Sigma- og Pi-bindinger er de to typer kovalente bindinger findes i molekyler og forbindelser. Sigma- og Pi-bindinger spiller en afgørende rolle i forståelsen af strukturen, stabiliteten og reaktiviteten af en lang række kemiske arter. Sigma-bindinger er karakteriseret ved deres direkte overlapning, større elektrontæthed langs bindingsaksen og evnen til at rotere frit. Pi-bindinger involverer på den anden side parallel p-orbital overlapning, elektrontæthed over og under den internukleære akse og begrænser rotation til en vis grad.
I denne artikel vil vi diskutere begrebet sigma- og pi-bindinger, herunder deres forskellige eksempler, karakteristika og nøgleforskelle mellem begge bindinger. Ved slutningen af denne artikel vil du have en solid forståelse af disse væsentlige kovalente bindinger, dvs. Sigma- og Pi-bindinger; og deres betydning i kemiens verden.
Indholdsfortegnelse
- Hvad er Sigma Bond?
- Typer af Sigma Bond
- Hvad er Pi Bonds?
- Sigma og Pi Bonds forskelle
- Betydningen af Sigma- og Pi-bindinger i kemisk binding
Hvad er Sigma Bond?
Sigma-binding dannes ved ende-til-ende-overlapning af bindings-orbitaler langs den internukleære akse. Dette kaldes head-on overlap eller aksial overlapning. Overlapningen af s orbitaler, såvel som overlapningen af p orbitaler i en enkelt binding, resulterer i sigma bindinger. Sigma-bindinger giver mulighed for fri rotation omkring bindingsaksen, fordi elektrondensiteten er koncentreret langs bindingsaksen.
Karakteristika for Sigma Bonds
Nøglekarakteristika ved sigma-bindinger er:
- Sigma-binding er et stærkt bånd med en veldefineret retning.
- Elektrondensiteten i en sigma-binding er koncentreret langs den internukleære akse.
- Sigma-bindinger giver mulighed for fri rotation omkring bindingsaksen.
- Sigma-bindinger kan eksistere i enkelt-, dobbelt- eller tredobbeltbindinger.
- Sigma-bindinger udviser cylindrisk symmetri langs bindingsaksen.
Eksempler på Sigma-obligationer
Der er forskellige eksempler på sigma-bindinger, da alle enkeltbindinger kun er simaga-bindinger. Nogle almindelige eksempler er:
- I metan (CH4), carbon-hydrogen-enkeltbindingerne er sigma-bindinger.
- I ethen (C2H4), omfatter carbon-carbon-dobbeltbindingen en sigma-binding og en pi-binding.
- I et vandmolekyle (H2O), er der to sigma-bindinger: en mellem hvert brintatom og oxygenatomet.
- I ammoniak (NH3), er der tre sigma-bindinger, en for hvert hydrogenatom bundet til nitrogenatomet.
Sigma-bindinger i molekylær orbitalteori
- I molekylær orbitalteori forklares sigma-bindinger i form af samspillet mellem atomare orbitaler for at danne molekylære orbitaler.
- I molekylær orbitalteori tager man udgangspunkt i overvejelsen af atomorbitaler for de enkelte atomer i et molekyle.
- Dannelsen af sigma-bindinger involverer overlapning af atomare orbitaler fra to atomer.
- Når to atomare orbitaler overlapper hinanden, kombineres de for at danne molekylære orbitaler.
- I tilfælde af en sigmabinding resulterer den konstruktive interferens af bølgefunktionerne af de to atomare orbitaler i en sigma molekylær orbital (σ MO).
- Molekylær orbital teori forudsiger dannelsen af både bindende og antibondende molekylære orbitaler.
- Den bindende MO (σ-binding) har lavere energi og er forbundet med elektrontæthed mellem kernerne, hvilket stabiliserer molekylet.
- Den antibondende MO (σ* antibonding) har højere energi og indeholder elektrontæthed uden for det internukleære område.
Typer af Sigma Bond
Sigma-bindinger kan kategoriseres i forskellige typer baseret på arten af de involverede atomare orbitaler og den måde, de overlapper. De vigtigste typer af sigma-obligationer omfatter:
s-s Overlappende
I ss overlapning overlapper to s orbitaler fra to atomer direkte langs den internukleære akse (head-on overlapning).
