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En química , los enlaces pi (o enlaces π ) son enlaces químicos covalentes en los que dos lóbulos de un orbital atómico se solapan con dos lóbulos de un orbital atómico externo, de forma lateral. Cada uno de estos orbitales atómicos presenta una densidad electrónica nula en un plano nodal común que pasa a través de los dos núcleos enlazados . Este plano también es un plano nodal para el orbital molecular del enlace pi. Los enlaces pi pueden formarse en enlaces dobles y triples , pero no suelen formarse en enlaces simples .
La letra griega π en su nombre hace referencia a los orbitales p , ya que la simetría orbital del enlace pi es la misma que la del orbital p vista a lo largo del eje del enlace. Una forma común de este tipo de enlace involucra a los propios orbitales p, aunque los orbitales d también participan en el enlace pi. Este último modo constituye parte de la base del enlace múltiple metal-metal .
Propiedades
Los enlaces pi suelen ser más débiles que los enlaces sigma . El doble enlace C–C , compuesto por un enlace sigma y un enlace pi, [ 1 ] tiene una energía de enlace menor que el doble que la de un enlace simple C–C, lo que indica que la estabilidad que aporta el enlace pi es menor que la estabilidad de un enlace sigma. Desde la perspectiva de la mecánica cuántica , la debilidad de este enlace se explica por una superposición significativamente menor entre los orbitales p que lo componen debido a su orientación paralela. Esto contrasta con los enlaces sigma, que forman orbitales de enlace directamente entre los núcleos de los átomos enlazados, lo que resulta en una mayor superposición y un enlace sigma fuerte.
Los enlaces pi resultan de la superposición de orbitales atómicos que están en contacto a través de dos áreas de solapamiento. La mayoría de las superposiciones de orbitales que no incluyen el orbital s, o que tienen ejes internucleares diferentes (por ejemplo, la superposición p x + p y , que no se aplica a un orbital s), generalmente son enlaces pi. Los enlaces pi son más difusos que los enlaces sigma. Los electrones en los enlaces pi a veces se denominan electrones pi . Los fragmentos moleculares unidos por un enlace pi no pueden rotar alrededor de ese enlace sin romperlo, ya que la rotación implica destruir la orientación paralela de los orbitales p constituyentes.
En las moléculas diatómicas homonucleares , los orbitales moleculares π enlazantes tienen un único plano nodal que pasa a través de los átomos enlazados, sin planos nodales entre ellos. El orbital molecular antienlazante correspondiente , o π* ("pi-estrella"), se define por la presencia de un plano nodal adicional entre estos dos átomos enlazados.
Múltiples vínculos
Un enlace doble típico consta de un enlace sigma y un enlace pi; por ejemplo, el enlace doble C=C en el etileno ( H₂C =CH₂ ) . Un enlace triple típico , por ejemplo en el acetileno (HC≡CH), consta de un enlace sigma y dos enlaces pi en dos planos mutuamente perpendiculares que contienen el eje del enlace. Dos enlaces pi son el máximo que puede existir entre un par de átomos dado. Los enlaces cuádruples son extremadamente raros y solo pueden formarse entre átomos de metales de transición , y constan de un enlace sigma, dos enlaces pi y un enlace delta .
Un enlace pi es más débil que un enlace sigma, pero la combinación de ambos es más fuerte que cualquiera de ellos por separado. La mayor fuerza de un enlace múltiple en comparación con un enlace simple (sigma) se manifiesta de diversas maneras, pero la más evidente es la contracción de la longitud de los enlaces. Por ejemplo, en química orgánica, la longitud de los enlaces carbono-carbono es de aproximadamente 154 pm en el etano , [ 2 ] [ 3 ] 134 pm en el etileno y 120 pm en el acetileno. Cuantos más enlaces haya, menor será la longitud total del enlace y más fuerte será este.
Casos especiales
Puede existir un enlace pi entre dos átomos que no tienen un efecto de enlace sigma neto entre ellos.
En ciertos complejos metálicos , las interacciones pi entre un átomo de metal y los orbitales antienlazantes pi del alquino y el alqueno forman enlaces pi.
En algunos casos de enlaces múltiples entre dos átomos, no existe ningún enlace sigma neto, solo enlaces pi. Ejemplos de ello son el hexacarbonilo de dihierro (Fe₂ ( CO) ₆ ), el dicarbono (C₂ ) y el diborano(2) ( B₂H₂ ) . En estos compuestos , el enlace central consiste únicamente en un enlace pi debido a un antienlace sigma que acompaña al propio enlace sigma. Estos compuestos se han utilizado como modelos computacionales para el análisis del enlace pi, revelando que, para lograr la máxima superposición orbital, las distancias de enlace son mucho más cortas de lo esperado. [ 4 ]
Véase también
Referencias
- ↑ Streitwieser, Andrew; Heathcock, Clayton H.; Kosower, Edward M. (1992). Introducción a la química orgánica . Heathcock, Clayton H., Kosower, Edward M. (4.ª ed.). Nueva York: Macmillan. 250 págs . ISBN 978-0024181701OCLC 24501305
- ↑ Veillard, A. (1970). "Relajación durante la rotación interna del etano y el peróxido de hidrógeno". Theoretica Chimica Acta . 18 (1): 21– 33. doi : 10.1007/BF00533694 . S2CID 94310101 .
- ↑ Harmony, Marlin D. (1990). "La longitud de enlace simple carbono-carbono en equilibrio en el etano". J. Chem. Phys . 93 (10): 7522– 7523. Bibcode : 1990JChPh..93.7522H . doi : 10.1063/1.459380 .
- ↑ Jemmis, ED ; Pathak, Biswarup; King, R. Bruce ; Schaefer III, Henry F. (2006). "Longitud de enlace y multiplicidad de enlace: el enlace σ previene los enlaces π cortos". Chemical Communications (20): 2164–2166 . doi : 10.1039/b602116f . PMID 16703142 .
- Enlace químico