La nivel fundamental, viața este formată din materie. Materia reprezintă orice substanță care ocupă spațiu și are masă. Elementele chimice sunt forme unice ale materiei, cu proprietăți fizice și chimice specifice și care nu pot fi descompuse în alte substanțe mai mici prin reacții chimice obișnuite. Există 118 elemente, dintre care doar 98 apar în mod natural, restul fiind sintetizate în laborator și fiind instabile.
Fiecare element chimic este desemnat printr-un simbol chimic, reprezentat de o singură literă majusculă sau de o combinație de două litere – de exemplu, C pentru carbon sau Ca pentru calciu.
Cele patru elemente chimice întâlnite în mod obișnuit la toate ființele vii sunt carbonul (C), hidrogenul (H), oxigenul (O) și azotul (N). În lumea nevie, elementele se întâlnesc în diferite proporții, iar unele elemente frecvente la organismele vii sunt relativ rare pe Pământ în ansamblu, după cum se poate observa din Tabelul 1. De exemplu, atmosfera este bogată în azot și oxigen, dar este săracă în carbon și hidrogen, în timp ce scoarța planetei noastre, deși conține oxigen și hidrogen, are puțin carbon și azot.
În ciuda diferențelor în privința abundenței, toate elementele chimice și reacțiile chimice dintre acestea se supun acelorași legi fizice și chimice, indiferent dacă fac parte din lumea vie sau din lumea nevie.
| Element | Viață (Oameni) | Atmosferă | Scoarța terestră |
|---|---|---|---|
| Oxigen (O) | 65% | 21% | 46% |
| Carbon (C) | 18% | Urme | Urme |
| Hidrogen (H) | 10% | Urme | 0,1% |
| Azot (N) | 3% | 78% | Urme |
Structura atomului
Pentru a înțelege cum s-au format elementele chimice, mai întâi trebuie să discutăm despre atomi, cele mai mici componente ale elementelor chimice. Atomul este cea mai mică unitate a materiei care păstrează proprietățile unui element chimic. De exemplu, un atom de aur prezintă toate proprietățile aurului, inclusiv reactivitatea chimică. O monedă de aur este doar o masă formată dintr-un număr foarte mare de atomi de aur și conține cantități mici din alte elemente, denumite impurități. Atomii de aur nu pot fi descompuși în alte componente mai mici care să păstreze proprietățile aurului.
Un atom este compus din două regiuni: nucleul, care este localizat în centrul atomului și conține protoni și neutroni, și regiunea exterioară, care conține electronii aflați pe orbită în jurul nucleului, după cu este ilustrat în Figura 1. Atomii conțin protoni, neutroni și electroni, alături de alte particule subatomice. Hidrogenul reprezintă o excepție, deoarece este format doar dintr-un proton și un electron, fără a avea neutroni.
Figura 1 – Elementele chimice, cum este heliul, figurat mai sus, sunt formate din atomi. Atomii sunt formați din protoni și neutroni, aflați în nucleu, și electroni, aflați pe orbită în jurul nucleului.
Protonii și neutronii au aproximativ aceeași masă, în jur de 1,67 × 10-24 grame. Oamenii de știință numesc această masă drept o unitate atomică de masă sau un Dalton. Deși au mase similare, protonii și neutronii diferă în privința sarcinii electrice. Un proton are o sarcină electrică pozitivă, în timp ce un neutron este neutru (nu are sarcină electrică). Așadar, numărul de neutroni dintr-un atom contribuie la masa sa, dar nu și la sarcina sa electrică.
Electronii au o masă mult mai mică decât cea a protonilor, de doar 9,11 × 10-28 grame – adică 1/1800 din unitatea atomică de masă. Deci ei nu contribuie prea mult la unitatea atomică de masă a unui element. Prin urmare, atunci când se calculează masa unui atom, este o practică obișnuită ignorarea masei electronilor și luarea în considerare doar a masei protonilor și neutronilor.
Cu toate că nu au o contribuție semnificativă la masa unui atom, electronii contribuie semnificativ la sarcina electrică a atomului, deoarece fiecare electron are o sarcină negativă egală cu sarcina pozitivă a unui proton. În cazul atomilor fără sarcină electrică, adică atomii neutri, numărul electronilor este egal cu cel al protonilor; în acești atomi, sarcinile pozitive și negative se anulează reciproc, ducând la un atom lipsit de sarcină electrică.
