Відмінності між версіями «Молекула»

105 байтів додано ,  3 роки тому
нема опису редагування
м (Відкинуто редагування 176.118.49.17 до зробленого Sacredwheels)
[[Файл:Water molecule.svg|thumb|Схематичне зображення молекули [[вода|води]]]]
[[Файл:DNA Overview.png|thumb|220px|Структура частини подвійної спіралі ДНК]]
'''Моле́кула''' (новолат. ''molecula'', зменшувально від {{lang-la|moles}} — маса)  — здатна до самостійного існування частинка простої або складної речовини, що має її основні хімічні властивості, які визначаються її складом та будовою.
 
== Будова та склад молекули ==
 
Молекула складається з [[атом]]ів, а якщо детальніше, то з [[ядро (атом)|атомних ядер]], оточених певним числом внутрішніх [[електрон]]ів, та зовнішніх [[валентність|валентних]] електронів, які утворюють [[хімічний зв'язок|хімічні зв'язки]]. Внутрішні електрони атомів, зазвичай, не беруть участі в утворенні хімічних зв'язків. Склад та будова молекул речовини [[закон сталості складу|не залежать]] від способу її отримання. У випадку одноатомних молекул (наприклад, [[інертний газ|інертних газів]]) поняття молекули й атома збігаються.
 
[[Атом]]и об'єднуються в молекули в більшості випадків за допомогою хімічних зв'язків. Як правило, такий зв'язок утворюється однією, двома або трьома парами електронів, які перебувають у спільному володінні двох атомів, утворюючи спільну електронну хмару, форма якої описується типом [[Гібридизація орбіталей|гібридизації]]. Молекула може мати позитивно та негативно заряджені атоми ([[йони]]).
Просторовою будовою молекули називають рівноважне розташування ядер атомів, що її утворюють. [[Енергія]] взаємодії атомів залежить від відстані між ядрами. На дуже великих відстанях ця енергія дорівнює нулю. Якщо при зближенні атомів утворюється хімічний зв'язок, то атоми сильно притягаються один до одного (слабке притягання спостерігається і без утворення хімічного зв'язку); при подальшому зближенні починають діяти електростатичні сили відштовхування атомних ядер. Перепоною до сильного зближення атомів є також неможливість суміщення їх внутрішніх [[електронна оболонка|електронних оболонок]].
 
Рівноважні відстані в двоатомних і багатоатомних молекулах та розташування атомних ядер визначаються методами [[спектроскопія|спектроскопії]], [[Рентгеноструктурний аналіз|рентгенівського структурного аналізу]], [[електронографія|електронографії]] та [[нейтронографія|нейтронографії]], які дозволяють отримати інформацію про розподіл електронів (електронну густину) в молекулі. [[Рентгеноструктурний аналіз|Рентгеноструктурне дослідження]] молекулярних [[монокристал]]ів дає можливість встановити геометричну будову дуже складних молекул, навіть молекул [[білок|білків]].
 
Кожному атому в певному валентному стані в молекулі можна приписати певний [[атомний радіус|атомний]] або [[ковалентний радіус|ковалентний]] радіус (у випадку іонного зв'язку - — [[іонний радіус]]), який характеризує розміри електронної оболонки атому (йону), що утворює хімічний зв'язок в молекулі.
 
Розмір молекули, тобто розмір її електронної оболонки, є величиною до певної міри умовною. Існує ймовірність (хоча й дуже мала) знайти електрони молекули і на більшій відстані від її атомного ядра. Практичні розміри молекули визначаються рівноважною відстанню, на яку вони можуть бути зближені за щільного упакування молекули в [[молекулярний кристал|молекулярному кристалі]] та в [[рідина|рідині]]. На великих відстанях молекули притягаються одна до одної, на менших - — відштовхуються. Розміри молекули можна знайти за допомогою рентгеноструктурного аналізу молекулярних кристалів. Порядок величини цих розмірів може бути визначений з [[коефіцієнт дифузії|коефіцієнтів дифузії]], [[теплопровідність|теплопровідності]] та [[в'язкість|в'язкості]]
[[газ]]ів та з [[густина|густини]] речовини в конденсованому стані. Відстань, на яку можуть зблизитись валентно не пов'язані атоми однієї й тієї ж чи різних молекул, може бути охарактеризована середніми значеннями так званих [[Радіус ван дер Ваальса|ван дер Ваальсових радіусів]] (Ǻ).
 
Ван дер Ваальсові [[радіус]]и суттєво перевищують коваленті. Знаючи величини ван дер Ваальсових, ковалентних та йонних радіусів, можна побудувати наочні моделі молекул, які б відображали форму й розміри їхніх електронних оболонок.
 
