Молекула химия. Что такое атом и молекула? Квантохимическая теория химического строения

Молекулы с мультиплетностью , отличной от единицы (то есть с неспаренными электронами и ненасыщенными валентностями) - радикалами .

Молекулы относительно высокой молекулярной массы , состоящие из повторяющихся низкомолекулярных фрагментов, называются макромолекулами .

С точки зрения квантовой механики молекула представляет собой систему не из атомов, а из электронов и атомных ядер, взаимодействующих между собой.

Особенности строения молекул определяют физические свойства вещества , состоящего из этих молекул.

К веществам, сохраняющим молекулярную структуру в твёрдом состоянии, относятся, например, вода, оксид углерода (IV), многие органические вещества. Они характеризуются низкими температурами плавления и кипения. Большинство же твёрдых (кристаллических) неорганических веществ состоят не из молекул, а из других частиц (ионов, атомов) и существуют в виде макротел (кристалл хлорида натрия, кусок меди и т. д.).

Состав молекул сложных веществ выражается при помощи химических формул .

Энциклопедичный YouTube

1 / 5

✪ Молекула. Атом. Вещество

✪ Видеоурок "Объяснение электрических явлений"

✪ Строение атома. Объяснение электрических явлений | Физика 8 класс #10 | Инфоурок

✪ Урок 151. Средняя кинетическая энергия молекул многоатомного газа

✪ Что такое атом?

Субтитры

История

На международном съезде химиков в Карлсруэ в 1860 году были приняты определения понятий молекулы и атома. Молекула была определена как наименьшая частица химического вещества, обладающая всеми его химическими свойствами.

Классическая теория химического строения

В классической теории химического строения молекула рассматривается как наименьшая стабильная частица вещества, обладающая всеми его химическими свойствами.

Молекула данного вещества имеет постоянный состав, то есть одинаковое количество атомов, объединённых химическими связями , при этом химическая индивидуальность молекулы определяется именно совокупностью и конфигурацией химических связей, то есть валентными взаимодействиями между входящими в её состав атомами, обеспечивающими её стабильность и основные свойства в достаточно широком диапазоне внешних условий. Невалентные взаимодействия (например, водородные связи), которые зачастую могут существенно влиять на свойства молекул и вещества, образуемого ими, в качестве критерия индивидуальности молекулы не учитываются.

Центральным положением классической теории является положение о химической связи, при этом допускается наличие не только двухцентровых связей, объединяющих пары атомов, но и наличие многоцентровых (обычно трёхцентровых, иногда - четырёхцентровых) связей с «мостиковыми» атомами - как, например, мостиковых атомов водорода в боранах , природа химической связи в классической теории не рассматривается - учитываются лишь такие интегральные характеристики, как валентные углы , диэдральные углы (углы между плоскостями, образованными тройками ядер), длины связей и их энергии .

Таким образом, молекула в классической теории представляется динамической системой, в которой атомы рассматриваются как материальные точки и в которой атомы и связанные группы атомов могут совершать механические вращательные и колебательные движения относительно некоторой равновесной ядерной конфигурации, соответствующей минимуму энергии молекулы и рассматривается как система гармонических осцилляторов .

Молекула состоит из атомов, а если точнее, то из атомных ядер, окруженных определенным числом внутренних электронов, и внешних валентных электронов, образующих химические связи. Внутренние электроны атомов обычно не участвуют в образовании химических связей. Состав и строение молекул вещества не зависят от способа его получения.

Атомы объединяются в молекуле в большинстве случаев с помощью химических связей. Как правило, такая связь образуется одной, двумя или тремя парами электронов, находящихся в совместном владении двух атомов, образуя общее электронное облако, форма которого описывается типом гибридизации. Молекула может иметь положительно и отрицательно заряженные атомы (ионы).

Состав молекулы передается химическими формулами. Эмпирическая формула устанавливается на основе атомного соотношения элементов вещества и молекулярной массы .

Геометрическая структура молекулы определяется равновесным расположением атомных ядер. Энергия взаимодействия атомов зависит от расстояния между ядрами. На очень больших расстояниях эта энергия равна нулю. Если при сближении атомов образуется химическая связь, то атомы сильно притягиваются друг к другу (слабое притяжение наблюдается и без образования химической связи), при дальнейшем сближении начинают действовать электростатические силы отталкивания атомных ядер. Препятствием к сильному сближению атомов является также невозможность совмещения их внутренних электронных оболочек.

Каждому атому в определенном валентном состоянии в молекуле можно приписать определенный атомный, или ковалентный радиус (в случае ионной связи - ионный радиус), который характеризует размеры электронной оболочки атома (иона) образующего химическую связь в молекуле. Размер электронной оболочки молекулы, является условной величиной. Существует вероятность (хотя и очень малая) найти электроны молекулы и на большем расстоянии от её атомного ядра. Практические размеры молекулы определяются равновесным расстоянием, на которое они могут быть сближены при плотной упаковке молекул в молекулярном кристалле и в жидкости . На больших расстояниях молекулы притягиваются друг к другу, на меньших - отталкиваются. Размеры молекулы можно найти с помощью рентгеноструктурного анализа молекулярных кристаллов. Порядок величины этих размеров может быть определен из коэффициентов диффузии, теплопроводности и вязкости газов и с плотности вещества в конденсированном состоянии. Расстояние, на которое могут сблизиться валентно не связанные атомы одного и того же или разных молекул, может быть охарактеризована средними значениями так называемых ван дер ваальсовых радиусов (Ǻ).

Радиус Ван-дер-Ваальса существенно превышает ковалентный. Зная величины ван дер ваальсовых, ковалентных и ионных радиусов, можно построить наглядные модели молекул, которые бы отражали форму и размеры их электронных оболочек.

Ковалентные химические связи в молекуле расположены под определенными углами, которые зависят от состояния гибридизации атомных орбиталей. Так, для молекул насыщенных органических соединений характерно тетраэдральное (четырехгранное) расположение связей, образуемых атомом углерода, для молекул с двойной связью (С = С) - плоское расположение атомов углерода, для молекул соединений с тройной связью (С º С) - линейное расположение связей. Таким образом, многоатомная молекула имеет определенную конфигурацию в пространстве, то есть определенную геометрию расположения связей, которая не может быть изменена без их разрыва. Молекула характеризуется той или иной симметрией расположения атомов. Если молекула не имеет плоскости и центра симметрии, то она может существовать в двух конфигурациях, которые представляют собой зеркальные отражения друг друга (зеркальные антиподы, или стереоизомеры). Все важнейшие биологические функциональные вещества в живой природе существуют в форме одного определенного стереоизомера.

Квантохимическая теория химического строения

В квантохимической теории химического строения основными параметрами, определяющими индивидуальность молекулы, является её электронная и пространственная (стереохимическая) конфигурации. При этом в качестве электронной конфигурации, определяющей свойства молекулы принимается конфигурация с наинизшей энергией, то есть основное энергетическое состояние.

Представление структуры молекул

Молекулы состоят из электронов и атомных ядер, расположение последних в молекуле передаёт структурная формула (для передачи состава используется т. н. брутто-формула). Молекулы белков и некоторых искусственно синтезированных соединений могут содержать сотни тысяч атомов. Отдельно рассматриваются макромолекулы полимеров.

Молекулы являются объектом изучения теории строения молекул, квантовой химии , аппарат которых активно использует достижения квантовой физики , в том числе релятивистских её разделов. Также в настоящее время развивается такая область химии, как молекулярный дизайн. Для определения строения молекул конкретного вещества современная наука располагает колоссальным набором средств: электронная спектроскопия , колебательная спектроскопия , ядерный магнитный резонанс и электронный парамагнитный резонанс и многие другие, но единственными прямыми методами в настоящее время являются дифракционные методы, как то: рентгеноструктурный анализ и дифракция нейтронов .