Având în vedere mărimile protonilor, neutronilor și electronilor, cea mai mare parte a volumului unui atom (peste 99%) este spațiu liber.
Numărul atomic și numărul de masă
Atomii fiecărui element chimic conțin un număr caracteristic de protoni și electroni. Numărul de protoni determină numărul atomic al unui element chimic și este utilizat pentru a diferenția un element chimic de altul. Numărul de neutroni este variabil, ceea face posibilă existența izotopilor, care reprezintă forme diferite ale aceluiași atom în care variază numărul de neutroni.
Numărul de protoni și numărul de neutroni ai unui element chimice determină numărul de masă al acestuia, după cum este ilustrat în Figura 2. Această aproximație a masei poate fi utilizată pentru a stabili cu ușurință numărul de neutroni dintr-un element chimic, prin scăderea numărului de protoni din numărul de masă.
Figura 2 – Carbonul are numărul atomi 6 și doi izotopi stabili cu numerele de masă 12 și 13. Masa sa atomică relativă este 12,011.
Deoarece izotopii unui element chimic au numere de masă ușor diferite, oamenii de știință determină și masa atomică, adică media numerelor de masă ale izotopilor naturali ai unui element chimic. De obicei, numărul obținut este cu virgulă. De exemplu, masa atomică a clorului (Cl) este 35,45, deoarece acest element chimic este compus din mai mulți izotopi, majoritatea cu masa atomică 35 (17 protoni și 18 neutroni) și câțiva cu masa atomică de 37 (17 protoni și 20 de neutroni).
Izotopii
Izotopii sunt forme diferite ale unui element chimic care prezintă același număr de protoni, dar un număr diferit de neutroni. Unele elemente chimice, cum sunt carbonul, potasiul și uraniul, au izotopi ce apar în mod natural. Carbonul-12 conține șase protoni, șase neutroni și șase electroni; deci el are numărul de masă 12 (6 protoni + 6 neutroni). Carbonul-14 conține șase protoni, opt neutroni și șase electroni; deci el are numărul de masă 14 (6 protoni + 8 neutroni). Aceste două forme ale carbonului sunt izotopi.
Unii izotopi pot emite neutroni, protoni și electroni pentru a dobândi o configurație atomică mai stabilă (un nivel mai redus al energiei potențiale); aceștia sunt izotopi radioactivi sau radioizotopi. Dezintegrarea radioactivă descrie pierderea de energie ce apare atunci când nucleul unui atom instabil emite radiații.
Datarea cu carbon
Carbonul este prezent în atmosferă sub formă de compuși gazoși, cum sunt dioxidul de carbon și metanul. Carbonul-14 (14C) este un radioizotop natural creat în atmosferă din azotul-14 (14N), prin adăugarea unui neutron și pierderea unui proton sub acțiunea razelor cosmice. Acest proces este continuu, deci 14C este creat permanent.
Pe măsură ce organismele vii înmagazinează 14C sub formă de dioxid de carbon, prin procesul de fotosinteză, cantitatea relativă de 14C din organism este egală cu concentrația de 14C din atmosferă. După ce organismul moare, el nu mai fixează 14C, deci raportul dintre 14C și 12C se va reduce pe măsură ce 14C se dezintegrează gradual în azot-14 (14N) printr-un proces denumit dezintegrare beta – emisia de electroni sau pozitroni. Acest tip de dezintegrare eliberează energia în mod lent.
După aproximativ 5.730 de ani, jumătate din concentrația inițială de 14C va fi fost convertită în 14N. Timpul necesar pentru ca jumătate din concentrația originală a unui izotop să se dezintegreze într-o formă mai stabilă se numește timp de înjumătățire. Deoarece timpul de înjumătățire al 14C este lung, acest izotop este utilizat pentru a data fragmente de organisme care au trăit odinioară, cum sunt oasele sau lemnul.
Comparând raportul dintre concentrația 14C din fragmentul respectiv cu concentrația de 14C din atmosferă, poate fi calculată cantitatea de izotop care nu s-a dezintegrat încă. Pe baza acestei cantități, poate fi determinată cu acuratețe vârsta materialului, dacă aceasta nu este mai mare de circa 50.000 de ani.
