Molekyyli

Molekyyli on kahden tai useamman atomin muodostama rakenne, jossa atomien välillä on kovalenttinen sidos. Molekyyliyhdisteet ovat sähköisesti neutraaleja.

Kemiallista yhdistettä ei voi jakaa molekyyliä pienempiin yksiköihin; molekyyli on yhdisteen pienin osa, joka säilyttää yhdisteelle tyypillisen koostumuksen ja kemialliset ominaisuudet. Yksinkertaisin molekyyli on vetymolekyyli (H2), joka koostuu kahdesta vetyatomista ja joiden välillä on yksi kovalenttinen sidos.

 Merkitseminen 
Molekyylejä voidaan merkitä molekyylikaavalla, rakennekaavalla, viivakaavalla tai joskus kun ei tiedetä molekyylin muodostavien atomien lukumäärää voidaan niiden suhteet laskea ja ilmoittaa se empiirisellä kaavalla. Molekyylikaavasta selviää ainoastaan molekyylin muodostavien atomien lukumäärä. Se ei kerro molekyylin rakenteesta mitään. Avaruudellisella rakenteella on suuri merkitys muun muassa isomeriassa. Rakennetta kuvaamaan on kehitetty rakenne- ja viivakaava, joista selviää myös atomien väliset sidokset.

 Molekyylin sidokset 
Atomit muodostavat toistensa kanssa erilaisia sidoksia. Orgaanisessa kemiassa tärkein rooli on hiilen muodostamilla sidoksilla. Sidosten kuvaamiseen on kehitetty matemaattinen malli, jota kutsutaan molekyyliorbitaalimalliksi. Mallin mukaan sidoksen muodostavien atomien uloimmat orbitaalit hybridisoituvat eli "yhtyvät" ja muodostavat tietyn määrän samanenergiaisiä hybridiorbitaaleja. Hybridiorbitaalien lukumäärä riippuu hybridisoitumistyypistä eli siitä, montako atomiorbitaalia hybridisoitumiseen osallistuu. Alkeellisimmat hybridisoitumistyypi ovat sp³-, sp²- ja sp-hybridisaatiot. Näissä hybridisaatioissa yksi s-orbitaali yhdistyy p-orbitaalien kanssa. Hybridisoituvien p-orbitaalien lukumäärä selviää p-orbitaalin eksponentista.

Atomien välinen kovalenttinen sidos muodostuu atomien orbitaalien peittäessä toisiaan. Jos orbitaalit peittävät toisiaan sidosakselin suuntaisesti (tällöin peittoaminen on vahvaa), syntyy σ-sidos. Näin tapahtuu esimerkiksi s- ja p-orbitaalien muodostaessa sidosta tai  kahden p-orbitaalin muodostaessa sidosta, mikäli p-orbitaalit peittävät toisiaan pituussuunnassa. Mikäli molekyylin atomit ovat sp³-hybridisoituneita, niiden välille syntyy σ-sidos. σ-sidos on pyörähdyssymmetrinen eli sidos ei rikkoudu vaikka sen muodostavat atomit pyörisivät toistensa suhteen. Tämä mahdollistaa molekyylin eri konformaatiot. On kuitenkin huomattava, että vety ei hybridisoidu.

200px|thumb|left|Kuvassa punaisella on yhteensä kaksi p-orbitaalia. Niiden yhdistyessä muodostuu π-sidos.
Atomi voi kuitenkin muodostaa useampia sidoksia kuin yhden. Tällaisia aineita ovat muun muassa hiili, happi ja typpi. Mikäli atomien välillä on niin sanottu kaksoisidos, on niiden välillä σ-sidoksen lisäksi π-sidos. π-sidos syntyy, kun kaksi p-orbitaalia peittävät toisiaan kohtisuorasti sidosakseliin nähden. Tällöin peittoaminen on heikompaa kuin σ-sidoksen tapauksessa.

