资源简介

课 题：项目二 物质结构基础
教学目的：
1、能够理解电子云、电子亚层、能级和轨道等的含义。
2、能够运用泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则写出一般元素的原子核外电子排布式和价电子构型。
3、理解原子结构和元素周期表的关系、元素若干性质（原子半径、电离能、电负性）与原子结构的关系。
4、了解离子键理论的基本要点及离子键的特征，理解决定离子化合物性质的因素及离子化合物的特征。
5、熟悉电子配对法的内容，掌握共价键的特征，学会用杂化轨道理论来解释一般分子的构型。
6、了解分子间力的概念；掌握分子极性与分子结构的关系，掌握相似相溶定律及其在医药等领域的应用。
7、了解氢键的形成和特征，会用氢键知识解释物质的性质，了解氢键知识在医药等领域的重要作用。
课 型：新授课
课 时：
本章安排6个课时。
教学重点：
重点：能够理解电子云、电子亚层、能级和轨道等的含义。能够运用泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则写出一般元素的原子核外电子排布式和价电子构型。理解原子结构和元素周期表的关系、元素若干性质（原子半径、电离能、电负性）与原子结构的关系。了解离子键理论的基本要点及离子键的特征，理解决定离子化合物性质的因素及离子化合物的特征。熟悉电子配对法的内容，掌握共价键的特征，学会用杂化轨道理论来解释一般分子的构型。
教学难点：
难点：了解分子间力的概念；掌握分子极性与分子结构的关系，掌握相似相溶定律及其在医药等领域的应用。了解氢键的形成和特征，会用氢键知识解释物质的性质，了解氢键知识在医药等领域的重要作用。
教学过程：
教学形式：讲授课，教学组织采用课堂整体讲授和分组演示。
教学媒体：采用启发式教学、案例教学等教学方法。教学手段采用多媒体课件、视频等媒体技术。
作业处理：
完成每个项目后的项目检测。
板书设计：
本课标题 绪论 课次 3
授课方式 理论课□ 讨论课□ 习题课□ 其他□ 课时安排 6
学分 共2分
授课对象 院系、专业：医学专业 任课教师
教材及参考资料 1.《药用基础化学技术》，主编：周建庆 ；江苏教育出版社。 2.本教材配套视频教程及学习检查等资源。 3.与本课程相关的其他资源。
教学基本内容 教学方法及教学手段
课堂导入 每一个项目的开头都有学习目标，然后介绍项目相关的理论知识，其中穿插有例题从而帮助巩固和运用所学知识。书中还会有相关的知识拓展，拓宽学生视野，学习完理论知识后还配有相关的实训项目，加强学生动手操作能力。最后配有项目检测测试学生知识掌握情况。 参考以下形式： 1.衔接导入 2.悬念导入 3.情景导入 4.激疑导入 5.演示导入 6.实例导入 7.其他形式
本章基本知识汇总 任务一 核外电子运动状态 一、 电子云的概念 为了便于理解，我们假想有一架特殊的照相机，可以用它来给氢原子照相。用“ ”表示氢原子核，小黑点表示在某一瞬间核外电子所处的位置。给氢原子拍成千上万张照片，再把这些照片叠印，就会得到图2-2所示的照片。从图2-2可以看出，电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，我们形象地称之为“电子云”。也就是像这样用小黑点的疏密形象地描述电子在原子核外空间出现的概率密度分布图。因此，电子云表示电子在核外空间各个区域出现的概率大小，是电子在原子核外空间运动的具体图像。同时，氢原子的照片叠印的张数越多，这个统计规律就越准确。由图22（d）可以看出，氢原子的电子云图是关于球形对称的，离核越近，黑点越密，表明电子在这个区域出现的概率越大。相反，离核越远，黑点越疏，表明电子在这个区域出现的机会越小。电子云是一种形象化的比喻，而不是说电子可以分散成云。 二、 核外电子的运动状态 电子在原子核外一定区域内做高速的运动，具有一定的能量。实验证明，电子离核的远近，能反映出电子能量高低，电子离核愈近，能量愈低；离核愈远，能量愈高。氢原子核外只有一个电子，它在离核53pm处出现的几率最大，这时的能量最低，称为基态。