Alte elemente chimice au izotopi cu timpi de înjumătățire diferiți. De exemplu, 40K (potasiul-40) are un timp de înjumătățire de 1,25 miliarde de ani, iar 235U (uraniul-235) are un timp de înjumătățire de aproximativ 700 de milioane de ani.
Prin datarea radiometrică, oamenii de știință pot stabili vârsta fosilelor sau a altor rămășițe ale organismelor dispărute.
Tabelul periodic al elementelor
Elementele chimice sunt organizate și afișate sub forma tabelului periodic al elementelor. Conceput de chimistul rus Dmitri Mendeleev în anul 1869, tabelul grupează elementele care, deși sunt unice, ele împărtășesc anumite proprietăți chimice cu alte elemente. Proprietățile elementelor chimice sunt responsabile pentru starea lor fizică la temperatura camerei: ele pot fi gaze, lichide sau solide. Elementele au, de asemenea, o reactivitate chimică specifică – capacitatea de a se combina și de a forma legături chimice unul cu celălalt.
În cadrul tabelului periodic, prezentat în Figura 3, elementele chimice sunt organizate și afișate în funcție de numărul atomic și sunt aranjate sub formă de perioade și grupe pe baza proprietăților lor fizice și chimice.
Figura 3 – Tabelul periodic al elementelor. | Sursa: GERD ALTMANN/PIXABAY
Tabelul periodic grupează elementele pe baza proprietăților chimice. Diferențele de reactivitatea chimică dintre elemente au la bază numărul și distribuția spațială a electronilor din componența atomilor. Atomii care reacționează chimic și stabilesc legături unul cu celălalt formează molecule. Moleculele sunt atomi legați unul de celălalt prin legături chimice. Logic vorbind, atunci când doi atomi se asociază pentru a forma o moleculă, electronii lor sunt primii care vin în contact pe măsură ce atomii formează legătura chimică.
Învelișuri de electroni și modelul Bohr
Trebuie menționat că există o legătură între numărul de protoni dintr-un element chimic, numărul atomic care distinge un element chimic de altul și numărul de electroni. La toți atomii neutri, numărul electronilor este egal cu numărul protonilor. Așadar, fiecare element, cel puțin atunci când este neutru, are un număr caracteristic de electroni egal cu numărul său atomic.
Primul model al unui atom a fost propus în anul 1913, de către savantul danez Niels Bohr (1885-1962). Modelul Bohr arată atomul sub forma unui nucleu central ce conține protoni și neutroni, înconjurat de electroni situați pe orbitali circulari localizați la distanțe specifice față de nucleu, după cum este ilustrat în Figura 4. Acești orbitali formează învelișuri de electroni sau niveluri energetice. Nivelurile energetice sunt desemnate printr-un număr și litera „n”. De exemplu, 1n reprezintă primul nivel energetic, situat cel mai aproape de nucleu.
Figura 4 – Modelul Bohr a fost propus de Niels Bohr în anul 1913. Potrivit acestui model, electronii există în învelișuri principale. În mod normal, un electron există în învelișul cu energia cea mai mică, adică învelișul cel mai apropiat de nucleu. Energia unui foton poate muta electronul pe un înveliș superior, însă această stare este instabilă, iar electronul tinde să revină rapid la starea inițială. Prin acest proces se emite un foton.
Electronii ocupă orbitalii într-o manieră ordonată: mai întâi sunt ocupați orbitalii cei mai apropiați de nucleu, apoi sunt ocupați orbitalii cu niveluri energetice mai ridicate situați mai departe de nucleu. Dacă există mai mulți orbitali cu energie egală, atunci ei vor fi ocupați cu câte un electron pe fiecare nivel energetic, înainte ca al doilea electron să fie adăugat. Electronii de pe orbitalii cei mai depărtați de nucleu determină stabilitatea chimică a atomului și tendința acestuia de a stabili legături chimice cu alți atomi pentru a forma molecule.
