Legături chimice

Viețuitoarele sunt alcătuite din atomi, dar în majoritatea cazurilor acești atomi nu plutesc individual. Mai exact, interacționează cu alți atomi (sau grupuri de atomi).

De exemplu, atomii ar putea fi conectați prin legături puternice și organizați în molecule sau cristale. Sau ar putea forma legături temporare, slabe, cu alți atomi cu care se ciocnesc sau se întâlnesc. Atât legăturile puternice care țin moleculele împreună, cât și legăturile mai slabe care creează conexiuni temporare sunt esențiale pentru chimia corpurilor noastre și pentru existența vieții în sine.

De ce se formează legături chimice? Răspunsul simplu este că atomii încearcă să atingă starea cea mai stabilă (cu cea mai mică energie) posibilă. Mulți atomi devin stabili atunci când stratul lor de valență este ocupat cu electroni sau când satisfac regula octetului (având opt electroni de valență). Dacă atomii nu au acest aranjament, vor „dori” să-l atingă prin primirea, pierderea sau partajarea electronilor prin legături.

Unii atomi devin mai stabili primind sau cedând un întreg electron (sau mai mulți electroni). Atunci când fac acest lucru, atomii formează ioni sau particule cu sarcină. Primirea sau pierderea electronilor pot conferi unui atom un strat extern de electroni plin și îl pot face mai stabil din punct de vedere energetic.

Ionii sunt de două tipuri. Cationii sunt ioni pozitivi formați prin pierderea electronilor. De exemplu, un atom de sodiu pierde un electron pentru a deveni un cation de sodiu, ${\text{Na}}^{+}$‍. Ionii negativi sunt formați prin primire de electroni și se numesc anioni. Anionii sunt denumiți folosind terminația „ură”: de exemplu, anionul de clor (${\text{Cl}}^{-}$‍) se numește clorură.

Când un atom pierde un electron și un alt atom primește acel electron, procesul se numește transfer de electroni. Atomii de sodiu și clor oferă un bun exemplu de transfer de electroni.

Sodiul (Na) are un singur electron în învelișul său exterior, deci este mai ușor (mai favorabil din punct de vedere energetic) pentru sodiu să doneze acel electron decât să găsească încă șapte electroni care să umple învelișul exterior. Din acest motiv, sodiul tinde să-și piardă singurul electron, formând Na${}^{+}$‍.

Pe de altă parte, clorul (Cl) are șapte electroni în stratul său exterior. În acest caz, este mai ușor pentru clor să primească un electron decât să piardă șapte, deci tinde să preia un electron și să devină Cl${}^{-}$‍.

Când sodiul și clorul sunt combinate, sodiul își va dona singurul electron pentru a-și goli învelișul, iar clorul va accepta acel electron pentru a-și umple învelișul. Ambii ioni satisfac acum regula octetului și au straturi exterioare complete. Deoarece numărul de electroni nu mai este egal cu numărul de protoni, fiecare atom este acum un ion și are sarcina +1 (Na${}^{+}$‍) sau –1 (Cl${}^{-}$‍).

În general, pierderea unui electron de către un atom și primirea unui electron de către un alt atom trebuie să se întâmple în același timp: pentru ca un atom de sodiu să piardă un electron, trebuie să existe un atom adecvat care să-l primească, ca unul de clor.

Legăturile ionice sunt legături formate între ioni cu sarcini opuse. De exemplu, ionii de sodiu încărcați pozitiv și ionii de clorură încărcați negativ se atrag reciproc pentru a produce clorură de sodiu sau sare de masă. Sarea de masă, ca mulți compuși ionici, nu constă dintr-un singur ion de sodiu și un ion clorură; în schimb, conține mulți ioni aranjați într-un model 3D repetabil, previzibil (un cristal).${}^1$‍

Anumiți ioni sunt denumiți în fiziologie ca electroliți (inclusiv sodiu, potasiu și calciu). Acești ioni sunt necesari pentru conducerea impulsului nervos, contracțiile musculare și echilibrul apei. Multe băuturi sportive și suplimente alimentare oferă acești ioni pentru a-i înlocui pe cei pierduți din corp prin transpirație în timpul exercițiului.

