Молекул
Молекул (Англи: molecule) гэдэг нь химийн холбоогоор холбогдсон хоёр буюу түүнээс олон атомоос бүрдэх бөөм юм. Олон улсын цэвэр ба хэрэглээний химийн холбооны тодорхойлолтоор молекул нь нэгээс олон атом агуулсан, цахилгаан цэнэггүй нэгж байна. Илүү нарийн утгаар атомын ийм тогтолцоо нь дор хаяж нэг хэлбэлзлийн төлөвийг тогтоон барихуйц гүн потенциал энергийн минимумтай байх ёстой.[2]
Молекул нь нэг химийн элементийн атомуудаас тогтсон ижил цөмт байж болно. Жишээлбэл, хүчилтөрөгчийн молекул O2 нь хоёр хүчилтөрөгчийн атомоос бүрдэнэ. Харин өөр өөр элементийн атомуудаас тогтсон молекулыг өөр цөмт гэнэ. Усны молекул H2O нь хоёр устөрөгч, нэг хүчилтөрөгчийн атом агуулдаг.
Нарийн химийн нэр томьёонд молекул нь цахилгаан цэнэггүй байна. Харин квант физик, органик хими, биохими зэрэг салбарт уг нэрийг заримдаа олон атомт ион болон цэнэгтэй органик бөөмд илүү өргөн утгаар хэрэглэдэг. Ийм бөөмсийг нарийн утгаар молекул ион буюу олон атомт ион гэж нэрлэнэ.
Молекул-кинетик онолд «молекул» гэдэг нэрийг найрлагаас нь үл хамааран хийн хөдөлгөөнт бөөмийг заахад хэрэглэдэг. Энэ утгаар нэг атомт инертийн хийн атомыг ч хийн молекул гэж нэрлэж болно.[3]
Устөрөгчийн холбоо, ван дер Ваальсын хүч зэрэг сул, ковалент бус харилцан үйлчлэлээр түр холбогдсон тусдаа молекулуудыг ердийн нөхцөлд нэг молекул гэж үздэггүй. Гэхдээ квант механикийн нарийн тодорхойлолтоор хангалттай тогтвортой сул холбоост тогтолцоо молекулд тооцогдож болно.[2]
Молекулын бүтэц, шинж чанар, харилцан үйлчлэлийг молекул хими, молекул физик, квант хими болон молекул биологи зэрэг салбар судална.
Нэрийн гарал
[засварлах | кодоор засварлах]«Молекул» гэдэг үг нь франц хэлний molécule, шинэ латин хэлний molecula үгээс гаралтай. Molecula нь латин хэлний moles буюу «масс», «биет» гэсэн үгийн багасгасан хэлбэр юм.[4]
Энэ нэр томьёо 17-р зуунаас хэрэглэгдэж эхэлсэн бөгөөд 18-р зууны сүүлээс байгалийн шинжлэх ухааны бүтээлүүдэд өргөн тархжээ.
Судалгааны түүх
[засварлах | кодоор засварлах]Бодис жижиг, үл хуваагдах бөөмсөөс тогтоно гэсэн үзлийг эртний Грекийн гүн ухаантнууд Левкипп, Демокрит нар дэвшүүлсэн. Гэвч тэдний үзэл туршилтад суурилсан орчин үеийн атом, молекулын онолоос ялгаатай байв.
1661 онд Роберт Бойль The Sceptical Chymist бүтээлдээ бодис янз бүрийн хэмжээ, хэлбэртэй жижиг бөөмсийн бүлгээс тогтдог бөгөөд химийн өөрчлөлт нь тэдгээр бөөмсийн дахин зохион байгуулалт гэж тайлбарласан.
1811 онд Амедео Авогадро ижил температур, даралттай ижил эзлэхүүн бүхий хийнүүд ижил тооны бөөм агуулна гэсэн таамаглал дэвшүүлсэн. Тэрээр атом болон молекулыг ялган авч үзэж, энгийн бодисын хийн молекул нэгээс олон атом агуулж болохыг тайлбарлажээ.[5]
19-р зууны турш атомын жин, химийн томьёо, валент чанар болон хийн шинж чанарыг судалснаар молекулын ойлголт хөгжсөн. 20-р зууны эхээр Жан Батист Перрен Броуны хөдөлгөөнийг судалж, Авогадрогийн тогтмолыг хэд хэдэн аргаар тооцоолсон нь атом, молекул бодитоор оршдогийг батлах чухал нотолгоо болсон. Перрен 1926 онд физикийн Нобелийн шагнал хүртжээ.[6]
1927 онд Вальтер Хайтлер болон Фриц Лондон квант механикийг устөрөгчийн молекулын холбоог тайлбарлахад хэрэглэсэн. Энэ нь химийн холбоог квант механикаар тайлбарласан анхны томоохон ажлуудын нэг байв.[7]
1931 онд Лайнус Полинг квант механикийн үр дүнг ашиглан химийн холбоо, молекулын бүтэц, холбооны өнцөг болон орбиталын эрлийзжилтийг тайлбарласан.[8]
Молекулын шинжлэх ухаан
[засварлах | кодоор засварлах]Молекулын химийн судалгаа нь молекулуудын харилцан үйлчлэл, химийн холбоо үүсэх болон тасрах зүй тогтлыг судална. Молекул физик нь молекулын бүтэц, хөдөлгөөн, энергийн төлөв болон физик шинж чанарыг судалдаг. Эдгээр салбарын зааг практикт үргэлж тодорхой байдаггүй.