For eksempel i brintmolekylet (H2) danner to hydrogenatomer en sigma-binding gennem ss-overlapning.
I dette tilfælde er der overlapning af to halvfyldte s-orbitaler langs den internukleære akse som vist nedenfor:
python sortering tuples
s-p Overlappende
I dette tilfælde er der overlap mellem halvt fyldt s-orbital af et atom og halvt fyldt p-orbital af et andet atom. Ved sp overlapning overlapper en s orbital og en p orbital fra to forskellige atomer direkte langs den internukleære akse.
Et klassisk eksempel på sp-overlapning findes i carbon-hydrogen (C-H)-bindingerne i metan (CH)4), hvor carbonatomets 2s orbital overlapper med 1s orbital af hydrogenatomet for at danne sigmabindinger.
p-p Overlappende
Denne type overlapning finder sted mellem halvfyldte p-orbitaler af de to nærmer sig atomer. Ved pp-overlapning overlapper to parallelle p-orbitaler fra to atomer side om side over og under den internukleære akse.
For eksempel i et molekyle som ethen (C2H4), består kulstof-carbon-dobbeltbindingen af både en sigma-binding og en pi-binding dannet gennem pp-overlapning.
Hvad er Pi Bonds?
Ved dannelsen af pi-binding overlapper de atomare orbitaler på en sådan måde, at deres akser forbliver parallelle med hinanden og vinkelret på de internukleare akser. Pi-bindinger dannes normalt ud over sigma-bindinger i dobbelt- eller tredobbeltbindinger (som i alkyner eller alkyner) og involverer overlapning af uhybridiserede p-orbitaler. Pi-bindinger begrænser rotationen omkring bindingsaksen til en vis grad, fordi elektrontætheden er over og under den internukleare akse.
Karakteristika for Pi-obligationer
- Pi-bindinger begrænser rotationen mellem atomer i et molekyle.
- I en pi-binding er elektrondensiteten koncentreret over og under den internukleære akse.
- Pi-obligationer er generelt svagere end sigma-obligationer på grund af deres side-til-side overlapning.
- I pi-bindinger er elektrontætheden fordelt over et større område.
- Pi-bindinger findes almindeligvis i dobbelt- og tredobbeltbindinger.
Eksempler på Pi-obligationer
- Ethen (også kendt som ethylen) indeholder en dobbeltbinding mellem to carbonatomer. I denne binding er der en sigmabinding (σ) og en pi-binding (π) dannet af overlapningen af p-orbitaler.
- Benzen er en seksleddet ringstruktur med skiftende enkelt- og dobbeltbindinger. Den har tre sigma-bindinger (C-C) og tre pi-bindinger (C=C).
- I iltmolekylet (O2), eksisterer en dobbeltbinding mellem de to oxygenatomer. Denne dobbeltbinding indeholder en sigma-binding og en pi-binding. Pi-bindingen dannes, når iltatomernes p-orbitaler overlapper hinanden side om side.
- I nitrogenmolekylet (N2), er der en tredobbelt binding mellem de to nitrogenatomer, bestående af en sigmabinding (σ) og to pi-bindinger.