Взаимодействие атомов при образовании молекулы

Природа химических связей в молекуле оставалась загадкой до создания квантовой механики - классическая физика не могла объяснить насыщаемость и направленность валентных связей. Основы теории химической связи были заложены в 1927 году Гайтлером и Лондоном на примере простейшей молекулы Н 2 . Позже, теория и методы расчетов были значительно усовершенствованы.

Химические связи в молекулах подавляющего большинства органических соединений является ковалентными. Среди неорганических соединений существуют ионные и донорно-акцепторные связи, которые реализуются в результате обобществления пары электронов атома. Энергия образования молекулы из атомов во многих рядах подобных соединений приближенно аддитивна. То есть можно считать, что энергия молекулы - это сумма энергий её связей, имеющих постоянные значения в таких рядах.

Аддитивность энергии молекулы выполняется не всегда. Примером нарушения аддитивности являются плоские молекулы органических соединений с так называемыми сопряженными связями, то есть с кратными связями, которые чередуются с единичными. Сильная делокализация p-состояний электронов приводит к стабилизации молекулы. Выравнивание электронной плотности вследствие коллективизации p-состояний электронов по связям выражается в укорочении двойных связей и удлинении одинарных. В правильном шестиугольнике межуглеродных связей бензола все связи одинаковы и имеют длину, среднюю между длиной одинарной и двойной связи. Сопряжение связей ярко проявляется в молекулярных спектрах. Современная квантовомеханическая теория химических связей учитывает делокализации не только p-, но и s-состояний электронов, которая наблюдается в любых молекулах.

В подавляющем большинстве случаев суммарный спин валентных электронов в молекуле равен нулю. Молекулы, содержащие неспаренные электроны - свободные радикалы (например, атомный водород Н, метил ·CH 3), обычно неустойчивы, поскольку при их взаимодействии друг с другом происходит значительное снижение энергии вследствие образования ковалентных связей .

Межмолекулярное взаимодействие

Спектры и строение молекул

Электрические, оптические, магнитные и другие свойства молекул связаны с волновыми функциями и энергиями различных состояний молекул. Информацию о состояниях молекул и вероятности перехода между ними дают молекулярные спектры.

Частоты колебаний в спектрах определяются массами атомов, их расположением и динамикой межатомных взаимодействий. Частоты в спектрах зависят от моментов инерции молекул, определение которых с спектроскопических данных позволяет получить точные значения межатомных расстояний в молекуле. Общее число линий и полос в колебательном спектре молекулы зависит от её симметрии.

Электронные переходы в молекулах характеризуют структуру их электронных оболочек и состояние химических связей . Спектры молекул, которые имеют большее количество связей, характеризуются длинноволновыми полосами поглощения, попадающими в видимую область. Вещества, которые построены из таких молекул, характеризуются окраской; к таким веществам относятся все органические красители.

Молекулы в химии, физике и биологии

Понятие молекулы является основным для химии, и большей частью сведений о строении и функциональность молекул наука обязана химическим исследованиям. Химия определяет строение молекул на основе химических реакций и, наоборот, на основе строения молекулы, определяет каким будет ход реакций.

Строением и свойствами молекулы определяются физические явления, которые изучаются молекулярной физикой. В физике понятие молекулы используется для объяснения свойств газов, жидкостей и твёрдых тел. Подвижностью молекул определяется способность вещества к диффузии , её вязкость, теплопроводность и т. д. Первое прямое экспериментальное доказательство существования молекул было получено французским физиком Жаном Перреном в 1906 году при изучении броуновского движения .

Поскольку все живые организмы существуют на основе тонко сбалансированного химического и нехимического взаимодействия между молекулами, изучение строения и свойств молекул имеет фундаментальное значение для биологии и естествознания в целом.

Развитие биологии, химии и молекулярной физики привели к возникновению молекулярной биологии , которая исследует основные явления жизни, исходя из строения и свойств биологически функциональных молекул.

Молекулой называют наименьшую частицу вещества, обладающую его химическими свойствами.

Молекула состоит из атомов, а точнее, из атомных ядер, окруженных внутренними электронами, тогда как внешние, валентные электроны участвуют в образовании химических связей.

А, например, в случае инертных газов понятия атома и молекулы совпадают.

Каждая молекула имеет определенный качественный и количественный состав. Так, молекула воды состоит из атомов водорода и кислорода (качественный состав), причем в ней содержится один атом кислорода и два атома водорода (количественный состав). Иногда количественный состав молекул выражают в процентах (по массе): в Н2O-11,1% водорода и 88,9% кислорода.

Кроме состава молекулы характеризуются определенной структурой или строением. Часто термины «структура» и «строение» отождествляют, иногда же их различают, говоря о «ядерной структуре» и «электронном строении» молекул. Но в любом случае необходимо четко оговаривать, о чем идет речь: о взаимном расположении и перемещении атомных ядер или же о распределении электронной плотности.

Атомы в молекулах связаны в определенном порядке. Так, в молекуле аммиака NH3 каждый атом водорода соединен одной ковалентной связью с атомом азота; между самими водородными атомами химическая связь отсутствует (последнее, правда, не означает, что между химически несвязанными атомами отсутствует вообще всякое взаимодействие (см. Химическая связь). Наличие связей между одними атомами и отсутствие их между другими изображают в виде так называемых графических, или структурных, формул.

В последнее время в химической литературе все чаще употребляют термин «топология молекул». Топология - это раздел математики, изучающий свойства тел, не зависящие от их формы и размеров. Эти свойства называют неметрическими. Молекулы обладают как метрическими свойствами (длины химических связей, углы между ними и др.), так и неметрическими (молекула может быть циклической, скажем бензол, или нециклической, я-бутан; иметь центральный атом, окруженный лигандами,- PCl5, или представлять собой как бы «клетку» и т. д.). Под топологией молекулы понимают совокупность ее неметрических свойств.

Топология молекулярных систем тесно связана с их свойствами. Например, молекулы этанола и ди-метилового эфира топологически различны, что позволяет понять разницу в некоторых свойствах этих соединений (этанол может давать реакции с участием группы ОН и водорода этой группы, эфир - нет и т. д.). Но свойства молекул зависят не только от их топологии, но и от других факторов (геометрии молекулы, распределения электронной плотности в ней и др., см. Стереохимия).

В последние годы внимание ученых привлек новый класс молекулярных систем - так называемые нежесткие молекулы. Как известно, ядра в молекулах движутся. В силу резкого различия в массах ядер и электронов ядерные движения (колебания) происходят намного медленнее электронных, поэтому можно считать, что электроны в молекулах движутся в поле неподвижных атомных ядер. Конечно, такое допущение является приближением, которое называется адиабатическим. Для многих молекул, где ядра совершают небольшие по амплитуде колебания около определенных положений в пространстве, адиабатическое приближение вполне приемлемо. Такие молекулы называют структурно-жесткими, например СН4, Н2O и т. д. Однако есть молекулы, их называют нежесткими, в которых ядра совершают значительные перемещения. В подобных случаях понятие о неизменной равновесной геометрии молекулы теряет смысл. Например, в борогидриде лития LiBH4 катион Li+ как бы обращается вокруг аниона ВН4 (см. рис. на с. 146, в середине, справа). Разумеется, чтобы ион Li+ смог начать подобное «путешествие», молекула должна получить определенную энергию. Для нежестких молекул эта энергия невелика: для LiBH4 она составляет около 16 кДж/моль, т. е. во много раз меньше энергии химической связи. Другим примером нежесткой молекулы может служить аммиак NH3. Возвращаясь к «обычным», жестким молекулам, следует отметить, что при одном и том же составе они могут иметь различную топологию и геометрию, т. е. давать разного типа изомеры (см. Изомерия; Таутомерия).

