醫(yī)用化學(xué)-授課教案:第四章原子結(jié)構(gòu)和分子結(jié)構(gòu)

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醫(yī)用化學(xué):授課教案第四章原子結(jié)構(gòu)和分子結(jié)構(gòu):南方醫(yī)科大學(xué)教案首頁授課題目第四章原子結(jié)構(gòu)和分子結(jié)構(gòu)授課形式理論課授課時間授課學(xué)時4教學(xué)目的與要求1、了解核外電子運動的特征，分子軌道理論。2、熟悉雜化軌道理論的基本要點。3、掌握核外電子的排布規(guī)律，現(xiàn)代價鍵理論，分子間作用力�；緝�(nèi)容

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授課題目	_第四章_{原子結(jié)構(gòu)和分子結(jié)構(gòu)}	授課形式	理論課
授課時間		授課學(xué)時	4
教學(xué)目的與要求	1、了解核外電子運動的特征，分子軌道理論。 2、熟悉雜化軌道理論的基本要點。 3、掌握核外電子的排布規(guī)律，現(xiàn)代價鍵理論，分子間作用力。
基本內(nèi)容	（一)原子結(jié)構(gòu) （二)元素的電負(fù)性（三)分子結(jié)構(gòu) （四)分子間作用力
重點難點	重點： 1. 核外電子的排布規(guī)律 2. 現(xiàn)代價鍵理論，分子間作用力難點：現(xiàn)代價鍵理論
主要教學(xué) 媒體	多媒體
主要外語詞匯	atomic structure；ground state；excited state；uncertainly principle；atomic orbital；screening effect；effective nuclear charge；penetration effect；Parli exclusion principle；lowest energy principle；peridic law of elements；electronegativity。
有關(guān)本內(nèi)容的新進展
主要參考資料或相關(guān)網(wǎng)站	《醫(yī)用化學(xué)》化學(xué)工業(yè)出版社《醫(yī)用化學(xué)學(xué)習(xí)指導(dǎo)及習(xí)題解答》第四軍醫(yī)大學(xué)出版社http://ce.sysu.edu。cn/ChemEdu/Echemi/elaborate/wujihuaxue/ http://www.sxmu.edu。cn/jingpin/wujihuaxue/lx.htm
系、教研室審查意見
課后體會

教學(xué) 過程

教學(xué)內(nèi)容

時間分配和

媒體選擇

第四章原子結(jié)構(gòu)和分子結(jié)構(gòu)

第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu)

前言：原子的組成；化學(xué)變化中的原子；原子結(jié)構(gòu)討論的主要問題。

一、核外電子運動的特征

原子結(jié)構(gòu)理論的發(fā)展概況。

電子等實物微粒的運動的波粒二象性（電子衍射)；

1、波函數(shù)與原子軌道

2、電子云

3、電子云界面圖

二、四個量子數(shù)及其無力意義

(1) 主量子數(shù)n

取值，意義。

電子層及其符號：

(2) 角量子數(shù)l

取值，意義。

亞層及光譜符號：

(3) 磁量子數(shù)m

取值，意義。

等價軌道或簡并軌道：

(4)自旋量子數(shù)m_s

取值，意義。

總結(jié)：四個量子數(shù)確定之后，電子在核外空間的運動狀態(tài)也就確定了。

三、核外電子的排布規(guī)律

1、鮑里不相容原理

每一軌道最多容納兩個電子，每一電子層最多容納2n²個電子。

2、能量最低原理

強調(diào)基態(tài)；給出單電子和多電子原子軌道能級圖（附帶n+0.7l規(guī)則)。

多電子原子軌道能級規(guī)律：

① 當(dāng)n相同，l不同時，軌道的能量次序為s＜p＜d＜f。例如，E_3s＜E_3p＜E_3d。

② 當(dāng)n不同，l相同時，n愈大，各相應(yīng)的軌道能量愈高。例如，E_2s＜E_3s＜E_4s。

③ 當(dāng)n和l都不相同時，軌道能量有交錯現(xiàn)象。即(n-1)d軌道能量大于ns軌道的能量。在同一周期中，各元素隨著原子序數(shù)遞增，核外電子的填充次序為：ns，（n-l)d，np。

若干原子電子排布舉例：（注意排布式書寫格式)

3、洪特規(guī)則

內(nèi)容、例、電子排布的軌道表示式。

應(yīng)該指出，核外電子排布的原理是從大量事實中概括出來的一般規(guī)律，絕大多數(shù)原子核外電子的實際排布與這些原理是一致的。但是隨著原子序數(shù)的增大，核外電子排布變得復(fù)雜，用核外電子排布的原理不能滿意地解釋某些實驗事實。

四、元素的電負(fù)性

元素的原子在分子中吸引電子的能力叫元素的電負(fù)性。元素的電負(fù)性愈大，表示該元素原子吸引電子的能力愈大，生成陰離子的傾向愈大。反之，吸引電子的能力愈小，生成單位陽離子的傾向愈大。

元素的電負(fù)性是相對值，沒有單位。通常規(guī)定氟的電負(fù)性為4.0(或鋰為1.0)，計算出其他元素的電負(fù)性數(shù)值。

同一周期內(nèi)從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同一主族內(nèi)從上至下電負(fù)性減小。

在副族中，電負(fù)性變化不規(guī)則。

在所有元素中，氟的電負(fù)性(4.0)最大，非金屬性最強，鈁的電負(fù)性(0.7)最小，金屬性最強。一般金屬元素的電負(fù)性小于2.0，非金屬元素的電負(fù)性大于2.0，但兩者之間沒有嚴(yán)格的界限，不能把電負(fù)性2.0作為劃分金屬和非金屬的絕對標(biāo)準(zhǔn)。

元素電負(fù)性的大小，不僅能說明元素的金屬性和非金屬性，而且對討論和理解化學(xué)鍵的類型、元素的氧化數(shù)和分子的極性等都非常有用。

本次課小結(jié)。

第二節(jié) 分子結(jié)構(gòu)

所謂分子結(jié)構(gòu)（molecular structure)通常包括下面一些內(nèi)容：分子中直接相鄰的原子間的強相互作用力，即化學(xué)鍵問題；分子的空間構(gòu)型問題；分子之間還有一種弱的相互作用力，即分子間力問題；此外分子間或分子內(nèi)的一些原子間還可能形成氫鍵。