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Sigma- und Pi-Anleihen

Sigma- und Pi-Anleihen sind die beiden Arten von kovalente Bindungen kommt in Molekülen und Verbindungen vor. Sigma- und Pi-Bindungen spielen eine entscheidende Rolle beim Verständnis der Struktur, Stabilität und Reaktivität einer Vielzahl chemischer Spezies. Sigma-Bindungen zeichnen sich durch ihre direkte Überlappung, eine größere Elektronendichte entlang der Bindungsachse und die Fähigkeit zur freien Rotation aus. Pi-Bindungen hingegen beinhalten eine parallele p-Orbitalüberlappung, eine Elektronendichte oberhalb und unterhalb der Kernachse und schränken die Rotation bis zu einem gewissen Grad ein.

In diesem Artikel werden wir das Konzept der Sigma- und Pi-Anleihen einschließlich ihrer verschiedenen Beispiele, Merkmale und Hauptunterschiede zwischen den beiden Anleihen diskutieren. Am Ende dieses Artikels werden Sie ein solides Verständnis dieser wesentlichen kovalenten Bindungen haben, d. h. Sigma- und Pi-Bindungen; und ihre Bedeutung in der Welt der Chemie.



Sigma-und-Pi-Anleihen-1

Inhaltsverzeichnis

Was ist Sigma Bond?

Die Sigma-Bindung entsteht durch eine End-zu-End-Überlappung von Bindungsorbitalen entlang der Kernachse. Dies wird als frontale Überlappung oder axiale Überlappung bezeichnet. Die Überlappung von s-Orbitalen sowie die Überlappung von p-Orbitalen in einer Einfachbindung führt zu Sigma-Bindungen. Sigma-Bindungen ermöglichen eine freie Rotation um die Bindungsachse, da die Elektronendichte entlang der Bindungsachse konzentriert ist.



Eigenschaften von Sigma-Anleihen

Hauptmerkmale von Sigma-Anleihen sind:

  • Eine Sigma-Anleihe ist eine starke Bindung mit einer klar definierten Richtung.
  • Die Elektronendichte in einer Sigma-Bindung ist entlang der Kernachse konzentriert.
  • Sigma-Bindungen ermöglichen eine freie Rotation um die Bindungsachse.
  • Sigma-Bindungen können in Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen vorliegen.
  • Sigma-Bindungen weisen entlang der Bindungsachse eine Zylindersymmetrie auf.

Beispiele für Sigma-Anleihen

Es gibt verschiedene Beispiele für Sigma-Anleihen, da alle Einfachbindungen nur Simaga-Anleihen sind. Einige gängige Beispiele sind:

  • In Methan (CH4) sind die Kohlenstoff-Wasserstoff-Einfachbindungen Sigma-Bindungen.
  • In Ethen (C2H4) umfasst die Kohlenstoff-Kohlenstoff-Doppelbindung eine Sigma-Bindung und eine Pi-Bindung.
  • In einem Wassermolekül (H2O) gibt es zwei Sigma-Bindungen: eine zwischen jedem Wasserstoffatom und dem Sauerstoffatom.
  • In Ammoniak(NH3) gibt es drei Sigma-Bindungen, eine für jedes an das Stickstoffatom gebundene Wasserstoffatom.

Sigma-Bindungen in der Molekülorbitaltheorie

  • In der Molekülorbitaltheorie werden Sigma-Bindungen durch die Wechselwirkung zwischen Atomorbitalen zur Bildung von Molekülorbitalen erklärt.
  • Ausgangspunkt der Molekülorbitaltheorie ist die Betrachtung der Atomorbitale der einzelnen Atome in einem Molekül.
  • Bei der Bildung von Sigma-Bindungen kommt es zur Überlappung der Atomorbitale zweier Atome.
  • Wenn sich zwei Atomorbitale überlappen, verbinden sie sich zu Molekülorbitalen.
  • Bei einer Sigma-Bindung führt die konstruktive Interferenz der Wellenfunktionen der beiden Atomorbitale zu einem Sigma-Molekülorbital (σ MO).
  • Die Molekülorbitaltheorie sagt die Bildung sowohl bindender als auch antibindender Molekülorbitale voraus.
  • Das Bindungs-MO (σ-Bindung) hat eine niedrigere Energie und ist mit der Elektronendichte zwischen den Kernen verbunden, die das Molekül stabilisiert.
  • Das antibindende MO (σ* antibindend) hat eine höhere Energie und enthält eine Elektronendichte außerhalb des Kernkernbereichs.

