生物学Ⅰ

最も基本的なレベルで、生命は物質で構成されています。 物質は空間を占め、質量を持つ。 すべての物質は元素で構成されており、分解したり他の物質に化学的に変化させることができない物質です。 各元素は原子でできており、それぞれ一定の数の陽子と固有の性質を持っている。 現在、118種類の元素が定義されているが、そのうち天然に存在するのは92種類で、生きた細胞の中に存在するのは30種類以下である。 残りの 26 種類の元素は不安定であるため、あまり長くは存在しないか、理論的でまだ検出されていない。

それぞれの元素は化学記号（H、N、O、C、Na など）で示され、独自の性質を持っている。

原子

原子とは、ある元素の化学的性質のすべてを保持している最小の構成要素です。 たとえば、1 つの水素原子は、室温で気体として存在し、酸素と結合して水の分子を作るなど、水素という元素のすべての特性を備えている。 水素原子は、水素の性質を保ったまま小さく分解することはできない。 もし水素原子が素粒子に分解されたら、それはもはや水素の性質を持たなくなってしまう。 原子を含み、それらが結合して分子を形成している。 動物のような多細胞生物では、分子が相互作用して細胞を形成し、それが結合して組織を形成し、器官を構成することができる。 このような組み合わせは、多細胞生物全体が形成されるまで続きます。 原子は、原子核の中にある陽子と中性子、そして原子核を取り巻く電子で構成されています。

すべての原子は陽子、電子、中性子を含んでいます（図1）。 唯一の例外は水素（H）で、これは1個の陽子と1個の電子からできている。 陽子は原子の核（原子の中心）に存在する正電荷の粒子で、質量が1、電荷が+1である。 電子は、原子核の周りの空間を移動する負の電荷を帯びた粒子です。 つまり、原子核の外側に存在する。 7137>

中性子は、陽子と同じく原子核の中に存在する粒子で、質量は1で電荷は-1である。 質量は1、電荷はない。 陽子と中性子はそれぞれ1の質量を持っているので、原子の質量はその原子の陽子と中性子の数に等しくなります。 電子の質量は非常に小さいので、電子の数は全体の質量には含まれません。

先に述べたように、各元素はそれぞれ独自の性質を持っています。 それぞれ異なる数の陽子と中性子を含んでおり、独自の原子番号と質量数を与えています。 元素の原子番号は、その元素が含む陽子の数に等しい。 質量数は、その元素の陽子の数と中性子の数を足したものである。 したがって、質量数から原子番号を引くことによって中性子の数を決定することができる。

これらの数値は元素に関する情報を提供し、それらが結合したときにどのように反応するかを示している。 元素によって融点や沸点が異なり、室温での状態（液体、固体、気体）も異なる。 また、結合の仕方もさまざまです。 特定の種類の結合を形成するものもあれば、そうでないものもあります。 結合の仕方は、存在する電子の数によって決まる。 このような特徴から、元素は元素周期表という表にまとめられており、各元素の原子番号と相対原子質量が記載されています。 また、周期表には、元素の性質に関する重要な情報が記載されており（図2）、多くの場合、色分けされて表示されている。 また、表の配列は、各元素の電子がどのように組織化されているかを示し、原子が互いに反応して分子を形成する方法についての重要な詳細を提供します。 炭素、カリウム、ウランのようないくつかの元素は、自然発生する同位体を持っています。 炭素の最も一般的な同位体である炭素12は、6個の陽子と6個の中性子を含んでいます。 したがって、質量数は12（陽子6個と中性子6個）、原子番号は6（これが炭素になる）です。 炭素14は、6個の陽子と8個の中性子を含む。 したがって、質量数は14（陽子6個、中性子8個）、原子番号は6であり、やはり炭素という元素であることに変わりはない。 この2つの炭素の形を変えたものが同位体である。 同位体の中には不安定なものがあり、陽子や他の素粒子、あるいはエネルギーを失ってより安定な元素を形成するものがあります。 これらは放射性同位体または放射性同位体と呼ばれます。

化学結合

元素が互いにどのように作用するかは、その電子がどのように配置され、原子の電子が存在する最外周の領域に電子のための開口部がいくつ存在するかによって決まります。 電子は原子核の周りに殻を形成するエネルギーレベルで存在します。 最も近い殻には最大2個の電子が入ることができる。 原子核に最も近い殻は常に最初に満たされ、他の殻が満たされることはありません。 水素は電子が1個なので、一番下の殻の中に1つだけ空きがあります。 ヘリウムは電子を2個持っているので、その2個の電子で最下段の殻を完全に埋めることができます。 周期表を見ると、1列目にあるのは水素とヘリウムだけであることがわかる。 これは、これらの元素が第一殻にしか電子を持たないからです。 水素とヘリウムは、最低の殻を持ち、他の殻を持たない唯一の2つの元素です。