Структура и даже состав молекул могут изменяться при изменении агрегатного состояния вещества и внешних условий, главным образом температуры и давления. Например, в газообразном оксиде азота (V) существуют отдельные молекулы N2O5, тогда как в твердом состоянии в узлах кристаллической решетки этого оксида находятся ионы NO2+ и NO3 , т. е. можно сказать, что твердый N2O5 - это соль - нитрат нитрония.

В твердом теле молекулы могут сохранять или не сохранять свою индивидуальность. Так, большинство органических соединений образуют молекулярные кристаллы, в узлах решеток которых находятся молекулы, связанные друг с другом относительно слабыми межмолекулярными взаимодействиями. В ионных (например, NaCl) и атомных (алмаз, графит) кристаллах нет отдельных молекул, и весь кристалл - это как бы одна гигантская молекула. Правда, в последнее время в теории твердого тела начали широко использовать молекулярные модели, однако это потребовало некоторого пересмотра понятия элементарной ячейки кристалла (см. Кристаллохимия).

Изучение строения и свойств молекул имеет фундаментальное значение для естествознания в целом.

Когда два или более атома вступают в химические связи друг с другом, возникают молекулы. При этом не имеет значения, являются ли эти атомы одинаковыми или они вовсе отличаются друг от друга как по форме, так и по своему размеру. Мы с вами разберемся, какова величина молекул и от чего это зависит.

Что такое молекулы?

На протяжении тысячелетий ученые размышляли о тайне жизни, о том, что именно происходит при ее зарождении. Согласно самым древним культурам, жизнь и все-все в этом мире состоит из основных элементов природы - земли, воздуха, ветра, воды и огня. Однако со временем многие философы начали выдвигать идею, что все вещи состоят из крошечных, неделимых вещей, которые не могут быть созданы и уничтожены.

Однако только после появления атомной теории и современной химии ученые начали постулировать, что частицы, взятые в совокупности, породили основные строительные блоки всех вещей. Так появился термин, который в контексте современной теории частиц относится к мельчайшим единицам массы.

По своему классическому определению, молекула - это наименьшая частица вещества, которая помогает сохранять его химические и физические свойства. Она состоит из двух или более атомов, а также групп одинаковых или разных атомов, удерживаемых вместе химическими силами.

Какова величина молекул? В 5 классе природоведение (школьный предмет) дает лишь общее представление о размерах и формах, более подробно этот вопрос изучается в старших классах на уроках химии.

Примеры молекул

Молекулы могут быть простыми или сложными. Вот некоторые примеры:

• H 2 O (вода);
• N 2 (азот);
• O 3 (озон);
• CaO (оксид кальция);
• C 6 H 12 O 6 (глюкоза).

Молекулы, состоящие из двух или более элементов, называются соединениями. Так, вода, оксид кальция и глюкоза являются составными. Не все соединения являются молекулами, но все молекулы являются соединениями. Насколько большими они могут быть? Какова величина молекулы? Известен тот факт, что почти все вокруг нас состоит из атомов (кроме света и звука). Их общий вес и будет составлять массу молекулы.

Молекулярная масса

Говоря о том, какова величина молекул, большинство ученых отталкиваются от молекулярной массы. Это общий вес всех входящих в нее атомов:

• Вода, состоящая из двух атомов водорода (имеющих по одной единице атомной массы) и одного атома кислорода (16 единиц атомной массы), имеет молекулярный вес 18 (точнее, 18,01528).
• Глюкоза имеет молекулярную массу 180.
• ДНК, которая является очень длинной, может иметь молекулярную массу, которая составляет около 1010 (приблизительный вес одной человеческой хромосомы).

Измерение в нанометрах

В дополнение к массе мы также можем измерить, какова величина молекул в нанометрах. Единица воды составляет около 0,27 Нм в поперечнике. ДНК достигает 2 Нм в поперечнике и может растягиваться до нескольких метров в длину. Трудно себе представить, как такие размеры могут умещаться в одной клетке. Соотношение длины и толщины ДНК удивительно. Оно составляет 1/100 000 000, это как человеческий волос с длиной в футбольное поле.

Формы и размеры

Какова величина молекул? Они бывают разных форм и размеров. Вода и углекислый газ при этом являются одними из самых маленьких, белки - одними из самых больших. Молекулы - это элементы, состоящие из атомов, которые связаны друг с другом. Понимание внешнего вида молекул традиционно является частью химии. Помимо их непостижимо странного химического поведения, одной из важных характеристик молекул является их размер.

Где может быть особенно полезным знание о том, какова величина молекул? Ответ на этот и многие другие вопросы помогает в сфере нанотехнологий, так как концепция нанороботов и интеллектуальных материалов обязательно имеет дело с эффектами молекулярных размеров и форм.

Какова величина молекул?

В 5 классе природоведение по этой теме дает только общую информацию, что все молекулы состоят из атомов, которые находятся в постоянном беспорядочном движении. В старших классах можно уже увидеть структурные формулы в учебниках химии, которые напоминают действительную форму молекул. Однако невозможно измерить их длину с помощью обычной линейки, а чтобы это сделать, нужно знать, что молекулы представляют собой трехмерные объекты. Их изображение на бумаге является проекцией на двумерную плоскость. Длина молекулы изменяется с помощью связей длин ее углов. Существуют три основных:

• Угол тетраэдра 109°, когда все связи этого атома со всеми другими атомами являются одинарными (только одно тире).
• Угол шестиугольника 120°, когда один атом имеет одну двойную связь с другим атомом.
• Угол линии 180°, когда атом имеет либо две двойные связи, либо одну тройную с другим атомом.

Реальные углы часто отличаются от этих углов, так как необходимо учитывать целый ряд разнообразных эффектов, в том числе электростатические взаимодействия.

Как представить себе размер молекул: примеры

Какова величина молекул? В 5 классе ответы на этот вопрос, как мы уже говорили, носят общий характер. Школьники знают, что размер названных соединений очень маленький. Вот, например, если превратить молекулу песка в одной единственной песчинке в целую песчинку, то под получившейся массой можно было бы спрятать дом в пять этажей. Какова величина молекул? Краткий ответ, которой также является и более научным, имеет следующий вид.

Молекулярная масса приравнивается к отношению массы всего вещества к количеству молекул в веществе или отношению молярной массы к постоянной Авогадро. Единицей измерения является килограмм. В среднем молекулярная масса составляет 10 -23 -10 -26 кг. Возьмем, например, воду. Ее молекулярная масса будет 3 х 10 -26 кг.

Как размер молекулы влияет на силы притяжения?

Ответственной за притяжение между молекулами является электромагнитная сила, которая проявляется через притяжение противоположных и отталкивание подобных зарядов. Электростатическая сила, которая существует между противоположными зарядами, доминирует во взаимодействиях между атомами и между молекулами. Гравитационная сила настолько мала в этом случае, что ею можно пренебречь.

При этом размер молекулы влияет на силу притяжения через электронное облако случайных искажений, возникающих при распределении электронов молекулы. В случае неполярных частиц, проявляющих только слабые ван-дер-ваальсовые взаимодействия или дисперсионные силы, размер молекул оказывает прямое влияние на величину электронного облака, окружающего указанную молекулу. Чем она больше, тем больше и заряженное поле, которое ее окружает.

Большее электронное облако означает, что между соседними молекулами может происходить больше электронных взаимодействий. В результате одна часть молекулы развивает временный положительный частичный заряд, а другая - отрицательный. Когда это происходит, молекула может поляризовать электронное облако у соседней. Притяжение происходит потому, что частичная положительная сторона одной молекулы притягивается к частичной отрицательной стороне другой.