Arten von Sigma-Anleihen

Sigma-Bindungen können je nach Art der beteiligten Atomorbitale und der Art und Weise ihrer Überlappung in verschiedene Typen eingeteilt werden. Zu den wichtigsten Arten von Sigma-Anleihen gehören:



s-s Überlappend

Bei der SS-Überlappung überlappen sich zwei s-Orbitale zweier Atome direkt entlang der Kernachse (frontale Überlappung).

Beispielsweise bilden im Wasserstoffmolekül (H2) zwei Wasserstoffatome durch SS-Überlappung eine Sigma-Bindung.

In diesem Fall kommt es zu einer Überlappung zweier halbgefüllter s-Orbitale entlang der Kernachse, wie unten gezeigt:

Sigma ist überlappend

s-p Überlappend

In diesem Fall gibt es eine Überlappung zwischen halbgefüllten s-Orbitalen eines Atoms und halbgefüllten p-Orbitalen eines anderen Atoms. Bei der sp-Überlappung überlappen ein s-Orbital und ein p-Orbital zweier verschiedener Atome direkt entlang der Kernachse.

Ein klassisches Beispiel für sp-Überlappung findet sich in den Kohlenstoff-Wasserstoff-Bindungen (C-H) in Methan (CH).4), wobei das 2s-Orbital des Kohlenstoffatoms mit dem 1s-Orbital des Wasserstoffatoms überlappt, um Sigma-Bindungen zu bilden.

Sigma s p Überlappend

p-p Überlappend

Diese Art der Überlappung findet zwischen halbgefüllten p-Orbitalen der beiden sich nähernden Atome statt. Bei der pp-Überlappung überlappen zwei parallele p-Orbitale zweier Atome nebeneinander oberhalb und unterhalb der Kernachse.

Beispielsweise in einem Molekül wie Ethen (C2H4) besteht die Kohlenstoff-Kohlenstoff-Doppelbindung sowohl aus einer Sigma-Bindung als auch aus einer Pi-Bindung, die durch pp-Überlappung gebildet wird.

Sigma-und-Pi-Anleihen-6

Was sind Pi-Bonds?

Bei der Bildung der Pi-Bindung überlappen sich die Atomorbitale so, dass ihre Achsen parallel zueinander und senkrecht zu den Kernachsen bleiben. Pi-Bindungen entstehen normalerweise zusätzlich zu Sigma-Bindungen in Doppel- oder Dreifachbindungen (wie in Alkinen oder Alkinen) und beinhalten die Überlappung nichthybridisierter p-Orbitale. Pi-Bindungen schränken die Rotation um die Bindungsachse in gewissem Maße ein, da die Elektronendichte oben und unten liegt die internukleäre Achse.

Eigenschaften von Pi-Anleihen

  • Pi-Bindungen begrenzen die Rotation zwischen Atomen in einem Molekül.
  • In einer Pi-Bindung ist die Elektronendichte oberhalb und unterhalb der Kernachse konzentriert.
  • Pi-Bindungen sind aufgrund ihrer seitlichen Überlappung im Allgemeinen schwächer als Sigma-Bindungen.
  • Bei Pi-Bindungen ist die Elektronendichte über eine größere Fläche verteilt.
  • Pi-Bindungen kommen häufig in Doppel- und Dreifachbindungen vor.

