Într-o legătură ionică, un electron se transferă de la un atom la altul. Cu toate acestea, într-o legătură covalentă, un electron este împărțit între doi atomi. Mecanismul de legare ionică nu poate explica existența unor molecule precum H2, O2 și CO, deoarece nu există o distanță de separare pentru care energia potențială negativă de atracție să fie mai mare ca mărime decât energia necesară pentru a crea ioni. Înțelegerea exactă a modului în care astfel de molecule sunt legate covalent se bazează pe o înțelegere mai profundă a mecanicii cuantice care depășește acoperirea acestei cărți, dar vom descrie calitativ mecanismele în secțiunea următoare.
Legăturile covalente pot fi înțelese folosind exemplul simplu al unei molecule de H+2, care constă dintr-un electron în câmpul electric al doi protoni. Acest sistem poate fi modelat de un electron într-un puț pătrat dublu (Figura 9.3). Electronul este la fel de probabil să fie găsit în fiecare puț, astfel încât funcția de undă este fie simetrică, fie antisimetrică în jurul unui punct la jumătatea distanței dintre puțuri.
Figura 9.3 Un model unidimensional al legăturii covalente într-o moleculă de H+2. (a) Funcția de undă simetrică a electronului împărțit de cei doi protoni încărcați pozitiv (reprezentată de cele două puțuri pătrate finite). (b) Funcția de undă antisimetrică corespunzătoare.
Acum imaginați-vă că cele două puțuri sunt separate de o distanță mare. În starea fundamentală, funcția de undă există într-una dintre cele două stări posibile: fie un singur vârf pozitiv (o „cocoașă”) asemănător undei sinusoidale în ambele puțuri (caz simetric), fie un vârf pozitiv într-un puț și un vârf negativ în celălalt (caz antisimetric). Aceste stări au aceeași energie. Cu toate acestea, atunci când puțurile sunt reunite, funcția de undă simetrică devine starea fundamentală, iar starea antisimetrică devine prima stare excitată – cu alte cuvinte, nivelul de energie al electronului este divizat. Observați, starea spațială-simetrică devine starea favorabilă energetic (energie inferioară).
Aceeași analiză este potrivită pentru un electron legat de doi atomi de hidrogen. Aici, formele funcțiilor de undă ale stării fundamentale au forma e−r/a0 sau e(−|x|/a0) într-o dimensiune. Starea favorabilă din punct de vedere energetic, simetrică în spațiu, implică o densitate mare de sarcină la jumătatea distanței dintre protoni, unde electronii sunt susceptibili să atragă împreună protonii încărcați pozitiv.
Dacă un al doilea electron este adăugat la acest sistem pentru a forma o moleculă de H2, funcția de undă trebuie să descrie ambele particule, inclusiv relația lor spațială și spinii relativi. Această funcție de undă trebuie să respecte, de asemenea, nedistingibilitatea electronilor. („Dacă ați văzut un electron, i-ați văzut pe toți.”) În special, comutarea sau schimbarea electronilor nu ar trebui să producă un efect observabil, o proprietate numită simetrie de schimb. Simetria schimbului poate fi simetrică, care nu produce nicio modificare a funcției de undă, sau antisimetrică, producând o modificare generală a semnului funcției de undă – niciuna dintre acestea nu este observabilă.
După cum vom discuta mai târziu, funcția de undă totală a doi electroni trebuie să fie antisimetrică la schimb. De exemplu, doi electroni legați de o moleculă de hidrogen pot fi într-o stare spațială simetrică cu spini antiparaleli (↑↓) sau stare spațială antisimetrică cu spini paraleli (↑↑). Starea cu spini antiparaleli este favorabilă din punct de vedere energetic și, prin urmare, este utilizată în legarea covalentă. Totuși, dacă protonii sunt apropiați prea mult unul de altul, repulsia dintre protoni devine importantă. (În alte molecule, acest efect este furnizat de principiul excluderii.) Ca rezultat, H2 atinge o separare de echilibru de aproximativ 0,074 nm cu o energie de legare este de 4,52 eV.