Заключение

Итак, какова величина молекул? В природоведении, как мы выяснили, можно найти лишь образное представление о массе и размерах этих мельчайших частиц. Но мы знаем, что есть простые и сложные соединения. И ко вторым можно отнести такое понятие, как макромолекула. Это очень большая единица, например белок, которая обычно создается путем полимеризации меньших субъединиц (мономеров). Они обычно состоят из тысяч атомов или более.

Содержание статьи

МОЛЕКУЛ СТРОЕНИЕ (молекулярная структура), взаимное расположение атомов в молекулах. В ходе химических реакций происходит перегруппировка атомов в молекулах реагентов и образуются новые соединения. Поэтому одна из фундаментальных химических проблем состоит в выяснении расположения атомов в исходных соединениях и характера изменений при образовании из них других соединений.

Первые представления о структуре молекул основывались на анализе химического поведения вещества. Эти представления усложнялись по мере накопления знаний о химических свойствах веществ. Применение основных законов химии позволяло определить число и тип атомов, из которых состоит молекула данного соединения; эта информация содержится в химической формуле. Со временем химики осознали, что одной химической формулы недостаточно для точной характеристики молекулы, поскольку существуют молекулы-изомеры, имеющие одинаковые химические формулы, но разные свойства. Этот факт навел ученых на мысль, что атомы в молекуле должны иметь определенную топологию, стабилизируемую связями между ними. Впервые эту идею высказал в 1858 немецкий химик Ф.Кекуле. Согласно его представлениям, молекулу можно изобразить с помощью структурной формулы, в которой указаны не только сами атомы, но и связи между ними. Межатомные связи должны также соответствовать пространственному расположению атомов. Этапы развития представлений о строении молекулы метана отражены на рис. 1. Современным данным отвечает структура г : молекула имеет форму правильного тетраэдра, в центре которого находится атом углерода, а в вершинах – атомы водорода.

Подобные исследования, однако, ничего не говорили о размерах молекул. Эта информация стала доступна лишь с разработкой соответствующих физических методов. Наиболее важным из них оказалась рентгеновская дифракция. Из картин рассеяния рентгеновских лучей на кристаллах появилась возможность определять точное положение атомов в кристалле, а для молекулярных кристаллов удалось локализовать атомы в отдельной молекуле. Среди других методов можно отметить дифракцию электронов при прохождении их через газы или пары и анализ вращательных спектров молекул.

Вся эта информация дает только общее представление о структуре молекулы. Природу химических связей позволяет исследовать современная квантовая теория. И хотя с достаточно высокой точностью молекулярную структуру рассчитать пока не удается, все известные данные о химических связях можно объяснить. Было даже предсказано существование новых типов химических связей.

Простая ковалентная связь.

Молекула водорода Н 2 состоит из двух идентичных атомов. По данным физических измерений длина связи – расстояние между ядрами атомов водорода (протонами) – составляет 0,70 Å (1 Å = 10 –8 см), что отвечает радиусу атома водорода в основном состоянии, т.е. в состоянии с минимальной энергией. Образование связи между атомами можно объяснить лишь в предположении, что их электроны локализуются в основном между ядрами, образуя облако отрицательно заряженных связывающих частиц и удерживая вместе положительно заряженные протоны.

Рассмотрим два водородных атома в основном состоянии, т.е. состоянии, в котором их электроны находятся на 1s -орбитали. Каждый из этих электронов можно рассматривать как волну, а орбиталь – как стоячую волну. При сближении атомов орбитали начинают перекрываться (рис. 2), и, как в случае обычных волн, возникает интерференция – наложение волн (волновых функций) в области перекрывания. Если знаки волновых функций противоположны, то при интерференции волны уничтожают друг друга (деструктивная интерференция), а если одинаковы, то происходит их сложение (конструктивная интерференция). При сближении атомов водорода возможны два исхода в зависимости от того, находятся ли волновые функции в фазе (рис. 2,а ) или в противофазе (рис. 2,б ). В первом случае произойдет конструктивная интерференция, во втором – деструктивная, при этом появятся две молекулярные орбитали; для одной из них характерна высокая плотность в области между ядрами (рис. 2,в ), для другой – низкая (рис. 2,г ) – фактически узел с нулевой амплитудой, разделяющей ядра.

Таким образом, при сближении атомов водорода и их взаимодействии 1s -орбитали образуют две молекулярные орбитали, а два электрона должны заполнить какую-то одну из них. Электроны в атомах всегда стремятся занять наиболее устойчивое положение – то, в котором их энергия минимальна. Для орбитали, показанной на рис. 2,в , характерна высокая плотность в области между ядрами, и каждый электрон, занявший эту орбиталь, будет бóльшую часть времени находиться вблизи положительно заряженных ядер, т.е. его потенциальная энергия будет мала. Напротив, у орбитали, показанной на рис. 2,г , максимальная плотность имеет место в областях, расположенных слева и справа от ядер, и энергия электронов, находящихся на этой орбитали, будет велика. Итак, электроны обладают меньшей энергией, когда они занимают орбиталь в , причем эта энергия даже меньше той, которая была бы у них при бесконечном удалении атомов друг от друга. Поскольку в данном случае имеются только два электрона, оба они могут занимать более выгодную с энергетической точки зрения орбиталь, если их спины антипараллельны (принцип Паули). Поэтому энергия системы, состоящей из двух атомов водорода, при сближении атомов уменьшается, и чтобы затем удалить атомы друг от друга, потребуется энергия, равная энергии образования стабильной молекулы водорода Н 2 . Заметим, что необходимым условием существования молекулы водорода является преимущественная локализация электронов между ядрами в соответствии с тем, что мы уже говорили выше. Молекулярную орбиталь в называют связывающей, а орбиталь г – разрыхляющей.

Рассмотрим теперь сближение двух атомов гелия (атомный номер 2). Здесь тоже перекрывание 1s -орбиталей приводит к образованию двух молекулярных орбиталей, одной из которых соответствует более низкая, а другой – более высокая энергия. На этот раз, однако, на орбиталях необходимо разместить 4 электрона, по 2 электрона от каждого атома гелия. Низкоэнергетическую связывающую орбиталь могут заполнить только два из них, два других должны занять высокоэнергетическую орбиталь г . Уменьшение энергии вследствие благоприятной локализации первой пары примерно равно увеличению энергии, обусловленному неблагоприятным расположением второй пары. Теперь сближение атомов не дает выигрыша в энергии, и молекулярный гелий Не 2 не образуется. Это удобно проиллюстрировать с помощью диаграммы (рис. 3); разные орбитали на ней представлены в виде энергетических уровней, на которых могут находиться электроны. Последние обозначены стрелками, направленными вверх и вниз, чтобы различить направления спинов. Два электрона могут занимать одну орбиталь, только если их спины антипараллельны.

Эти общие принципы выполняются при образовании молекул из атомов. Как только два атома сближаются настолько, что их атомные орбитали (АО) начинают перекрываться, появляются две молекулярные орбитали (МО): одна связывающая, другая разрыхляющая. Если на каждой из АО находится только по одному электрону, оба они могут занять связывающую МО с меньшей энергией, чем у АО, и образовать химическую связь. Связи такого типа, называемые теперь ковалентными, были давно известны химикам (представления о ковалентной связи легли в основу октетной теории связи, сформулированной американским физикохимиком Г.Льюисом в 1916). Их образование объясняли обобществлением пары электронов взаимодействующими атомами. Согласно современным представлениям, прочность связи зависит от степени перекрывания соответствующих орбиталей. Все сказанное выше позволяет предположить, что связи между атомами могут образовываться при обобществлении не только двух, но также одного или трех электронов. Однако они будут слабее обычных ковалентных связей по следующим причинам. При образовании одноэлектронной связи происходит уменьшение энергии только одного электрона, а в случае образования связи в результате обобществления трех электронов у двух из них энергия уменьшается, а у третьего, наоборот, увеличивается, компенсируя уменьшение энергии одного из первых двух электронов. В результате образующаяся трехэлектронная связь оказывается вдвое слабее обычной ковалентной.