Beispiele für Pi-Anleihen

  • Ethen (auch Ethylen genannt) enthält eine Doppelbindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen. In dieser Bindung gibt es eine Sigma-Bindung (σ) und eine Pi-Bindung (π), die durch die Überlappung von p-Orbitalen gebildet werden.
  • Benzol ist eine sechsgliedrige Ringstruktur mit abwechselnden Einfach- und Doppelbindungen. Es verfügt über drei Sigma-Bindungen (C-C) und drei Pi-Bindungen (C=C).
  • Im Sauerstoffmolekül (O2) besteht zwischen den beiden Sauerstoffatomen eine Doppelbindung. Diese Doppelbindung enthält eine Sigma-Bindung und eine Pi-Bindung. Die Pi-Bindung entsteht, wenn die p-Orbitale der Sauerstoffatome nebeneinander überlappen.
  • Im Stickstoffmolekül (N2) besteht zwischen den beiden Stickstoffatomen eine Dreifachbindung, bestehend aus einer Sigma-Bindung (σ) und zwei Pi-Bindungen.

Pi-Bindung mittels Molekülorbital

Unterschiede zwischen Sigma- und Pi-Anleihen

Die Unterschiede zwischen Sigma- und Pi-Bindung sind wie folgt:

entspricht der Methode Java

Charakteristisch

Sigma (σ) Bond

Pi (π) Bindung

Bindungsbildung

 Entsteht durch frontale oder durchgehende Überlappung von Atomorbitalen. Wird durch die seitliche Überlappung von Atomorbitalen gebildet.

Anzahl der Anleihen in einer einzelnen Anleihe

 In einer einzelnen kovalenten Bindung liegt immer eine einfache Sigma-Bindung vor. Eine einzelne Pi-Bindung wird typischerweise von einer Sigma-Bindung in einer Einfachbindung begleitet.

Elektronenverteilung

 Die Elektronen konzentrieren sich entlang der Achse zwischen den beiden Kernen. Elektronen verteilen sich oberhalb und unterhalb der Bindungsachse und erzeugen eine Elektronenwolke.

Haftfestigkeit

 Sigma-Anleihen sind im Allgemeinen stärker und stabiler als Pi-Anleihen. Pi-Anleihen sind schwächer und anfälliger für Störungen als Sigma-Anleihen.

Drehung

 Sigma-Bindungen ermöglichen eine freie Rotation um die Bindungsachse. Pi-Bindungen schränken die Rotation ein und erzeugen einen Doppelbindungs- oder Dreifachbindungscharakter.

Hybridisierung

 Sigma-Bindungen können mit s- und p-Orbitalen gebildet werden und beinhalten sp, sp2, oder sp3Hybridisierung. Pi-Bindungen beinhalten typischerweise p-p-Überlappungen und erfordern möglicherweise die Verwendung nichthybridisierter p-Orbitale.

Standort in mehreren Anleihen

 Sigma-Bindungen finden sich in Einfachbindungen und die erste Bindung in Mehrfachbindungen (z. B. in einer Doppelbindung oder einer Dreifachbindung). Pi-Bindungen kommen in Mehrfachbindungen vor, beispielsweise in der zweiten und dritten Bindung einer Doppelbindung oder einer Dreifachbindung.

Überlappungstyp

 Kopf-an-Kopf-Überlappung der Orbitale. Seitliche Überlappung der Orbitale.

Beispiele

 C-C-Einfachbindung, C-H-Bindung, C=C-Doppelbindung, C≡C-Dreifachbindung C=C-Doppelbindung, C≡C-Dreifachbindung, N=N-Dreifachbindung

Stärke

Java-Array sortiert
Im Allgemeinen stärker Im Allgemeinen schwächer

Anzahl in Mehrfachanleihen

 Eine Sigma-Bindung in einer Einfachbindung; eine Sigma-Bindung in der Doppelbindung (plus eine Pi-Bindung); eine Sigma-Bindung in einer Dreifachbindung (plus zwei Pi-Bindungen) Eine Pi-Bindung in der Doppelbindung; zwei Pi-Bindungen in Dreifachbindung

Elektronendichte

 Konzentriert entlang der Kernachse Konzentriert oberhalb und unterhalb der Kernachse

Drehung

 Ermöglicht freie Rotation um die Bondachse Beschränkt die Drehung aufgrund der seitlichen Überlappung

Geometrie der Orbitale

 Sigma-Orbitale sind zylindrisch symmetrisch. Pi-Orbitale haben zwei Lappen oberhalb und unterhalb der Bindungsachse.

