Pi veza

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu
Elektroni atomskih i molekulskih orbitala, sa pi vezom, dolje desno

Pi veze (π veze) su kovalentne veze, u kojima se dva režnja jedne od uključenih atomskih orbitala preklapa sa dva režnja druge od uključenih atomskih orbitala. Prolazeći kroz jezgra dva vezana atoma, svaka od ovih orbitala na zajedničnoj čvornoj površini, je nula. Isto polje je također čvorna površina molekulske orbitale pi veze.[1][2][3][4]

Dvije p-orbitatale formiraju jednu π-vezu.

Grčko slovo π u imenu veze odnosi se na p orbitele orbitalne simetrije pi veze, isto kao da potiče od p orbitale kada se gleda kroz osi veza. U ovu vrstu vezanja, često se uključuju i orbitale p. [U pi vezanja, također se uključe i orbitale d i formira dio osnove za metal-metal višestruko vezanje

Veze p su obično slabije od sigma veza. Dvostruke C=C veze imaju energije veza koje su dvostruko manje od energije jednostruke veze C-C. To dovodi do zaključka da se p orbitale preklapaju pri formiranju molekulskih orbitala koje su slabije veze nego kada se orbitale s preklapaju da se formiraju molekulske orbitale. Iz perspektive kvantne mehanike, slabost ove veze se objašnjava značajno manjim preklapanjem između komponenti p orbitala, zbog paralelne orijentacije. To je u suprotnosti prema sigma vezama, čiji oblik vezanja orbitala je direktna veza između jezgra atoma, što je rezultira u većem preklapanju i jačim sigma vezama.

Pi veze su rezultat preklapanja atomskih orbitala koje su u kontaktu preko dva područja preklapanja. Ove veze su difuznije od sigma veza. Elektroni u pi vezama se ponekad nazivaju pi elektroni. Molekulski fragmenti koji su pridruženi pi vezana ne mogu rotirati o bez razbijanja pi veza, jer rotacija uključuje uništavanje paralelnu orijentaciju konstitutivnih p orbitala.

Za homojezgarne diatomske molekule, vezanje π molekulskih orbitala ma samo jednu čvornu ravan koja prolazi kroz vezane atome, a ne čvornu ravan između vezanih atoma. Odgovarajuća antiveza ili π* ("pi-zvjezdica") molekulska orbitala, definirana je prisustvom dodatnih čvornih ravni između ova dva vezana atoma.

Višestruke veze[uredi | uredi izvor]

Tipska dvostruka veza sastoji se od jedne sigma i jedne pi veze; Naprimjer, C = C dvostruka veza u etilenu. Tipska trostruka veza, naprimjer, u acetilenu, sastoji se od jedne sigma i dvije pi veze, u dva međusobno okomita polja (ravni) na osi veza. Dvije pi veze su maksimum koji može postojati između datog para atoma. Četverostruke veze su izuzetno rijetke i mogu se formirati samo između atoma tranzicijskih metala, a sastoji se od jedne sigma, dvije pi i jedne delta veze.

Jedana pi veza je slabija od sigma veze, ali kombinacija pi i sigma veze je jača od bilo koje veza sama po sebi. Poboljšana jačina višestrukih veza u odnosu na jednostruke (sigma veza) je prikazana na mnogo načina, ali većina očito putem kontrakcije u dužinama veza. Naprimjer, u organskoj hemiji, dužina veze ugljik-ugljik je e oko 154  pm u etanu,[5][6] 134 pm u etilenu i 120 pm in acetilenu. Mnoge veze čine ukupne veze kraćim i jačim.

Poređenje dužine veza u jednostavnim strukturama
Ethane-staggered-CRC-MW-dimensions-2D.png
Ethylene-CRC-MW-dimensions-2D.png
Acetylene-CRC-IR-dimensions-2D.png
Etan (jedna σ veza) Etilen (jedna σ veza + jedna π veza) Acetilen (jedna σ veza + dvije π veze)

Posebni slučajevi[uredi | uredi izvor]

Pi veza može nastati između dva atoma koji nemaju međusobni neto efekt sigma-veze.

U određenim metalnim kompleksima, pi interakcije između metalnih atoma i alkina i alkena, odnosno pi antivezne orbitale formiraju pi-veze.

U nekim slučajevima, višestruke veze između dva atoma nemaju uopće sigma-, nego samo pi veze. Primjeri uključuju diiron heksakarbonil (Fe2(CO)6), dvougljik (C2), i diborat(2) (B 2H2). Ovi spojevi sa centralnom vezom se uključuju samo pi veze zbog sigma antiveza, koje prate samu sigma vezu. Ovi spojevi se koriste kao računarski modeli za analizu samog pi vezanja, otkrivajući da su za postizanje maksimalnog orbitnog preklapanja, dužine veza mnogo kraće nego što se očekivalo.[7]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Atkins P., de Paula J. (2006). Physical chemistry, 8th Ed. San Francisco: W. H. Freeman. ISBN 0-7167-8759-8. 
  2. ^ Whitten K.W., Gailey K. D. and Davis R. E. (1992). General chemistry, 4th Ed. Philadelphia: Saunders College Publishing. ISBN 0-03-072373-6. 
  3. ^ Petrucci R. H., Harwood W. S., Herring F. G. (2002). General Chemistry, 8th Ed. New York: Prentice-Hall. ISBN 0-13-014329-4. 
  4. ^ Laidler K. J. (1978). Physical chemistry with biological applications. Benjamin/Cummings. Menlo Park. ISBN 0-8053-5680-0. 
  5. ^ Veillard, A. (1970). "Relaxation during internal rotation ethane and hydrogen peroxyde". Theoretica chimica acta 18 (1): 21–33. doi:10.1007/BF00533694. 
  6. ^ Harmony, Marlin D. (1990). "The equilibrium carbon–carbon single‐bond length in ethane". J. Chem. Phys. 93: 7522–7523. doi:10.1063/1.459380. 
  7. ^ Jemmis, Eluvathingal D.; Pathak, Biswarup; King, R. Bruce; Schaefer III, Henry F. (2006). "Bond length and bond multiplicity: σ-bond prevents short π-bonds". Chemical Communications: 2164–2166. doi:10.1039/b602116f. 

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]