Tabla de Contenidos
Pi-bindingen, eller µ-bindingen, er en type kovalent binding der to naboatomer deler et elektronpar gjennom atomorbitaler som er parallelle med hverandre. I de fleste tilfeller er begge de involverte orbitalene p- orbitaler , men pi-bindinger kan også dannes mellom to d- orbitaler og til og med mellom p- og d- orbitaler .
I motsetning til σ (sigma) bindinger, der atomorbitalene overlapper frontalt, i pi-bindinger overlapper orbitalene lateralt, noe som gir opphav til en binding og en antibindingspi-orbital. I denne typen binding er det to elektroner som okkuperer bindingspi-orbitalen. Begge elektronene kan komme fra ett av de to atomene, eller hvert atom kan bidra med et uparet elektron. Disse elektronene kalles π-elektroner.
Bindingsbanen til pi-bindingen har to lober som strekker seg mellom de bundne atomene, en over og en under et plan vinkelrett på de opprinnelige atomorbitalene .
Grunnen til at den kalles µ-bindingen (som er bokstaven p i det greske alfabetet) er at når man ser på denne bindingen langs aksen som forbinder de to atomene, ligner de to lappene i µ-banen svært formen til atomorbitalene p .
Pi-lenker er alltid til stede i multilenker. I organiske forbindelser, når du har en dobbeltbinding eller en trippelbinding, vil du ha en sigmabinding og resten vil være pi-bindinger. For eksempel, i trippelbindingen er det en sigmabinding og to pi-bindinger som dannes av overlappingen mellom p- og ypz – orbitalene til ett av atomene med den respektive p- og ypz – orbitalen til den andre.
Kjennetegn på pi-lenker
De er svakere enn sigma-bindinger
Det faktum at orbitalene som danner pi-bindingen overlapper sideveis i stedet for front mot front, gjør overlappingen svak. Videre er elektrontettheten i pi-orbitalen i gjennomsnitt lenger unna kjernene til de bundne atomene. Av disse to grunnene er disse koblingene svakere og lettere å bryte enn sigma-koblinger.
MERK: At denne bindingen er svakere enn sigmabindingen betyr ikke at en dobbeltbinding er svakere enn en enkelt. Faktisk er akkurat det motsatte sant, siden for å bryte en dobbeltbinding, må både en sigma- og en pi-binding brytes.
De er stive lenker
Den vesentlige betingelsen for dannelsen av denne typen binding er at tilstøtende atomer har orbitaler som er parallelle med hverandre, enten disse er p- eller d -orbitaler . Rotasjon av bindingen rundt sin akse vil føre til at atomorbitalene ikke lenger er i en parallell konfigurasjon, og dermed bryte bindingen. Av denne grunn er det svært vanskelig å rotere eller bøye disse leddene uten å bryte dem. Dette gjør pi-lenker veldig stive sammenlignet med enkle lenker som har rotasjonsfrihet og er ganske fleksible.
De kan konjugeres med andre pi-lenker
Hvis to atomer har en pi-binding mellom seg og det er andre tilstøtende atomer som også har p-orbitaler som er parallelle med det første, danner overlappingen av alle disse orbitalene det som kalles et konjugert pi-system. I disse systemene er pi-elektronene fritt til å bevege seg rundt i stedet for å være lokalisert til et enkelt område av rommet. Av denne grunn sies disse elektronene å være delokaliserte.
Eksempler på forbindelser med Pi-bindinger
Det finnes utallige eksempler på forbindelser som har denne typen kovalente bindinger . Nedenfor er noen eksempler som også indikerer atomorbitalene som overlapper for å danne hver binding.
Eksempel 1: Etylen (C 2 H 4 )
I etylen eller eten er et alken som har en karbon-karbon dobbeltbinding. Denne dobbeltbindingen er dannet av en sigma-binding og en pi-binding mellom to sp2- hybridiserte karbonatomer . Pi-bindingen dannes mellom de to pz- orbitalene til karbonatomene, så det er en π pz-pz -binding .
Eksempel 2: Karbondioksid (CO 2 )
Når det gjelder karbondioksid , blir de to oksygenene sp 2 hybridisert mens det sentrale karbonatomet er sp hybridisert, og etterlater to rene p-orbitaler, p y og p z .
Så karbon danner to pi-bindinger, en med en oksygen og en med den andre. Den første ville være en π pz-pz- binding og den andre ville være π py-pz . Begge pi-bindingene ligger i plan vinkelrett på hverandre, siden p- og pz – orbitalene er vinkelrette på hverandre.
Eksempel 3: Propannitril (CH 3 CH 2 CN)
Denne forbindelsen har en CN-trippelbinding. I dette tilfellet kan trippelbindingen betraktes som en sigmabinding og to gjensidig vinkelrette pi-bindinger mellom karbon og nitrogen. Både karbon og nitrogen presenterer sp-hybridisering, og frigjør p- og ypz – orbitalene som danner de to pi-bindingene.
Det skal bemerkes at i tilfelle av trippelbindinger, i stedet for to par lober på hver side av sigmabindingen, kombineres de to pi-bindingene for å danne en enkelt sylindrisk lobe med elektrontetthet konsentrisk med aksen som forbinder de to. atomer.