Обобществление одного и трех электронов происходит при образовании молекулярного иона водорода Н 2 + и молекулы ННе соответственно. Вообще же связи такого типа встречаются редко, а соответствующие молекулы обладают высокой реакционной способностью.

Валентность. Донорно-акцепторные связи.

Все изложенное выше предполагает, что атомы могут образовывать столько ковалентных связей, сколько орбиталей у них занято одним электроном, однако так бывает не всегда. [В принятой схеме заполнения АО вначале указывают номер оболочки, затем тип орбитали и далее, если на орбитали находится более одного электрона, – их число (верхний индекс). Так, запись (2s ) 2 означает, что на s -орбитали второй оболочки находятся два электрона.] Атом углерода в основном состоянии (3 Р ) имеет электронную конфигурацию (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x)(2p y), при этом две орбитали не заполнены, т.е. содержат по одному электрону. Однако соединения двухвалентного углерода встречаются очень редко и обладают высокой химической активностью. Обычно углерод четырехвалентен, и связано это с тем, что для его перехода в возбужденное 5 S -состояние (1s ) 2 (2s ) (2p x)(2p y)(2p z) с четырьмя незаполненными орбиталями нужно совсем немного энергии. Энергетические затраты, связанные с переходом 2s -электрона на свободную 2р -орбиталь, с избытком компенсируются энергией, выделяющейся при образовании двух дополнительных связей. Для образования незаполненных АО необходимо, чтобы этот процесс был энергетически выгодным. Атом азота с электронной конфигурацией (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x)(2p y)(2p z) не образует пятивалентных соединений, поскольку энергия, необходимая для перевода 2s -электрона на 3d -орбиталь с образованием пятивалентной конфигурации (1s ) 2 (2s )(2p x)(2p y)(2p z)(3d ), слишком велика. Аналогичным образом, атомы бора с обычной конфигурацией (1s ) 2 (2s ) 2 (2p ) могут образовывать трехвалентные соединения, находясь в возбужденном состоянии (1s ) 2 (2s )(2p x)(2p y), которое возникает при переходе 2s -электрона на 2р -АО, но не образует пятивалентных соединений, поскольку переход в возбужденное состояние (1s )(2s )(2p x)(2p y)(2p z), обусловленный переводом одного из 1s -электронов на более высокий уровень, требует слишком много энергии. Взаимодействие атомов с образованием связи между ними происходит только при наличии орбиталей с близкими энергиями, т.е. орбиталей с одинаковым главным квантовым числом. Соответствующие данные для первых 10 элементов периодической системы суммированы ниже. Под валентным состоянием атома понимают состояние, в котором он образует химические связи, например состояние 5 S для четырехвалентного углерода.

Указанные закономерности проявляются в следующих примерах:

Все сказанное выше применимо лишь к нейтральным атомам. У ионов и соответствующих атомов число электронов различается; ионы могут обладать той же валентностью, что и другие атомы с таким же числом электронов. Так, у ионов N + и В – столько же электронов (шесть), что и у нейтрального атома углерода, и соответственно они четырехвалентны. Ионы аммония NH 4 + и гидрида бора ВН 4 – образуют комплексные соли и по своей электронной конфигурации аналогичны метану СН 4 .

Предположим теперь, что молекулы аммиака NH 3 и трифторида бора BF 3 сближаются друг с другом. При переходе электрона с атома азота на атом бора мы получим два иона, NH 3 + и BF 3 – , каждый с незаполненной орбиталью, что может привести к образованию ковалентной связи. Молекула H 3 N–BF 3 является электронным аналогом 1,1,1-трифторэтана Н 3 С–СF 3 . Связи, образующиеся в результате межатомного переноса электрона с последующим образованием ковалентной связи, называются донорно-акцепторными.

Геометрия молекул. Гибридизация.

Все атомные орбитали, кроме s , сферически несимметричны, и степень их перекрывания с АО других атомов зависит от взаимной ориентации орбиталей. Так, р -АО будет перекрываться с АО другого атома в наибольшей степени, если последняя расположена вдоль ее оси (рис. 4,а ). Это означает, что связи, образующиеся в результате перекрывания АО, должны обладать специфической геометрией. Рассмотрим атом углерода в 5 S -состоянии. У него имеется по одному электрону на трех р -орбиталях и на четвертой, сферически симметричной s -орбитали. Казалось бы, три связи, которые он образует, будут отличаться от четвертой, при этом р -связи будут располагаться во взаимно перпендикулярных направлениях вдоль осей р -АО. На самом деле наблюдается другая, совершенно симметричная картина. Проще всего объяснить ее следующим образом. Набор орбиталей (2s )+(2p x)+(2p y)+(2p z) – это некий объем «орбитального пространства», способный удерживать четыре пары электронов. Мы можем получить эквивалентное описание этой ситуации, смешав все орбитали и разделив их сумму на четыре равные части, так что на каждой из образовавшихся смешанных, или гибридных, орбиталей будет располагаться одна пара электронов. Следовательно, 5 S -состояние углерода можно представить в виде (1s ) 2 (t 1)(t 2)(t 3)(t 4), где t i – гибридные орбитали, что с успехом объясняет образование симметричной молекулы четырехвалентного углерода. Рассмотрим теперь, что произойдет при смешивании р -АО с s -АО. Усиление одной половины р -гантели при интерференции неизменно будет сопровождаться ослаблением другой ее половины (рис. 4,б ), в результате чего образуется асимметричная гибридная орбиталь (рис. 4,в ). Она будет эффективно перекрываться другими орбиталями, ориентированными в том же направлении, с образованием достаточно прочных связей. Это одна из причин, почему атом углерода предпочитает образовывать связи через гибридизацию АО. Но есть и другая причина. Рассмотрим типичное соединение четырехвалентного углерода, например метан СН 4 . В нем каждый водородный атом удерживается вблизи атома углерода парой обобществленных электронов. Эти пары взаимно отталкиваются, и оптимальной является такая конфигурация молекулы, при которой они находятся друг от друга на максимально возможном расстоянии. В этом случае атомы водорода будут располагаться в вершинах правильного тетраэдра, а атом углерода – в его центре. Такая геометрия может реализоваться с помощью т.н. sp 3 -гибридных орбиталей, каждая из которых образована 1/4 частью 2s -АО и одной из 2р -АО. Все эти орбитали одинаковы по форме, легко образуют связи и направлены от углеродного атома в центре правильного тетраэдра к четырем его вершинам (рис. 1,г ).

Атом азота мог бы образовать связи только с помощью 2р -АО, углы между которыми составляли бы 90°, но взаимное отталкивание пар связывающих электронов и пар несвязывающих электронов 2-й оболочки минимизируется, если в образовании связей участвуют «тетраэдрические» sp 3 -орбитали. Здесь, однако, проявляется еще одна особенность. Для иона N + конфигурации (1s ) 2 (2s )(2p ) 3 и (1s ) 2 (t ) 4 , где t – sp 3 -гибридные АО, действительно эквивалентны. Другое дело – нейтральный атом азота, 7-й электрон которого может занять либо 2s -АО, и тогда получится конфигурация (1s ) 2 (2s )(2p ) 4 , либо t -АО в конфигурации (1s ) 2 (t ) 5 . Поскольку 2s -АО расположена ниже 2p -АО и, следовательно, ниже любой sp -гибридной орбитали, первая конфигурация оказывается энергетически более выгодной и можно было бы ожидать, что при прочих равных условиях трехвалентный азот предпочтет «негибридизованную» конфигурацию. Однако взаимного расталкивания пар электронов, по-видимому, достаточно для того, чтобы произошла гибридизация, при которой валентные углы в таком соединении азота, как аммиак NH 3 , близки к соответствующим углам в правильном тетраэдре, т.е. к 109°. То же относится и к двухвалентному кислороду в составе молекулы воды Н 2 О. Во всех этих случаях связанные атомы занимают три (или две) вершины тетраэдра, а пары неподеленных электронов 2-й оболочки – оставшиеся вершины.

