２.１　原子、同位体、イオン、分子――あらゆるものの構成要素

学習目標

このセクションを終えるまでに、あなたは次のことができるようになります。

• 物質（matter）と元素（element）を定義する
• 陽子（proton）、中性子（neutron）、電子（electron）の相互関係を記述する
• 原子の間で電子がどのように供与されたり共有されたりするかを比較する
• 天然に存在する元素がどのように組み合わさり、分子、細胞、組織、器官系、そして生物を作り出すのかを説明する

生命は、最も基本的なレベルでは物質で構成されています。物質とは、空間を占め、質量を持つすべてのものです。元素とは、特定の化学的および物理的性質を持ち、通常の化学反応ではより小さな物質に分解できない、物質の独特な形態です。118の元素が存在しますが、天然に存在するのは98のみです。残りの元素は不安定であるため、科学者は実験室で合成する必要があります。

各元素は、化学記号で表されます。化学記号は、1つの大文字、または最初の文字がすでに他の元素によって「使用されている」場合は、2つの文字の組み合わせで表されます。炭素（C）やカルシウム（Ca）のように、元素の英語名に従った記号を持つものもあります。また、ラテン語名に由来する化学記号を持つ元素もあります。例えば、ナトリウムの記号はNaですが、これはナトリウムのラテン語名であるnatriumに由来しています。

すべての生物に共通する4つの元素は、酸素（O）、炭素（C）、水素（H）、窒素（N）です。非生物の世界では、元素は異なる割合で存在し、生物に共通する元素の中には、地球全体では比較的希少なものもあります（表2.1参照）。例えば、大気は窒素と酸素が豊富ですが、炭素と水素はほとんど含まれていません。一方、地殻は酸素と少量の水素を含んでいますが、窒素と炭素はほとんど含まれていません。このように存在量に違いはありますが、すべての元素とそれらの間の化学反応は、生物界の一部であろうとなかろうと、同じ化学的および物理的法則に従います。

元素	生物（ヒト）	大気	地殻
酸素 (O)	65%	21%	46%
炭素 (C)	18%	微量	微量
水素 (H)	10%	微量	0.1%
窒素 (N)	3%	78%	微量

原子の構造

元素がどのように結合するかを理解するためには、まず元素の最小構成要素である原子（atom）について説明する必要があります。原子は、元素の化学的性質をすべて保持する物質の最小単位です。例えば、1つの金原子は、化学反応性など、金としての性質をすべて備えています。金貨は、単に非常に多くの金原子がコインの形に成形されたものであり、不純物として知られる少量の他の元素を含んでいます。金の性質を保持したまま、金原子をこれ以上小さなものに分解することはできません。

原子は、2つの領域で構成されています。中心にある原子核（nucleus）は、陽子と中性子を含んでいます。そして、原子核の周りを電子が軌道を描いて回る、原子の最も外側の領域です（図2.2参照）。原子は、陽子、電子、中性子の他に、他の亜原子粒子を含んでいます。ただし、水素（H）の最も一般的な同位体（isotope）は例外で、中性子を持たず、陽子と電子を1つずつ持っています。

陽子と中性子の質量はほぼ同じで、約1.67 × 10^-24グラムです。科学者たちはこの質量を便宜的に1原子質量単位（amu）または1ダルトン（Dalton）と定義しました（表2.2参照）。陽子と中性子は質量が似ていますが、電荷が異なります。陽子は正の電荷を持っていますが、中性子は電荷を持ちません。したがって、原子内の中性子の数は、質量には大きく寄与しますが、電荷には寄与しません。電子の質量は陽子よりもはるかに小さく、わずか9.11 × 10^-28グラム、つまり原子質量単位の約1/1800しかありません。そのため、電子の質量は、元素の全体的な原子質量にはほとんど影響しません。したがって、原子質量を考える際には、電子の質量は無視して、陽子と中性子の数だけで計算するのが一般的です。電子は質量には大きく寄与しませんが、陽子の正電荷と同じ大きさの負電荷を持っているため、原子の電荷には大きく寄与します。電荷を持たない中性の原子では、原子核の周りを回る電子の数は、原子核内の陽子の数と等しくなります。このような原子では、正電荷と負電荷が打ち消し合い、全体として電荷を持たない原子となります。