Mecanica cuantică exclude multe tipuri de molecule. De exemplu, molecula H3 nu se formează, deoarece dacă un al treilea atom de H se apropie de hidrogenul diatomic, funcția de undă a electronului din acest atom se suprapune cu electronii din ceilalți doi atomi. Dacă toți cei trei electroni se află în stările fundamentale ale atomilor respectivi, o pereche de electroni are aceleași numere cuantice, ceea ce este interzis de principiul excluderii. În schimb, unul dintre electroni este forțat într-o stare de energie mai mare. Nu există nicio separare între trei protoni pentru care modificarea totală a energiei a acestui proces să fie negativă, adică în cazul în care legătura are loc spontan. În mod similar, He2 nu este legat covalent în condiții normale, deoarece acești atomi nu au electroni de valență de împărțit. Pe măsură ce atomii sunt reuniți, funcțiile de undă ale electronilor de bază se suprapun și, datorită principiului de excludere, electronii sunt forțați într-o stare de energie mai mare. Nu există separare pentru care o astfel de moleculă să fie favorabilă energetic.
Legătura în molecule poliatomice
O moleculă poliatomică este o moleculă formată din mai mult de doi atomi. Exemplele variază de la o moleculă simplă de apă la o moleculă de proteină complexă. Structurile acestor molecule pot fi adesea înțelese în termeni de legare covalentă și hibridizare. Hibridizarea este o modificare a structurii energetice a unui atom în care stările mixte (stări care pot fi scrise ca o suprapunere liniară a altora) participă la legare.
Pentru a ilustra hibridizarea, luați în considerare legătura într-o moleculă simplă de apă, H2O. Configurația electronică a oxigenului este 1s22s22p4. Electronii 1s și 2s sunt în „cochilii închise” și nu participă la legături. Ceilalți patru electroni sunt electronii de valență. Acești electroni pot umple șase stări posibile (l = 1, m = 0, ±1, plus spin sus și jos). Energiile acestor stări sunt aceleași, astfel încât atomul de oxigen poate exploata orice combinație liniară a acestor stări în legătură cu atomii de hidrogen. Aceste combinații liniare (despre care ați învățat în capitolul despre structura atomică) se numesc orbitali atomici și sunt notate cu px,py și pz. Distribuțiile de sarcină electronică pentru acești orbitali sunt prezentate în Figura 9.4.
Figura 9.4 Oxigenul are patru electroni de valență. În contextul unei molecule de apă, doi electroni de valență umplu orbitalul pz și un electron umple fiecare dintre orbitalii px și py. Orbitalii px și py sunt utilizați în legarea cu atomii de hidrogen pentru a forma H2O. Fără respingerea atomilor de H, unghiul de legătură dintre atomii de hidrogen ar fi de 90 de grade.
Transformarea funcțiilor de undă electronică ale oxigenului în orbitali px, py și pz în prezența atomilor de hidrogen este un exemplu de hibridizare. Doi electroni se găsesc în orbital pz cu spini perechi (↑↓). Un electron se găsește în fiecare dintre orbitalii px și py, cu spini nepereche. Acești orbitali din urmă participă la legarea cu atomii de hidrogen. Pe baza Figura 9.4, ne așteptăm ca unghiul de legătură pentru H—O—H să fie de 90°. Totuși, dacă includem efectele respingerii dintre atomi, unghiul de legătură este de 104,5°. Aceleași argumente pot fi folosite pentru înțelegerea formei tetraedrice a metanului (CH4) și a altor molecule.
Sursa: University Physics (OpenStax), acces gratuit sub licență CC BY 4.0. Traducere de Nicolae Sfetcu. © 2024 MultiMedia Publishing, Fizica, Vol. 1-3
Lasă un răspuns