Auftreten

 Kommt in allen kovalenten Bindungen vor, einschließlich Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen Kommt in Doppel- und Dreifachbindungen vor

Beispiele für Sigma- und Pi-Anleihen

Es gibt verschiedene Beispiele für Sigma- und Pi-Anleihen. Lassen Sie uns einige Beispiele wie folgt diskutieren:

Sigma- und Pi-Bindungen in Ethen (C2H4)

In Molekülen mit Doppel- (π) oder Dreifachbindungen (σ) existieren neben den Pi-Bindungen auch Sigma-Bindungen. Beispielsweise in Ethen (C2H4) enthält die Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung eine Sigma-Bindung und eine Pi-Bindung.

Die Sigma-Bindung ist diejenige direkt zwischen den beiden Kohlenstoffatomen (C-C), und die Pi-Bindung bildet sich oberhalb und unterhalb der Sigma-Bindung in den p-Orbitalen der Kohlenstoffatome.

Sigma- und Pi-Bindungen in Acetylen (C2H2)

Acetylen (C2H2) enthält eine Dreifachbindung zwischen den beiden Kohlenstoffatomen. Diese Dreifachbindung besteht aus einer Sigma-Bindung und zwei Pi-Bindungen:

In diesem Fall liegen oberhalb und unterhalb der Sigma-Bindung zwei Pi-Bindungen vor. Die Pi-Bindungen entstehen durch die seitliche Überlappung der p-Orbitale der Kohlenstoffatome.

Sigma- und Pi-Bindungen in Benzol

In Benzol (C6H6) gibt es sechs Sigma (σ)-Bindungen, die durch direkte Überlappung von Atomorbitalen gebildet werden und für strukturelle Stabilität sorgen. Darüber hinaus gibt es drei Pi (π)-Bindungen, die mit den alternierenden Doppelbindungen im hexagonalen Ring verbunden sind und aufgrund der delokalisierten Elektronenwolke über und unter dem Ring zur einzigartigen Stabilität und Reaktivität des Moleküls beitragen.

Bedeutung von Sigma- und Pi-Bindungen bei der chemischen Bindung

Sigma- und Pi-Bindungen haben bei der chemischen Bindung eine gewisse Bedeutung, und zwar:

  • Die Anzahl und Art der Sigma- und Pi-Bindungen in einem Molekül sind entscheidend für die Bestimmung seiner Stöchiometrie.
  • Ihre Bedeutung liegt in ihrem Beitrag zur Struktur, Stabilität und Reaktivität von Molekülen.
  • Sigma-Bindungen ermöglichen eine freie Rotation um die Bindungsachse, was für die Untersuchung der Konformationsisomerie in der organischen Chemie von entscheidender Bedeutung ist. Pi-Bindungen hingegen schränken die Rotation ein und tragen so zur Steifigkeit von Molekülen mit Doppel- oder Dreifachbindungen bei.

Beispielfrage zu Sigma-Anleihen und Pi-Anleihen

Frage 1: Besprechen Sie Sigma und Pi Bond im Detail.

Antwort:

Sigma- (σ) und Pi- (π) Bindungen sind zwei grundlegende Arten kovalenter Bindungen, die zwischen Atomen gebildet werden, wenn sie Elektronen teilen. Sigma-Bindungen sind aufgrund der direkteren Überlappung der Orbitale im Allgemeinen stärker als Pi-Bindungen, was zu einer größeren Elektronendichte entlang der Bindungsachse führt.

Frage 2: Erklären Sie die Unterschiede zwischen Sigma und Pi Bond.

