Tabla de Contenidos
Pi-bindningen, eller ¸-bindningen, är en typ av kovalent bindning där två angränsande atomer delar på ett elektronpar genom atomära orbitaler som är parallella med varandra. I de flesta fall är båda inblandade orbitaler p -orbitaler , men pi-bindningar kan också bildas mellan två d- orbitaler och till och med mellan p- och d- orbitaler .
Till skillnad från σ (sigma)-bindningar, där atomorbitalerna överlappar frontalt, i pi-bindningar överlappar orbitalerna lateralt, vilket ger upphov till en bindande och en antibindande pi-orbital. I denna typ av bindning finns det två elektroner som upptar den bindande pi-orbitalen. Båda elektronerna kan komma från en av de två atomerna, eller så kan varje atom bidra med en oparad elektron. Dessa elektroner kallas π-elektroner.
Pi-bindningens bindningsbana har två lober som sträcker sig mellan de bundna atomerna, en ovanför och en under ett plan vinkelrätt mot de ursprungliga atomorbitalerna .
Anledningen till att den kallas ∏-bindningen (vilket är bokstaven p i det grekiska alfabetet) är att när man tittar på denna bindning längs axeln som förbinder de två atomerna, liknar de två loberna i ∏-omloppsbanan mycket formen på atomorbitalen p .
Pi-länkar finns alltid i multilänkar. I organiska föreningar, när du har en dubbelbindning eller en trippelbindning, kommer du att ha en sigmabindning och resten kommer att vara pi-bindningar. Till exempel, i trippelbindningen finns det en sigmabindning och två pi-bindningar som bildas av överlappningen mellan p- och ypz -orbitaler för en av atomerna med respektive p- och ypz – orbitaler i den andra .
Egenskaper för pi-länkar
De är svagare än sigma-bindningar
Det faktum att orbitalerna som bildar pi-bindningen överlappar i sidled istället för frontalt gör överlappningen svag. Dessutom är elektrontätheten i pi-orbitalen i genomsnitt längre bort från kärnorna i de bundna atomerna. Av dessa två skäl är dessa länkar svagare och lättare att bryta än sigma-länkar.
OBS: Att denna bindning är svagare än sigmabindningen betyder inte att en dubbelbindning är svagare än en enkelbindning. Faktum är att precis tvärtom är sant, eftersom för att bryta en dubbelbindning måste både en sigma- och en pi-bindning brytas.
De är stela länkar
Det väsentliga villkoret för bildandet av denna typ av bindning är att intilliggande atomer har orbitaler som är parallella med varandra, oavsett om dessa är p- eller d -orbitaler . Rotation av bindningen runt sin axel skulle göra att atomorbitalerna inte längre är i en parallell konfiguration, vilket skulle bryta bindningen. Av denna anledning är det mycket svårt att rotera eller böja dessa länkar utan att bryta dem. Detta gör pi-länkar mycket styva jämfört med enkla länkar som har rotationsfrihet och är ganska flexibla.
De kan konjugeras med andra pi-länkar
Om två atomer har en pi-bindning mellan sig och det finns andra intilliggande atomer som också har p-orbitaler som är parallella med den första, bildar överlappningen av alla dessa orbitaler vad som kallas ett konjugerat pi-system. I dessa system är pi-elektronerna fria att röra sig i stället för att vara lokaliserade till ett enda område i rymden. Av denna anledning sägs dessa elektroner vara delokaliserade.
Exempel på föreningar med Pi-bindningar
Det finns otaliga exempel på föreningar som har denna typ av kovalent bindning . Nedan finns några exempel som också indikerar de atomära orbitaler som överlappar för att bilda varje bindning.
Exempel 1: Eten ( C2H4 )
I eten eller eten är en alken som har en kol-kol dubbelbindning. Denna dubbelbindning bildas av en sigmabindning och en pi-bindning mellan två sp2- hybridiserade kolatomer . Pi-bindningen bildas mellan kolatomernas två pz-orbitaler, så det är en π pz -pz- bindning .
Exempel 2: Koldioxid (CO 2 )
När det gäller koldioxid är de två syrgaserna sp 2 hybridiserade medan den centrala kolatomen är sp hybridiserad, vilket lämnar två rena p-orbitaler, p y och p z .
Så kol bildar två pi-bindningar, en med ett syre och en med den andra. Den första skulle vara en π pz-pz- bindning och den andra skulle vara π py-pz . Båda pi-bindningarna ligger i plan vinkelräta mot varandra, eftersom p- och pz – orbitalerna är vinkelräta mot varandra.
Exempel 3: Propannitril (CH 3 CH 2 CN)
Denna förening har en CN-trippelbindning. I det här fallet kan trippelbindningen ses som en sigmabindning och två ömsesidigt vinkelräta pi-bindningar mellan kol och kväve. Både kol och kväve presenterar sp-hybridisering, vilket lämnar fria p- och ypz – orbitaler som bildar de två pi-bindningarna.
Det bör noteras att i fallet med trippelbindningar, istället för två par lober på vardera sidan av sigmabindningen, kombineras de två pi-bindningarna för att bilda en enda cylindrisk lob med elektrondensitet koncentrisk med axeln som förenar de två. atomer.