Аналогичные рассуждения применимы и к другим типичным элементам IV, V и VI групп периодической таблицы. Четырехвалентные элементы IV группы (Si, Ge, Sn и Pb) всегда образуют тетраэдрические структуры, однако другие элементы V и VI групп (P, S, As, Se, Sb, Te) отличаются от азота и кислорода и образуют соединения с валентными углами, близкими к 90°. По-видимому, из-за большего размера этих атомов взаимного отталкивания валентных электронов оказывается недостаточно, чтобы стала возможна гибридизация, наблюдаемая для N и О.

Связи с участием d-орбиталей.

В отличие от азота атом фосфора может образовывать пять ковалентных связей. В основном состоянии фосфор имеет конфигурацию (1s ) 2 (2s ) 2 (2p ) 6 (3s ) 2 (3p x)(3p y)(3p z) и является трехвалентным, образуя, как и азот, соединения типа PF 3 . Однако в этом случае возможно участие 3s -электронов в образовании связей, поскольку d -АО (3d ) имеют такое же главное квантовое число. Действительно, известны и соединения пятивалентного фосфора типа PF 5 , где фосфор находится в валентном состоянии +5, согласующемся с электронной конфигурацией (1s ) 2 (2s ) 2 (2p ) 6 (3s )(3p x)(3p y)(3p z)(3d ); связи с этом случае образуются в результате sp 3 d -гибридизации (т.е. в результате смешивания одной s -, трех р - и одной d -АО). Оптимальной структурой с точки зрения уменьшения взаимного отталкивания пар валентных электронов является треугольная бипирамида (рис. 5,а ). Сера может быть не только двухвалентной, но также четырех- (SF 4) и шестивалентной (SF 6), находясь в состояниях (1s ) 2 (2s ) 2 (2p ) 6 (3s ) 2 (3p x)(3p y)(3p z)(3d ) и (1s ) 2 (2s ) 2 (2p ) 6 (3s )(3p x)(3p y)(3p z)(3d 1)(3d 2) соответственно. В соединениях четырехвалентной серы взаимное отталкивание электронов 3-й оболочки оптимизируется при гибридизации орбиталей всех ее электронов. Структура соединений этого типа подобна структуре PF 5 , но одна из вершин треугольной бипирамиды занята парой неподеленных электронов 3-й оболочки (рис. 5,б ). В соединениях шестивалентной серы взаимное отталкивание электронов минимизируется при sp 3 d 2 - гибридизации, когда все орбитали эквивалентны и направлены к вершинам правильного октаэдра (рис. 5,в ).

До сих пор мы рассматривали только те элементы периодической таблицы, у которых оболочки, имеющие d -орбитали, либо целиком заполнены, либо совсем свободны. Остановимся теперь на переходных элементах, у которых эти оболочки заполнены не до конца. Энергия электронов на разных орбиталях 3-й оболочки возрастает в следующем порядке: 3s p d; все орбитали расположены слишком далеко от орбиталей 2-й оболочки, чтобы могла произойти их гибридизация. В то же время 3d -орбитали и орбитали 4-й оболочки энергетически достаточно близки, так что возможно взаимодействие 3d -, 4s - и 4р -орбиталей, и переходные элементы от Sс до Cu могут образовывать ковалентные связи путем гибридизации этих орбиталей. Во всех случаях, когда имеются две 3d -орбитали, образование связей происходит через d 2 sp 3 -гибридизацию, при этом гибридные орбитали по форме похожи на sp 3 d 2 -орбитали. Элементы в соединениях этого типа шестивалентны, а молекулы самих соединений имеют форму октаэдра (рис. 5,в ). Большинство из них содержат ионы, и можно считать, что они образовались в результате взаимодействия иона центрального атома с шестью молекулами, каждая из которых имеет пару неподеленных электронов. Ковалентные связи с центральным ионом называются донорно-акцепторными. Простой пример такого соединения – гексаммин-ион трехвалентного кобальта Co(NH 3) 6 3+ . Ион Co 3+ имеет электронную конфигурацию (1s ) 2 (2s ) 2 (2p ) 6 (3s ) 2 (3p ) 6 (3d 1) 2 (3d 2) 2 (3d 3) 2 , причем полностью заняты три из пяти его 3d -орбиталей, а две 3d -АО свободны. Эти орбитали могут гибридизоваться с 4s - и 4р -АО с образованием шести октаэдрических d 2 sp 3 -орбиталей; все они свободны и могут участвовать в образовании акцепторных связей с шестью молекулами аммиака.

Другая картина наблюдается, когда центральный атом имеет только одну свободную d -орбиталь. В качестве примера можно привести двухзарядный ион никеля Ni 2+ , у которого оптимальная конфигурация возникает при образовании четырех связей с помощью dsp 2 -орбиталей. Эти орбитали лежат в одной плоскости под углом 90° друг к другу.

Кратные связи.

Одно из известных соединений углерода – этилен С 2 Н 4 , в котором каждый атом углерода связан только с тремя другими атомами. По аналогии с бором можно предположить, что оптимальной будет такая геометрия, при которой sp 2 -гибридные орбитали лежат в одной плоскости. В этом случае у каждого атома углерода будет по одной неиспользованной (в sp 2 -гибридизации) р -орбитали, которая содержит один из четырех валентных электронов. Если все шесть атомов этилена лежат в одной плоскости, то две неиспользованные р -АО перекрываются друг с другом так, как это изображено на рис. 6,а . Такое перекрывание приводит к образованию пары МО: одной связывающей (рис. 6,б ) и одной разрыхляющей (рис. 6,в ). Поскольку каждая из них содержит только один электрон, они могут образовать низкоэнергетическую связывающую МО. Так возникает дополнительная связь между атомами углерода, и структурная формула этилена имеет вид

Этот новый тип связи отличается от тех, которые образуются при перекрывании орбиталей по линии соединения атомов, в двух отношениях. Связи последнего типа, одинарные связи С–С, аксиально симметричны, и поэтому на них не влияет вращение соединяемых ими групп. Напротив, перекрывание р -орбиталей зависит от того, лежат ли все шесть атомов в молекуле этилена в одной плоскости, поскольку для оптимального перекрывания р -АО должны быть параллельны. Таким образом, если вращение вокруг одинарной связи С–С может происходить относительно свободно, то вокруг двойной связи С=С оно сильно затруднено. И действительно, молекула этилена – это жесткая плоская структура. Второе различие касается степени перекрывания орбиталей. Поперечное перекрывание р -АО относительно неэффективно, и, следовательно, связи такого типа слабые. Поэтому этилен химически более активен, чем насыщенные соединения, имеющие только одинарные связи.

S -связями, а при поперечном перекрывании – p -связями.

Молекулы некоторых соединений, например ацетилена С 2 Н 2 , содержат тройные связи. В них каждый атом углерода связан со своим соседом s -связями, образованными sp -гибридными орбиталями. Они коллинеарны, поэтому четыре атома в молекуле ацетилена лежат на одной прямой. Остальные р -АО атомов углерода при перекрывании образуют две p -связи.

Ароматические соединения.

