Link Pi Hvordan det dannes, egenskaper og eksempler



en pi link (π) er en type kovalent binding karakterisert ved å hindre bevegelsen av fri rotasjon av atomene og ved å oppstå mellom et par atomiske orbitaler av ren type, blant andre særegenheter. Det er bindinger som kan dannes mellom atomer av deres elektroner, som tillater dem å bygge større og mer komplekse strukturer: molekyler.

Disse linkene kan være av forskjellige varianter, men de vanligste innen dette studiet er kovalente. Kovalente bindinger, også kalt molekylære bindinger, er en type binding der de involverte atomene deler par elektroner.

Dette kan oppstå på grunn av behovet for atomer for å lete etter stabilitet, og danner dermed de fleste kjente forbindelser. I denne forstand kan kovalente bindinger være enkle, doble eller tredoble, avhengig av konfigurasjonen av deres orbitaler og antall par av elektroner som deles mellom de involverte atomene..

Dette er grunnen til at det er to typer kovalent binding som dannes mellom atomer basert på orienteringen av deres orbitaler: sigma-bindingene (σ) og pi (π) bindingene.

Det er viktig å differensiere begge obligasjoner, siden sigmabindingen vises i enkle fagforeninger og pi i flere fagforeninger mellom atomer (to eller flere elektroner deles).

index

  • 1 Hvordan er det dannet?
    • 1.1 Formasjon av pi-bindinger i forskjellige kjemiske arter
  • 2 egenskaper
  • 3 eksempler
  • 4 referanser

Hvordan er det dannet?

For å beskrive dannelsen av pi-lenken må vi først snakke om hybridiseringsprosessen, siden den griper inn i noen viktige linker.

Hybridisering er en prosess der hybrid elektroniske orbitaler dannes; det vil si hvor orbitaler av atomunderdeler s og p kan bli blandet. Dette oppstår dannelsen av sp, sp orbitals2 og sp3, som kalles hybrider.

I denne forbindelse, dannelse av n-bindinger oppstår på grunn av overlapping av to fliker som tilhører en Orbital av et annet par av knaster som er i en orbital del av et annet atom.

Dette orbital overlapping skjer sideveis, hvorved elektronisk distribusjon konsentreres i stor grad over og under det plan som dannes av atomkjernene koblede, og forårsaker n-bindinger er svakere enn sigma bindinger.

Når man snakker om orbitalsymmetrien for denne type forening, må det nevnes at den er lik den for p-type orbitaler, forutsatt at den observeres gjennom aksen dannet av bindingen. I tillegg består disse fagforeningene hovedsakelig av orbitaler p.

Dannelse av pi-bindinger i forskjellige kjemiske arter

Ettersom n-bindinger er alltid ledsaget av en eller to koblinger (en sigma eller annen PI og en sigma), er det viktig å vite at dobbeltbindingen dannet mellom to karbonatomer (som utgjøres av en sigma-binding og en pi) har lavere bindingsenergi enn den som tilsvarer to ganger sigmabindingen mellom begge.

Dette forklares med stabiliteten av sigmabinding, noe som er høyere enn den n-binding på grunn av overlappingen av orbitaler i sistnevnte tilfelle i parallell i områdene over og under flikene, samler elektronisk distribusjon så langt av atomkjernene.

Til tross for dette, når pi og sigma-bindinger kombineres, dannes en multiplebinding som er sterkere enn det enkle bindingen av seg selv, som kan verifiseres ved å observere koblingslengder mellom forskjellige atomer med enkelt- og multiplebindinger..

Det er noen kjemiske arter som studeres for deres eksepsjonelle atferd, som for eksempel koordinasjonsforbindelsene med metalliske elementer, hvor de sentrale atomer kun er knyttet av pi-bindinger..

funksjoner

Egenskapene som skiller pi-koblinger fra andre klasser av samspill mellom atomarter beskrives nedenfor, og begynner med det faktum at denne foreningen ikke tillater fri rotasjonsbevegelse av atomer, så som karbonatomer. Av denne grunn, hvis det er rotasjon av atomene, oppstår koblingsbrudd..

Også i disse koblingene skjer overlappingen mellom orbitaler gjennom to parallelle regioner, og oppnår at de har større diffusjon enn Sigma-koblingene, og som derfor er svakere.

På den annen side, som nevnt ovenfor, blir pi-lenken alltid generert mellom et par rene atomorbitaler; dette betyr generert mellom orbitaler som ikke har gjennomgått hybridiseringsprosesser, hvor tettheten av elektronene er konsentrert hovedsakelig over og under planet dannet av kovalentbinding.

I denne forstand kan mellom et par atomer mer enn en pi-kobling være tilstede, alltid ledsaget av en sigma-kobling (i dobbeltbindingene).

Tilsvarende kan en trippelbinding gis mellom to tilstøtende atomer, som dannes av to pi-bindinger i posisjoner som danner planer vinkelrett på hverandre og et sigma-bånd mellom begge atomer.

eksempler

Som tidligere nevnt, har molekyler som består av atomer sammen med en eller flere pi-bindinger, alltid flere bindinger; det vil si dobbelt eller trippel.

Et eksempel på dette er etylenmolekylet (H2C = CH2), som består av en dobbelt union; det vil si en pi og en sigma-binding mellom deres karbonatomer, i tillegg til sigma-bindingene mellom karbonene og hydrogenene.

For sin del har acetylenmolekylet (H-C = C-H) en trippelbinding mellom dens karbonatomer; det vil si to pi-linker som danner vinkelrette planer og en sigma-kobling, i tillegg til deres tilsvarende sigma-karbon-hydrogenbindinger.

Pi-koblinger er også tilstede mellom cykliske molekyler, slik som benzen (C6H6) og dets derivater, hvis arrangement resulterer i en effekt som kalles resonans, som tillater elektronisk tetthet å migrere mellom atomer og gi den blant annet større stabilitet for forbindelsen.

For å eksemplifisere de unntak som er nevnt tidligere tilfeller molekyl dicarbono til stede (C = C, hvor begge atomene uparet elektronpar) og den koordinasjonsforbindelse som kalles hexacarbonildihierro (angitt som Fe2(CO)6, som bare dannes av pi-bindinger mellom dets atomer).

referanser

  1. Wikipedia. (N.d.). Pi-bindingen. Hentet fra en.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Kjemi, niende utgave. Mexico: McGraw-Hill.
  3. ThoughtCo. (N.d.). Pi Bond Definisjon i kjemi. Hentet fra thoughtco.com
  4. Britannica, E. (s.f.). Pi-bindingen. Hentet fra britannica.com
  5. LibreTexts. (N.d.). Sigma og Pi Obligasjoner. Hentet fra chem.libretexts.org
  6. Srivastava, A. K. (2008). Organisk kjemi gjort enkel. Hentet fra books.google.co.ve