Pi-Bindung - Pi bond
In der Chemie sind pi-Bindungen ( π-Bindungen ) kovalente chemische Bindungen , bei denen sich jeweils zwei Lappen eines Orbitals (an einem Atom ) mit zwei Lappen eines Orbitals an einem anderen Atom überlappen, und bei denen diese Überlappung seitlich erfolgt. Jedes dieser Atomorbitale hat eine Elektronendichte von Null an einer gemeinsamen Knotenebene , die durch die beiden verbundenen Kerne verläuft . Diese Ebene ist auch eine Knotenebene für das Molekülorbital der pi-Bindung. Pi-Bindungen können sich in Doppel- und Dreifachbindungen bilden, aber in den meisten Fällen nicht in Einfachbindungen .
Der griechische Buchstabe π in ihrem Namen bezieht sich auf p-Orbitale , da die Orbitalsymmetrie der pi-Bindung die gleiche ist wie die des p-Orbitals, wenn sie entlang der Bindungsachse gesehen wird. Eine übliche Form dieser Bindungsart sind p-Orbitale selbst, obwohl auch d-Orbitale an pi-Bindungen beteiligt sind. Dieser letztere Modus bildet einen Teil der Grundlage für das Metall-Metall-Mehrfachbonden .
Pi-Anleihen sind normalerweise schwächer als Sigma-Anleihen . Die CC -Doppelbindung, die aus einer Sigma- und einer Pi-Bindung besteht, hat eine Bindungsenergie, die weniger als das Doppelte einer CC-Einfachbindung beträgt, was darauf hindeutet, dass die durch die Pi-Bindung hinzugefügte Stabilität geringer ist als die Stabilität einer Sigma-Bindung. Aus quantenmechanischer Sicht erklärt sich die Schwäche dieser Bindung durch eine deutlich geringere Überlappung der Komponenten-p-Orbitale aufgrund ihrer parallelen Ausrichtung. Dem gegenüber stehen Sigma-Bindungen, die Bindungsorbitale direkt zwischen den Kernen der Bindungsatome bilden, was zu einer größeren Überlappung und einer starken Sigma-Bindung führt.
Pi-Bindungen resultieren aus der Überlappung von Atomorbitalen, die durch zwei Überlappungsbereiche in Kontakt stehen. Pi-Bindungen sind diffusere Bindungen als die Sigma-Bindungen. Elektronen in Pi-Bindungen werden manchmal als Pi-Elektronen bezeichnet . Molekülfragmente, die durch eine pi-Bindung verbunden sind, können sich nicht um diese Bindung drehen, ohne die pi-Bindung zu brechen, da die Rotation die parallele Ausrichtung der konstituierenden p-Orbitale zerstört.
Bei homonuklearen zweiatomigen Molekülen haben bindende π-Molekülorbitale nur die eine Knotenebene , die durch die gebundenen Atome verläuft, und keine Knotenebenen zwischen den gebundenen Atomen. Die entsprechende anti Bindung oder π * ( „pi-star“) Molekülorbital, wird durch das Vorhandensein einer zusätzlichen Knotenebene zwischen diesen beiden gebundenen Atomen definiert ist .
Mehrere Anleihen
Eine typische Doppelbindung besteht aus einer Sigma-Bindung und einer Pi-Bindung; beispielsweise die C=C-Doppelbindung in Ethylen (H 2 C=CH 2 ). Eine typische Dreifachbindung , zum Beispiel in Acetylen (HC≡CH), besteht aus einer Sigma-Bindung und zwei Pi-Bindungen in zwei zueinander senkrechten Ebenen, die die Bindungsachse enthalten. Zwei Pi-Bindungen sind das Maximum, das zwischen einem gegebenen Atompaar existieren kann. Vierfachbindungen sind extrem selten und können nur zwischen Übergangsmetallatomen gebildet werden und bestehen aus einer Sigma-Bindung, zwei Pi-Bindungen und einer Delta-Bindung .
Eine Pi-Bindung ist schwächer als eine Sigma-Bindung, aber die Kombination aus Pi- und Sigma-Bindung ist stärker als jede Bindung für sich. Die erhöhte Stärke einer Mehrfachbindung gegenüber einer Einfachbindung (Sigmabindung) wird in vielerlei Hinsicht angezeigt, am offensichtlichsten jedoch durch eine Verkürzung der Bindungslängen. In der organischen Chemie betragen die Kohlenstoff-Kohlenstoff- Bindungslängen beispielsweise etwa 154 pm in Ethan , 134 pm in Ethylen und 120 pm in Acetylen. Mehr Bindungen machen die Gesamtbindung kürzer und stärker.
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| Ethan (1 σ-Bindung) | Ethylen (1--Bindung + 1--Bindung) | Acetylen (1 σ-Bindung + 2 π-Bindung) |
Sonderfälle
Eine Pi-Bindung kann zwischen zwei Atomen bestehen, die keinen Netto-Sigma-Bindungseffekt zwischen ihnen haben.
In bestimmten Metallkomplexen bilden pi-Wechselwirkungen zwischen einem Metallatom und Alkin und Alken- pi-antibindende Orbitale pi-Bindungen.
In einigen Fällen von Mehrfachbindungen zwischen zwei Atomen gibt es überhaupt keine Netto-Sigma-Bindung, sondern nur Pi-Bindungen. Beispiele umfassen Dieisenhexacarbonyl (Fe 2 (CO) 6 ), Dikohlenstoff (C 2 ) und Diboran (2) (B 2 H 2 ). In diesen Verbindungen besteht die zentrale Bindung nur aus einer Pi-Bindung, da eine Sigma- Antibindung die Sigma-Bindung selbst begleitet. Diese Verbindungen wurden als Computermodelle für die Analyse der Pi-Bindung selbst verwendet und zeigten, dass die Bindungsabstände viel kürzer als erwartet sind , um eine maximale Orbitalüberlappung zu erreichen .