Молекулу бензола С 6 Н 6 представляют в виде шестичленного кольца из атомов углерода, к каждому из которых присоединен еще и атом водорода (рис. 7,а ). Поскольку у каждого углеродного атома три соседа, можно предположить, что соответствующие связи образуются в результате sp 2 -гибридизации и лежат в одной плоскости под углом 120° друг к другу. И в самом деле, молекула бензола – плоская структура. Неиспользованные р -АО атомов углерода могут образовывать p -связи (рис. 7,б ), однако для бензола ситуация оказывается сложнее, чем в рассмотренных выше случаях, когда связи образовывались в результате перекрывания пар АО. В бензоле 2р -АО каждого углеродного атома должна перекрываться одинаково эффективно с 2р -АО всех соседних атомов. (Здесь можно провести аналогию с многократной интерференцией волн, сопоставив перекрывание орбиталей в молекуле бензола с перекрыванием волн, дифрагировавших на двух щелях или на дифракционной решетке.) В результате для бензола получим набор кольцевых молекулярных орбиталей, охватывающих все шесть атомов углерода (рис. 7,в ). Полная энергия системы при такой электронной конфигурации меньше, чем если бы р -АО попарно образовывали обычные p -связи. И действительно, бензол более стабилен и менее активен, чем можно было ожидать исходя из его «классической» структуры (рис. 7,г ). Все связи в его молекуле симметричны, и их длины одинаковы, а по прочности они занимают промежуточное положение между одинарной и двойной связями. Известны и другие соединения, в которых p -электроны участвуют в образовании «многоцентровых» МО и для которых наблюдаются аналогичные особенности длин связей и химической активности.

Соединения, содержащие многоцентровые связи.

Даже в таких простых молекулах, как СН 4 , отдельные молекулярные орбитали обязательно взаимодействуют друг с другом. Поэтому представление о локализованных двухцентровых ковалентных связях можно рассматривать лишь как некое приближение. Как правило, однако, эти взаимодействия слабые, поскольку степень перекрывания орбиталей невелика (за исключением p -МО в ароматических и сходных с ними соединениях). Тем не менее нельзя исключить существования молекул с многократно перекрывающимися АО, ответственными за образование связей путем обобществления электронов тремя и более атомами. В качестве примера можно привести диборан В 2 Н 6 , у которого имеется шесть пар валентных электронов; этого недостаточно для образования семи связей, необходимых для создания классической структуры Н 3 В–ВН 3 . Х.Лонге-Хиггинс предложил структуру диборана, представленную на рис. 8,а . В этой структуре центральные атомы водорода соединены трехцентровыми связями, образующимися в результате перекрывания sp 3 -гибридных орбиталей двух атомов бора с 1s -АО атома водорода (рис. 8,б ). Четыре из шести пар валентных электронов участвуют в формировании обычных s -связей с «концевыми» водородными атомами, а две пары – трехцентровых связей. Более сложный пример многоцентровой связи дает молекула дибензолхрома (рис. 8,в ). Бензольные кольца в этой молекуле соединяются с атомом металла сложными многоцентровыми орбиталями, образующимися в результате перекрывания p -МО бензола с 3d -, 4s - и 4р -АО центрального атома. Известны и другие аналогичные соединения, имеющие структуру типа сандвича.

Перспективы.

К настоящему времени общие принципы строения молекул можно считать установленными. Разработаны физико-химические методы определения структуры сложных молекул, в том числе и биологических. В ближайшее время возможен прогресс в двух связанных между собой направлениях. Следует ожидать, во-первых, повышения точности квантовомеханических расчетов и, во-вторых, усовершенствования экспериментальных методов измерения соответствующих молекулярных параметров.

Молекула (франц. molecule, от лат. moles - масса) - это наименьшая способная к самостоятельному существованию частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Учение о строении и свойствах молекул приобрело исключительный интерес для познания субмикроскопической структуры клеток и тканей, а также механизма биологических процессов на молекулярном уровне. Большие успехи в изучении структуры молекул и, в частности, молекул таких биополимеров, как белки и нуклеиновые кислоты, показали, что важнейшие функции этих веществ в организмах осуществляются на уровне отдельных молекул и поэтому должны исследоваться как молекулярные явления. Установлено, например, что такие функции белков, как ферментативная, структурная, сократительная, иммунная, транспортная (обратимое связывание и перенос жизненно необходимых веществ) разыгрываются на молекулярном уровне и непосредственно определяются структурой и свойствами молекул этих веществ. Наследственность и изменчивость организмов связаны с особой структурой и свойствами молекул нуклеиновых кислот, в которых зафиксирована вся генетическая информация, необходимая для синтеза белков организма. Небольшие отклонения в структуре или составе молекул ряда биологически важных веществ или изменения в молекулярном механизме некоторых обменных процессов являются причиной возникновения ряда заболеваний (например, серповидноклеточная анемия, наследственная галактоземия, сахарный диабет и др.), называемых молекулярными болезнями.

Молекула каждого вещества состоит из определенного числа атомов (см.) одного химического элемента (простое вещество) или различных элементов (сложное вещество), объединенных посредством химических (валентных) связей. Состав молекулы выражают химической формулой, в которой знаки элементов указывают вид атомов, образующих молекулу, а числа, стоящие справа внизу, показывают, сколько атомов каждого элемента входит в состав молекулы. Так, из химической формулы глюкозы С 6 H 12 O 6 следует, что молекула глюкозы состоит из 6 атомов углерода, 12 атомов водорода и 6 атомов кислорода. Молекулы инертных газов и паров некоторых металлов одноатомны. Это самые простые молекулы. Наиболее сложными являются молекулы белков (см.), нуклеиновых кислот (см.) и других биополимеров, состоящие из многих тысяч атомов.

Для нахождения химической формулы молекулы необходимо определить приблизительный молекулярный вес (см.) исследуемого вещества и простейшую (эмпирическую) формулу его молекулы. Последнюю выводят из процентного состава данного вещества и атомных весов (см.) химических элементов, входящих в состав этого вещества. Так, например, химическим анализом установлено, что бензол состоит из 92,26% углерода и 7,74% водорода. Отсюда следует, что отношение числа атомов углерода к числу атомов водорода в молекуле бензола равно:

где 12,011 и 1,008 - атомные веса углерода и водорода соответственно. Следовательно, простейшая формула бензола должна быть СН. Сопоставляя простейшую формулу бензола с его приблизительным молекулярным весом (78,1), найденным опытным путем, определяют его действительную, или истинную, формулу С 6 Н 6 .

Размеры молекул выражают в А. Так например, диаметр молекулы воды, предполагая, что она имеет сферическую форму, составляет 3,8 А. Молекулы высокомолекулярных веществ значительно больше, например линейные размеры больших и малых осей палочковидных молекул фибриногена быка равны 700 и 40 А, а вируса табачной мозаики - 2800 и 152 А соответственно. Мерой относительной массы молекулы является молекулярный вес (см.), величина которого колеблется от нескольких единиц до миллионов.

Последовательность, в которой атомы связаны в молекуле (химическое строение молекул по А. М. Бутлерову), изображают так называемыми структурными формулами. Например, химическое строение уксусной кислоты С 2 Н 4 O 2 представляют следующей структурной формулой:

где каждая линия обозначает единицу валентности (см.), число линий, подходящих к атому, равно его валентности в данном соединении.

Химическое строение молекулы, находимое на основании определения молекулярного веса, химического состава и изучения химических свойств исследуемого вещества и окончательно подтверждаемое его синтезом из веществ, химическое строение которых известно, является важным фактором, определяющим свойства вещества, в частности его фармакологическое действие, токсичность и биологические функции. Различие в свойствах изомеров (см. Изомерия) является примером зависимости свойств веществ от химического строения их молекул. Атомный состав молекул изомеров одинаков, так, например, диметиловый эфир и этиловый спирт, будучи изомерами, имеют одинаковые химические формулы С 2 Н 6 O, однако структурные формулы их различны:

чем и объясняются их различные свойства.