Тогтвортой молекул нь хоёр буюу түүнээс олон атом, тэдгээрийн цөм болон электроноос бүрдэх холбоост тогтолцоо юм. Маш богино настай, өндөр идэвхтэй бөөмийг заримдаа тогтворгүй молекул гэж нэрлэнэ. Үүнд:
- чөлөөт радикал;
- молекул ион;
- шилжилтийн төлөв;
- ван дер Ваальсын комплекс;
- өндөр өдөөгдсөн молекул
зэрэг багтаж болно.
Байгаль дахь тархалт
[засварлах | кодоор засварлах]Молекулууд байгальд өргөн тархсан. Дэлхийн далайн ус, агаар мандлын ихэнх хий болон органик бодисууд тусдаа молекулаас тогтоно. Амьд биед:
зэрэг олон төрлийн молекул байдаг.
Гэхдээ бүх бодис тусдаа молекулаас тогтдоггүй. Давс болон бусад олон ионы нэгдэл эерэг, сөрөг ионуудын тасралтгүй талст тороос бүрддэг. Ийм бодист тусдаа нэг молекул ялган заах боломжгүй бөгөөд найрлагыг нь томьёоны нэгжээр илэрхийлнэ.
Алмаз, кварц, графен зэрэг ковалент талстууд атомын өргөн сүлжээнээс тогтоно. Ихэнх металл металлын холбоотой талст тор үүсгэдэг тул мөн тусдаа молекул агуулдаггүй.
Химийн холбоо
[засварлах | кодоор засварлах]Молекул дахь атомууд голчлон ковалент холбоогоор холбогдоно. Ковалент холбоонд атомууд нэг буюу хэд хэдэн хос электроныг хамтран ашигладаг.
Ковалент холбоо
[засварлах | кодоор засварлах]
Ковалент холбоо нь атомын цөмүүд болон тэдгээрийн хооронд байрлах хамтын электронуудын таталцал, мөн цөм ба электронуудын хоорондох түлхэлтийн тэнцвэрээр тогтдог.
Ковалент холбоо:
- дан холбоо;
- давхар холбоо;
- гурвал холбоо
байж болох бөгөөд эдгээр нь хамтран ашиглагдах электрон хосын тоогоор ялгаатай.
Устөрөгчийн H2, хүчилтөрөгчийн O2, азотын N2 зэрэг нь ижил элементийн атомуудын ковалент холбооноос тогтсон молекул юм. Ус H2O, нүүрсхүчлийн хий CO2, метан CH4 зэрэг нь өөр өөр элементийн атомуудын ковалент холбооноос тогтоно.
Ионы холбоо
[засварлах | кодоор засварлах]Ионы холбоо нь эсрэг цэнэгтэй ионуудын цахилгаан статик таталцал юм. Атом электрон алдахад эерэг цэнэгтэй катион, электрон авахад сөрөг цэнэгтэй анион үүснэ.
Ердийн температур, даралтад ионы нэгдлүүд ихэвчлэн тусдаа молекул бус, олон ионоос тогтсон талст тор үүсгэдэг. Жишээлбэл, натрийн хлоридыг NaCl молекулуудаас тогтоно гэж бус, Na+ ба Cl− ионуудын талст бүтэц гэж тайлбарлана.
Харин ионы бодисыг ууршуулах үед хийн төлөвт тусдаа, тодорхой бүтэцтэй ионы хос болон жижиг бөөмс үүсэж болно.
Молекулын хэмжээ
[засварлах | кодоор засварлах]Ихэнх молекул энгийн нүд болон оптик микроскопоор шууд харахад хэт жижиг. Органик нийлэгжилд түгээмэл хэрэглэдэг жижиг молекулуудын хэмжээ хэдэн ангстремээс хэдэн арван ангстрем хүртэл байна. Нэг ангстрем нь 10−10 метртэй тэнцэнэ.