Antwort:

Sigma-Bindungen (σ) werden durch direkte Überlappung von Atomorbitalen gebildet, was eine freie Rotation entlang der Bindungsachse ermöglicht. Pi-Bindungen (π) entstehen durch die seitliche Überlappung von p-Orbitalen, wodurch die Rotation eingeschränkt und eine Doppel- oder Dreifachbindung gebildet wird. Sigma-Bindungen sind stärker und primär, während Pi-Bindungen bei Mehrfachbindungen schwächer und sekundär sind.

Frage 3: Wie wird die Stabilität eines Moleküls bestimmt?

Antwort:

Internetnutzung

Die Stabilität eines Moleküls wird in erster Linie durch die Stärke der kovalenten Bindungen und die Anordnung dieser Bindungen in der Molekülstruktur bestimmt. Sigma-Bindungen stellen die primäre Verbindung zwischen Atomen dar und sind im Allgemeinen stärker als Pi-Bindungen. Pi-Bindungen tragen jedoch zur Gesamtbindungsstärke bei und können die Geometrie und Reaktivität des Moleküls beeinflussen. Die Kombination von Sigma- und Pi-Bindungen ermöglicht die Bildung stabiler Moleküle mit wohldefinierten Strukturen, und ihre Anwesenheit ist entscheidend für die Bestimmung der chemischen Eigenschaften und Reaktivität von Verbindungen.

Sigma-Anleihen und Pi-Anleihen: FAQs

1. Was sind Sigma- und Pi-Anleihen?

Sigma (σ)-Bindungen resultieren aus der Kopf-an-Kopf-Überlappung der Atomorbitale und ermöglichen eine freie Rotation. Pi(π)-Bindungen entstehen durch parallele p-Orbitalüberlappung, wodurch die Rotation begrenzt wird.

2. Wie viele Sigma-Anleihen und Pi-Anleihen kann eine einzelne Anleihe haben?

Eine einfache kovalente Bindung besteht aus einer Sigma-Bindung und es gibt keine Pi-Bindungen in einer Einfachbindung.

3. Kann eine Doppelbindung sowohl Sigma- als auch Pi-Anleihen haben?

Eine Doppelbindung besteht aus einer Sigma-Bindung (σ) und einer Pi-Bindung (π).

4. Welche Arten von Orbitalen können Sigma-Bindungen bilden?

Sigma-Bindungen können aus der Überlappung von s-s-, sp-, p-p- und einigen d-Orbitalen entstehen.

5. Welche Arten von Orbitalen können Pi-Bindungen bilden?

Pi-Bindungen entstehen durch die Überlappung paralleler p-p- oder d-p-Orbitale.

6. Können Sigma- und Pi-Bindungen im selben Molekül koexistieren?

Ja, Sigma- und Pi-Bindungen können im selben Molekül koexistieren, ebenso wie Doppel- und Dreifachbindungen.

7. Haben alle Moleküle Sigma- und Pi-Bindungen?

Nicht alle Moleküle haben sowohl Sigma- als auch Pi-Bindungen; einige haben nur Sigma-Anleihen.

8. Sind Sigma- und Pi-Anleihen gleich stark?

Sigma-Bindungen sind aufgrund der größeren Überlappung der Orbitale in Sigma-Bindungen im Allgemeinen stärker als Pi-Bindungen.

9. Wie erkennt man Sigma- und Pi-Anleihen?

Durch Zeichnen der Lewis-Struktur und Identifizieren von Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen.

10. Wie viele Sigma- (σ) und Pi- (π) Bindungen gibt es in Benzol?

Sigma (σ)-Bindungen: Es gibt insgesamt 12 Sigma-Bindungen in Benzol. Dazu gehören die sechs Kohlenstoff-Kohlenstoff-Einfachbindungen und die sechs Kohlenstoff-Wasserstoff-Einfachbindungen.

Pi (π)-Bindungen: Es gibt drei Pi-Bindungen (π-Bindungen) in Benzol, die zu seiner Aromatizität beitragen.