陽子、中性子、電子の大きさを考えると、原子の体積の99％以上は空っぽの空間です。こんなに空っぽの空間があるのに、なぜ物体同士はすり抜けないのかと疑問に思うかもしれません。それは、すべての原子を取り巻く電子が負に帯電しており、負電荷同士が反発し合うからです。

	電荷	質量（amu）	場所
陽子	+1	1	原子核
中性子	0	1	原子核
電子	-1	0	軌道

原子番号と質量数

各元素の原子は、決まった数の陽子と電子を含んでいます。陽子の数は、元素の原子番号（atomic number）を決定し、科学者は原子番号を用いて元素を区別しています。中性子の数はさまざまであり、その結果、同じ原子の異なる形態である同位体が生じます。同位体は、原子核内の陽子の数は同じですが、中性子の数が異なります。陽子と中性子の数を合わせたものが、元素の質量数（mass number）となります（図2.3参照）。質量数を計算する際には、電子による質量へのわずかな寄与は無視することに注意してください。この質量の近似値を用いると、質量数から陽子の数を引くだけで、元素が持つ中性子の数を簡単に計算することができます。元素の同位体は質量数がわずかに異なるため、科学者は、天然に存在する同位体の質量数の平均値である原子量（atomic mass）も求めています。多くの場合、計算結果は分数になります。例えば、塩素（Cl）の原子量は35.45ですが、これは塩素がいくつかの同位体で構成されており、その一部（大部分）は原子量35（陽子17個、中性子18個）、一部は原子量37（陽子17個、中性子20個）であるためです。

周期表

周期表（periodic table）は、さまざまな元素を整理して表示したものです。1869年にロシアの化学者Dmitri Mendeleev（1834-1907）によって考案されたこの表は、それぞれが固有のものではありますが、他の元素と特定の化学的性質を共有している元素をグループ化しています。元素の性質は、室温における物理状態（気体、固体、液体）を決定します。また、元素は、互いに結合して化学結合する能力である、特定の化学反応性を持ちます。

図2.5の周期表では、元素は原子番号に従って整理・表示され、共通の化学的・物理的性質に基づいて、一連の行と列に配置されています。周期表は、各元素の原子番号を示しているだけでなく、原子量も示しています。例えば、炭素を見ると、記号（C）と名称に加えて、原子番号6（左上）と原子量12.01が記載されています。

周期表は、化学的性質によって元素をグループ分けしています。元素間の化学反応性の違いは、原子の電子の数と空間的な分布に基づいています。化学的に反応して互いに結合する原子は、分子（molecule）を形成します。分子とは、2つ以上の原子が化学的に結合したものです。論理的に考えると、2つの原子が化学結合して分子を形成する場合、それぞれの原子の最も外側の領域を形成する電子が、原子が化学結合を形成する際に最初に結合します。

電子殻とボーアモデル

元素中の陽子の数、つまり元素を区別する原子番号と、その元素が持つ電子の数との間には関連性があることに注意してください。電気的に中性の原子では、電子の数は陽子の数と同じです。したがって、少なくとも電気的に中性の状態では、各元素は原子番号に等しい数の電子を持っています。

1913年、デンマークの科学者Niels Bohr（1885-1962）は、初期の原子モデルを開発しました。ボーアモデル（Bohr model）は、図2.6に示すように、原子核を中心に陽子と中性子があり、その周りの特定の距離にある電子殻（electron shell）またはエネルギー準位に電子が存在するというものです。これらのエネルギー準位は、数字と記号「n」で表されます。例えば、1nは原子核に最も近い第1エネルギー準位を表しています。