如果给氢原子增加能量，电子就会跳到离核较远的区域运动。由此可知，核外电子由于能量不同表现为分层运动。对于其他元素的原子来说，电子比氢原子的电子多得多，这些电子在核外的运动状态更复杂，有一系列可能的运动状态。电子具有波粒二象性，表现出量子化的特性，根据实验结果和理论推算，其运动状态需用四个参数来描述，它们各自反映着电子不同的运动状态及能量关系。这四个参数通常用n、l、m、ms表示。 1、主量子数（n）——电子层 主量子数n是决定核外电子的能量和电子离核平均距离的参数。n值越大，电子离核愈远，电子的能量愈高，例如n=1，表示电子离核最近，即能量最低的第一电子层（能层）；n=2，表示电子离核稍远，即能量稍高的第二电子层（能层），依此类推 2、角量子数（l）——电子亚层和电子云形状 角量子数又称副量子数，它确定原子轨道和电子云的形状，并在多电子原子中和n一起决定电子的能量。 3、磁量子数（m）——电子云的伸展方向 磁量子数m的取值受l的限制，当l一定，m可取0，±1，±2，…，±l，共有2l+1个值。 4、自旋量子数（ms） 原子中的电子除了绕核运动外，还可自旋。用于描述电子自旋方向的数值称为自旋量子数，用符号ms表示，ms=±1/2；它们代表电子自旋的两个相反方向，即顺时针和逆时针方向，通常分别用向上或向下的箭头表示，即“↑”和“↓”。 任务二 原子核外电子排布 一、 多电子原子轨道近似能级图 ① 各电子层能级相对高低顺序为：K＜L＜M＜N＜…… ② 在多电子原子中，电子间的相互作用造成同层能级的分裂。这种能级分裂现象是由内层电子对外层电子的屏蔽作用（因电子间相互排斥而使核对外层电子的吸引减弱，有效核电荷低于实际核电荷）而导致的。各亚层能级的相对高低顺序为：Ens＜Enp＜End＜Enf＜…… ③ 同一原子内，不同类型的亚层之间，有能级交错现象，这是由于电子的钻穿效应所致。所谓钻穿效应，是在多电子原子中，角量子数较小的轨道上的电子钻到靠核附近的内部空间的概率较大，能较好地回避其他电子的屏蔽作用，从而起到增加核引力、降低轨道能量的作用。例如：4s＜3d＜4p，5s＜4d＜5p，6s＜4f＜5d＜6p。 二、 核外电子排布规律 原子处于基态时，电子排布必须遵循三条规律： 1、泡利不相容原理 在同一原子中，不可能有运动状态完全相同的两个电子存在。或者说，每个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋方向必须相反。 2、能量最低原理 在不违背泡利不相容原理的前提下，电子总是尽先占据能量最低的原子轨道，然后才依次进入能量较高的原子轨道，以使原子处于能量最低的稳定状态，能量越低，越稳定，这个规律称为能量最低原理。 3、洪特规则 三、 原子核外电子的排布 核外电子排布式的书写，是按电子在原子核外各亚层中分布的情况，在亚层符号的右上角注明排列的电子数。 任务三 元素周期律和元素的基本性质 一、 原子的电子结构与元素周期律 元素的性质随着核电荷的递增而呈现周期性的变化，这个规律称作元素周期律（又称为元素周期系）。它是1869年由俄国化学家门捷列夫发现的。元素周期律是原子的电子构型随着核电荷的递增而呈现周期性变化的反映。元素周期表就是元素周期律的表现形式。 （一） 周期 周期表共有七行，分别为第一至第七周期。能级组是元素划为周期的本质原因。每一能级组对应于一个周期。元素所在的周期数等于该元素原子的电子层数。各能级组中轨道所容纳的电子总数和相应周期包含的元素的数目相等。除未完成的第七周期外，从上到下各周期所包含的元素数目分别为2、8、8、18、18、32。前三个周期为短周期，第四周期以后称为长周期。 （二） 族 周期表中的各元素根据它们的价电子组态和相似的化学性质而划分为一个个纵列，称为族 1、主族 凡包含长、短周期元素的各列，称为主族，在族号罗马字后加“A”表示主族。从ⅠA到ⅧA共8个族，ⅧA族也常被称为0族，是稀有气体，其最外层均已填满，呈稳定结构。主族元素的族序数=元素的最外层电子数=其价电子数。 2、副族 只含有长周期元素的各列，称为副族，在族号罗马字后加“B”表示副族。从ⅠB到ⅦB和Ⅷ共有8个副族。 