Pi-binding
![](https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/1/11/Electron_orbitals.svg/350px-Electron_orbitals.svg.png)
I kjemi er pi-bindinger (
![](https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/7/70/Pi-Bond.svg/250px-Pi-Bond.svg.png)
Den greske bokstaven
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-
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.
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]- ^ Bond length and bond multiplicity:
σ -bond prevents shortπ -bonds Eluvathingal D. Jemmis, Biswarup Pathak, R. Bruce King, Henry F. Schaefer III Chemical Communications, 2006, s. 2164-2166 Abstract