電子は一定の順序で軌道を満たしていきます。まず原子核に最も近い軌道を満たし、次に原子核から遠いエネルギーの高い軌道を満たしていきます。エネルギーの等しい軌道が複数ある場合は、1つのエネルギー準位に1つずつ電子を満たしてから、2つ目の電子を加えていきます。最も外側のエネルギー準位の電子は、原子のエネルギー的な安定性と、他の原子と化学結合して分子を形成する傾向を決定します。

標準状態では、原子はまず内側の殻を満たすため、最も外側の殻にある電子の数はさまざまであることが多いです。最も内側の殻には最大2個の電子しか入りませんが、その次の2つの電子殻にはそれぞれ最大8個の電子が入ります。これはオクテット則（octet rule）と呼ばれ、最も内側の殻を除いて、原子は最も外側の電子殻である価電子殻（valence shell）に8個の電子を持つときにエネルギー的に最も安定であるとされています。図2.7は、中性原子の例とその電子配置を示しています。図2.7では、ヘリウムは外側の電子殻が満たされており、最初で唯一の殻に2つの電子が満たされています。同様に、ネオンは、8個の電子を含む完全な外側の2n殻を持っています。一方、塩素とナトリウムは、それぞれ外側の殻に7個と1個の電子を持っていますが、理論的には、オクテット則に従って8個の電子を持っていれば、エネルギー的により安定するはずです。

周期表の構成が陽子（と電子）の総数に基づいていることを理解すると、電子がどのように殻の中に分布しているかがわかります。周期表は、電子の数と位置に基づいて、縦の列と横の行に配置されています。図2.5の一番右の列にある元素を詳しく見てみましょう。第18族の原子であるヘリウム（He）、ネオン（Ne）、アルゴン（Ar）は、いずれも外側の電子殻が満たされているため、安定化のために他の原子と電子を共有する必要がありません。これらは単原子として非常に安定しています。反応性がないため、科学者はこれらを不活性ガス（inert gases）（または貴ガス（noble gases））と呼んでいます。これを、左端の列にある第1族の元素と比較してみてください。水素（H）、リチウム（Li）、ナトリウム（Na）などの元素は、すべて最も外側の殻に1つの電子を持っています。つまり、これらの元素は、水などの他の原子や分子に1つの電子を与えたり共有したりすることで、安定した配置と満たされた外側の殻を実現することができます。水素はこの配置を実現するために電子を与えたり共有したりしますが、リチウムとナトリウムは安定するために電子を与えます。負に帯電した電子を失うと、正に帯電したイオン（ion）になります。フッ素や塩素などの第17族元素は、最も外側の殻に7個の電子を持っているため、他の原子や分子から電子を受け取ってこの殻を満たそうとし、負に帯電したイオンになります。生物にとって最も重要な炭素を含む第14族元素は、外側の殻に4個の電子を持っているため、他の原子と複数の共有結合（covalent bond）（後述）を形成することができます。このように、周期表の列は、これらの元素の外側の電子殻の潜在的な共有状態を表しており、それが類似した化学的特性の原因となっています。

電子軌道

ボーアモデルは、特定の元素の反応性や化学結合を説明するのに役立ちますが、電子が原子核の周りにどのように空間的に分布しているかを正確に反映しているわけではありません。電子は地球が太陽の周りを回るように原子核の周りを回っているのではなく、電子軌道（electron orbitals）に見られます。これらの比較的複雑な形状は、電子が粒子としてだけでなく、波としても振る舞うという事実から生じています。科学者が波動関数（wave function）と呼ぶ量子力学の数学的方程式を用いると、ある時間における電子の位置をある程度の確率で予測することができます。電子が見つかる可能性の高い領域を軌道（orbital）と呼びます。軌道は、s、p、d、fの文字で区別されます。s軌道は球形で、軌道は1つです。主殻1nにはs軌道が1つしかなく、2つの電子を収容することができます。主殻2nは、s軌道とp軌道を1つずつ持ち、合計8個の電子を収容することができます。図2.8に示すように、p軌道はダンベル型の軌道が3つあります。d軌道とf軌道は、より複雑な形状をしており、それぞれ5つと7つの軌道を持っています。これらは図には示していません。主殻3nは、s軌道、p軌道、d軌道を持ち、18個の電子を収容することができます。主殻4nは、s軌道、p軌道、d軌道、f軌道を持ち、32個の電子を収容することができます。原子核から離れるほど、エネルギー準位における電子の数と軌道は増加します。周期表上で1つずつ原子を進むと、次の軌道に電子を1つずつ当てはめていくことで、電子の構造を知ることができます。