Sigma og Pi Bonds forskelle
Forskelle mellem sigma og pi-binding er som følger:
| Egenskab | Sigma (σ) Bond | Pi (π) binding |
|---|---|---|
| Obligationsdannelse | Dannet af front- eller ende-til-ende overlapning af atomare orbitaler. | Dannet af side-til-side overlapning af atomare orbitaler. |
| Antal obligationer i en enkelt obligation | En enkelt sigma-binding er altid til stede i en enkelt kovalent binding. | En enkelt pi-binding er typisk ledsaget af en sigma-binding i en enkeltbinding. |
| Elektronfordeling | Elektroner er koncentreret langs aksen mellem de to kerner. | Elektroner er fordelt over og under bindingsaksen, hvilket skaber en sky af elektroner. |
| Bond Styrke | Sigma-bindinger er generelt stærkere og mere stabile end pi-bindinger. | Pi-bindinger er svagere og mere modtagelige for forstyrrelser end sigma-bindinger. |
| Rotation | Sigma-bindinger tillader fri rotation omkring bindingsaksen. | Pi-bindinger begrænser rotation og skaber en dobbeltbinding eller tredobbeltbindingskarakter. |
| Hybridisering | Sigma-bindinger kan dannes med s- og p-orbitaler og involvere sp, sp2eller sp3hybridisering. | Pi-bindinger involverer typisk p-p-overlapning og kan kræve brug af uhybridiserede p-orbitaler. |
| Placering i multiple obligationer | Sigma-bindinger findes i enkeltbindinger og den første binding i multiple bindinger (f.eks. i en dobbeltbinding eller en tredobbeltbinding). | Pi-bindinger findes i flere bindinger, såsom den anden og tredje binding i en dobbeltbinding eller en tredobbeltbinding. |
| Overlapningstype | Head-to-head overlapning af orbitaler. | Side-til-side overlapning af orbitaler. |
| Eksempler | C-C Single Bond, C-H Bond, C=C Double Bond, C≡C Triple Bond | C=C Dobbeltbinding, C≡C Triple Bond, N=N Triple Bond |
| Styrke | Generelt stærkere | Generelt svagere |
| Antal i multiple obligationer | En sigma-binding i en enkeltbinding; én sigma-binding i dobbeltbinding (plus én pi-binding); en sigma-binding i tredobbelt binding (plus to pi-bindinger) | En pi-binding i dobbeltbinding; to pi-bindinger i tripelbinding |
| Elektrondensitet | Koncentreret langs den indrenukleare akse | Koncentreret over og under den internukleare akse |
| Rotation | Tillader fri rotation omkring Bond-aksen | Begrænser rotation på grund af side-til-side overlapning |
| Orbitalers geometri | Sigma orbitaler er cylindrisk symmetriske. | Pi-orbitaler har to lapper over og under bindingsaksen. |
| Hændelse | Findes i alle kovalente bindinger, inklusive enkelt-, dobbelt- og tredobbeltbindinger | Findes i dobbelt- og tredobbeltbindinger |
Eksempler på Sigma- og Pi-obligationer
Der er forskellige eksempler på sigma- og pi-bindinger. Lad os diskutere nogle eksempler som følger:
Sigma og Pi Bonds i Ethene (C2H4)
I molekyler med dobbelt (π) eller tredobbelt (σ) bindinger eksisterer sigma bindinger også udover pi bindingerne. For eksempel i ethen (C2H4), indeholder carbon-carbon-bindingen en sigma-binding og en pi-binding.
Sigmabindingen er den direkte mellem de to carbonatomer (C-C), og pi-bindingen dannes over og under sigmabindingen i carbonatomernes p-orbitaler.
Sigma- og Pi-bindinger i acetylen (C2H2)
Acetylen (C2H2) indeholder en tredobbelt binding mellem de to carbonatomer. Denne tredobbelte binding består af en sigma-binding og to pi-bindinger:
I dette tilfælde er to pi-bindinger til stede over og under sigma-bindingen. Pi-bindingerne dannes af den laterale overlapning af carbonatomernes p-orbitaler.
Sigma og Pi Bonds i benzen
I benzen (C6H6), er der seks sigma (σ) bindinger dannet ved frontal overlapning af atomare orbitaler, hvilket giver strukturel stabilitet. Derudover er der tre pi (π)-bindinger forbundet med de alternerende dobbeltbindinger i den sekskantede ring, hvilket bidrager til molekylets unikke stabilitet og reaktivitet på grund af den delokaliserede elektronsky over og under ringen.
bryde java
Betydningen af Sigma- og Pi-bindinger i kemisk binding
Der er en vis betydning af Sigma- og Pi-bindinger i kemisk binding, og disse er:
- Antallet og typerne af sigma- og pi-bindinger i et molekyle er afgørende for at bestemme dets støkiometri.
- Deres betydning ligger i deres bidrag til strukturen, stabiliteten og reaktiviteten af molekyler.
- Sigma-bindinger giver mulighed for fri rotation omkring bindingsaksen, hvilket er afgørende for studiet af konformationel isomeri i organisk kemi. Pi-bindinger begrænser på den anden side rotation, hvilket bidrager til stivheden af molekyler, der indeholder dobbelt- eller tredobbeltbindinger.
