МОЛЕКУЛА

МОЛЕКУЛА (позднелат. molecula, уменьшительное от лат. moles масса) — наименьшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая химическими свойствами данного вещества. Учение о строении М. представляет исключительный интерес для познания явлений жизни на молекулярном уровне. Изучение структуры (пространственной конфигурации) М. оказалось чрезвычайно важным для выяснения механизма действия ферментов, дыхательных белков и белков мышечной ткани, витаминов, гормонов, лекарственных средств и многих других биологически активных веществ. В результате исследований структуры и биол, функции нуклеиновых к-т, белков, полисахаридов и т. д. возникли и успешно развиваются молекулярная радиобиология (см.).

Понятие «молекула» впервые было введено в науку французским философом Гассенди (P. Gassendi) в 17 в.

М. любого вещества состоит из определенного числа еще более малых частиц — атомов (см. нуклеиновых кислот (см.), состоят из многих тысяч атомов.

В состав М. простого вещества входят атомы одного хим. элемента; напр., М. водорода (H₂) состоит из двух атомов водорода (H), М. озона (O₃) — из трех атомов кислорода (O).

В состав М. сложного вещества входят атомы разных хим. элементов; напр., М. воды (H₂O) состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода, М. глюкозы (C₆H₁₂O₆) — из шести атомов углерода, двенадцати атомов водорода и шести атомов кислорода. Для определения атомного состава М. и, следовательно, ее хим. формулы необходимо знать атомного веса (см.) хим. элементов, входящих в его состав.

Для установления структурной формулы М. данного вещества необходимо знать обычную хим. формулу вещества, валентности атомов, входящих в М., а также хим. свойства вещества.

Структурная формула, найденная на основе этих данных, как правило, подтверждается синтезом вещества из других веществ, хим. строение к-рых известно. Установление структурной формулы является важным начальным этапом при определении пространственной конфигурации М.

Мерой относительной массы М. является молекулярный вес (молекулярная масса), показывающий, во сколько раз масса М. данного вещества больше 1/12 массы атома радионуклида углерода ¹²С. Величина мол. веса (массы) различных веществ колеблется в широких пределах — от нескольких единиц до нескольких миллионов. Вещества, молекулярный вес к-рых больше 10 000, называют высокомолекулярными веществами (см. Высокомолекулярные соединения), а их М.— макромолекулами.

Поскольку масса М. крайне мала, ее размеры лежат за пределами микроскопической видимости, однако макромолекулы по своим линейным размерам таковы, что могут быть видны в электронный микроскоп (см. Электронная микроскопия) или электронный микропроектор. Определение размеров М., основанное на измерении вязкости, диффузии, поверхностного натяжения, а также на рентгенографических и электрографических данных, показало, что линейные размеры их равны нескольким нанометрам (1 нм равен 1•10^-9 м).

Последовательность соединения атомов в М., т. е. хим. строение М. данного вещества, изображается так наз. структурной формулой, в к-рой отдельные атомы соединяются черточками (валентными штрихами), обозначающими хим. связи. Так, напр., структурная формула уксусной к-ты (C₂H₄O₂) имеет следующий вид:

Каждая черточка в структурной формуле обозначает единицу валентности, число черточек, подходящих к атому, равно его валентности в данной М. (см. Валентность).

Хим. строением М. определяются физ. и хим. свойства вещества, его фармакол, действие, если речь идет о лекарственном средстве, токсичность, если речь идет о вредном веществе, или биол, функции биологически активного соединения. Наиболее ярким примером зависимости свойств веществ от хим. строения их М. является существование изомеров (см. Изомерия). М. изомеров имеют одинаковый качественный и количественный состав, однако отличаются по своим свойствам вследствие неодинакового хим. строения.