Ковалентні хімічні зв'язки в молекулі розташовані під певними кутами, які залежать від стану [[Гібридизація орбіталей|гібридизації атомних орбіталей]]. Так, для молекул насичених органічних сполук характерно [[тетраедр]]альне (чотиригранне) розташування зв'язків, що утворюються атомом вуглецю; для молекул з подвійним зв'язком (С=С) - — пласке розташування атомів вуглецю; для молекул сполук з потрійним зв'язком (С≡С) - — лінійне розташування зв'язків.
 
Таким чином, багатоатомна молекула має певну [[просторова конфігурація|конфігурацію]] у просторі, тобто певну геометрію розташування зв'язків, яка не може бути суттєво змінена без їх розриву. Але молекули, які містять одиничні зв'язки або [[сігма-зв'язок|сігма-зв'язки]], можуть існувати в різних [[конформація]]х, що виникають при поворотах атомних груп навколо цих зв'язків. Важливі особливості макромолекул синтетичних і біологічних полімерів визначаються саме їхніми конформаційними властивостями.
Молекули певної будови можуть існувати в двох [[конфігурація]]х, які являють собою дзеркальні відображення одна одної (дзеркальні антиподи, або [[Ізомерія|стереоізомери]]. Такі молекули називають [[хіральність|хіральними]]. Переважна більшість найважливіших біологічних функціональних речовин є хіральними та зустрічаються в живій природі в формі одного певного стереоізомера.
 
''Асиметрична молекула'' - — молекула, яка не має елементів симетрії. Всі асиметричні молекули хіральні, тобто всі сполуки, які складаються з них, оптично активні, але не всі хіральні молекули асиметричні, оскільки деякі з них можуть мати вісь обертання.
 
''Ахіральна молекула'' -молекула, яка має принаймні одну дзеркально-обертальну вісь
== Взаємодія атомів у молекулі ==
 
Природа хімічних зв'язків в молекулі залишалася загадкою аж до створення [[квантова механіка|квантової механіки]] -&nbsp;— [[класична фізика]] не могла пояснити насичуваність і направленість [[валентність|валентних]] зв'язків. Основи теорії хімічного зв'язку були створені в [[1927]] році [[Вальтер Гайтлер|Гайтлером]] та [[Фріц Лондон|Лондоном]] на прикладі найпростішої молекули [[молекула водню|Н<sub>2</sub>]]. Пізніше теорія і методи розрахунків були значно вдосконалені.
 
Хімічні зв'язки в молекулах переважної більшості органічних сполук є [[ковалентний зв'язок|ковалентними]]. В неорганічних сполуках розповсюджені [[іонний зв'язок|іонні]] та [[донорно-акцепторний зв'язок|донорно-акцепторні]] зв'язки.
 
[[Енергія]] утворення молекули з [[атом]]ів в багатьох рядах подібних сполук наближено адитивна. Тобто можна вважати, що енергія молекули -&nbsp;— це сума енергій її зв'язків, що мають постійні значення в таких рядах.
 
Така адитивність енергій спостерігається далеко не завжди. Найяскравішим прикладом порушення адитивності є пласкі молекули органічних сполук з так званими спряженими зв'язками, тобто з кратними зв'язками, які чергуються з одиничними. В таких випадках валентні електрони, які визначають кратність зв'язків, так звані ''&pi;-електрони'', стають спільними для всієї системи спряжених зв'язків, делокалізованими. Така делокалізація електронів призводить до стабілізації молекули. Вирівнювання електронної густини внаслідок колективізації ''&pi;-електронів'' у зв'язках виражається у видовженні подвійних зв'язків та вкороченні одинарних. В правильному шестикутнику міжвуглецевих зв'язків [[бензол]]у всі зв'язки однакові і мають довжину, середню між довжиною одинарного і подвійного зв'язку. Спряження зв'язків яскраво проявляється в молекулярних спектрах.
Сучасна квантово-механічна [[теорія]] хімічних зв'язків враховує часткову делокалізацію не тільки ''&pi;-'', але й ''&sigma;-електронів'', яка спостерігається в будь-яких молекулах.
 
У переважній більшості випадків сумарний [[спін]] валентних електронів в молекулі дорівнює нулю, тобто спіни електронів попарно насичені. Молекули, які містять неспарені електрони -&nbsp;— [[Радикал (хімія)|вільні радикали]] (наприклад, атомний [[водень]] '''Н·''', [[метил]] '''·CH<sub>3</sub>'''), -&nbsp;— зазвичай нестійкі, оскільки при їх сполученні один з одним відбувається значне зниження енергії внаслідок утворення нової спільної електронної пари, тобто нового [[ковалентний зв'язок|ковалентного зв'язку]].
 