Хамгийн жижиг молекулын нэг болох хоёр атомт устөрөгч H2-ийн холбооны урт ойролцоогоор 0.74 Å байдаг.[9]
Полимер болон макромолекулууд маш олон атом агуулж, жижиг молекулаас хэдэн мянга, сая дахин том байж болно. ДНХ зэрэг зарим биополимерийн урт макроскоп хэмжээнд хүрэх боломжтой.
Орчин үеийн атомын хүчний микроскоп болон туннелийн микроскопын тусламжтайгаар тодорхой нөхцөлд нэг молекулын хэлбэр, бүр зарим атом хоорондын холбоог дүрслэн судалж болно.
Химийн томьёо
[засварлах | кодоор засварлах]Молекулын найрлагыг химийн элементийн тэмдэг болон индексээр илэрхийлснийг молекулын томьёо гэнэ. Индекс нь тухайн элементийн хэдэн атом молекулд байгааг заана.
Жишээлбэл:
- H2O — хоёр устөрөгч, нэг хүчилтөрөгчийн атом;
- CO2 — нэг нүүрстөрөгч, хоёр хүчилтөрөгчийн атом;
- C6H12O6 — зургаан нүүрстөрөгч, арван хоёр устөрөгч, зургаан хүчилтөрөгчийн атом.
Энгийн томьёо
[засварлах | кодоор засварлах]Энгийн томьёо буюу эмпирик томьёо нь нэгдэл дэх элементүүдийн атомын хамгийн бага бүхэл тоон харьцааг харуулна.
Жишээлбэл, ацетилений молекулын томьёо C2H2 боловч энгийн томьёо нь CH юм.
Молекулын томьёо нь атомын бодит тоог харуулдаг боловч тэдгээр атом хэрхэн холбогдсоныг заахгүй. Жишээлбэл, этанол болон диметил эфир хоёулаа C2H6O томьёотой боловч атомын холболт, бүтэц болон шинж чанар нь ялгаатай. Ижил молекулын томьёотой боловч өөр бүтэцтэй бодисыг изомер гэнэ.
Бүтцийн томьёо
[засварлах | кодоор засварлах]
Бүтцийн томьёо нь молекул дахь атомуудын холбогдох дараалал, холбооны төрлийг дүрслэн харуулна. Нарийн төвөгтэй молекулын хувьд зөвхөн молекулын томьёо нь тухайн бодисыг бүрэн тодорхойлоход хангалтгүй.
Молекулын орон зайн бүтцийг:
- шаантаг, тасархай шугамтай бүтцийн томьёо;
- бөмбөлөг-саваан загвар;
- орон зай дүүргэх загвар;
- химийн нэршил;
- компьютерын гурван хэмжээст загвар
зэрэг аргаар дүрслэн үзүүлдэг.
Молекулын массыг түүнийг бүрдүүлж буй атомуудын массыг нэмж тооцно. Молекулын массыг ихэвчлэн дальтон (Da) буюу нэгдсэн атомын массын нэгжээр илэрхийлдэг.
Молекулын геометр
[засварлах | кодоор засварлах]Молекул бүр холбооны урт, холбооны өнцгөөр тодорхойлогдох тэнцвэрт орон зайн бүтэцтэй. Атомууд тогтсон байрлалд хөдөлгөөнгүй байдаггүй бөгөөд холбооны дагуу хэлбэлзэж, молекул бүхэлдээ эргэлдэж байдаг.
Молекулын геометрт:
- атомуудын тоо;
- химийн холбооны төрөл;
- валентын электрон хосуудын түлхэлцэл;
- орбиталын бүтэц;
- дан электрон хос;
- орчны температур, даралт
нөлөөлнө.
Энгийн молекулууд:
- шугаман — CO2;
- өнцөгт — H2O;
- гурвалжин хавтгай — BF3;
- тетраэдр — CH4;
- гурвалжин пирамид — NH3
хэлбэртэй байж болно.
Молекулын найрлага болон бүтэц нь түүний физик, химийн шинж, ялангуяа химийн идэвхийг тодорхойлно. Ижил молекулын томьёотой изомерууд бүтэц ялгаатай учраас өөр шинж чанартай байж болно.
Стереоизомерууд атомын холбогдох дараалал ижил боловч орон зайн байрлалаараа ялгаатай. Тэдний физик шинж ойролцоо байж болох боловч биологийн үйлчлэл нь эрс ялгаатай тохиолдол бий.
