《药用化学基础》.

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；中西药制剂所必需的表面现象、胶体溶液等知识。药用化学基础BECDA溶液、四大平衡与分析原子结构分子结构化学热力学化学动力学有机化学初步重要元素及化合物药物制剂药物合成，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1234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，电子具有的能量也越高。取值：n=1，2，3，……（正整数）；n12345···对应电子层第一层第二层第三层第四层第五层···光谱学符号KLMNO···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012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l亚层符号0s1p2d3f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l＝2的状态即为d态主量子数与角量子数的关系n1234电子层第一第二第三第四l0010120123亚层1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f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：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=0m：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,-2m：五种取值空间：五种取向五条等价d轨道量子数与对应的原子轨道n（电子层）123l（亚层）0(s)0(s)1(p)012m（轨道）000，+1，-100，+1，-10，+1，-1-2，+2光谱符号（原子轨道）1s2s2px，2py2pz3s3px，3py，3pz3d轨道数149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-1/2。（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4s3d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;2s2p;3s3p;4s3d4p;5s4d5p;6s4f5d6p;7s5f6d鲍林近似能级图美国化学家鲍林（PaulingL）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＜E2p＜E3s＜E3p＜E4s＜E3d＜E4p＜…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1，0，0，-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Hund'srule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层结构：6C1s2s2p√洪德规则Hund'srule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。p0全空p3半满p6全满d0f0d5f7d10f14•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：11Na1s22s22p63s1[Ne]3s126Fe1s22s22p63s23p63d64s2[Ar]3d64s2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、电子排布式的书写顺序C、失电子顺序例：写出下列元素的电子层结构：24Cr，29Cu24Cr：1s22s22p63s23p63d54s129Cu：1s22s22p63s23p63d104s1不能写做：24Cr：1s22s22p63s23p63d44s229Cu：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：1s2s2p7N1、能级组和元素周期a.能级组对应周期。b.第1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。ⅧA：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ⅢB~ⅦB族，族数=(n-1)d及ns电子数的总和；ⅧB族有三列元素，(n-1)d及ns电子数和为8~10；IB、ⅡB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)：ⅠA和ⅡA族，ns1~2，活泼的金属元素p区：ⅢA－ⅧA，ns2np1~6，大多为非金属元素d区：ⅢB－ⅦB，第Ⅷ族，金属元素，一般为(n－1)d1~9ns1~2ds区：ⅠB和ⅡB族，(n－1)d10ns1~2，金属f区：(n－2)f0~14(n－1)d0~2ns2，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？1s22s22p63s23p63d54s1第四周期，ⅥB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_______nNa+-nenCl_______nCl-+nenNaCl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