Esimerkiksi hiilen muodostaessa kaksoissidoksen on hiiliatomi sp²-hybridisoitunut. Tällöin yksi p-orbitaali jäänyt hybridisoitumatta. Hybridisoitumaton p-orbitaali yhdistyy toisen sp²-hybridisoituneen atomin kanssa hybridisoitumatta jääneen p-orbitaalin kanssa. P-orbitaalien yhdistymisen tuloksena muodostunut π-sidos on jäykkä sidos. π-sidos ei ole σ-sidoksen tavoin pyörähdyssymmetrinen eli atomit eivät voi pyöriä toistensa suhteen rikkomatta niiden välistä sidosta. Tällä on suuri merkitys esimerkiksi cis-trans-isomeriassa.

Bentseenirenkaan hiilet ovat kaikki sp²-hybridisoituneita. Tällöin bentseenirenkaaseen muodostuisi kolme π-sidosta. Sidokset eivät kuitenkaan paikannu tiettyyn paikkaan renkaassa vaan ne ovat yhteisiä koko renkaan kesken, tätä kuvataan usein kahdella toruksen muotoisella renkaalla. Sanotaan, että π-sidoselektronit ovat delokalisoituneita.

Kolmoissidoksen muodostuminen on hyvin samankaltainen kuin kaksoisidoksenkin. Kolmoissidoksen tapauksessa kuitenkin on neljä hybridisoitumatonta p-orbitaalia, jotka muodostavat kaksi π-sidosta. π-sidokset ovat kolmoissidoksen tapauksessa kohtisuorassa toisiinsa nähden ja kaksoissidoksen tapaan kolmoissidos on jäykkä eikä se ole pyörähdyssymmetrinen.

 Heikot sidokset 
Molekyylien välillä vaikuttaa voimia, jotka ovat heikkoja verrattuna atomien välisiin vahvoihin sidoksiin. Molekyylien välillä vaikuttavat heikot sidokset jakaantuvat vetysidoksiin, dipoli-dipolisidoksiin ja dispersiovoimiin. Kahta ensimmäistä sidostyyppiä esiintyy ainoastaan poolisten molekyylien välillä. Dispersiovoimia esiintyy myös poolittomien molekyylien välillä.

Ionin ja molekyylin välillä esiintyy myös ioni-dipolisidoksia.

 Isomeria 

Isomeereiksi kutsutaan molekyyleja, joilla on sama molekyylikaava, mutta niiden rakenne on erilainen. Isomeria voidaan jakaa karkeasti rakenneisomeriaan ja stereoisomeriaan. Ensimmäisen kerran isomeria havaittiin vuonna 1828. Löytäjä oli Friedrich Wöhler kun hän kuumensi epäorgaanista ammoniumsyanaattia ja huomasi sen muuttuvan orgaaniseksi ureaksi, ja että näiden kahden aineen alkuainerakenne on samanlainen aineiden ominaisuuksien ollessa kuitenkin erilaiset.

Symmetria
Molekyylillä on symmetriaa, jos sillä on useita toisistaan erottamattomia asentoja. Asennosta toiseen johtavaa teoreettista toimenpidettä kutsutaan symmetriaoperaatioksi. Symmetriaoperaatio suoritetaan aina jonkun symmetria-alkion (piste, suora tai taso) suhteen. Symmetriaoperaation jälkeistä asentoa ei voida erottaa alkuperäisestä.

Symmetrian tarkastelu on keskeistä molekyylirakenteiden määrittämiseksi ja luokittelemiseksi. Aineen spektriä (IR, Raman) tulkitsemalla saadaan tietoa aineen symmetriasta ja edelleen sen rakenteesta. Spektrissä esiintyvien vöiden avulla voidaan esimerkiksi todeta, onko kolmiatominen molekyyli lineaarinen vai taipunut (v-muoto).

Molekyylin symmetria ilmaistaan sen pisteryhmällä. Pisteryhmä on merkintä, joka ilmaisee kaikki molekyylin symmetriaominaisuudet.

 Lähteet 

 Kirjallisuutta 


 Aiheesta muualla 

Luokka:Kemia
Luokka:Molekyylifysiikka
Luokka:Seulonnan keskeiset artikkelit