O altă modalitate prin care atomii pot deveni mai stabili este prin punerea în comun a electronilor (mai degrabă decât a-i câștiga sau pierde în totalitate), formând astfel legături covalente. Legăturile covalente sunt mai comune decât legăturile ionice în moleculele organismelor vii.

De exemplu, legăturile covalente sunt esențiale pentru structura moleculelor organice pe bază de carbon, ca de exemplu ADN-ul nostru și proteinele. Legăturile covalente se găsesc, de asemenea, în molecule anorganice mai mici, precum ${\text{H}}_2\text{O}$‍, ${\text{CO}}_2$‍ și ${\text{O}}_2$‍. Una, două sau trei perechi de electroni pot fi puse în comun între atomi, rezultând astfel legături simple, duble, respectiv triple. Cu cât sunt puși în comun mai mulți electroni între doi atomi, cu atât mai puternică va fi legătura lor.

Ca exemplu de legătură covalentă, putem să aruncăm o privire la apă. O singură moleculă de apă, ${\text{H}}_2\text{O}$‍, este formată din doi atomi de hidrogen legați de un atom de oxigen. Fiecare hidrogen pune în comun un electron cu oxigenul, iar oxigenul își pune în comun unul dintre electroni cu fiecare hidrogen:

Electronii puși în comun își împart timpul între stratul de valență al atomilor de hidrogen și oxigen, oferind fiecărui atom ceva asemănător unui strat complet de valență (doi electroni pentru H, opt pentru O). Acest lucru face ca moleculele de apă să fie mult mai stabile decât ar fi fost atomii ei de unii singuri.

Există două tipuri de legături covalente elementare: polare și nepolare. Într-o legătură covalentă polară, electronii sunt puși în comun de atomi, în mod inegal, și își petrec majoritatea timpului mai aproape de un atom decât de celălalt. Datorită distribuției inegale a electronilor între atomii diferitelor elemente, apar încărcături ușor pozitive (δ+) și ușor negative (δ–) în diferite părți ale moleculei.

Într-o moleculă de apă (prezentată mai sus), legătura dintre oxigen și fiecare hidrogen este o legătură polară. Oxigenul este un atom mai electronegativ decât hidrogenul, ceea ce înseamnă că atrage mai puternic electronii puși în comun, deci oxigenul apei are o sarcină parțial negativă (are o densitate mare de electroni), în timp ce hidrogenul are o sarcină parțial negativă (are o densitate mică de electroni).

În general, electronegativitatea relativă a celor doi atomi de hidrogen dintr-o legătură — adică tendințele lor de a „acapara” electronii puși în comun — va determina dacă o legătură covalentă este polară sau nepolară. Ori de câte ori un element este cu puțin mai electronegativ decât celălalt, legătura dintre ele va fi polară, aceasta însemnând că un capăt va avea o sarcină ușor pozitivă și celălalt o sarcină ușor negativă.

Legăturile covalente nepolare se formează între doi atomi ai aceluiași element sau între atomi ai unor elemente diferite, care împart electronii mai mult sau mai puțin egal. De exemplu, oxigenul molecular (${\text{O}}_2$‍) este nepolar, deoarece electronii sunt distribuiți în mod egal între cei doi atomi de oxigen.

Un alt exemplu de legătură covalentă nepolară se găsește în metan (${\text{CH}}_4$‍). Carbonul are patru electroni în stratul său exterior și are nevoie de alți patru pentru a avea structură stabilă de octet. Îi primește prin punerea în comun de electroni cu patru atomi de hidrogen, dintre care fiecare asigură un singur electron. Reciproc, atomii de hidrogen au nevoie de un electron pentru a-și completa stratul exterior, pe care îl vor primi sub forma unui electron pus în comun de către carbon. Deși carbonul și hidrogenul nu au exact aceeași electronegativitate, sunt destul de asemănători, deci legăturile dintre carbon și hidrogen sunt considerate nepolare.

