Pi-binding

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
Gå til: navigasjon, søk
Elektronets atomære og molekylære orbitaler. En pi-binding er vist nederst til høyre på bildet.

I kjemi er pi-bindinger (π-bindinger) kovalente kjemiske bindinger hvor to runde projeksjoner av en involvert elektronorbital overlapper to runde projeksjoner av den andre involverte elektronorbitalen. Bare ett av orbitalens nodale plan (et plan der strekningsfunksjonen som beskriver orbitalen er 0) passerer gjennom begge de involverte kjernene. Disse kovalente bindingene dannes ved sidelengs overlapping av atomære orbitaler. Pi-bindinger inngår oftest i dobbelt- og trippelbindinger. For eksempel inneholder en karbon-karbon-dobbeltbinding en pi-binding som er dannet ved sidelengs overlapping av to p-orbitaler.

To p-orbitaler danner en π-binding. Nodalplanet er vist i blått.

Den greske bokstaven π i navnet viser til p-orbitalene, ettersom orbitalsymmetrien ti pi-bindingen er den samme som p-orbitalens, sett ned langs bindingsaksen. P-orbitaler deltar vanligvis i denne typen bindinger, men de kan også inngå i sigma-bindinger. D-orbitaler antas også å delta i pi-bindinger men dette er ikke nødvendigvis tilfellet i virkeligheten, til tross for at konseptet om bindings-d-orbitaler fortsatt gjelder godt for hypervalens.

Pi-bindinger er vanligvis svakere enn sigma-bindinger. Fra kvantemekanikkens perspektiv kan pi-bindingens svakhet forklares med at det skjer en betydelig mindre overlapping mellom de involverte p-orbitalene på grunn av deres parallelle orientering. Pi-bindingenes (negativt ladde) elektrontetthet befinner seg lengre fra atomkjernene, noe som krever mer energi.

Pi-bindinger er et resultat av overlapping av atomære orbitaler som er i kontakt gjennom to parallelle grenseflater. Pi-bindinger er mer diffuse bindinger enn sigma-bindingene. Elektroner i pi-bindinger refereres enkelte ganger til som pi-elektroner. Molekylære fragmenter som er knyttet til hverandre ved hjelp av en pi-binding kan ikke rotere rundt den bindingen uten å bryte pi-bindingen, fordi rotasjon innebærer ødeleggelse av den parallelle orienteringen til de involverte p-orbitalene.

I molekyler med to like atomer som er bundet til hverandre, har bindings-π-orbitalene ingen nodale plan som passerer mellom de to atomene. Den korresponderende antibindingen, eller π* («pi-stjerne»)-orbitalen, er definert ved tilstedeværelsen av et ekstra nodalt plan mellom disse to knyttede atomene.

Dobbelt- og trippelbindinger[rediger | rediger kilde]

Atomer som er bundet til hverandre via en dobbelt- eller trippelbinding har henholdsvis en eller to pi-bindinger i tillegg til en sigma-binding.

En pi-binding er svakere enn en sigma-binding, men kombinasjonen av en pi- og sigma-binding er sterkere enn hver enkelt av bindingene i seg selv. Den økte styrken til en dobbelt- eller trippelbinding kontra en enkeltbinding (sigma-binding) kommer til syne på mange måter, men tydeligst ved at bindinglengdene reduseres. I organisk kjemi er for eksempel bindingslengden til karbon-karbon-bindingen i etan 154 pm (enkeltbinding), i etylen 134 pm (dobbeltbinding) og i acetylen 120 pm (trippelbinding). Flere bindinger gjør den totale (overordnede) bindingen kortere og sterkere.

Ethane-staggered-CRC-MW-dimensions-2D.png
Ethylene-CRC-MW-dimensions-2D.png
Acetylene-CRC-IR-dimensions-2D.png
etan etylen acetylen

Spesialtilfeller[rediger | rediger kilde]

Pi-bindinger knytter ikke nødvendigvis et par av atomer som også har sigma-bindinger seg imellom.

I visse metallkomplekser danner pi-interaksjoner mellom et metallatom og pi-antibindingsorbitaler i et alken eller alkyn pi-bindinger.

I noen tilfeller med dobbelt- eller trippelbindinger mellom to atomer er det ingen sigma-binding i det hele tatt, bare pi-bindinger. Eksempler på slike molekyler er dijern heksakarbonyl (Fe2(CO)6), dikarbon (C2) og boran (B2H2). I disse forbindelsene består det sentrale atomet bare av pi-bindinger, og for å kunne oppnå størst mulig overlapping mellom to orbitaler er de to bindingslengdene mye kortere enn forventet.[1]

Se også[rediger | rediger kilde]

Referanser[rediger | rediger kilde]

  1. ^ Bond length and bond multiplicity: σ-bond prevents short π-bonds Eluvathingal D. Jemmis, Biswarup Pathak, R. Bruce King, Henry F. Schaefer III Chemical Communications, 2006, s. 2164-2166 Abstract