Tabla de Contenidos
Pi-bindingen eller ¸-bindingen er en type kovalent binding, hvor to naboatomer deler et elektronpar gennem atomare orbitaler, der er parallelle med hinanden. I de fleste tilfælde er begge involverede orbitaler p- orbitaler , men pi-bindinger kan også dannes mellem to d- orbitaler og endda mellem p- og d- orbitaler .
I modsætning til σ (sigma) bindinger, hvor atomorbitaler overlapper frontalt, i pi bindinger overlapper orbitaler lateralt, hvilket giver anledning til en binding og en antibinding pi orbital. I denne type binding er der to elektroner, der optager bindingspi-orbitalen. Begge elektroner kan komme fra et af de to atomer, eller hvert atom kan bidrage med en uparret elektron. Disse elektroner kaldes π-elektroner.
Bindingsbanen til pi-bindingen har to lapper, der strækker sig mellem de bundne atomer, en over og en under et plan vinkelret på de oprindelige atomare orbitaler .
Grunden til, at den kaldes ∏-bindingen (som er bogstavet p i det græske alfabet) er, at når man ser på denne binding langs aksen, der forbinder de to atomer, minder de to lapper af ∏-kredsløbet meget om formen af atomorbitalerne p .
Pi-links er altid til stede i multilinks. I organiske forbindelser, når du har en dobbeltbinding eller en tredobbeltbinding, vil du have en sigmabinding, og resten vil være pi-bindinger. For eksempel er der i tredobbeltbindingen en sigmabinding og to pi-bindinger, der dannes ved overlapningen mellem p- og ypz – orbitaler af et af atomerne med den respektive p- og ypz – orbital af den anden.
Karakteristika for pi-links
De er svagere end sigma-bindinger
Det faktum, at orbitalerne, der danner pi-bindingen, overlapper sideværts i stedet for frontalt, gør overlapningen svag. Endvidere er elektrontætheden i pi-orbitalen i gennemsnit længere væk fra kernerne i de bundne atomer. Af disse to grunde er disse links svagere og nemmere at bryde end sigma-links.
BEMÆRK: At denne binding er svagere end sigmabindingen betyder ikke, at en dobbeltbinding er svagere end en enkelt. Faktisk er lige det modsatte sandt, da for at bryde en dobbeltbinding skal både en sigma- og en pi-binding brydes.
De er stive links
Den væsentlige betingelse for dannelsen af denne type binding er, at tilstødende atomer har orbitaler, der er parallelle med hinanden, uanset om disse er p- eller d- orbitaler . Rotation af bindingen omkring dens akse ville medføre, at de atomare orbitaler ikke længere er i en parallel konfiguration, og dermed bryde bindingen. Af denne grund er det meget vanskeligt at rotere eller bøje disse led uden at bryde dem. Dette gør pi-links meget stive sammenlignet med simple links, som har rotationsfrihed og er ret fleksible.
De kan konjugeres med andre pi-links
Hvis to atomer har en pi-binding mellem sig, og der er andre tilstødende atomer, som også har p-orbitaler, der er parallelle med det første, danner overlapningen af alle disse orbitaler det, der kaldes et konjugeret pi-system. I disse systemer er pi-elektronerne frie til at bevæge sig rundt i stedet for at være lokaliseret til et enkelt område af rummet. Af denne grund siges disse elektroner at være delokaliseret.
Eksempler på forbindelser med Pi-bindinger
Der er utallige eksempler på forbindelser, der har denne type kovalente bindinger . Nedenfor er nogle eksempler, der også angiver de atomare orbitaler, der overlapper hinanden for at danne hver binding.
Eksempel 1: Ethylen ( C2H4 )
I ethylen eller ethen er en alken, der har en carbon-carbon dobbeltbinding. Denne dobbeltbinding er dannet af en sigma-binding og en pi-binding mellem to sp2- hybridiserede carbonatomer . Pi-bindingen dannes mellem de to pz- orbitaler af carbonatomerne, så det er en π pz-pz -binding .
Eksempel 2: Kuldioxid (CO 2 )
I tilfælde af carbondioxid er de to oxygener sp 2 hybridiseret , mens det centrale carbonatom er sp hybridiseret, hvilket efterlader to rene p orbitaler, p y og p z .
Så kulstof danner to pi-bindinger, en med en oxygen og en med den anden. Den første ville være en π pz-pz- binding , og den anden ville være π py-pz . Begge pi-bindinger ligger i planer vinkelret på hinanden, da p- og pz – orbitalerne er vinkelrette på hinanden.
Eksempel 3: Propannitril (CH 3 CH 2 CN)
Denne forbindelse har en CN-tredobbeltbinding. I dette tilfælde kan den tredobbelte binding opfattes som en sigma-binding og to indbyrdes vinkelrette pi-bindinger mellem kulstof og nitrogen. Både kulstof og nitrogen præsenterer sp-hybridisering, hvilket efterlader p- og ypz – orbitaler , der danner de to pi-bindinger.
Det skal bemærkes, at i tilfælde af tredobbelte bindinger, i stedet for to par lober på hver side af sigma-bindingen, kombineres de to pi-bindinger for at danne en enkelt cylindrisk lap med elektrontæthed, der er koncentrisk med aksen, der forbinder de to. atomer.