Legăturile covalente și ionice sunt ambele considerate legături puternice. Totuși, se pot forma și alte tipuri de legături temporare între atomi și molecule. Două tipuri de legături slabe, care pot fi întâlnite adesea în biologie, sunt legăturile de hidrogen și forțele de dispersie London.

Nu vrem să fim dramatici, dar fără aceste două tipuri de legături, viața așa cum o știm noi nu ar exista! De exemplu, legăturile de hidrogen asigură multe proprietăți ale apei de susținere a vieții și stabilizează structurile proteinelor și ADN-ului, ambele componente cheie ale celulelor.

Într-o legătură covalentă polară, care conține hidrogen (de exemplu, o legătură O-H din molecula apei), hidrogenul o să aibă o sarcină ușor pozitivă, deoarece electronii de legătură sunt atrași mai puternic spre celălalt element. Din cauza acestei sarcini ușor pozitive, hidrogenul va fi atras către orice sarcini negative învecinate. Această interacțiune se numește legătură de hidrogen.

Legăturile de hidrogen sunt frecvente și moleculele de apă în particular formează multe asemenea legături. Legăturile individuale de hidrogen sunt slabe și pot fi rupte cu ușurință, dar multe legături de hidrogen laolaltă pot fi foarte puternice.

Ca legăturile de hidrogen, forțele de dispersie London sunt atracții slabe între molecule. Totuși, spre deosebire de legăturile de hidrogen, pot să apară între atomi sau molecule de orice tip și depind de dezechilibrele temporare în distribuția electronică.

Cum funcționează acest lucru? Deoarece electronii sunt în continuă mișcare, o să fie momente în care electronii unui atom sau ai unei molecule sunt grupați împreună, creând astfel o sarcină parțial negativă într-o parte a moleculei (și o sarcină parțial pozitivă în cealaltă). Dacă o moleculă cu acest tip de dezechilibru de sarcină este foarte aproape de o altă moleculă, poate cauza o redistribuire asemănătoare în cea de-a doua moleculă și sarcinile temporar pozitive și negative ale celor două molecule se vor atrage reciproc.${}^2$‍

Legăturile de hidrogen și forțele de dispersie London sunt ambele exemple de forțe van der Waals, un termen general pentru interacțiunile intermoleculare, care nu implică legături ionice sau covalente.${}^3$‍ Unele manuale folosesc termenul „forțe van der Waals” pentru a se referi numai la forțele de dispersie London, deci asigură-te că știi ce definiție folosește manualul sau profesorul tău.

Atât legăturile puternice, cât și cele slabe joacă un rol important în chimia celulelor și organismelor noastre. De exemplu, legăturile covalente puternice țin împreună elementele componente care formează o catenă de ADN. Cu toate acestea, legături de hidrogen mai slabe țin laolaltă două componente ale helixului dublu al ADN-ului. Aceste legături mai slabe mențin ADN-ul stabil, dar îi permit și să se deschidă pentru copiere și utilizare de către celule.

Mai general, legăturile dintre ioni, moleculele de apă și moleculele polare se formează și se rup constant în mediul apos al unei celule. În acest context, moleculele de diferite tipuri pot și vor interacționa între ele cu ajutorul atracțiilor slabe, bazate pe sarcină. De exemplu, ionul de Na${}^{+}$‍ poate interacționa cu o moleculă de apă într-un moment, și cu partea încărcată negativ a unei proteine, în următorul moment.

Ceea ce este cu adevărat uimitor este să te gândești că miliarde de astfel de interacțiuni ale legăturilor chimice — puternice și slabe, stabile și temporare — au loc în corpurile noastre chiar acum, ținându-ne laolaltă și ajutându-ne să funcționăm normal!