Пи
В химии связывания PI ( π -связи ) представляют собой ковалентные химические связи , в каждой из которых две доли орбитала на одном атом перекрываются с двумя долями орбитала на другом атоме, и в котором это перекрывается в боковом направлении. Каждая из этих атомных орбиталей имеет электронную плотность нуля в общей узловой плоскости , которая проходит через два связанных ядра . Эта плоскость также является узловой плоскостью для молекулярной орбиты связи PI. Облигации PI могут образовываться в двойных и тройных облигациях, не образуются в отдельных облигациях но в большинстве случаев .
Греческая буква π в их имени относится к P -орбиталям , поскольку орбитальная симметрия связи PI такая же, как и у орбитала P, когда наблюдается по оси связи. Одна общая форма такого рода связывания включает в себя сами P -орбитали, хотя D -орбитали также участвуют в связи PI. Этот последний режим составляет часть основы для множественной связи металла-металла .
Характеристики
[ редактировать ]
Связанные связи обычно слабее, чем сигма -связи . Двойная связь CC , состоящая из одной сигмы и одной пив -связи, [ 1 ] имеет энергию связи менее чем в два раза больше, чем у отдельной связи CC, что указывает на то, что стабильность, добавленная связью PI, меньше, чем стабильность сигма -связи. С точки зрения квантовой механики , слабость этой связи объясняется значительно меньшим совпадением между компонентами p-орбиталей из-за их параллельной ориентации. Это контрастирует с сигма -связями, которые образуют связывание орбиталей непосредственно между ядрами атомов связывания, что приводит к большему перекрытию и сильной сигма -связи.
Связанные связи в результате перекрытия атомных орбиталей, которые находятся в контакте через две области перекрытия. Большинство орбитальных перекрытий, которые не включают S-Orbital, или имеют различные междоплексуальные оси (например, перекрытие P x + p Y , которое не применяется к S-Orbital), как правило, являются все связывания PI. ПИ связывания являются более диффузными связями, чем сигма -связки. Электроны в связях PI иногда называют PI -электронами . Молекулярные фрагменты, соединенные связью PI, не могут вращаться по поводу этой связи, не разбивая связь PI, потому что вращение включает в себя разрушение параллельной ориентации компонентных P -орбиталей.
For homonuclear diatomic molecules, bonding π molecular orbitals have only the one nodal plane passing through the bonded atoms, and no nodal planes between the bonded atoms. The corresponding antibonding, or π* ("pi-star") molecular orbital, is defined by the presence of an additional nodal plane between these two bonded atoms.
Multiple bonds
[edit]A typical double bond consists of one sigma bond and one pi bond; for example, the C=C double bond in ethylene (H2C=CH2). A typical triple bond, for example in acetylene (HC≡CH), consists of one sigma bond and two pi bonds in two mutually perpendicular planes containing the bond axis. Two pi bonds are the maximum that can exist between a given pair of atoms. Quadruple bonds are extremely rare and can be formed only between transition metal atoms, and consist of one sigma bond, two pi bonds and one delta bond.
A pi bond is weaker than a sigma bond, but the combination of pi and sigma bond is stronger than either bond by itself. The enhanced strength of a multiple bond versus a single (sigma bond) is indicated in many ways, but most obviously by a contraction in bond lengths. For example, in organic chemistry, carbon–carbon bond lengths are about 154 pm in ethane,[2][3] 134 pm in ethylene and 120 pm in acetylene. More bonds make the total bond length shorter and the bond becomes stronger.
|
|
|
| ethane (1 σ bond) | ethylene (1 σ bond + 1 π bond) | acetylene (1 σ bond + 2 π bonds) |
Special cases
[edit]A pi bond can exist between two atoms that do not have a net sigma-bonding effect between them.
In certain metal complexes, pi interactions between a metal atom and alkyne and alkene pi antibonding orbitals form pi-bonds.
In some cases of multiple bonds between two atoms, there is no net sigma-bonding at all, only pi bonds. Examples include diiron hexacarbonyl (Fe2(CO)6), dicarbon (C2), and diborane(2) (B2H2). In these compounds the central bond consists only of pi bonding because of a sigma antibond accompanying the sigma bond itself. These compounds have been used as computational models for analysis of pi bonding itself, revealing that in order to achieve maximum orbital overlap the bond distances are much shorter than expected.[4]
Смотрите также
[ редактировать ]- Ароматическое взаимодействие
- Дельта -облигация
- Молекулярная геометрия
- PI BADBONDING
- ИП Взаимодействие
Ссылки
[ редактировать ]- ^ Стрейтвизер, Эндрю; Хиткок, Клейтон Х.; Косоуэр, Эдвард М. (1992). Введение в органическую химию . Хиткок, Клейтон Х., Косоуэр, Эдвард М. (4 -е изд.). Нью -Йорк: Макмиллан. с. 250 . ISBN 978-0024181701 Полем OCLC 24501305 .
- ^ Вейярд А. (1970). «Релаксация во время внутреннего вращения этан и водород Пероксид». Теоретика Чимика Акта . 18 (1): 21–33. doi : 10.1007/bf00533694 . S2CID 94310101 .
- ^ Гармония, Марлин Д. (1990). «Равновесие углерод-углеродной длины в этане». J. Chem. Физический 93 (10): 7522–7523. Bibcode : 1990jchph..93.7522H . doi : 10.1063/1.459380 .
- ^ Джеммис, изд ; Патхак, Бисваруп; Кинг Р. Брюс ; Шефер III, Генри Ф. (2006). «Длина связи и множественность связи: σ-связки предотвращает короткие π-связки». Химическая связь (20): 2164–2166. doi : 10.1039/b602116f . PMID 16703142 .