Прочность связи и реакционная способность отдельных атомов и атомных групп в М. определяются не только тем, с каким атомом непосредственно связан данный атом, но и другими атомами в М., непосредственно с данным атомом не связанными. Так, напр., связь атома с кислородом в М. монохлоруксусной к-ты менее прочна, чем в М. уксусной к-ты, вследствие чего монохлоруксусная к-та является более сильной, чем уксусная к-та. Учение о взаимном влиянии атомов в М. составляет существенную часть теории хим. строения М., созданной А. М. Бутлеровым и развитой его учеником В. В. Марковниковым.

Природа и типы химической (валентной) связи между атомами в М. были выяснены после установления сложной структуры атомов. Способность атомов соединяться друг с другом определяется числом и энергетическим состоянием валентных электронов, находящихся на внешней электронной оболочке каждого из взаимодействующих атомов. При образовании хим. связи происходит перегруппировка валентных электронов взаимодействующих атомов, в результате чего внешние электронные оболочки атомов в молекуле приобретают устойчивую структуру, свойственную атомам инертных газов, внешние электронные оболочки к-рых состоят из восьми электронов или двух электронов (у атомов гелия). Тип образующихся хим. связей определяется электроотрицательностями элементов, атомы к-рых соединяются друг с другом. Чем труднее атом отдает электрон, тем больше его электроотрицательность. Наиболее электроотрицательные элементы расположены в главных подгруппах VII и VI групп периодической системы Д. И. Менделеева, наименее электроотрицательные — в главной подгруппе I группы.

В зависимости от способа перегруппировки валентных электронов различают два основных типа хим. связи.

Ионная (электровалентная, гетерополярная) связь образуется между атомами элементов, сильно различающихся по своей электроотрицательности. При образовании ионной связи атом менее электроотрицательного элемента отдает один или несколько электронов атому (или атомам) более электроотрицательного элемента. Атом, отдающий электрон, становится положительно заряженным ионом; атом, принимающий электрон,— отрицательно заряженным ионом. Противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу, образуя М. или, если тело твердое,— ионную кристаллическую решетку. Число электронов, теряемых или приобретаемых каждым взаимодействующим атомом, таково, что образующийся из него ион имеет устойчивую внешнюю электронную оболочку, такую же, как у ближайшего к нему в периодической системе Д. И. Менделеева инертного газа. М. и соединения с ионной связью называют гетерополярными. К таким соединениям относят, напр., соли и окислы металлов I и II групп периодической системы элементов. Ионная связь обусловливает ряд общих свойств гетерополярных соединений: растворимость в полярных растворителях, электропроводность в расплавах и р-рах, высокие температуры кипения и плавления. Вещества с ионной связью при растворении в воде и других полярных растворителях полностью распадаются на ионы. Энергия ионной связи, измеряемая работой, необходимой для разделения М. на свободные ионы, достаточно велика. Представление об ионной связи впервые было развито нем. физиком Косселем (W. Kossel).

Ковалентная (атомная) связь возникает при взаимодействии атомов, имеющих одинаковые или близкие по величине электроотрицательности. При этом каждый из взаимодействующих атомов отдает по одному (или более) электрону на образование пары (или пар) электронов, к-рая становится общей для обоих атомов. Обобщенная электронная пара притягивается ядрами атомов и одновременно притягивает их к себе. Электронные пары образуют электроны, имеющие антипараллельные магнитные моменты — спины, т. е., упрощенно, два электрона, вращение к-рых вокруг собственной оси совершается в противоположных направлениях. К молекулам с ковалентной связью относятся М. большого числа органических соединений, а также М. многих неорганических соединений, напр. М. простых газов, окислов, гидридов металлоидов и других соединений. Ниже приведены схематические формулы М. нек-рых веществ с ковалентной связью:

Точками обозначены электроны, находящиеся на внешних электронных оболочках атомов, хим. символами — ядра атомов со всеми электронными оболочками, кроме внешних. Каждый атом в М. имеет устойчивую электронную оболочку из восьми электронов, кроме атома водорода, у к-рого устойчивая оболочка состоит из двух электронов. Одна пара общих электронов, осуществляющая единичную ковалентную связь, соответствует валентной черте в классических структурных формулах. Двойная связь осуществляется двумя, а тройная — тремя парами общих электронов:

В М. метиламина у атома азота имеется электронная пара, к-рая принадлежит только этому атому. Такие электронные пары, не связанные с другими атомами в М., называются неподеленными электронными парами.