În condiții standard, electronii ocupă mai întâi învelișurile interioare, ceea ce duce adesea la un număr variabil de electroni pe orbitalii exteriori. Învelișul cel mai apropiat de nucleu poate avea maxim doi electroni, însă următoarele două învelișuri pot avea fiecare maxim opt electroni. Aceasta este cunoscută sub denumirea de regula octetului, care stipulează că, exceptând învelișul cel mai apropiat de nucleu, atomii sunt mai stabili din punct de vedere electronic atunci când posedă opt electroni în învelișul (stratul) de valență – învelișul cel mai îndepărtat de nucleu.
De exemplu, heliul are doar un sigur înveliș electronic (învelișul 1n), ocupat cu doi electroni. Neonul are învelișul exterior (învelișul 2n) ocupat cu opt electroni. În schimb, clorul și sodiul posedă șapte, respectiv un singur electron în învelișul de valență (învelișul 3n), deși ar fi mai stabili dacă ar urma regula octetului.
Atomii de heliu (He), neon (Ne) și argon (Ar) din grupa 18 a tabelului periodic au ocupate complet învelișurile de valență, motiv pentru care nu mai au nevoie de electroni de la alți atomi pentru a deveni stabili; aceste elemente sunt extrem de stabile și se numesc gaze inerte (sau gaze nobile).
În schimb, elementele hidrogen (H), litiu (Li) și sodiu (Na) din grupa 1 au un singur electron în învelișul de valență. Aceasta înseamnă că ei pot atinge o configurație stabilă prin donarea sau primirea unui electron de la un alt atom sau moleculă, cum este apa. Hidrogen va dona sau va primit un electron pentru a atinge configurația stabilă, iar litiul și sodiul își vor dona electronul pentru a deveni stabili. Ca rezultat al pierderii electronului cu sarcină negativă, ei vor deveni ioni încărcați pozitiv.
Elementele din grupa 17, inclusiv fluorul și clorul, prezintă șapte electroni în stratul de valență, deci au tendința de a-și completa acest strat cu un electron provenit de un alt atom sau moleculă, ceea ce îi transformă în ioni încărcați negativ.
Elementele din grupa 14, dintre care carbonul este cel mai important pentru lumea vie, prezintă patru electroni în învelișul lor exterior, fapt ce le permite să stabilească legături covalente cu alți atomi.
Orbitali
Modelul Bohr al atomului nu reflectă cu acuratețe modul în care electronii sunt distribuiți spațial în jurul nucleului. Ei nu înconjoară nucleul așa cum Pământul orbitează în jurul Soarelui, ci se găsesc pe orbitali. Forma relativ complexă a orbitalilor se datorează faptului că electronii nu se comportă doar ca particule, ci și ca unde. Ecuațiile matematice din mecanica cuantică denumite funcții de undă pot prezice cu un anumit nivel de probabilitate locul unde s-ar putea afla un electron la un moment dat. Zona în care este cel mai probabil să se găsească un electron se numește orbital.
Să ne amintim că modelul Bohr descrie configurația învelișului de electroni al unui atom. În interiorul fiecărui înveliș de electroni se găsesc subînvelișuri de electroni, iar fiecare subînveliș prezintă un număr specific de orbitali cu electroni. Deși este imposibil să se calculeze cu exactitate unde se află un electron la un moment dat, oamenii de știință știu că electronul se află undeva pe orbitalul său.
Subînvelișurile sunt desemnate prin literele s, p, d și f. Subînvelișul s are formă sferică și conține un orbital. Învelișul principal 1n are doar un subînveliș s și un singur orbital care conține doi electroni. Învelișul principal 2n are un subînveliș s și un subînveliș p și poate conține un total de opt electroni. Subînvelișul p conține trei orbitali în formă de halteră, după cum este ilustrat în Figura 5.
Subînvelișurile d și f au forme mai complexe și conțin cinci, respectiv șapte electroni. Învelișul principal 3n conține subînvelișurile s, p și d și poate conține 18 electroni. Învelișul principal 4n conține subînvelișurile s, p, d și f și poate conține 32 de electroni.
Pe măsură ce ne îndepărtăm de nucleu, crește numărul orbitalilor și electronilor de pe nivelurile energetice. Odată ce înaintăm în tabelul periodic, structura electronică au unui element poate fi dedusă prin completarea cu un electron a următorului orbital disponibil.