原子核に最も近い軌道である1s軌道は、最大2個の電子を収容することができます。この軌道は、ボーアモデルの最も内側の電子殻に相当します。1_s_軌道は原子核に最も近い軌道であり、他のどの軌道よりも先に満たされます。水素は電子を1つ持っているので、1_s_軌道の中の1つの場所しか占めていません。これを1_s_¹と表記します。上付き文字の1は、1_s_軌道にある1つの電子を表しています。ヘリウムは2つの電子を持っているので、1_s_軌道を2つの電子で完全に満たすことができます。これを1_s_²と表記します。これは、ヘリウムの2つの電子が1_s_軌道にあることを意味します。周期表（図2.5）では、水素とヘリウムは1行目（周期）にある2つの元素だけです。これは、最初の殻である1_s_軌道にしか電子がないためです。水素とヘリウムは、電気的に中性の状態で1_s_軌道のみを持ち、他の電子軌道を持たない唯一の元素です。

2つ目の電子殻には、8個の電子が入ります。この殻には、もう1つ球状のs軌道と、図2.8に示すように、それぞれ2つずつの電子を収容できる「ダンベル」型のp軌道が3つあります。1_s_軌道が満たされた後、2番目の電子殻が満たされ、まず2_s_軌道が満たされ、次に3つのp軌道が満たされます。p軌道を満たす場合は、まずそれぞれに1つずつ電子が入ります。各p軌道に電子が1つ入ると、2つ目の電子が入ります。リチウム（Li）は、第1殻と第2殻を占める3つの電子を持っています。2つの電子は1_s_軌道を満たし、3つ目の電子は2_s_軌道を満たします。その電子配置は、1_s_²2_s_¹です。一方、ネオン（Ne）は全部で10個の電子を持っています。最も内側の1_s_軌道に2個、2番目の殻（2_s_軌道に2個、3つのp軌道にそれぞれ2個）に8個の電子があります。したがって、ネオンは不活性ガスであり、単原子としてエネルギー的に安定しているため、他の原子と化学結合することはほとんどありません。より大きな元素は、3番目の電子殻を構成する追加の軌道を持っています。電子殻と軌道の概念は密接に関係していますが、軌道モデルは電子が占める可能性のあるすべての場所の異なる形状と空間的な方向を特定しているため、軌道の方が原子の電子配置をより正確に描写することができます。

化学反応と分子

すべての元素は、オクテット則に従って最も外側の殻が電子で満たされているときに最も安定します。これは、原子がその配置になっているとエネルギー的に有利であり、安定するためです。しかし、すべての元素が最も外側の殻を満たすのに十分な電子を持っているわけではないため、原子は他の原子と化学結合を形成することで、安定した電子配置を実現するために必要な電子を得ています。2つ以上の原子が互いに化学結合すると、その結果として生じる化学構造は分子になります。よく知られている水分子（H₂O）は、2つの水素原子と1つの酸素原子で構成されています。これらが結合して水になります（図2.9参照）。原子は、外側の殻を満たすために、電子を与えたり、受け取ったり、共有したりして、分子を形成することができます。