3、Ⅷ族 它处于周期表的中间，共有三个纵行。它们价层电子的构型是（n－1）d6-10ns0~2，价层电子数是8~10。Ⅷ族多数元素在化学反应中的价数并不等于族数。 （三） 区 1、s区 包括ⅠA和ⅡA族，元素的价层电子构型为ns1-2。 2、p区 包括ⅢA至ⅦA族和0族。氦元素虽然没有p电子，但也归入此区，元素的价层电子构型为ns2np1-6的。 3、d区 4、ds区 5、f区 、二、 元素基本性质的周期性 （一） 原子半径 元素的单质和化合物的物理性质、化学性质和原子半径的大小有关。根据相邻原子间作用力的差异，原子半径分为共价半径、金属半径和范德华半径三类。 原子半径在周期表中的有如下变化规律： ① 同一周期从左到右原子半径逐渐减小，原因是同一周期元素原子的电子层相同，有效核电荷逐渐递增，核对外层电子的引力增强，故原子半径从左到右逐渐减小。主族元素有效核电荷增加比过渡元素显著，所以同一周期主族元素的原子半径减小的幅度较大。 ② 同一主族，从上至下原子的电子层增加，原子半径依次增大。同一副族元素，自上而下原子半径增大幅度较小。第五和第六周期的同族元素间，由于“镧系收缩”的影响，原子半径非常接近。如第五周期锆的半径（145pm）与第六周期铪的半径（144pm）很接近。 （二） 电离能 电离能是指气态原子在基态时失去电子所需的能量，常用使1mol气态原子（或阳离子）失去一个电子所需的能量（kJ·mol-1）表示。 元素的电离能的变化规律如下： ① 同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷越多，原子半径越小，核对外层电子的吸引力越大。因此，每一周期电离能最低的是碱金属，越往右电离能越大。 ② 同一族元素，从上到下，原子半径越大，核对外层电子引力越小，越易失去电子，电离能越小，在每一周期的最后元素——稀有气体原子具有最高的电离能，因为它们有ns2np6的稳定电子层结构。 （三） 电负性 元素的电负性是指元素的原子在分子中对电子吸引能力（或本领）的大小。电负性越小，金属性越强，非金属性越弱。 元素电负性的标度和计算方法很多，泡利根据热力学数据和键能，指定氟的电负性为4.0，相比较求算其他元素的相对电负性数值。 随着原子序数的递增，电负性明显地呈周期性变化。同一周期自左至右，电负性增加（副族元素有些例外）；同族自上至下，电负性依次减小，但副族元素后半部，从上至下电负性略有增加。氟的电负性最大，因而非金属性最强，铯的电负性最小，因而金属性最强。 任务四 化学键 在化学上把分子或晶体中直接相邻原子或离子之间的强烈的相互作用称为化学键。根据结合力的作用物质不同，化学键可分为离子键、共价键和金属键等。 一、 离子键 （一） 离子键的形成 1916年，德国化学家柯色尔根据大量化合物的组成元素都具有稀有气体原子的电子结构的事实，提出当电负性差值较大的两种不同原子相互靠近时，可通过电子转移（得、失电子）形成具有稀有气体稳定的电子结构的阴、阳离子，这些带相反电荷的离子通过静电作用形成了化合物。这种由阴、阳离子通过静电作用形成的化学键称为离子键，由离子键形成的化合物叫离子型化合物。 （二） 离子键的本质和特征 离子键的本质就是阴、阳离子间的静电作用力，其作用力的大小决定于离子所带的电荷与离子间的距离。 ① 由于离子的电荷分布是球形对称的，可以在空间任何方向上等同地与带有相反电荷的离子互相吸引，所以离子键的一个特征是没有方向性。 ② 无论是阴离子，还是阳离子，只要离子周围的空间允许，一个离子可以同时与尽可能多的带相反电荷的离子相互作用，因此离子键的另一个特征是没有饱和性。例如，实验已证实在氯化钠晶体中，每个Na+周围等距离地排列着6个Cl-，同样每个Cl-周围等距离地排列着6个Na+。事实上，除了这些较近距离的异性离子的吸引外，每个离子还受到其他所有带相反电荷的离子的作用，只是相互作用的强弱不同而已。 ③ 形成离子键的重要条件是两个成键的原子的电负性差值必须足够大。一般来说，元素的电负性差值越大，它们之间形成的离子键就越牢固。当A、B两种原子结合成双原子分子AB时，若B的电负性较大，则AB分子的极性是Aδ+Bδ-，即B原子带较多的负电荷，A原子带较多的正电荷。