Figura 5 – Subînvelișul s are formă sferică. Învelișurile principale 1n și 2n au câte un subînveliș s, dar forma sferei este mai mare în 2n, iar fiecare sferă conține un singur orbital. Subînvelișul p este format din trei orbitali în formă de halteră. Învelișul principal 2n are în subînveliș p, în timp ce învelișul 1n nu are.
Cel mai apropiat orbital de nucleu, denumit orbitalul 1s, poate conține doi electroni. Acest orbital este echivalent cu învelișul interior din modelul Bohr. Orbitalul 1s este întotdeauna populat primul cu electroni, înainte ca alți orbitali să fie ocupați.
Atomul de hidrogen are un singur electron, deci doar un singur loc de pe orbitalul său 1s este ocupat. Acest lucru este notat cu 1s1, unde cifra 1 se referă la singurul electron de pe orbitalul 1s. Atomul de heliu are doi electroni, deci orbitalul său 1s poate fi ocupat cu doi electroni. Acest lucru este notat cu 1s2, unde cifra 2 se referă la cei doi electroni de pe orbitalul 1s. În tabelul periodic, hidrogenul și heliul sunt singurele elemente din prima perioadă, deoarece ei au electroni doar în primul înveliș – orbitalul 1s, fără a mai avea și alți orbitali.
Al doilea înveliș de electroni poate conține maxim opt electroni. Acest înveliș conține un alt orbital s de formă sferică și trei orbitali p în formă de halteră, fiecare putând conține doi electroni. După ocuparea orbitalului 1s, începe umplerea celui de al doilea înveliș de electroni, prin ocuparea orbitalului 2s apoi a orbitalilor p. Mai întâi fiecare orbital p primește câte un electron, apoi este adăugat al doilea electron.
Litiul (Li) conține trei electroni, care ocupă primul și al doilea înveliș de electroni. Doi electroni ocupă orbitalul 1s, iar al treilea electron se găsește pe orbitalul 2s. Așadar, configurația sa electronică este 1s22s1. Pe de altă parte, neonul (Ne) prezintă zece electroni: doi electroni se găsesc pe orbitalul 1s, iar opt electroni ocupă al doilea înveliș de electroni (2 în orbitalul 2s și câte 2 în orbitalii p). Elementele mai mari conțin electroni suplimentari care ocupă al treilea înveliș de electroni.
Reacții chimice și molecule
Toate elementele chimice sunt cel mai stabile atunci când stratul lor de valență este ocupat cu electroni conform regulii octetului. Totuși, deoarece nu toate elementele dețin suficienți electroni pentru a completa învelișul de valență, atomii formează legături chimice cu alți atomi, obținând astfel electroni necesari pentru a intra într-o configurație stabilă. Atunci când doi sau mai mulți atomi formează legături chimice unul cu celălalt, structura chimică rezultată se numește moleculă.
O moleculă foarte cunoscută este cea de apă, H2O, care este alcătuită din două atomi de hidrogen și un atom de oxigen, după cum este ilustrat în Figura 6. Atomii pot forma molecule prin donarea, acceptarea sau punerea în comun a electronilor din învelișurile lor de valență.
Figura 6 – Doi sau mai mulți atomi pot stabili legături chimice pentru a forma a moleculă. Molecula de apă este formată din doi atomi de hidrogen și un atom de oxigen uniți prin legături covalente.
Reacțiile chimice apar atunci când doi sau mai mulți atomi stabilesc legături chimice pentru a forma molecule sau când atomii legați sunt despărțiți. Substanțele care inițiază reacții chimică se numesc reactanți (aceștia se găsesc în partea stângă a ecuației reacției chimice), iar substanțele care rezultă după reacție se numesc produși de reacție (aceștia se găsesc în partea dreaptă a ecuației reacției chimice). De obicei, între reactanți și produșii de reacție este figurată o săgeată care indică sensul reacției chimice, însă nu întotdeauna această săgeată are un singur sens. Ecuația reacției chimice pentru formarea moleculei de apă este următoarea:
2H + O → H2O
Un exemplu de reacție chimică simplă este scindarea unei molecule de peroxid de hidrogen, care este formată din doi atomi de hidrogen legați de doi atomi de oxigen (H2O2). Peroxidul de hidrogen, care joacă rolul de reactant în acest caz, este descompus într-o moleculă de apă, care este formată dintr-un atom de oxigen legat de doi atomi de hidrogen (H2O), și o moleculă de oxigen, care este formată din doi atomi de oxigen (O2). În ecuația de mai jos, reacția include două molecule de peroxid de hidrogen și două molecule de apă. Acesta este un exemplu de reacție chimică în echilibru, în care numărul de atomi ai fiecărui element este același de fiecare parte a ecuației. Potrivit legii conservării materiei, numărul atomilor înainte și după o reacție chimică trebuie să fie egal, astfel încât, în condiții normale, niciun atom să nu fie creat sau distrus.