Eksempelspørgsmål om Sigma-obligationer og Pi-obligationer
Spørgsmål 1: Diskuter Sigma og Pi Bond i detaljer.
Svar:
Sigma (σ) og pi (π) bindinger er to grundlæggende typer kovalente bindinger dannet mellem atomer, når de deler elektroner. Sigma-bindinger er generelt stærkere end pi-bindinger på grund af den mere direkte overlapning af orbitaler, hvilket resulterer i en større elektrontæthed langs bindingsaksen.
Spørgsmål 2: Forklar forskellene mellem Sigma og Pi Bond.
Svar:
Sigmabindinger (σ) dannes ved frontal overlapning af atomare orbitaler, hvilket muliggør fri rotation langs bindingsaksen. Pi-bindinger (π) skyldes sideværts overlapning af p-orbitaler, hvilket begrænser rotation og danner en dobbelt- eller tredobbeltbinding. Sigma-bindinger er stærkere og primære, mens pi-bindinger er svagere og sekundære i multiple bindinger.
Spørgsmål 3: Hvordan bestemmes stabiliteten af ethvert molekyle?
Svar:
Stabiliteten af et molekyle er primært bestemt af styrken af de kovalente bindinger og arrangementet af disse bindinger i molekylets struktur. Sigma-bindinger giver den primære forbindelse mellem atomer og er generelt stærkere end pi-bindinger. Pi-bindinger bidrager dog til den samlede bindingsstyrke og kan påvirke molekylets geometri og reaktivitet. Kombinationen af sigma- og pi-bindinger muliggør dannelsen af stabile molekyler med veldefinerede strukturer, og deres tilstedeværelse er afgørende for at bestemme forbindelsernes kemiske egenskaber og reaktivitet.
Sigma-obligationer og Pi-obligationer: Ofte stillede spørgsmål
1. Hvad er Sigma og Pi Bonds?
Sigma (σ) bindinger er resultatet af hoved-til-hoved atomorbital overlapning og tillader fri rotation. Pi (π) bindinger dannes fra parallel p orbital overlapning, hvilket begrænser rotation.
2. Hvor mange Sigma-obligationer og Pi-obligationer kan en enkeltobligation have?
En enkelt kovalent binding består af én sigma-binding, og der er ingen pi-bindinger i en enkeltbinding.
3. Kan en dobbeltbinding have både Sigma- og Pi-obligationer?
En dobbeltbinding består af en sigma (σ) binding og en pi (π) binding.
4. Hvilke typer orbitaler kan danne sigmabindinger?
Sigma-bindinger kan dannes fra overlapningen af s-s, s-p, p-p og nogle d orbitaler.
5. Hvilke typer orbitaler kan danne Pi-bindinger?
Pi-bindinger dannes fra overlapningen af parallelle p-p eller d-p orbitaler.
6. Kan Sigma- og Pi-obligationer eksistere sammen i det samme molekyle?
Ja, sigma- og pi-bindinger kan eksistere side om side i det samme molekyle, som i dobbelt- og tredobbeltbindinger.
7. Har alle molekyler Sigma- og Pi-bindinger?
Ikke alle molekyler har både sigma- og pi-bindinger; nogle har kun sigma-bindinger.
8. Er Sigma- og Pi-obligationer lige stærke?
Sigma-bindinger er generelt stærkere end pi-bindinger på grund af den større overlapning af orbitaler i sigma-bindinger.
9. Hvordan finder man ud af Sigma- og Pi-obligationer?
Ved at tegne Lewis-strukturen og identificere enkelt-, dobbelt- og tredobbeltbindinger.
10. Hvad er antallet af Sigma (σ) og Pi (π) bindinger i benzen?
Sigma (σ) bindinger: Der er i alt 12 sigma bindinger i benzen. Disse omfatter de seks carbon-carbon-enkeltbindinger og de seks carbon-hydrogen-enkeltbindinger.
Pi (π)-bindinger: Der er tre pi-bindinger (π-bindinger) i benzen, som bidrager til dets aromaticitet.