Различают несколько видов ковалентной связи. Если общая электронная пара (или несколько пар) расположена симметрично между двумя атомами и электрические центры тяжести положительных и отрицательных зарядов в М. совпадают, то ковалентную связь называют гомеополярной, а М. с такой связью (или связями) — неполярной или гомеополярной. Примерами таких М. могут быть М. простых газов, углеводородов и др. При соединении атомов, электроотрицательности к-рых несколько отличны друг от друга, связывающая их электронная пара смещена к более электроотрицательному атому. Такую связь называют полярной связью, а М.— полярными. К ним относятся М. галогеноводородов, воды, аммиака, спиртов, эфиров, кетонов, альдегидов и др. Электрические центры тяжести положительных и отрицательных зарядов в полярной М. не совпадают, и М. ведет себя как диполь, т. е. как система из двух электрических зарядов е+ и е-, равных по величине, но разных по знаку, расположенных на расстоянии L друг от друга. Величина η = e*L называется дипольным моментом и измеряется в дебаях (1 дебай равен 10^-18 единиц СГС момента электрического диполя). Дипольные моменты являются мерой полярности М.

Полярность М. в целом необходимо отличать от полярности отдельных, содержащихся в ней связей. При наличии в М. одной полярной связи полярность М. в целом определяется полярностью этой связи. Если же в М. имеется несколько полярных связей, то дипольный момент такой М., определяемый суммированием дипольных моментов отдельных связей по правилу сложения векторов, зависит от симметрии в расположении полярных связей. Так, дипольным моменты двух двойных связей в М. двуокиси углерода (CO₂), расположенных на одной прямой симметрично относительно атома углерода, полностью компенсируют друг друга, вследствие чего дипольный момент М. в целом равен нулю. М. воды (H₂O) нелинейна:

полной компенсации дипольных моментов полярных связей H—O не происходит, и поэтому М. воды в целом обладает значительным дипольным моментом.

Данные о дипольных моментах чрезвычайно важны для выяснения пространственного строения М., степени полярности связей, величины взаимного влияния атомов и связей в М.

Дипольные моменты М. и отдельных связей в ней могут изменяться под влиянием внешнего электрического поля или под воздействием электрических полей ионов и полярных М., находящихся в непосредственной близости около данной М. Эти изменения, состоящие в смещении электронов относительно атомных ядер (электронная поляризация) и смещении атомов, образующих М. (атомная поляризация), называются деформационной поляризацией М. Величину, характеризующую способность М. к деформационной поляризации и отнесенную к единице напряжения действующего на М. электрического поля, называют поляризуемостью М. В результате поляризации гомеополярных М. у них могут возникать индуцированные дипольные моменты, исчезающие после того, как М. перестает подвергаться действию деформирующего ее электрического поля.

Вещества, состоящие из полярных М., имеют более высокие температуры кипения, теплоемкости, теплоты парообразования, чем неполярные вещества. Взаимодействие полярных М. является одной из причин ассоциации М. в жидкостях. Сольватация, в частности гидратация ионов и молекул в р-рах, является результатом взаимодействия их с полярными М. растворителя. Полярность М. сказывается и на их физиол, активности. Так, напр., М. с тем большей скоростью проникают в клетку, чем меньше их полярность.

Если у одного из атомов имеется неподеленная электронная пара, а у другого для образования устойчивой внешней оболочки не хватает двух электронов, то при взаимодействии таких атомов возникает ковалентная связь за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора электронной пары) и незаполненной электронной оболочки другого атома (акцептора электронной пары). Такой способ образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным, а ковалентную связь, возникающую при этом,— координационной, или донорно-акцепторной. Этот вид ковалентной связи встречается в молекулах комплексных соединений (см.). Напр., комплексная М. аммиаката фтористого бора может быть представлена следующей формулой:

Связь между NH3 и BF3 осуществляется неподеленной парой электронов атома азота. Атом азота является донором, а атом бора — акцептором электронной пары.