2H2O2 (peroxid de hidrogen) → 2H2O (apă) + O2 (oxigen)
Chiar dacă toți reactanții și produșii de reacție din această reacție sunt molecule (fiecare atom rămâne legat de cel puțin un alt atom), doar peroxidul de hidrogen și apa sunt compuși propriu-ziși; ei conțin atomi ai mai multor elemente chimice. Pe de altă parte, oxigenul molecular, după cum rezultă din Figura 7, este format din doi atomi de oxigen legați printr-o legătură dublă și nu este considerat un compus chimic, ci o moleculă homonucleară.
Figura 7 – Atomii de oxigen din molecula de oxigen sunt uniți printr-o legătură dublă.
Unele reacții chimice, cum este cea prezentată mai sus, se pot desfășura într-o singură direcție până când reactanții se epuizează complet. Ecuațiile acestor reacții conțin o săgeată unidirecțională și sunt ireversibile.
Reacțiile reversibile sunt cele care se pot desfășura în ambele direcții. În cazul acestor reacții, reactanții se transformă în produși de reacție, dar atunci când concentrația acestora din urmă depășește o anumită limită, o parte din produșii de reacție sunt convertiți înapoi în reactanți. În acest punct, rolurile reactanților și produșilor de reacție se inversează. Această alternanță a sensului desfășurării reacției continuă până când se atinge un anumit echilibru între reactanți și produșii de reacție – o stare denumită echilibru. Ecuațiile reacțiilor reversibile conțin o săgeată dublă, îndreptată atât spre produșii de reacție, cât și spre reactanți.
De exemplu, în sângele uman, ionii de hidrogen (H+) în exces se leagă de ionii de bicarbonat (HCO3–), formând o stare de echilibru cu acidul carbonic (H2CO3). Dacă am adăuga acid carbonic în acest sistem, atunci o parte a acestuia ar fi convertită în ioni de bicarbonat și hidrogen.
HCO3– + H+ ↔ H2CO3
Cu toate acestea, reacțiile biologice rareori ating echilibrul, deoarece concentrațiile reactanților și ale produșilor de reacție se modifică în mod constant. Întorcându-ne la exemplul de mai sus, formarea acidului carbonic va fi sensul principal al reacției. Însă acidul carbonic poate părăsi corpul sub formă de dioxid de carbon (prin expirație) în loc de a fi convertit în ioni bicarbonat, orientând astfel reacția spre dreapta conform legii acțiunii maselor. Aceste reacții sunt importante pentru menținerea homeostaziei.
HCO3– + H+ ↔ H2CO3 ↔ CO2 + H2O
Ioni și legături ionice
Unii atomi sunt mai stabili atunci când primesc sau pierd un electron (sau chiar doi) și devin ioni. Acest electron completează învelișul de valență și îi face mai stabili din punct de vedere energetic. Deoarece numărul de electroni nu este egal cu numărul de protoni, fiecare ion are o sarcină electrică netă. Cationii sunt ioni pozitivi care se formează prin pierderea electronilor, iar anionii sunt ioni negativi care se formează prin acceptarea de electroni.
Această deplasare a electronilor de la un element la altul se numește transfer de electroni. După cum este ilustrat în Figura 8, sodiul (Na) are doar un singur electron în învelișul său de valență. Drept urmare, el are nevoie de mai puțină energie pentru a dona acest electron decât pentru a accepta alți șapte electroni în vederea completării stratului de valență. Dacă sodiul pierde un electron, el va rămâne cu 11 protoni, 11 neutroni și doar 10 electroni, deci cu o sarcină electrică netă de +1, devenind astfel ion de sodiu.
