EN pi lenke (π) er en type kovalent binding kjennetegnet ved å forhindre fri rotasjonsbevegelse av atomer og ved å stamme mellom et par av ren type atomorbitaler, blant andre særegenheter. Det er bindinger som kan dannes mellom atomer av elektronene deres, som lar dem bygge større og mer komplekse strukturer: molekyler.
Disse bindingene kan være av forskjellige varianter, men de vanligste innen dette fagfeltet er kovalentene. Kovalente bindinger, også kalt molekylære bindinger, er en type binding hvor de involverte atomer deler par av elektroner.
Dette kan oppstå på grunn av atomers behov for å søke stabilitet, og dermed danne de fleste av de kjente forbindelsene. I denne forstand kan kovalente bindinger være enkle, doble eller tredoble, avhengig av konfigurasjonen av deres orbitaler og antall par elektroner delt mellom de involverte atomer..
Dette er grunnen til at det er to typer kovalente bindinger som dannes mellom atomer basert på orienteringen av deres orbitaler: sigma (σ) bindinger og pi (π) bindinger..
Det er viktig å skille begge bindinger, siden sigma-bindingen forekommer i enkle bindinger og pi i flere bindinger mellom atomer (to eller flere elektroner deles).
Artikkelindeks
For å beskrive dannelsen av pi-bindingen, må hybridiseringsprosessen først diskuteres, siden den griper inn i noen viktige bindinger..
Hybridisering er en prosess der hybrid elektroniske orbitaler dannes; det vil si hvor s og p atomiske subnivå orbitaler kan blandes. Dette forårsaker dannelsen av sp, sp orbitalerto og sp3, som kalles hybrider.
I denne forstand oppstår dannelsen av pi-bindinger takket være overlappingen av et par lapper som tilhører en atombane på et annet par lapper som er i en bane som er en del av et annet atom..
Denne orbitaloverlappingen skjer lateralt, hvorved den elektroniske fordelingen hovedsakelig konsentreres over og under planet dannet av de bundne atomkjernene, og får pi-bindingene til å være svakere enn sigma-bindingene..
Når vi snakker om orbitalsymmetrien til denne typen union, bør det nevnes at den er lik den for p-typen orbitaler så lenge den observeres gjennom aksen dannet av bindingen. Videre består disse fagforeningene for det meste av p-orbitaler..
Ettersom pi-bindinger alltid ledsages av en eller to flere bindinger (en sigma eller en annen pi og en sigma), er det relevant å vite at dobbeltbindingen som dannes mellom to karbonatomer (består av en sigma og en pi-binding) har lavere bindingsenergi enn den som tilsvarer to ganger sigma-bindingen mellom de to.
Dette forklares av stabiliteten til sigma-bindingen, som er større enn for pi-bindingen, fordi overlappingen av atomorbitaler i sistnevnte forekommer på en parallell måte i regionene over og under lappene, og akkumulerer den elektroniske fordelingen i en mer fjern vei til atomkjerner.
Til tross for dette, når pi- og sigma-bindinger kombineres, dannes en sterkere flerbinding enn selve enkeltbindingen, noe som kan verifiseres ved å observere bindingslengdene mellom forskjellige enkelt- og flerbindingsatomer..
Det er noen kjemiske arter som studeres for eksepsjonell oppførsel, for eksempel koordineringsforbindelser med metalliske elementer, der de sentrale atomer bare er koblet av pi-bindinger..
Karakteristikkene som skiller pi-bindinger fra andre typer interaksjoner mellom atomarter er beskrevet nedenfor, og begynner med det faktum at denne bindingen ikke tillater fri rotasjonsbevegelse av atomer, slik som karbon. Av denne grunn, hvis det er rotasjon av atomene, brytes bindingen..
På samme måte skjer i disse koblingene overlappingen mellom orbitalene gjennom to parallelle regioner, og oppnår at de har større diffusjon enn sigma-koblingene, og at de av denne grunn er svakere..
På den annen side, som nevnt ovenfor, genereres alltid pi-bindingen mellom et par rene atomorbitaler; Dette betyr at den genereres mellom orbitaler som ikke har gjennomgått hybridiseringsprosesser, der tettheten til elektronene er konsentrert stort sett over og under planet dannet av den kovalente bindingen..
I denne forstand kan det være mer enn en pi-binding mellom et par atomer, alltid ledsaget av en sigma-binding (i dobbeltbindinger).
Tilsvarende kan det være en trippelbinding mellom to tilstøtende atomer, som dannes av to pi-bindinger i posisjoner som danner plan vinkelrett på hverandre og en sigma-binding mellom begge atomer..
Som tidligere nevnt har molekyler som består av atomer forbundet med en eller flere pi-bindinger alltid flere bindinger; dvs. dobbeltrom eller tredobling.
Et eksempel på dette er etylenmolekylet (HtoC = CHto), som består av en dobbeltbinding; det vil si en pi og en sigma binding mellom karbonatomer, i tillegg til sigma bindinger mellom karbon og hydrogen.
For sin del har acetylenmolekylet (H-C2C-H) en trippelbinding mellom karbonatomer; det vil si to pi-bindinger som danner vinkelrette plan og en sigma-binding, i tillegg til deres tilsvarende karbon-hydrogen-sigma-bindinger.
Pi-bindinger forekommer også mellom sykliske molekyler, slik som benzen (C6H6) og dets derivater, hvis arrangement resulterer i en effekt som kalles resonans, som gjør at elektrondensiteten kan vandre mellom atomer og gi blant annet større stabilitet til forbindelsen..
For å eksemplifisere unntakene som er nevnt tidligere, er tilfellene av dikarbonmolekylet (C = C, hvor begge atomer har et par sammenkoblede elektroner) og koordineringsforbindelsen kalt heksakarbonyljern (representert som Feto(CO)6, som bare er dannet av pi-bindinger mellom atomene).
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.