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A ligação Pi, ou ligação ∏, é um tipo de ligação covalente na qual dois átomos vizinhos compartilham um par de elétrons através de orbitais atômicos paralelos entre si. Na maioria dos casos, ambos os orbitais envolvidos são orbitais p , mas as ligações pi também podem se formar entre dois orbitais d e até mesmo entre os orbitais p e d .
Ao contrário das ligações σ (sigma), nas quais os orbitais atômicos se sobrepõem frontalmente, nas ligações pi os orbitais se sobrepõem lateralmente, dando origem a um orbital pi ligante e um antiligante. Nesse tipo de ligação, há dois elétrons ocupando o orbital pi ligante. Ambos os elétrons podem vir de um dos dois átomos, ou cada átomo pode contribuir com um elétron desemparelhado. Esses elétrons são chamados de elétrons π.
O orbital de ligação da ligação pi tem dois lóbulos que se estendem entre os átomos ligados, um acima e outro abaixo de um plano perpendicular aos orbitais atômicos originais .
A razão pela qual é chamada de ligação ∏ (que é a letra p no alfabeto grego) é que, ao olhar para essa ligação ao longo do eixo que une os dois átomos, os dois lóbulos do orbital ∏ se assemelham muito à forma dos orbitais atômicos p .
Os links Pi estão sempre presentes em multilinks. Em compostos orgânicos, sempre que houver uma ligação dupla ou tripla, haverá uma ligação sigma e o restante serão ligações pi. Por exemplo, na ligação tripla existe uma ligação sigma e duas ligações pi que são formadas pela sobreposição dos orbitais p e yp z de um dos átomos com os respectivos orbitais p e yp z do outro.
Características dos links pi
Eles são mais fracos que as ligações sigma
O fato de que os orbitais que formam a ligação pi se sobrepõem lateralmente em vez de frontalmente torna a sobreposição fraca. Além disso, a densidade eletrônica no orbital pi está, em média, mais distante dos núcleos dos átomos ligados. Por esses dois motivos, esses links são mais fracos e fáceis de quebrar do que os links sigma.
NOTA: O fato de esta ligação ser mais fraca que a ligação sigma não significa que uma ligação dupla seja mais fraca que uma simples. Na verdade, o oposto é verdadeiro, pois para quebrar uma ligação dupla, tanto uma ligação sigma quanto uma ligação pi devem ser quebradas.
São elos rígidos
A condição essencial para a formação desse tipo de ligação é que os átomos adjacentes tenham orbitais paralelos entre si, sejam eles orbitais p ou d . A rotação da ligação em torno de seu eixo faria com que os orbitais atômicos não estivessem mais em uma configuração paralela, quebrando assim a ligação. Por esse motivo, é muito difícil girar ou dobrar esses links sem quebrá-los. Isso torna os elos pi muito rígidos em comparação com os elos simples, que têm liberdade rotacional e são bastante flexíveis.
Eles podem ser conjugados com outros links pi
Se dois átomos têm uma ligação pi entre eles e existem outros átomos adjacentes que também têm orbitais p paralelos ao primeiro, a sobreposição de todos esses orbitais forma o que é chamado de sistema pi conjugado. Nesses sistemas, os elétrons pi são livres para se movimentar em vez de estarem localizados em uma única região do espaço. Por esta razão, esses elétrons são ditos deslocalizados.
Exemplos de compostos com ligações Pi
Existem inúmeros exemplos de compostos que possuem esse tipo de ligação covalente . Abaixo estão alguns exemplos que também indicam os orbitais atômicos que se sobrepõem para formar cada ligação.
Exemplo 1: Etileno (C 2 H 4 )
Em etileno ou eteno é um alceno que possui uma ligação dupla carbono-carbono. Esta ligação dupla é formada por uma ligação sigma e uma ligação pi entre dois átomos de carbono com hibridização sp 2 . A ligação pi se forma entre os dois orbitais p z dos átomos de carbono, então é uma ligação π pz-pz .
Exemplo 2: Dióxido de carbono (CO 2 )
No caso do dióxido de carbono , os dois oxigênios são hibridizados sp 2 enquanto o átomo de carbono central é hibridizado sp, deixando dois orbitais p puros, p y e p z .
Portanto, o carbono forma duas ligações pi, uma com um oxigênio e outra com o outro. A primeira seria uma ligação π pz-pz e a outra seria π py-pz . Ambas as ligações pi estão em planos perpendiculares entre si, uma vez que os orbitais p e p z são perpendiculares entre si.
Exemplo 3: Propanenitrila (CH 3 CH 2 CN)
Este composto tem uma ligação tripla CN. Nesse caso, a ligação tripla pode ser considerada como uma ligação sigma e duas ligações pi mutuamente perpendiculares entre o carbono e o nitrogênio. Tanto o carbono quanto o nitrogênio apresentam hibridação sp, deixando livres os orbitais p e yp z que formam as duas ligações pi.
Deve-se notar que, no caso de ligações triplas, em vez de dois pares de lóbulos de cada lado da ligação sigma, as duas ligações pi se combinam para formar um único lóbulo cilíndrico de densidade eletrônica concêntrica com o eixo que une os dois. átomos.