În starea cu energia cea mai scăzută, atomul de clor (Cl) are șapte electroni în învelișul de valență. Din punct de vedere energetic, este mai eficient pentru ca atomul să accepte un electron decât să piardă șapte electroni. Drept urmare, atomul de clor tinde să accepte un electron și să devină ion clorură cu 17 protoni, 17 neutroni și 18 electroni, ceea ce îi conferă o sarcină electrică negativă (-1).
În acest exemplu, sodiul va dona electronul pentru a-și elibera învelișul de valență, iar clorul va accepta acest electron pentru a-și completa învelișul de valență. În acest fel, ambii ioni satisfac regula octetului și își completează stratul de valență. Deoarece numărul de electroni nu mai este egal cu numărul de protoni, fiecare element este acum un ion și are sarcină electrică +1 (cationul de sodiu) sau -1 (anionul clorură). Este menționat că aceste transferuri de electroni au loc simultan: pentru ca atomul de sodiu să piardă un electron, el trebuie să se află în prezența unui acceptor potrivit, așa cum este atomul de clor.
Figura 8 – La formarea unui compus ionic, metalul pierde electroni, iar nemetalul acceptă electroni pentru a atinge starea de octet.
Legăturile ionice se formează între ionii cu sarcini electrice opuse. De exemplu, ionul de sodiu pozitiv și ionul clorură negativ se leagă pentru a forma cristale de clorură de sodiu sau sare de bucătărie, creând o moleculă cristalină cu sarcina electrică netă zero.
În fiziologie, anumite săruri sunt numite electroliți (cum sunt sărurile de sodiu, potasiu și calciu), care sunt necesari pentru transmiterea impulsurilor nervoase, contracțiile musculare și echilibrul hidric.
Legături covalente și alte tipuri de legături și interacțiuni
O altă modalitate de satisfacere a regulii octetului este punerea în comun a electronilor pentru formarea legăturilor covalente. Aceste legături sunt mai puternice și mai frecvente decât legăturile ionice în cadrul moleculelor din organismele vii. Legăturile covalente se întâlnesc în moleculele organice cu carbon, cum sunt ADN-ul și proteinele. Ele se mai întâlnesc și în molecule anorganice,, cum sunt cele de H2O, CO2 și O2. Pot fi puse în comun una, două sau trei perechi de electroni, rezultând legături simple, duble sau triple. Cu cât există mai multe legături covalente între atomi, cu atât asocierea acestora este mai puternică; prin urmare, legăturile triple sunt cele mai puternice.
Tăria legăturilor covalente este unul din motivele pentru care organismele vii întâmpină dificultăți în obținerea azotului, chiar dacă azotul molecular (N2) este cel mai abundent gaz din atmosferă. Azotul molecular este format din doi atomi de azot legați printr-o legătură covalentă triplă, ceea ce face molecula mult mai stabilă decât atomii de azot individuali. Această legătură triplă extrem de puternică face dificilă scindarea moleculei de azot de către organismele vii.
Formarea moleculei de apă (H2O) reprezintă un alt exemplu de legătură covalentă. Atomii de hidrogen și oxigen din molecula de apă sunt legați prin legături covalente, după cum se poate observa din Figura 6 de mai sus. Pentru a completa stratul de valență al atomului de oxigen, care conține șase electroni, dar ar fi mai stabil cu opt electroni, sunt necesari doi electroni (câte unul de la fiecare atom de hidrogen). Electronii sunt puși în comun între cele două elemente pentru a-și completa straturile exterioare de electroni și a le face mai stabile.
Legături covalente polare
Există două tipuri de legături covalente: polare și nepolare. În cazul legăturilor covalente polare, prezentate în Figura 9, electronii sunt puși în comun în mod inegal între atomi, fiind atrași mai mult de către nucleul unuia dintre atomi. Datorită acestei distribuții inegale a electronilor, apare o sarcină ușor pozitivă (δ+) sau ușor negativă (δ-). Această sarcină parțială este importantă în cazul apei și îi conferă multe proprietăți.