若两原子电负性差值大于1.7时，就可以判断它们之间形成了离子键。键的离子键成分越大，分子的极性越大，因此，电负性差值表征共价键中共用电子对的偏向成分，也是原子形成负离子倾向相对大小的量度。 ④ 离子键的强度通常用晶格能来表示，在标准状态下（298K），将1mol离子晶体转化为气态阳离子和气态阴离子时所需要的能量称为离子晶体的晶格能，用符号U表示。晶格能越大，离子键的强度越大，熔化或破坏离子化合物时所需的能量也就越大，离子化合物的熔点就越高，硬度也越大。 二、 共价键 （一） 现代价键理论 价键理论又称电子配对法，简称VB法。 1、现代价键理论的基本要点 ① 两个原子相互接近时，只有自旋方向相反的未成对电子，才可以配对（原子轨道重叠即电子云发生有效重叠），形成稳定的共价键。若原子中没有未成对电子，一般不能形成稳定的共价键。 ② 一个原子含有几个未成对电子，就能与其他原子的几个自旋方向相反的未成对电子形成共价键。即，两个自旋方向相反的成单电子配对形成共价键后，就不能再与其他原子中的成单电子配对。如H2不能再与H或Cl结合形成H3或H2Cl。 ③ 成键电子所属的原子轨道尽可能最大地重叠，因为成键的原子轨道重叠程度越大，两个原子核间电子出现的概率密度就越大，即核间电子云愈密集，形成的共价键越牢固，称为原子轨道最大重叠原理。 2、共价键的特点 （1） 共价键的饱和性。 （2） 共价键的方向性。 3、共价键的类型 根据原子轨道的重叠方式不同，共价键可分为ó键和л键。 （1） ó键。成键原子轨道沿两核的连线方向，以“头碰头”的方式发生重叠形成的共价键称为ó键。 （2） л键。成键原子轨道沿两核轴线方向，以“肩并肩”的方式发生重叠形成的共价键称为л键 4、键参数 表征共价键特性的物理量称为共价键参数。键参数通常指键能、键长、键角和键的极性等。 （1） 键能。 （2） 键长。 （3） 键角。 （4） 键的极性。 （二） 杂化轨道理论 1、杂化轨道理论要点 ① 在形成分子时，同一原子中能量相近的原子轨道（一般为同一能级组中的轨道）重新组合，形成总数相同新的原子轨道，这一重新组合的过程称为杂化。杂化后所得的新原子轨道就称为杂化轨道。 ② 原子轨道杂化后数目不变，有几个原子轨道参加杂化，就能形成几个杂化轨道。 ③ 杂化后的轨道形态和方向都发生变化，其形状变得一头特别肥大（图29），更有利于原子轨道的重叠，故其成键能力增强；方向改变，有利于成键轨道间夹角变大，斥力减小，分子的能量降低，分子较为稳定。 ④ 原子轨道杂化后，能量趋于平均化，即：杂化前原子轨道的能量有差别，但杂化形成杂化轨道后，其能量基本相同。 2、杂化轨道的类型和分子空间构型 （1） sp杂化。 （2） sp2杂化。 （3） sp3杂化。 （4） 等性杂化与不等性杂化。 任务五 分子间作用力和氢键 一、 分子的极性 由两个相同原子形成的双原子分子，如H2、Cl2、O2等，由于两个原子对共用电子对的吸引力相同即电负性相同，分子中电子云的分布是均匀的，分子中的键是非极性共价键。在整个分子中，正电荷重心与负电荷重心重合，这种分子叫非极性分子。 由两个不同原子形成的分子，如HCl，由于Cl原子的电负性大于H原子，所形成的键是极性共价键，分子中电子云分布不均匀，Cl原子一边显负电，H原子一边显正电，分子中形成了正负两极。整个分子中正电荷重心与负电荷重心不重合，这种分子叫极性分子。 （一） 分子极性的判断方法 在简单双原子分子中，如果是两个相同的原子，由于电负性相同，两原子所形成的化学键为非极性键，这种分子是非极性分子。如果两个原子不相同，其电负性不等，所形成的化学键为极性键，分子中正负电荷中心不重合，这种分子就为极性分子。 对于复杂的多原子分子来说，若组成的原子相同（如S8、P4等），原子间的化学键一定是非极性键，这种分子是非极性分子（O3除外，它有微弱的极性）。如果组成的原子不相同（如CH4、SO2、CO2等），其分子的极性不仅取决于元素的电负性（或键的极性），而且还决定于分子的空间构型，如CO2是非极性分子，SO2是极性分子。 