Legatura covalenta Atomii vin în contact unii cu alţii pentru a crea Universul. Vă mai aduceţi aminte probabil de sintagme ca "legătură covalentă" ori "legătură ionică" din vremea când eraţi în şcoală. Dar vă mai aduceţi aminte ce sunt? Aţi înţeles de fapt vreodată cum funcţionează acestea şi care este semnificaţia lor? Dacă nu, citiţi acest articol (video inclus).

INTRODUCERE

Tabelul periodic al elementelor cuprinde toate tipurile de atom; atomi de acelaşi tip pot forma diferite substanţe, ca, de exemplu, aurul, argintul, fierul etc. Există însă şi milioane de alte substanţe create în urma unor combinaţii ale atomilor tabelului periodic.

Atunci când atomii vin în contact unii cu alţii, aceştia formează diferite tipuri de legături chimice, iar compuşii ori moleculele rezultate sunt caracterizate de un set complet nou de proprietăţi fizice şi chimice. În cele ce urmează vom face o trecere în revistă a diferitelor tipuri de legături chimice, examinând pentru început cel mai abundent element chimic prezent în Univers - hidrogenul.

 


LEGĂTURA COVALENTĂ

Un atom de hidrogen are o structură extrem de simplă, fiind format dintr-un proton şi un electron. Protonul are o sarcină electrică pozitivă şi este situat în centrul atomului, iar electronul are sarcină electrică negativă şi ocupă un spaţiu mai mare în jurul nucleului atomic, sub forma unui nor electronic. Acest aşa-numit nor electronic care înconjoară nucleul atomului de hidrogen este adesea referit prin termenul "orbital". Orbitalul conţine practic toate poziţiile (punctele din spaţiu) în care este probabil să localizăm un electron.

E momentul să introducem în discuţie încă un atom de hidrogen. Pe măsură ce apropiem lent cei doi atomi de hidrogen unul de altul, energia lor combinată variază. Vom reprezenta această variaţie de energie funcţie de distanţa între atomi pe graficul următor:

 


 

Grafic energie distanta

 

 

Se poate observa că pentru un timp nu apare nicio modificare a valorii energiei, dar  pe măsură ce atomii se apropie mai mult unul de altul, energia lor începe să scadă, pentru a atinge în cele din urmă o valoare minimă. Semnificaţia atingerii acestui punct de minim este că molecula rezultată din combinarea celor doi atomi de hidrogen a ajuns la o configuraţie stabilă.

Distanţa la care energia atinge valoarea minimă poartă numele de distanţă de legătură, iar în momentul apropierii la această distanţă cei doi atomi şi-au pus practic în comun electronii. Avem de-a face cu o legătură covalentă, după realizarea căreia nu mai vorbim despre doi atomi individuali de hidrogen, ci despre o moleculă H2. Apropierea suplimentară a celor doi atomi duce, aşa cum se poate vedea pe grafic, la o creştere majoră a energiei, deoarece sarcinile electrice pozitive ale protonilor se resping foarte puternic.

LEGĂTURA COVALENTĂ POLARĂ

Legăturile covalente sunt caracterizate de diferite lungimi de legătură şi variază ca tărie a legăturii, în funcţie de atomii participanţi. Aceste legături sunt deseori reprezentate grafic sub forma unor linii, puncte ori bare între atomi. Desigur, avem de-a face cu simple reprezentări grafice ale locurilor în care electronii se poziţionează între atomii - părţi componente ale compuşilor rezultanţi. În cazul unei legături covalente, electronii sunt partajaţi, dar nu neapărat în mod egal, adică nu neapărat dispuşi la distanţe egale de atomii participanţi la legătură.

Legatura covalenta polara
Legătura covalentă - o reprezentare grafică

 

 

Să înlocuim de pildă un atom de hidrogen cu unul de fluor. Iată ce se va întâmpla cu electronii din cadrul atomului de fluor. Fluorul, prin natura sa, exercită o atracţie mai puternică asupra propriilor electroni prin comparaţie cu hidrogenul. Fluorul îşi pune în comun electronii, dar nu în mod similar cu felul în care o face hidrogenul. Aceasta deoarece fluorul atrage electronii partajaţi mai aproape de nucleul său, distanţa faţă de nucleul de hidrogen fiind prin urmare mai mare. Acest tip de legătură poartă numele de legătură covalentă polară.