Теория ковалентной связи в общих чертах впервые была предложена Льюисом (G. N. Lewis) в 1916 г. и развита с точки зрения квантовой механики Гейтлером (W. Heitler) и Лондоном (Ph. London) в 1927 г.

Определение пространственной конфигурации М. слагается из определения остова М., т. е. пространственного расположения ядер образующих ее атомов, и распределения электронов в пределах данной М. Остов М. находят на основании данных о длине связи и величине валентных углов, определяемых с помощью Конформация). Различные конформации одной и той же М. легко и обратимо переходят друг в друга.

Распределение электронов в М. находят гл. обр. с помощью теоретических расчетов, в основе к-рых лежат два основных принципа квантовой химии. Первый из них утверждает, что электроны в атомах и М. могут находиться лишь на дискретных энергетических уровнях. Согласно второму принципу, электроны в атомах и М. нельзя рассматривать как точечные частицы, положение и скорость к-рых в М. или атоме можно точно определить в каждый момент времени. В действительности можно определить лишь вероятность нахождения электрона в нек-рых областях пространства. Поэтому заряд электрона как бы «размазан» в определенной области пространства в виде электронного облака, распределение к-рого в пространстве определяется соответствующей математической функцией, называемой волновой функцией электрона. Образование ковалентной связи происходит в результате сближения и частичного перекрывания атомных электронных облаков взаимодействующих атомов. Если перекрывание электронных облаков, обычно сферических по форме, происходит вдоль прямой, соединяющей ядра атомов (ось связи), то образованную при этом ковалентную связь называют сигма-связью (σ-связь). Если же атомные электронные облака вытянуты и по форме напоминают восьмерку или гантель и в момент сближения ориентированы перпендикулярно оси связи, то при этом возникает не одна, а две области перекрывания, расположенные по обе стороны оси связи. Образуемая при этом ковалентная связь называется π-связью. σ-Связи образуют жесткий остов М. и локализованы между соседними атомами, π-связи более лабильны и легче участвуют в хим. процессах.

М. могут соединяться друг с другом за счет образования между ними водородной связи (водородного мостика). Водородная связь осуществляется атомом водорода, связанным ковалентной связью с каким-либо сильно электроотрицательным атомом, напр. F, О, N одной молекулы при его взаимодействии с электроотрицательным атомом другой молекулы. Прочность водородной связи по сравнению с прочностью ковалентной связи невелика, но достаточна, чтобы, напр., объяснить ассоциацию М. воды, фтористого водорода H—F•••H—F и других веществ. Ковалентные связи обозначают черточками, а водородные — точками. Силы, связывающие две М. водородной связью, имеют в основном электростатический характер и объясняются тем, что у атома водорода, связанного ковалентной связью, единственный электрон сильно смещен к электроотрицательному атому, вследствие чего «оголенный» атом водорода, имеющий положительный заряд и обладающий малыми размерами, может внедриться в электронную оболочку электроотрицательного атома другой М. и притягиваться ею. Водородная связь, в отличие от ван-дер-ваальсовых сил, имеет определенную длину и направление в пространстве, что крайне важно для образования соответствующей геометрической конфигурации М. биологически активных веществ. Кроме межмолекулярные, известны и внутримолекулярные водородные связи, к-рыми определяется вторичная структура макромолекул белков, нуклеиновых к-т и других биополимеров.

Водородные связи распространены в биологически активных системах органических веществ: они обладают достаточной прочностью и строгой направленностью, необходимыми для стабилизации высокоорганизованных молекулярных структур, вместе с тем они могут допускать быстрые структурные изменения при температурах, свойственных живым организмам.