化学反応（chemical reaction）は、2つ以上の原子が結合して分子を形成するとき、または結合した原子が分離するときに起こります。化学反応の最初に用いられる物質を反応物（reactant）（通常、化学式の左側）、反応の最後にできる物質を生成物（product）（通常、化学式の右側）と呼びます。通常、反応物と生成物の間には、化学反応の方向を示す矢印が引かれます。この方向は、必ずしも「一方通行」ではありません。上で示した水分子を作成する場合、化学式は以下のようになります。

簡単な化学反応の例としては、過酸化水素分子を分解する反応があります。過酸化水素分子は、2つの水素原子が2つの酸素原子に結合したものです（H₂O₂）。反応物である過酸化水素は、1つの酸素原子が2つの水素原子に結合した水（H₂O）と、2つの酸素原子が結合した酸素（O₂）に分解されます。以下の式では、反応は2つの過酸化水素分子と2つの水分子を含んでいます。これは化学反応式（chemical equation）の例であり、各元素の原子の数は式の両辺で同じです。質量保存の法則（law of conservation of matter）によれば、化学反応の前後では原子の数は等しくなければならず、通常の状況下では原子は生成も消滅もしません。

2H₂O₂ （過酸化水素） → 2H₂O （水） + O₂ （酸素）

この反応の反応物と生成物はすべて分子ですが（各原子は少なくとも1つの他の原子と結合したままです）、この反応では過酸化水素と水だけが化合物（compound）の代表です。これらは2種類以上の元素の原子を含んでいます。一方、図2.10に示すように、分子状酸素は二重結合した2つの酸素原子からなり、化合物ではなく同核分子（homonuclear molecule）に分類されます。

上記の反応のように、反応物がすべて消費されるまで一方向に進む化学反応もあります。このような反応を表す式は、一方向の矢印を含み、不可逆的（irreversible）です。可逆反応（reversible reaction）は、どちらの方向にも進むことができる反応です。可逆反応では、反応物は生成物になりますが、生成物の濃度がある一定のしきい値（特定の反応に固有）を超えると、生成物の一部が反応物に戻ります。この時点で、生成物と反応物の指定が逆になります。この行き来は、反応物と生成物の間に一定の相対的なバランス（平衡（equilibrium）と呼ばれる状態）が達成されるまで続きます。両方向の矢印が反応物と生成物の両方を指している化学式は、しばしばこれらの可逆反応の状況を示しています。

例えば、人間の血液中では、過剰な水素イオン（H⁺）が重炭酸イオン（HCO₃^–）と結合して炭酸（H₂CO₃）と平衡状態を形成しています。もし、この系に炭酸を加えると、その一部は重炭酸イオンと水素イオンに変換されます。

HCO₃^– + H⁺ ↔ H₂CO₃

しかし、生物学的反応では、反応物や生成物の濃度、あるいはその両方が常に変化しており、ある反応の生成物が別の反応の反応物になっていることが多いため、平衡に達することはほとんどありません。血液中の過剰な水素イオンの例に戻ると、炭酸の生成が反応の主な方向になります。しかし、炭酸は重炭酸イオンに戻る代わりに、二酸化炭素ガスとして（呼気によって）体外に排出されることもあるため、質量作用の法則（law of mass action）によって反応は右に進みます。これらの反応は、血液中の恒常性（homeostasis）を維持するために重要です。

HCO₃^– + H⁺ ↔ H₂CO₃ ↔ CO₂ + H₂O

イオンとイオン結合

原子の中には、電子を1個（あるいは2個）得たり失ったりしてイオンを形成すると、より安定になるものがあります。これは、最も外側の電子殻を満たし、エネルギー的により安定した状態にするためです。電子の数が陽子の数と等しくなくなるため、イオンはそれぞれ正味の電荷を持ちます。陽イオン（cation）は、電子を失うことによって形成される正のイオンです。負のイオンは電子を得ることによって形成され、陰イオン（anion）と呼ばれます。陰イオンは元素名の語尾を「-ide」に変えて表します。したがって、塩素の陰イオンは塩化物イオン、硫黄の陰イオンは硫化物イオンとなります。