== Міжмолекулярна взаємодія ==
== Електричні і оптичні властивості молекул ==
 
Поведінка речовини в електричному полі визначається основними електричними характеристиками молекул -&nbsp;— постійним [[дипольний момент|дипольним моментом]] та [[поляризовність|поляризовністю]].
 
'''[[Дипольний момент]]''' означає незбігання центрів ваги позитивних та негативних зарядів у молекулі (електричну асиметрію молекули). Тобто молекули, які мають [[центр симетрії]], наприклад '''H<sub>2</sub>''', позбавлені постійного дипольного моменту. В такому разі відіграє роль [[квадрупольний момент]] чи вищі [[мультипольний момент|мультипольні моменти]].
 
'''[[Поляризовність]]''' &nbsp;— це здатність електронної оболонки будь-якої молекули деформуватися під дією електричного поля, в результаті чого в молекулі утворюється наведений дипольний момент. Значення дипольного моменту і поляризовності знаходять експериментально за допомогою вимірювання [[діелектрична проникність|діелектричної проникності]] та її температурної залежності.
 
Оптичні властивості речовини характеризують її поведінку в змінному електричному полі світлової хвилі і визначаються поляризовністю молекули цієї речовини. З поляризовністю безпосередньо пов'язані [[заломлення]] і [[Розсіювання частинок і хвиль|розсіювання]] світла, [[оптична активність]] та інші явища, що вивчаються [[молекулярна оптика|молекулярною оптикою]].
 
Тип спектру визначає [[ступені вільності]] молекули (як системи ядер та електронів), в межах яких відбувається перерозподіл енергії:
* [[Мікрохвильова спектроскопія]] збуджує обертання молекули як цілого і дозволяє визначити моменти інерції для молекул, що складаються з кількох атомів. Так отримують найточніші значення міжатомних відстаней в молекулі.
* [[Інфрачервона спектроскопія|Коливальна спектроскопія]] збуджує відносний рух атомів всередині молекули -&nbsp;— їхні [[коливання]]. Частоти коливань в спектрах визначаються масами атомів, їх розташуванням та динамікою міжатомних взаємодій. Загальне число ліній і смуг в коливальному спектрі молекули залежить від її симетрії.
* [[Ультрафіолетова спектроскопія]] збуджує електронні переходи в молекулі. Спектри органічних молекул, які мають більшу кількість [[Пі-зв'язок|спряжених зв'язків]], як і багатьох інших, характеризуються довгохвильовими смугами поглинання, що потрапляють в видиму область. [[Речовини]], побудовані з таких молекул, характеризуються барвистістю; до таких речовин належать всі органічні [[барвник]]и.
 
== Швидкість руху молекул ==
 
Рух молекул вивчає [[молекулярно-кінетична теорія]]. З переходом від [[газ]]у до [[Рідина|рідини]] та [[Тверде тіло|твердого тіла]] цей рух все більше утруднюється. В найпростішій моделі -&nbsp;— [[Ідеальний газ|ідеальному газі]] -&nbsp;— справедливі такі формули для швидкості молекул:
{|class="standard"
| середня квадратична
| <math> \sqrt {{8 k T} \over \pi m_0} </math>
|}
Тут ''k'' &nbsp;— [[стала Больцмана]], ''T'' &nbsp;— [[абсолютна температура]], ''m''<sub>0</sub> &nbsp;— [[маса]] молекули.
 
== Молекули в хімії, фізиці та біології ==
'''Приклади:'''
 
* [[молекулярна фізика]]&nbsp;— розділ [[фізика|фізики]], в якому вивчаються структура, сили міжмолекулярної взаємодії, характер теплового руху частинок (атомів, молекул, йонів), механічні і теплові властивості речовин в різних агрегатних станах;
* [[молекулярні спектри]]&nbsp;— [[спектр випромінювання|спектри випромінювання]] і [[спектр поглинання|поглинання]], а також [[комбінаційне розсіяння|комбінаційного розсіяння]], що виникають внаслідок переходів між енергетичними станами молекул;
* [[молекулярні сита]]&nbsp;— поруваті [[адсорбент]]и, у яких розміри пор або вхід у пори близькі до розмірів молекул;
* [http://goldbook.iupac.org/M04002.html Molecule // IUPAC Gold Book]
* [http://goldbook.iupac.org/M03986.html Molecular entity // IUPAC Gold Book]
* Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л.&nbsp;М.&nbsp;Литвиненка НАН України, Донецький національний університет &nbsp;— Донецьк: «Вебер», 2008. &nbsp;— 758 с. &nbsp;— ISBN 978-966-335-206-0
 
[[Категорія:Молекули|*]]