由极性键形成的分子，如果在空间上呈中心对称，这样整个分子中正电荷重心与负电荷重心能重合，键的极性可相互抵消，这样的分子为非极性分子。常见的由极性键形成的非极性分子有以下类型： 直线型的分子，如：CO2、CS2、C2H2、BeCl2等。 正三角形的分子，如：BF3、BCl3、C2H4等。 正四面体结构的分子，如：CH4、SiH4、CCl4、NH+4等。 （二） 偶极矩 我们把电量相等、电性相反、相距一定距离的两个点电荷称为偶极子，简称偶极。分子极性的大小常用分子偶极矩来衡量，偶极矩又称偶极长度，以符号μ表示，其单位为C·m（库仑·米）。偶极距的定义是：μ=q·d（21）式中q为正电荷重心或负电荷重心的电量，d为正、负电荷重心的距离。偶极矩是一个矢量，其方向是从正到负，μ的值可由实验测定。μ=0，分子是非极性分子。μ越大，分子极性越大，反之亦然。 （三） 相似相溶原理 由于分子的极性是否相似对物质的溶解性影响很大，可运用分子的极性推测物质在不同溶剂中的溶解能力，这就是经验规则“相似相溶原理”。相似相溶原理可以理解为“极性分子易溶于极性溶剂中，非极性分子易溶于非极性溶剂中”。 二、 分子间作用力 （一） 分子间作用力的类型 分子间作用力包括取向力、诱导力、色散力三种类型。 1、取向力 当两个极性分子彼此靠近时，由于它们固有偶极存在，同极相斥，异极相吸，使分子发生相对转动，并定向排列。因异极间的静电引力，极性分子相互更加靠近，这种极性分子间的定向吸引作用，称为取向力。 2、诱导力 当极性分子与非极性分子靠近时，在极性分子的电场作用下，使非极性分子正电荷重心和负电荷重心彼此分离，导致分子变形。这种在外电场作用下，分子发生变形的现象称为分子极化。由于极化作用产生的偶极称为诱导偶极。诱导偶极与固有偶极间的作用力，称为诱导力。 3、色散力 当非极性分子相互接近时，由于分子中电子的不断运动和原子核的不断振动，使分子内的正负电荷重心瞬时不重合而产生的偶极，称为瞬时偶极。瞬时偶极又诱导邻近分子产生瞬时偶极，于是产生了分子间的相互作用力，这种瞬时偶极所引起的分子间的极化作用力，称为色散力。 （二） 分子间作用力对物质物理性质的影响 分子间作用力主要影响熔点、沸点、汽化热、熔化热。物质分子间力越大，汽化热、熔化热越大，熔点、沸点越高。 一般来说，结构相似的同系列物质（如X2）相对分子质量越大，分子变形性也越大，色散力越大，分子间力越强，物质的熔点、沸点也就越高。 相对分子质量相等或近似（如H3PO4、H2SO4），而体积大的有较大变形性，则熔点、沸点相对较高。 极性小的分子（如聚乙烯、聚异丁烯等），诱导力小，分子间力小，硬度不大，含有极性基团的有机玻璃等物质，因分子极性大，诱导力越强，分子间力较大，具有一定的硬度。 三、 氢键 形成氢键必须具备两个条件：一是分子中有H原子，且与电负性很大、原子半径小的元素（如F、O、N等）形成共价键；二是分子中电负性很大、半径小的原子带有孤对电子。 氢键与共价键相似，也具有方向性和饱和性。方向性是以H原子为中心的3个原子X—H···Y尽可能在一条直线上；饱和性是X—H键的H原子只能与一个Y形成1个氢键，而不能再与第二个Y形成第二个氢键。也有人将氢键看作是较强的、有方向性和饱和性的范德华力。 氢键可分为分子间氢键和分子内氢键两类。 氢键的存在具有重要意义： ① 与生命有机体密切相关的物质如蛋白质、核酸、糖等分子中都存在氢键，从某种意义上来说，氢键在决定蛋白质和核酸等物质的分子结构和生物功能方面都起着极为重要的作用。 ② 正是由于氢键的存在，使得水在通常情况下保持液态，使得生命得以产生，没有氢键就没有液态水，就没有生命。 1．教学以学生学习教材的基本内容为主，系统全面地学习产业经济学基础的基本内容。 2．通过案例为学生讲解产业经济学基础的素质要求和培训要点。 3．整个教学过程中，各教学点可根据实际情况，进行拓展知识的讲解。
讨论题、思考题： 围绕本章主题做情景模拟训练，以增强理解，加深印象。可以参考教材、资料包、或者其他案例。
作业： 完成项目检测。

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