Образование хим. связи между атомами сопровождается освобождением энергии. Эта энергия, выраженная в дж/моль или ккал/моль, называется энергией связи и может служить мерой прочности хим. связи.

В биохимии широко распространены термины «связь, богатая энергией», «макроэргическая (высокоэргическая) связь». При этом предполагается, что подобная связь, напр, фосфатная связь в молекуле АТФ, обладает большим запасом энергии, к-рая освобождается при ее разрыве (см. Высокоэргические соединения). В действительности же эта энергия представляет собой энергию гидролиза АТФ и не имеет того смысла, к-рый придают термину «энергия связи» в химии.

Возбужденные состояния молекул. Состояние М. или атомов, возникающее при значительном увеличении их внутренней энергии без нарушения исходной хим. структуры, называют возбужденным. Длительность существования возбужденных состояний невелика (от 10-13 до нескольких секунд), т. к. энергия возбуждения быстро растрачивается в ходе превращения в тепловую энергию среды, люминесценции, передачи энергии соседним молекулам или хим. реакций. Реакционная способность М. в возбужденном состоянии обычно высока. Такие М. способны принимать электрон от донора и отдавать его акцепторам электронов, присоединять и отщеплять протоны, присоединять кислород и другие вещества, подвергаться внутримолекулярным перестройкам. Следствием этих реакций может быть разрушение жизненно важных компонентов клеток, болезнь и гибель организмов или развитие необходимых и полезных для организма биохим, процессов. Важнейшими среди биол, процессов, обусловленных возбужденными состояниями М., являются мутация (см.) и др.

Для защиты от вредного действия возбужденных М. в организмах имеются специальные системы, в к-рых функционируют такие вещества, как Антиокислители), а также ферментативные репарационные системы.

В биол, системах возбужденные состояния М. возникают при поглощении света инфракрасной, видимой и УФ-части спектра, в экзотермических стадиях биохим, процессов, а также при деструктивных воздействиях различных физических факторов — ионизирующей радиации, электрических полей, механических сил.

При возбуждении М. изменяются три компонента их внутренней энергии: энергия электронов, энергия колебаний и энергия вращения атомов. Наибольшей энергией отличаются возбужденные состояния М., возникающие при изменении электронной энергии. Именно им принадлежит наиболее важная роль в биол, процессах. Образование таких состояний М. является следствием перехода одного из электронов наружных электронных оболочек на не занятую электронами орбиталь с более высоким уровнем энергии. У каждой М. обычно имеется несколько свободных орбиталей, поэтому она может образовать несколько различных возбужденных состояний. При электронном переходе может происходить также изменение направления собственного магнитного момента электрона (спина) на противоположное. Вероятность такого «обращения» спина непосредственно в ходе электронного перехода очень мала. Она становится значительно выше уже после образования возбужденной М. или атома. Результатом «обращения» спина является изменение количества неспаренных электронов, т. е. электронов, собственные магнитные моменты к-рых не скомпенсированы. Согласно принятой терминологии, электронное состояние без неспаренных электронов называют синглетным (см. Синглетное состояние), с одним неспаренным электроном — дублетным, с двумя — триплетным, с тремя — квартетным и т. д. Большинство органических биологически активных соединений (напр., липиды, нуклеиновые к-ты, белки, аминокислоты, хлорофиллы, флавины) является синглетным в основном состоянии, поэтому при возбуждении без «обращения» спина они образуют синглетные возбужденные состояния. После «обращения» в их М. появляются два неспаренных электрона, т. е. возникает триплетное состояние, энергия к-рого несколько ниже энергии соответствующего синглетного. У ряда неорганических М. и ионов основное состояние не является синглетным. У М. кислорода оно триплетное, у ионов меди — дублетное, у атома железа — квинтетное. Соответственно, аналогичные состояния у этих М. и атомов наблюдаются при возбуждении без «обращения» спина. После «обращения» появляются новые возбужденные состояния с меньшим запасом энергии. Напр., у М. кислорода возникает синглетное возбужденное состояние, к-рое играет важную роль в фото- и биохимокислительных процессах.

