Tabla de Contenidos
Wiązanie Pi lub wiązanie ∏ jest rodzajem wiązania kowalencyjnego, w którym dwa sąsiednie atomy dzielą parę elektronów poprzez orbitale atomowe, które są do siebie równoległe. W większości przypadków oba zaangażowane orbitale to orbitale p , ale wiązania pi mogą również tworzyć się między dwoma orbitalami d , a nawet między orbitalami p i d .
W przeciwieństwie do wiązań σ (sigma), w których orbitale atomowe nakładają się na siebie z przodu, w wiązaniach pi orbitale nakładają się na boki, co prowadzi do powstania wiązania i antywiązania orbitalu pi. W tego typu wiązaniu dwa elektrony zajmują orbital pi wiążący. Oba elektrony mogą pochodzić z jednego z dwóch atomów lub każdy atom może wnieść niesparowany elektron. Te elektrony nazywane są elektronami π.
Orbital wiążący wiązania pi ma dwa płaty, które rozciągają się między związanymi atomami, jeden powyżej i jeden poniżej płaszczyzny prostopadłej do pierwotnych orbitali atomowych .
Powodem, dla którego nazywa się to wiązaniem ∏ (które jest literą p w alfabecie greckim), jest to, że patrząc na to wiązanie wzdłuż osi łączącej dwa atomy, dwa płaty orbitalu ∏ bardzo przypominają kształt orbitali atomowych p .
Łącza Pi są zawsze obecne w multilinkach. W związkach organicznych, ilekroć masz podwójne lub potrójne wiązanie, będziesz miał wiązanie sigma, a reszta będzie wiązaniami pi. Na przykład w wiązaniu potrójnym występuje wiązanie sigma i dwa wiązania pi, które powstają w wyniku nakładania się orbitali p i yp z jednego z atomów z odpowiednimi orbitalami p i yp z drugiego.
Charakterystyka połączeń pi
Są słabsze niż wiązania sigma
Fakt, że orbitale tworzące wiązanie pi zachodzą na siebie bocznie, a nie czołowo, sprawia, że zachodzenie na siebie jest słabe. Ponadto gęstość elektronów na orbicie pi jest średnio dalej od jąder związanych atomów. Z tych dwóch powodów łącza te są słabsze i łatwiejsze do złamania niż łącza sigma.
UWAGA: To, że wiązanie to jest słabsze niż wiązanie sigma, nie oznacza, że wiązanie podwójne jest słabsze niż wiązanie pojedyncze. W rzeczywistości jest dokładnie odwrotnie, ponieważ aby zerwać wiązanie podwójne, należy złamać zarówno wiązanie sigma, jak i pi.
Są to sztywne ogniwa
Zasadniczym warunkiem powstania tego typu wiązania jest to, aby sąsiednie atomy miały orbitale, które są do siebie równoległe, niezależnie od tego, czy są to orbitale p , czy d . Obrót wiązania wokół własnej osi spowodowałby, że orbitale atomowe nie byłyby już w równoległej konfiguracji, a tym samym zerwałyby wiązanie. Z tego powodu bardzo trudno jest obrócić lub zgiąć te ogniwa bez ich zerwania. To sprawia, że ogniwa pi są bardzo sztywne w porównaniu z prostymi ogniwami, które mają swobodę obrotu i są dość elastyczne.
Można je sprzęgać z innymi łączami pi
Jeśli dwa atomy mają między sobą wiązanie pi i istnieją inne sąsiednie atomy, które również mają orbitale p, które są równoległe do pierwszego, nakładanie się wszystkich tych orbitali tworzy tak zwany sprzężony układ pi. W tych systemach elektrony pi mogą się swobodnie poruszać, zamiast znajdować się w jednym obszarze przestrzeni. Z tego powodu mówi się, że te elektrony są zdelokalizowane.
Przykłady związków z wiązaniami Pi
Istnieją niezliczone przykłady związków, które mają tego typu wiązanie kowalencyjne . Poniżej znajduje się kilka przykładów, które wskazują również orbitale atomowe, które nakładają się, tworząc każde wiązanie.
Przykład 1: Etylen (C 2 H 4 )
W etylenie lub eterze jest alkenem, który ma podwójne wiązanie węgiel-węgiel. To podwójne wiązanie jest utworzone przez wiązanie sigma i wiązanie pi między dwoma atomami węgla zhybrydyzowanymi sp 2 . Wiązanie pi tworzy się między dwoma orbitalami pz atomów węgla, więc jest to wiązanie π pz-pz .
Przykład 2: Dwutlenek węgla (CO 2 )
W przypadku dwutlenku węgla dwa atomy tlenu są zhybrydyzowane sp2, podczas gdy centralny atom węgla jest zhybrydyzowany sp, pozostawiając dwa czyste orbitale p, y i pz .
Tak więc węgiel tworzy dwa wiązania pi, jedno z jednym tlenem, a drugie z drugim. Pierwszym byłoby wiązanie π pz-pz, a drugim π py-pz . Oba wiązania pi leżą w płaszczyznach prostopadłych do siebie, ponieważ orbitale p i p z są do siebie prostopadłe.
Przykład 3: Propanonitryl ( CH3CH2CN )
Ten związek ma potrójne wiązanie CN. W tym przypadku potrójne wiązanie można traktować jako jedno wiązanie sigma i dwa wzajemnie prostopadłe wiązania pi między węglem i azotem. Zarówno węgiel, jak i azot wykazują hybrydyzację sp, pozostawiając wolne orbitale p i yp z , które tworzą dwa wiązania pi.
Należy zauważyć, że w przypadku wiązań potrójnych, zamiast dwóch par płatków po obu stronach wiązania sigma, dwa wiązania pi łączą się, tworząc pojedynczy cylindryczny płat o gęstości elektronowej koncentryczny z osią, która je łączy. atomy.