ELECTRONEGATIVITATEA

Fiecare element cuprins în tabelul periodic are tendinţa de a-şi apropia electronii dintr-o legătură chimică. Această proprietate poartă numele de electronegativitate. Mai exact, electronegativitatea reprezintă capacitatea unui atom de a atrage spre el electronii unei legături pe care o formează într-o combinaţie chimică. Dacă modificăm tabelul lui Mendeleev pentru a evidenţia şi electronegativitatea elementelor chimice, acesta va arăta puţin diferit, ca mai jos.

 

Tabelul periodic modificat
Tabelul lui Mendeleev modificat pentru a evidenţia electronegativitatea elementelor

 

 

De remarcat că elementele din partea stângă a tabelului, metalele, au asociate valori foarte scăzute ale electronegativităţii. Acestea nu îşi apropie deloc electronii partajaţi într-o legătură chimică. Mai mult decât atât, aceste elemente renunţă chiar la electronii aceştia în totalitate.

NaCl - CLORURA DE SODIU (sarea de bucătărie)

Aşa cum ştim cu toţi, sarea de bucătărie are în compunere sodiu şi clor şi poartă numele "ştiinţific" de clorură de sodiu. La formarea moleculelor de sare de masă, sodiul renunţă la un electron şi devine încărcat pozitiv din punct de vedere electric (ion pozitiv). Atomii de clor, caracterizaţi de o electronegativitate mai mare, iau în primire electronii cedaţi de atomii de sodiu, devenind negativi ca sarcină electrică (ioni negativi).

Acum intră în scenă o regulă celebră: sarcinile electrice opuse se atrag. Astfel că atomii de sodiu şi clor se atrag reciproc datorită sarcinilor lor electrice diferite. Dacă suficient de mulţi atomi sunt implicaţi în legături, se poate ajunge în cele din urmă la ceva comparabil ca mărime cu un grăunte de sare.

LEGĂTURA IONICĂ

Acest tip de legătură descris anterior în cazul clorurii de sodiu poartă numele de legătură ionică. Această legătură este caracterizată de o forţă de atracţie foarte puternică între ionii pozitivi şi negativi. Majoritatea diferenţiază acest tip de legătură de una covalentă spunând că în cazul legăturilor ionice electronii sunt schimbaţi, cedaţi de la un atom la celălalt, iar nu partajaţi ori puşi în comun.

Legăturile ionice sunt extrem de puternice - mai puternice decât cele covalente. Această diferenţă este foarte uşor de observat în viaţa de zi cu zi. De pildă, pe de o parte,topirea zahărului - echivalentă la nivel chimic cu ruperea unei legături covalente - este un procedeu simplu de realizat şi în urma căruia ia naştere caramelul. Pe de altă parte, topirea sării de bucătărie este foarte dificil de realizat, procedeul presupunând încălzirea la temperaturi mai mari de 800 de grade Celsius.

Legăturile ionice sunt, de asemenea, foarte stabile.

LEGĂTURA DE HIDROGEN şi rolul ei în cadrul moleculei de ADN

Foarte importantă şi mult mai slabă decât legăturile covalentă şi ionică este legătura de hidrogen. Atunci când un atom de hidrogen vine în contact cu un atom de mici dimensiuni, puternic electronegativ, precum fluorul, oxigenul ori azotul - molecula rezultată are electronii atât de apropiaţi de atomul mai mare, încât nucleul de hidrogen - unicul proton al acestuia - este practic izolat într-un capăt al moleculei.

Astfel că acesta va forma legături cu partea negativă a oricărei alte molecule legată printr-o legătură covalentă polară. Acest tip de legătură se numeşte legătură de hidrogen.

Diferenţa de tărie între toate aceste tipuri de legături este un detaliu fundamental, care permite moleculei de ADN să se autoreplice. Legăturile care menţin laolaltă cele două părţi ale spiralei duble de ADN (A-urile cu T-urile, respectiv C-urile cu  G-urile) sunt legături de hidrogen şi sunt foarte slabe prin comparaţie cu legăturile care unesc "literele" de "magistrala principală", dar şi faţă de legăturile care menţin spirala într-o bucată. Acest lucru permite celor două părţi ale moleculei de ADN să se desprindă foarte uşor una de alta, o jumătate putând juca ulterior rolul de „şablon” în procesul de replicare.

Am putea concluziona aşadar că viaţa există datorită acestor tipuri de legături chimice - cine şi-ar fi imaginat acest scenariu?



Notă: articolul de mai sus este adaptarea textului folosit în film.

Traducerea: Scientia.ro.
Credit: www.cassiopeiaproject.com.