Способность атома образовывать то или иное число химических связей с другими атомами в молекулах называют валентностью данного атома. При образовании химической (валентной) связи происходит перегруппировка внешних (валентных) электронов взаимодействующих атомов, в результате которой внешние электронные оболочки атомов в молекуле приобретают устойчивую структуру, свойственную атомам инертных газов (см.) и состоящую обычно из восьми электронов (электронный октет). В зависимости от способа перегруппировки валентных электронов различают несколько основных типов химических связей.

Ионная (электровалентная) связь возникает между атомами элементов, сильно различающихся по химическим свойствам, например между атомами щелочных металлов и атомами галогенов. При этом атом металла отдает электрон атому галогена (рис. 1).

Рис. 1. Образование молекулы хлористого натрия.

Атом, отдающий электрон, становится положительно заряженным ионом. Атом, принимающий электрон, становится отрицательно заряженным ионом. Возникающие таким путем противоположно заряженные ионы взаимно притягиваются, образуя молекулу. Молекулы и соединения с ионными связями (например, соли и окислы металлов первой и второй групп периодической системы элементов) называются гетерополярными. Ионная связь характеризуется большой прочностью (энергия связи), т. е. работой, необходимой для разрыва молекулы на отдельные ионы.

Ковалентная (атомная) связь возникает при взаимодействии одинаковых или близких по свойствам атомов. При этом каждый из соединяющихся атомов отдает по одному или по нескольку валентных электронов на образование пары (или нескольких пар электронов), которая становится общей для обоих атомов. Обобщенная пара электронов, охватывая в своем движении ядра соединяющихся атомов, удерживает их один возле другого. К молекулам с ковалентной связью относятся молекулы простых газов, окислов и водородных соединений не металлов и многих органических соединений:

Точками обозначены электроны, находящиеся на внешних электронных оболочках атомов, химическими знаками - ядра атомов со всеми электронными оболочками, кроме внешних. Пара электронов, связывающих атомы, соответствует валентной черте в обычных структурных формулах.

Молекулы, в которых электрические центры тяжести отрицательных (электроны) и положительных (ядра атомов) зарядов совпадают, называют гомеополярными. К ним относятся, например, молекулы простых газов, углеводородов. Если электрические центры тяжести отрицательных и положительных зарядов в молекулах не совпадают, молекулы называют полярными (например, молекулы воды, аммиака, галогеноводородов, спиртов, кетонов, альдегидов, эфиров). Полярная молекула ведет себя как диполь, т. е. система из двух электрических зарядов е+ и е- , одинаковых по величине, но противоположных по знаку, расположенных на пекотором расстоянии h один от другого (рис. 2).

Рис. 2. Схема диполя.

Произведение e·h=μ называют дипольным моментом молекулы. Последний является мерой полярности молекулы. Вещества, состоящие из полярных молекул, имеют более высокие температуру кипения, теплоемкость, теплоту парообразования и поверхностное натяжение, чем вещества, состоящие из гомеополярных молекул. Взаимодействие между полярными молекулами является одной из причин ассоциации молекул в жидкостях, а взаимодействие полярных молекул растворителя с полярными молекулами или ионами растворенного вещества - сольватации последних. Скорость диффузии полярных молекул через мембрану клеток меньше таковой для гомеополярных молекул.

Координационная (семиполярная, донорно-акцепторная) связь - это разновидность ковалентной связи, возникает между атомами, входящими в состав разных молекул, у одного из которых имеется неподеленная пара электронов, а у другого не хватает двух электронов для образования устойчивой внешней электронной оболочки. Такого рода связи характерны для комплексных соединений. Так, например, соединение молекулы аммиака NH 3 с молекулой фтористого бора BF3 в комплексную молекулу аммиаката фтористого бора осуществляется неподеленной парой электронов азота

Атом азота служит донором, атом бора акцептором электронной пары.

Водородная связь осуществляется между атомом водорода, ковалентно связанным с атомом F, О или N, и атомами F, О или N, находящимися в других молекулах. Прочность водородной связи невелика (5-10 ккал/моль), однако достаточна для образования ассоциаций молекул в жидкостях и растворах. В воде, например, такие ассоциации имеют следующее строение (водородные связи обозначены пунктиром):

Водородные связи возникают не только между молекулами, но и между атомами внутри одной и той же молекулы; это так называемые внутримолекулярные водородные связи (водородные мостики). Примером такой связи может служить водородная связь между атомом водорода и атомом кислорода в молекуле o-метилсалицилата:

Вследствие наличия этой связи свойства o-метилсалицилата резко отличаются от свойств m- и n-изомеров. Наличие водородных мостиков в молекулах нуклеиновых кислот, белков и других полимеров во многом определяет лабильность этих молекул. Водородные связи играют значительную роль в субмикроскопической структуре протоплазмы.

При помощи рентгено-, электроно-, нейтронографии, молекулярной спектроскопии и ядерного магнитного резонанса удалось установить пространственное расположение отдельных атомов в молекуле, т. е. геометрическую конфигурацию молекул ряда веществ, в том числе молекул биологически важных веществ.

Определение пространственной конфигурации молекул слагается из определения так называемые остова молекулы, т. е. пространственного расположения ядер образующих ее атомов, и распределения электронов в пределах данной молекулы.

Остов молекулы находят на основании данных о длине связи и величине валентных углов, определяемых с помощью указанных выше методов. Длина связи представляет собой расстояние между центрами двух атомов в молекуле, связанных друг с другом ковалентной связью. Меньший по величине угол, образуемый прямыми, соединяющими центры двух атомов А 1 и А 2 с центром третьего атома А 3 в данной молекуле, называют валентным углом. Остов молекулы не является абсолютно жестким. Например, в молекулах органических соединений атомы углерода могут вращаться около ординарных (простых) связей, при этом меняется взаимное положение ядер, но остаются постоянными последовательность соединения атомов в молекуле, длина связей и валентные углы. Такие различные формы молекул, возникающие в результате поворота атома углерода вокруг ординарной связи, называют конформациями. Различные конформации одной и той же молекулы легко и обратимо переходят друг в друга, чем объясняются отсутствие изомеров вращения и переход молекул в форму, наиболее соответствующую для протекания той или иной реакции.

Распределение электронов в молекулах находят главным образом с помощью теоретических расчетов, в основе которых лежат два основных принципа квантовой химии. Первый из них утверждает, что электроны в атомах и молекулы могут находиться лишь на дискретных и совершенно определенных энергетических уровнях. Согласно второму принципу электроны в атомах и молекулы нельзя рассматривать как точечные частицы, положение и скорость которых в молекуле (или атоме) можно точно определить для каждого момента времени. В действительности, как учит квантовая механика, можно определить лишь вероятность нахождения электрона в некоторых областях пространства в данный момент времени. Поэтому можно представить, что заряд электрона как бы «размазан» в определенной области пространства в виде электронного облака, распределение которого в пространстве определяется соответствующей математической функцией (называемой волновой функцией электрона или его молекулярной орбиталью (или атомной орбиталью, если его распределение определяют в атоме).

Выло показано, что не все электроны в молекуле одинаково существенны для ее химических свойств. Так, например, в молекуле с большим числом двойных связей, к которым относится подавляющее большинство соединений, играющих доминирующую роль в процессах жизнедеятельности, электроны можно разделить на два типа. К первому типу относятся σ-электроны, участвующие в образовании ординарных связей, ко второму - п-электроны, участвующие в образовании двойных связей. Первые образуют жесткий скелет молекулы и локализованы попарно между соседними атомами. Вторые образуют значительно более расплывчатое облако, охватывающее всю периферию молекулы. В таких молекулах все основные их свойства обусловлены п-электронами, которые более лабильны сравнительно с σ-электронами и поэтому с большей легкостью могут участвовать в различного рода процессах.