科学者たちは、このようにある元素から別の元素へ電子が移動することを電子移動（electron transfer）と呼んでいます。図2.11に示すように、ナトリウム（Na）は最も外側の電子殻に電子を1つしか持っていません。ナトリウムの場合、外側の殻を満たすために7個の電子を受け取るよりも、1個の電子を与える方がエネルギーが少なくて済みます。ナトリウムが電子を1個失うと、陽子11個、中性子11個、電子10個となり、全体として+1の電荷を持つようになります。これをナトリウムイオンと呼びます。塩素（Cl）は、最もエネルギー準位の低い状態（基底状態（ground state）と呼ばれる）では、最も外側の殻に7個の電子を持っています。繰り返しになりますが、塩素の場合、7個の電子を失うよりも、1個の電子を得る方がエネルギー効率がよくなります。したがって、塩素は電子を1個得て、陽子17個、中性子17個、電子18個のイオンになろうとします。これを塩化物イオンと呼びます。この例では、ナトリウムは殻を空にするために1つの電子を与え、塩素はその電子を受け取って殻を満たします。これで、どちらのイオンもオクテット則を満たし、最も外側の殻が満たされた状態になります。電子の数が陽子の数と等しくなくなったため、それぞれがイオンとなり、+1（ナトリウム陽イオン）または-1（塩化物陰イオン）の電荷を持つようになります。なお、これらのやり取りは通常、同時に行われることになります。ナトリウム原子が電子を失うためには、塩素原子のような適切な受け手が存在しなければなりません。

イオン結合（ionic bond）は、反対の電荷を持つイオン間で形成されます。例えば、正に帯電したナトリウムイオンと負に帯電した塩化物イオンは結合して塩化ナトリウム、つまり食塩の結晶を作り、正味の電荷がゼロの結晶性分子を作ります。

生理学者は、特定の塩を電解質（electrolyte）と呼んでいます（ナトリウム、カリウム、カルシウムなど）。電解質は、神経インパルスの伝達、筋肉の収縮、体内の水分バランスに必要です。スポーツドリンクや栄養補助食品の多くは、運動中に汗として失われた電解質を補給するために、これらのイオンを含んでいます。

共有結合、その他の結合と相互作用

オクテット則を満たすもう1つの方法は、原子間で電子を共有して共有結合（covalent bond）を形成することです。共有結合はイオン結合よりも強く、生物の分子の中ではるかに一般的です。共有結合は、DNAやタンパク質などの炭素系有機分子によく見られます。また、H₂O、CO₂、O₂などの無機分子にも共有結合が見られます。結合は、1対、2対、または3対の電子を共有することができ、それぞれ単結合、二重結合、三重結合となります。2つの原子間の共有結合が多いほど、その結合は強くなります。したがって、三重結合が最も強くなります。

このように、共有結合の強さは、生物がタンパク質やDNAの構成要素として利用するために窒素を獲得するのが難しい主な理由の1つとなっています。これは、分子状窒素（N₂）が大気中に最も多く含まれるガスであるにもかかわらずです。分子状窒素は、互いに三重結合した2つの窒素原子からなり、すべての分子と同様に、これらの3対の電子を2つの窒素原子間で共有することで、外側の電子殻が満たされ、個々の窒素原子よりも分子の方が安定になります。この強い三重結合のために、生物は窒素を分解してタンパク質やDNAの構成要素として利用することが困難になっています。

水分子の形成は、共有結合の一例です。図2.9に示すように、共有結合は、水分子を形成するために結合する水素原子と酸素原子を結びつけています。水素の電子は、水素原子の不完全な外側の殻と、酸素原子の不完全な外側の殻の間で時間を分け合っています。6個の電子を持つが、8個あればより安定する酸素の外側の殻を完全に満たすためには、2個の電子（水素原子からそれぞれ1個ずつ）が必要です。これが、よく知られた式H₂Oです。2つの元素は電子を共有することで、それぞれ外側の殻を満たし、両方の元素をより安定した状態にしています。