第2および第3エネルギーレベルは、最大で8個の電子を保持することができます。

周期表をもう一度見てみると（図2）、7つの行があることに気がつくだろう。 これらの行は、その行の中の元素が持っている殻の数に対応しています。 列が左から右に進むにつれて、その列の元素は電子の数が多くなる。 各元素は同じ数の殻を持っていますが、すべての殻が完全に電子で満たされているわけではありません。 周期表の2列目を見ると、リチウム（Li）、ベリリウム（Be）、ホウ素（B）、炭素（C）、窒素（N）、酸素（O）、フッ素（F）、ネオン（Ne）などがあります。 これらはすべて、第1殻と第2殻のみを占める電子を持っている。 リチウムは最外殻に1個の電子しか持たず、ベリリウムは2個、ホウ素は3個となり、ネオンのように殻全体が8個の電子で満たされるようになる。 このように最外殻に空きがあるため、化学結合の形成や、同一または異なる2つ以上の元素間の相互作用が起こり、分子が形成されるのです。 より安定性を高めるために、原子は外殻を完全に埋めようとし、電子を共有したり、他の原子から電子を受け取ったり、他の原子に電子を提供したりして、他の元素と結合してこの目的を達成しようとする。 原子番号の小さい元素（原子番号20のカルシウムまで）の最外殻は8個の電子を保持できるため、これを「オクテット則」と呼ぶ。 7137>

原子が同数の陽子と電子を含まない場合、それはイオンと呼ばれる。 電子の数は陽子の数と等しくないので、それぞれのイオンは正味の電荷を持っています。 陽イオンは電子を失うことで形成され、陽イオンと呼ばれます。 負のイオンは電子を獲得することによって形成され、陰イオンと呼ばれます。 元素の陰イオンの名前は、末尾が-ideに変更されます。

例えば、ナトリウムは最外殻に1個だけ電子を持っています。 その1個の電子を提供することは、外殻を埋めるためにさらに7個の電子を受け入れることよりも、ナトリウムにとってより少ないエネルギーしか必要としません。 もしナトリウムが電子を失うと、陽子は11個、電子は10個となり、全体の電荷は+1となる。 これをナトリウムイオンと呼ぶ。

塩素原子は外殻に7個の電子を持つ。 ここでも、塩素にとっては7個の電子を失うより1個の電子を得る方がエネルギー効率がよい。 したがって、電子を1個得て、陽子17個、電子18個の正味負（-1）の電荷を持つイオンを作る傾向がある。 これが塩化物イオンと呼ばれるものです。 このように、ある元素から別の元素へ電子を移動させることを電子移動といいます。 図4に示すように、ナトリウム原子（Na）は最外殻に1個の電子しか持っていませんが、塩素原子（Cl）は最外殻に7個の電子を持っています。 ナトリウム原子はその1個の電子を提供して殻を空にし、塩素原子はその電子を受け取って殻を埋め、塩化物となります。 これで両イオンとも八重項律を満たし、完全な最外殻を持つことになります。 電子の数はもはや陽子の数と等しくないので、それぞれはイオンとなり、+1（ナトリウム）または-1（塩化物）の電荷を持つ。

イオン結合

結合または相互作用には、イオン、共有結合、水素結合、ファンデルワールス相互作用の4種類がある。 イオン結合と共有結合は強い相互作用で、分解するために大きなエネルギーを必要とします。 上記のナトリウム原子の例のように、ある元素が外殻から電子を提供すると、正イオンが形成されます。 電子を受け取った元素は、今度は負に帯電します。 正と負の電荷は引き合うので、これらのイオンは一緒になってイオン結合、すなわちイオン間の結合を形成します。 元素間の結合は、一方の元素の電子が他方の元素で優勢になった状態で結合します。 Na+イオンとCl-イオンが結合してNaClを生成するとき、ナトリウム原子からの電子は塩素原子からの他の7つと一緒に留まり、ナトリウムイオンと塩素イオンは、正味ゼロ電荷のイオン格子で互いに引き合う。 この結合は、電子が 2 つの元素の間で共有されるときに形成され、生体内で最も強く、最も一般的な化学結合の形態である。 共有結合は、私たちの細胞内の生体分子を構成する元素の間に形成される。 イオン結合とは異なり、共有結合は水中で解離しない。