Возбужденные М. можно обнаружить при помощи люминесцентного анализа (см. электронного парамагнитного резонанса (см.), оптически детектируемого магнитного резонанса и их модификации.

Молекулярные силы (син. ван-дерваальсовы силы). Силы взаимного притяжения и отталкивания, возникающие между электрически нейтральными М., находящимися на малом расстоянии друг от друга, носят название молекулярных сил. Молекулярные силы притяжения проявляются при расстоянии между центрами взаимодействующих М. порядка 10^-7 см, при более тесном сближении М. возникают силы отталкивания, величина к-рых быстро возрастает с дальнейшим сближением М.

Молекулярные силы называют также ван-дер-ваальсовыми силами в честь голландского физика Ван-дер-Ваальса (J.D. Van der Waals), впервые использовавшего это понятие для вывода уравнения состояния реальных газов (см. Газы).

Множество явлений обусловлено существованием молекулярных сил: сжижение газов, образование молекулярных кристаллов, ассоциация и сольватация М. в р-рах, поверхностное натяжение жидкостей. Молекулярные силы играют существенную роль в процессах коагуляции и коацервации коллоидных систем, образовании гелей и студней, агглютинации клеток, образовании и стабилизации вторичной и третичной структуры макромолекул биополимеров, а также в процессах самосборки и стабилизации биол, мембран и многих других явлениях.

Различают три типа молекулярных сил притяжения.

1. Ориентационные молекулярные силы возникают при взаимодействии полярных М., имеющих постоянные дипольные моменты. При этом соседние М. ориентируются в электрическом поле так, что положительно заряженный конец одной М. направлен к отрицательно заряженному концу другой М., вследствие чего между ними возникает электростатическое (кулоновское) притяжение. Величина ориентационной силы возрастает с увеличением дипольного момента М. и уменьшается с увеличением температуры, что вызывает дезориентацию М. 2. Индукционные молекулярные силы появляются в результате поляризации неполярных М. в электрическом поле соседних М., при этом возникают индуцированные (наведенные) дипольные моменты, и М. притягиваются друг к другу, подобно полярным М., имеющим собственные дипольные моменты, но только слабее. Индукционные силы возрастают с увеличением поляризуемости М. и не зависят от температуры. 3. Дисперсионные молекулярные силы возникают вследствие взаимного притяжения мгновенных диполей соседних М. Эти диполи появляются в связи с непрерывным изменением взаимного положения электронов и атомных ядер относительно друг друга, происходящим в результате движения электронов и колебания атомных ядер. Дисперсионные силы возникают между любыми М. независимо от их строения и полярности и поэтому являются универсальными.

Все три типа молекулярных сил притяжения уменьшаются обратно пропорционально расстоянию между центрами взаимодействующих М. и значительно уступают по величине силам хим. связи.

Молекулярные силы отталкивания проявляются при тесном сближении М. и в основном обусловлены взаимным отталкиванием электронных облаков сближающихся М.

Библиография: Волькенштейн М. В. Молекулярная биофизика, М., 1975; Г у д-манМ. иМорхаузФ. Органические молекулы в действии, пер. с англ., М., 1977; Калверт Дж. и Питтс Дж. Фотохимия, пер. с англ., М., 1968; К о- н e в С. В. и Болотовский И. Д. Фотобиология, Минск, 1974; Паркер С. А. Фотолюминесценция растворов, пер. с англ., М., 1972; Пимен-телД ж. К. иСпратлиР. Как квантовая механика объясняет химическую связь, пер. с англ., М., 1973; Полинг Л. и Полинг П. Химия, пер. с англ., с. 29 и др., М., 1978; Рид С. Возбужденные электронные состояния в химии и биологии, пер. с англ., М., 1960; Структура и стабильность биологических макромолекул, пер. с англ., под ред. М. В. Волькен-штейна, М., 1973, библиогр.

В. П. Мишин; А. А. Краеновекий (биофиз.).