化学家Lewis提出共价键理论。他认为：,分子中每个原子都应具有稳定的稀有气体电子层结构,可以通过原子间共用一对或几对电子来实现,这种靠共用电子对结合的化学键叫共价键.,.,共价键成键原理： i. 电子配对原理： 两原子如有自旋方向

18、相反的成单电子，它们可以相互配对形成稳定的共价键。 ii.原子轨道最大重叠原理： 键合的原子间形成化 学键时，成键电子的原子轨道要发生最大程度的重 叠，形成的化学键就越稳定。 根据量子力学原理：原子轨道重叠时必须符号相 同。,.,共价键的类型： 键：原子轨道沿键轴方向以头碰头方式重叠形成的共价键叫键。,键：在键轴上成键，轨道重叠最大， 最稳定，键能最大。,.,.,键：原子轨道沿着垂直于两核连线以“肩并肩”方式重叠，形成的共价键叫键。 重叠程度小于键，键能小于键，稳定性低，是化学反应的积极参与者。,.,键参数,表征化学键性质的物理量叫键参数： 键能、键长、键角,键能： 共价键强弱的标志，在298

19、.15K和100KPa下，1mol理想气体分子拆成气体原子所吸收的热量，称为键的离解能以符号D 表示，即键能。,对多原子分子，如NH3: N-H键能=（D1+D2+D3）/3=386KJ/mol 即等于三个NH键的平均离解能。 键能大，化学键稳定，分子稳定。 键能通过电化学或光谱学实验测定. 键能表征键的强弱，分子的稳定性。,.,（3）键长： 分子中两个原子核间距离。（可用量子力学计算或光谱学实验测定） 键长短，键强，越牢固，分子越稳定 （4）键角： 键与键之间的夹角。它是反映分子空间构型的重 要因素。例H2O中键角104.50，V型。 键角可通过光谱衍射实验测定，也可用量子力学 近似计算。

20、一般分子的键长键角确定，分子的空间构型即确 定。 例CO2 键角1800，键长116.2Pm，直线型分子。,.,杂化轨道理论 杂化： 原子在形成分子时，中心原子若干条能量相近的不同 类型轨道混合起来，重新组成一组数目相同的新原子轨 道，这种重新组合的过程叫杂化。 杂化轨道： 经杂化而形成的新的轨道叫杂化轨道。 等性杂化： 由不同类型的原子轨道混合，重新组合成一组完全相同 （能量相同，成分相同）的杂化轨道叫等性杂化。 不等性杂化： 由于杂化轨道中有不参加成键的孤对电子，而使各杂化 轨道中成分不等同，这种杂化叫不等性杂化。,.,杂化轨道的类型,杂化类型,参加杂化的轨道数目,杂化轨道 数目,轨道 键

21、角,空间构型,举例,SP 1条S, 1条P 2 1800 直线型 BeCl2 SP2 1条S ,2条P 3 1200 平面三角形 BF3 SP3 1条S, 3条P 4 109028 四面体 CH4 dsp2 1条(n-1)d， 4 900 1800 平面正方形 CuCl42- 1条S，2条P sp3d 1条S,3条P,1条d 5 1200 9001800 三角双锥 PCl5 sp3d2 1条S,3条P,2条d 6 900 1800 正八面体 SF6,.,分子间作用力和氢健,1.极性分子与非极性分子,(1).分子中正负电荷重心重合：非极性分子。 分子中正负电荷重心不重合：极性分子。,(2). 如

22、何判断分子的极性？,对双原子分子：化学键有极性，分子就有极性。 例:HCl，HF，极性分子 化学键无极性，分子无极性。 例 : H2，O2，N2，非极性分子 多原子分子 ：化学键无极性，分子无极性。 例 : S8，P4等（O3例外有微弱的极性， 原因不详）。 化学键有极性：要看分子的空间构型，分子具有 对称中心则分子无极性。否则就有极性。,.,例：CO2 ：O=C=O 无极性，有对称中心。,SO2有极性， 无对称中心。,分子的结构对称，则有化学键产生的极性可以相互抵消，则分子无极性。,.,（3）.分子极性大小的判定： 用偶极距的大小判断分子极性 偶极矩越大，分子的极性越强,.,2.分子间作用力

23、（范德华力）,（1）定义 分子间存在着一种较弱的相互作用,例：气体分子能凝聚成液体，就靠这种分子间的作用力，因范德华首先提出所以叫范德华力。,（2）范德华力的种类（三种）,a.取向力（也叫静电力）： 极性分子-极性分子之间，靠永久偶极而产生的相互作用力叫取向力。同极相斥，异极相吸，使分子发生旋转，产生静电吸引到达平衡。,.,b.诱导力 存在于：极性-极性分子中，极性-非极性分子中 。 定 义：诱导偶极与极性分子的永久偶极之间的作用 力。 本 质：静电引力 变形性：分子发生变形的性质。分子中各组成原子的半 径增大，分子体积增大，变形性增大。,.,c.色散力： 存在于所有分子中的相互作用力，由分子

24、的“瞬间偶极”而产生的相互作用力，叫色散力。 本 质：静电引力。,.,(3).范德华的特点： 它是永远存在于分子或原子间的一种作用力。 它是吸引力，作用能比化学键小1-2个数量级。 范德华力无方向性和饱和性。 范德华力有三种： 静电力、诱导力，只存在于极性分子或极性与非 极性分子之间； 而色散力存在于所有分子之间，且色散力在三种 力中是最大的，最主要的。,.,氢 键 从H2O的反常的物理性质入手：H2O的bp比同 族氢化物高。水的密度在277.13K最大。水的比热容 特大。为什么会有这些奇异的性质呢？原因是分子形 成氢键。 A. 氢键的形成： 在H2O分子中：O原子电负性很大，因此OH键 的共

25、用电子对强烈的偏向于氧原子一边，使氧原子带 部分负电荷，氢原子带部分正电荷。电子云偏移的 结果，使氢原子几乎变成裸露的质子，那么这个半径 很小的带正电荷的氢原子与另一个水分子中含有孤对 电子并带有部分负电荷的氧原子充分靠近产生吸引 力，这种吸引力叫氢键。,.,(1).氢键的形成：,分子中有H和电负性大、半径小的 元素(O，N，F),氢键的特点 键长特殊：FH F 键能小 E(FH F):2540kJ 具有饱和性和方向性,.,除了分子间可以形成氢键外，分子内也可以形成氢键。例，邻硝基苯酚：,.,(2).氢键的表示： 用XH-Y表示。X，Y代表F，O，N等电负性 大，半径小，具有孤对电子的原子。氢键中X，Y可以 相同也可以不同。(OH-O，FH-F，NH-O 等) (3). 氢键的键能：打开氢键所需的能量。 一般在2540kJ /mol,与分子间力差不多。,(4).形成氢键的条件： 必须有一个与电负性很强原子形成强极性氢原子 必须有一个带孤对电子，电负性大，半径小的原子。 例：F、O、N,.,(5).氢键的特点 具有方向性： 氢键的方向一般在XH键轴上 : XHY, 这 样使X、Y相距最远，斥力小 稳定. 具有饱和性： 即一个XH分子,只能形成一个氢键XHY 氢键的强弱与的电负性有关： X、Y电负性大，半径小，氢键强 FHF