Молекулын спектроскопи
[засварлах | кодоор засварлах]Молекулын спектроскопи нь молекул цахилгаан соронзон цацрагтай харилцан үйлчлэх үед үүсэх спектрийг судална. Молекул нь тасралтгүй бус, квантчлагдсан энергийн төлөвүүдтэй бөгөөд нэг төлөвөөс нөгөөд шилжихдээ тодорхой давтамжийн энергийг шингээж эсвэл ялгаруулдаг.[10]
Спектроскопийн үндсэн аргуудад:
- микро долгионы спектроскопи — молекулын эргэлтийн төлөвийг судална;
- хэт улаан туяаны спектроскопи — холбооны суналт, нугаралт зэрэг хэлбэлзлийг судална;
- үзэгдэх ба хэт ягаан туяаны спектроскопи — электронуудын энергийн шилжилтийг судална;
- цөмийн соронзон резонансын спектроскопи — молекул дахь тодорхой атомын цөмийн орчныг судална;
- Раманы спектроскопи — гэрлийн уян бус сарнилыг ашиглан молекулын хэлбэлзлийг судална
гэж багтана.
Эдгээр аргаар молекулын найрлага, холбоо, геометр, орон зайн бүтэц болон химийн орчныг тодорхойлж болно. Микро долгионы спектроскопийг сансрын орон зай дахь молекулыг илрүүлэхэд мөн ашигладаг.
Онолын тайлбар
[засварлах | кодоор засварлах]Молекул болон химийн холбооны орчин үеийн тайлбар квант механикт тулгуурладаг. Молекулын электрон, атомын цөмүүдийн төлөвийг зарчмын хувьд Шрёдингерийн тэгшитгэлээр тодорхойлно.
Хамгийн энгийн молекулын тогтолцооны нэг нь H2+ молекул ион юм. Энэ нь хоёр протон, нэг электроноос бүрддэг тул электрон хоорондын түлхэлцэлгүй бөгөөд олон электронт молекулаас харьцангуй хялбар тооцоологдоно.
Илүү том молекулын Шрёдингерийн тэгшитгэлийг яг шийдэх боломжгүй шахам байдаг. Иймээс тооцооллын хими болон квант химид:
- Хартри–Фокийн арга;
- нягтын функционалын онол;
- молекулын орбиталын арга;
- молекул динамик;
- Монте-Карлогийн арга
зэрэг ойролцоолсон тооцооны аргыг хэрэглэдэг.
Молекул гэдэг нь атомын ямар ч санамсаргүй бүлэг бус, хэмжигдэхүйц хугацаанд холбоост төлөвөө хадгалж чадах тогтолцоо юм. IUPAC-ийн нарийн тодорхойлолтоор атомын тогтолцооны потенциал энергийн минимум нь дор хаяж нэг хэлбэлзлийн холбоост төлөвийг тогтоон барихуйц гүн байх шаардлагатай.[2]
Мөн үзэх
[засварлах | кодоор засварлах]Эшлэл
[засварлах | кодоор засварлах]- ↑ Iwata, Kota; Yamazaki, Shiro; Mutombo, Pingo; Hapala, Prokop; Ondráček, Martin; Jelínek, Pavel; Sugimoto, Yoshiaki (2015). "Chemical structure imaging of a single molecule by atomic force microscopy at room temperature". Nature Communications (Англи хэлээр). 6 7766. doi:10.1038/ncomms8766. PMC 4518281.
- 1 2 3 "Molecule". Compendium of Chemical Terminology (Англи хэлээр). International Union of Pure and Applied Chemistry. doi:10.1351/goldbook.M04002. Татаж авсан: 2026-08-03.
- ↑ Chandra, Sulekh (2005). Comprehensive Inorganic Chemistry (Англи хэлээр). New Age International. ISBN 978-81-224-1512-4.
- ↑ "Molecule" (Англи хэлээр). Online Etymology Dictionary. Татаж авсан: 2026-08-03.
- ↑ Avogadro, Amedeo (1811). "Essay on a Manner of Determining the Relative Masses of the Elementary Molecules of Bodies". Journal de Physique (Англи хэлээр). 73: 58–76. Татаж авсан: 2026-08-03.
- ↑ Jean Perrin (1926-12-11). "Discontinuous Structure of Matter" (Англи хэлээр). Nobel Prize Outreach. Татаж авсан: 2026-08-03.
- ↑ Heitler, Walter; London, Fritz (1927). "Wechselwirkung neutraler Atome und homöopolare Bindung nach der Quantenmechanik". Zeitschrift für Physik (Герман хэлээр). 44 (6–7): 455–472. doi:10.1007/BF01397394.
- ↑ Pauling, Linus (1931). "The Nature of the Chemical Bond". Journal of the American Chemical Society (Англи хэлээр). 53 (4): 1367–1400. doi:10.1021/ja01355a027.
- ↑ DeKock, Roger L.; Gray, Harry B. (1989). Chemical Structure and Bonding (Англи хэлээр). University Science Books. х. 199. ISBN 978-0-935702-61-3.
- ↑ "Spectroscopy". Compendium of Chemical Terminology (Англи хэлээр). International Union of Pure and Applied Chemistry. Татаж авсан: 2026-08-03.