Apa este o moleculă polară, în care atomii de hidrogen au o sarcină parțial pozitivă, iar atomul de oxigen are o sarcină parțial negativă. Acest lucru se datorează faptului că nucleul atomului de oxigen atrage mai mult electronii atomilor de hidrogen decât nucleele atomilor de hidrogen atrag electronii oxigenului. Deci oxigenul are o electronegativitate mai ridicată decât hidrogenul, iar electronii puși în comun petrec mai mult timp în apropierea nucleului atomului de oxigen decât în apropierea nucleelor atomilor de hidrogen, ceea ce conferă atomilor de oxigen și hidrogen o sarcină parțial negativă, respectiv parțial pozitivă. Cu alte cuvinte, probabilitatea de a găsi un electron în apropierea nucleului oxigenului este mai mare decât de a-l găsi în apropierea nucleelor atomilor de hidrogen.
Legături covalente nepolare
Legăturile covalente nepolare se formează între atomii aceluiași element sau între elemente care pun în comun același număr de electroni. De exemplu, molecula de oxigen (O2) este nepolară, deoarece electronii sunt distribuiți în mod egal între cei doi atomi de oxigen.
Un alt exemplu de moleculă covalentă nepolară este metanul (CH4), prezentat în Figura 9. Carbonul prezintă patru electroni în învelișul de valență și are nevoie de încă patru electroni pentru a completa acest înveliș. El primește acești electroni de la patru atomi de hidrogen, câte unul de la fiecare atom. Atomii de carbon și hidrogen nu au aceeași electronegativitate, dar sunt similari, deci se formează legături nepolare. Fiecare atom de hidrogen are nevoie de un electron pentru a-și completa învelișul de valență.
Figura 9 – Dacă o moleculă este polară sau nepolară depinde atât de tipul de legătură, cât și de forma moleculară. Atât apa, cât și dioxidul de carbon au legături covalente polare, dar dioxidul de carbon este liniar, astfel încât sarcinile parțiale de pe moleculă se anulează reciproc.
Legături de hidrogen și interacțiuni van der Waals
Legăturile ionice și covalente dintre elemente necesită energie pentru a fi rupte. Legăturile ionice nu sunt la fel de puternice ca legăturile covalente, fapt care determină comportamentul lor în sistemele biologice. Totuși, nu toate legăturile sunt ionice sau covalente. Între molecule se pot forma și legături mai slabe, cele mai frecvente fiind legăturile de hidrogen și interacțiunile van der Waals. În lipsa acestor legături, nu ar putea exista viața așa cum o știm noi. Legăturile de hidrogen conferă apei multe dintre proprietățile sale vitale și stabilizează structurile proteinelor și ADN-ului.
Atunci când se formează legături covalente polare în care este implicat hidrogenul, atomul de hidrogen are o sarcină parțial pozitivă, deoarece electronul său este atras mai multe spre celălalt element din legătură. Deoarece hidrogenul este parțial pozitiv, el va fi atras de sarcinile negative din apropiere. Când se întâmplă acest lucru, apare o interacțiune slabă între δ+ a hidrogenului dintr-o moleculă și δ– dintr-o altă moleculă cu mai mulți atomi electronegativi (de obicei, oxigenul sau azotul) sau din cadrul aceleași molecule. Această interacțiune se numește legătură de hidrogen. Acest tip de legătură este frecvent și apare cu regularitate între moleculele de apă. Legăturile de hidrogen în sine sunt slabe și pot fi rupte ușor; totuși, ele apar în număr foarte mare în apă și polimeri organici, creând astfel o forță majoră. Legăturile de hidrogen sunt responsabile, de asemenea, de împachetarea moleculei de ADN.
La fel ca legăturile de hidrogen, interacțiunile va der Waals sunt interacțiuni sau atracții slabe între molecule. Atracțiile van der Waals pot apărea între orice molecule și sunt dependente de ușoarele fluctuații ale densităților electronilor, care nu sunt întotdeauna simetrice în cadrul atomului. Pentru ca aceste interacțiuni să aibă loc, moleculele trebuie să fie foarte apropiate una de cealaltă. Aceste legături, împreună cu legăturile ionice, covalente și de hidrogen, contribuie la structura tridimensională a proteinelor din celulele noastre, care este esențială pentru funcționarea lor.
Sursa (text și ilustrații): Openstax.org (CC BY 4.0)