水分子を形成するために結合する水素原子と酸素原子は、共有結合によって結合している。 水素原子の電子は、水素原子の外殻と酸素原子の不完全な外殻の間で時間を分担している。 酸素原子の外殻を完全に満たすには、2個の水素原子から2個の電子が必要であり、そのためH2Oには「2」という添え字がつけられている。 電子は原子の間で共有され、それぞれの外殻を「満たす」ために時間を分担する。 この共有は、外殻が満たされていない状態で存在する場合よりも、関与するすべての原子にとって低エネルギー状態である。

共有結合には極性と非極性の2種類がある。 非極性共有結合は、同じ元素の2つの原子の間、または電子を等しく共有する異なる元素の間に形成される。 例えば、酸素原子は別の酸素原子と結合し、外殻を埋めることができる。 この結合は、各酸素原子の間に電子が均等に分配されるため、非極性である。 酸素は最外殻を埋めるために2つの共有電子を必要とするので、2つの酸素原子の間に2つの共有結合が形成されます。 窒素原子は、その最外殻を埋めるために3個の電子を必要とするため、2つの窒素原子の間に3つの共有結合（三重共有結合ともいう）を形成することになる。 非極性共有結合のもう一つの例は、メタン（CH4）分子に見られる。 炭素原子は最外殻に4個の電子を持っており、それを満たすためにさらに4個の電子が必要です。 この4個の電子は4個の水素原子から与えられ、それぞれの原子が1個ずつ提供する。 これらの元素はすべて等しく電子を共有し、4つの非極性共有結合を形成します（図5）。

極性共有結合では、原子が共有する電子は一方の原子核に近づく時間が他方の原子核に近づく時間よりも長くなります。 異なる原子核の間で電子が不均等に分布するため、わずかに正(δ+)またはわずかに負(δ-)の電荷が発生します。 水中の水素原子と酸素原子の間の共有結合は極性共有結合である。 共有された電子は、水素原子核の近くで過ごす時間よりも、酸素原子核の近くで過ごす時間の方が長く、小さな負の電荷を与えるので、これらの分子は小さな正の電荷を持つ。

水素結合

イオン結合と共有結合は強い結合で、壊すのにかなりのエネルギーを必要とする。 しかし、元素間の結合がすべてイオン結合や共有結合であるわけではありません。 弱い結合も形成されることがある。 これは正負の電荷の間に生じる引力で、壊すのにそれほどエネルギーを必要としない。 頻繁に発生する弱い結合として、水素結合とファンデルワールス相互作用がある。 これらの結合により、水のユニークな性質や、DNAやタンパク質のユニークな構造が生み出されている。 水素結合は、水などの極性共有結合分子のわずかにプラス（δ＋）とわずかにマイナス（δ-）の電荷の間に形成される。

水素原子を含む極性共有結合が形成されると、その結合の水素原子はわずかにプラスの電荷を持つことになる。 これは共有電子がより強く相手側に引っ張られ、水素原子核から遠ざかるためです。 水素原子はわずかにプラス（δ＋）であるため、隣接するマイナスの部分電荷（δ-）に引き寄せられることになる。 このとき、一方の分子の水素原子のδ+電荷と、他方の分子のδ-電荷の間に弱い相互作用が生じます。 この相互作用を水素結合と呼ぶ。 このタイプの結合はよく見られるもので、例えば、水が液体であるのは、水分子間の水素結合によるものである（図6）。 水素結合は、生命を維持するためのユニークな性質を水に与えている。 水素結合がなければ、水は室温で液体ではなく気体になっていただろう。

水素結合は異なる分子間で形成することができ、必ずしも水分子が含まれている必要はない。 どの分子内でも極性結合を持つ水素原子は、隣接する他の分子と結合を形成することができる。 たとえば、水素結合はDNAの2本の長い鎖をつなぎ合わせて、DNA分子に特徴的な二本鎖構造を与えます。 水素結合は、タンパク質の三次元構造の一部も担っている。

ファンデルワールス相互作用

水素結合と同様、ファンデルワールス相互作用は分子間の弱い引力または相互作用である。 これは異なる分子の極性、共有結合した原子の間で起こる。 これらの弱い引力のいくつかは、電子が原子核の周りを移動するときに形成される一時的な部分電荷によって引き起こされる。 7137>

項概要

物質とは、空間を占め、質量を持つすべてのものである。 それはさまざまな元素の原子から構成されている。 自然に存在する92の元素はすべて、化合物や分子を作るためにさまざまな方法で結合することができるユニークな性質を持っています。 原子は、陽子、中性子、電子から構成され、その元素のすべての特性を保持する最小の単位である。 電子は原子間で供与したり共有したりして、イオン結合、共有結合、水素結合、ファンデルワールス相互作用などの結合を作ることができます。