極性共有結合

共有結合には、極性（polar）と無極性（nonpolar）の2種類があります。極性共有結合では、図2.12に示すように、原子は電子を不平等に共有し、一方の原子核に他方よりも強く引き寄せられます。異なる元素の原子間で電子の分布が不平等になるため、わずかに正（δ⁺）またはわずかに負（δ^–）の電荷が発生します。この部分的な電荷は、水の重要な性質であり、水の多くの特性の原因となっています。

水は極性分子であり、水素原子は部分的に正の電荷を帯び、酸素原子は部分的に負の電荷を帯びています。これは、酸素原子の原子核が水素原子の電子を、水素原子の原子核が酸素原子の電子を、より強く引き寄せるためです。したがって、酸素は水素よりも電気陰性度（electronegativity）が高く、共有電子は水素原子の原子核よりも酸素原子の原子核の近くにいる時間が長いため、酸素原子と水素原子はそれぞれわずかに負と正の電荷を帯びます。別の言い方をすれば、共有電子が酸素原子核の近くに見つかる確率は、水素原子核の近くに見つかる確率よりも高いということです。いずれにしても、一方の元素が他方よりも電気陰性度が著しく高い場合には、原子の相対的な電気陰性度が部分電荷の発生に寄与し、これらの極性結合によって発生した電荷は、反対の部分電荷の引力に基づいて水素結合（hydrogen bond）を形成するために使用されます。（水素結合については、以下で詳しく説明しますが、わずかに正に帯電した水素原子と、他の分子内のわずかに負に帯電した原子との間の弱い結合です）。高分子は、電気陰性度の異なる原子が含まれていることが多いため、極性結合は有機分子によく見られます。

無極性共有結合

無極性共有結合は、同じ元素の2つの原子間、または電子を等しく共有する異なる元素間で形成されます。例えば、分子状酸素（O₂）は、2つの酸素原子間で電子が均等に分布しているため、無極性です。

図2.12は、無極性共有結合の別の例として、メタン（CH₄）を示しています。炭素は最も外側の殻に4つの電子を持っており、それを満たすためにはさらに4つの電子が必要です。炭素は、これらの4つの電子を4つの水素原子から得ます。水素原子はそれぞれ1つの電子を提供し、8つの電子の安定した外側の殻を作ります。炭素と水素は電気陰性度が同じではありませんが、近い値です。そのため、無極性結合を形成します。水素原子はそれぞれ、最も外側の殻に1つの電子を必要とします。この殻は、2つの電子を含むようになると満たされます。これらの元素は、炭素と水素原子の間で電子を等しく共有し、無極性共有結合分子を作ります。

水素結合とファンデルワールス力

元素間のイオン結合と共有結合を切断するには、エネルギーが必要です。イオン結合は共有結合ほど強くありませんが、これは生物系におけるそれらの振る舞いを決定づけるものです。しかし、すべての結合がイオン結合や共有結合であるわけではありません。分子間には、より弱い結合も形成されることがあります。頻繁に起こる弱い結合には、水素結合とファンデルワールス力（van der Waals interactions）の2つがあります。この2種類の結合がなければ、私たちが知っているような生命は存在しないでしょう。水素結合は、水を生命維持に不可欠な多くの特性を与え、細胞の構成要素であるタンパク質やDNAの構造を安定化させています。

水素を含む極性共有結合が形成されると、水素の電子は水素から離れて他の元素の方へ強く引き寄せられるため、その結合中の水素はわずかに正の電荷を帯びます。水素はわずかに正に帯電しているため、近くの負電荷に引き寄せられます。このとき、一方の分子のδ⁺の水素と、通常は酸素である電気陰性度の高い原子を持つもう一方の分子のδ^–電荷との間に、弱い相互作用が起こります。科学者たちはこの相互作用を水素結合と呼んでいます。このような結合は一般的であり、水分子間では日常的に起こっています。個々の水素結合は弱く、簡単に切断されます。しかし、水や有機高分子の中では非常に多くの水素結合が存在し、複合的に大きな力を発揮します。また、水素結合は、DNAの二重らせんをジッパーのように閉じる役割も担っています。

水素結合と同様に、ファンデルワールス力は、分子間の弱い引力または相互作用です。ファンデルワールス力は、任意の2つ以上の分子間で発生する可能性があり、原子を中心とした電子の密度のわずかな変動に依存しており、これは必ずしも対称的ではありません。これらの引力が働くためには、分子同士が非常に近接している必要があります。これらの結合は、イオン結合、共有結合、水素結合とともに、細胞内のタンパク質の立体構造に寄与し、その適切な機能に必要とされています。

キャリアパス

医薬品化学者

医薬品化学者（Pharmaceutical chemist）は、新薬の開発や、新旧の医薬品の作用機序の解明を担っています。彼らは、医薬品開発のあらゆる段階に関わっています。医薬品は、自然環境の中に見つけることも、実験室で合成することもできます。多くの場合、化学者は、より安全で効果の高いものにするために、実験室で天然の医薬品候補を化学的に変化させます。また、天然に見られる医薬品の代わりに、合成された医薬品が使用されることもあります。

医薬品が最初に発見または合成された後、化学者はその医薬品を開発します。例えば、化学的に改変したり、毒性がないかどうかをテストしたり、効率的な大量生産の方法を設計したりします。そして、ヒトへの使用を承認するためのプロセスが始まります。米国では、食品医薬品局（FDA）が医薬品の承認を行っています。このプロセスでは、人体を用いた一連の大規模な実験を行い、医薬品が有害ではなく、目的とする病気を効果的に治療することを確認します。このプロセスには、多くの場合、数年の歳月を要し、試験を完了して承認を得るためには、化学者だけでなく、医師や科学者の参加が必要です。

もともと生物から発見された医薬品の例としては、乳がんの治療薬として用いられる抗がん剤のパクリタキセル（タキソール）（Paclitaxel (Taxol)）があります。この薬は、太平洋イチイの樹皮から発見されました。もう1つの例は、もともとヤナギの木の樹皮から分離されたアスピリン（aspirin）です。医薬品を見つけるということは、多くの場合、植物、菌類、その他の生物のサンプルを何百種類もテストして、生物活性のある化合物が含まれているかどうかを確認することを意味します。時には、伝統医学が現代医学に、活性化合物をどこで見つければよいかの手がかりを与えてくれることがあります。例えば、人類は古代エジプトに遡る数千年の間、ヤナギの樹皮を使って薬を作ってきました。しかし、1800年代後半になって初めて、科学者や製薬会社がアスピリン分子であるアセチルサリチル酸を精製し、人間が使用するために販売するようになりました。

時には、ある用途のために開発された医薬品が、予期せぬ効果を持つことがあり、他の無関係な用途に使用できることがあります。例えば、ミノキシジル（ロゲイン）（minoxidil (Rogaine)）は、もともと高血圧の治療薬として開発されました。しかし、ヒトでの試験の結果、この薬を服用すると新しい毛が生えてくることがわかりました。最終的に製薬会社は、この薬を脱毛症の人に、失われた髪を取り戻すために販売するようになりました。

最後に、医薬品化学者は、医薬品にマイナスの効果や、効果がないことを発見することもあります。1960年代初頭、発明家、医師、そして米国の議員までもが、クレビオゼン（Krebiozen）という新薬に抗がん作用があると主張し、積極的に販売を開始しました。FDAの化学者であるAlma Levant Haydenと彼女のチームは、赤外分光法を用いて、この「奇跡の薬」がクレアチンと呼ばれるありふれた化合物に過ぎないことを発見しました。医薬品化学者のキャリアは、探偵のような仕事、実験、医薬品開発など、すべて人間の健康を目標としています。