liaison Pi - Pi bond
En chimie , des liaisons pi ( bonds tc ) sont covalentes chimiques liaisons , dans chacune desquelles deux lobes d'une orbitale (sur un atome de chevauchement) avec deux lobes d'une orbitale sur un autre atome, et dans lequel ce recouvrement se produit latéralement. Chacune de ces orbitales atomiques a une densité électronique de zéro, sur un plan nodal partagé qui traverse les deux noyaux liés . Ce plan est également un plan nodal pour l' orbitale moléculaire de la liaison pi. Les liaisons Pi peuvent se former en doubles et triples liaisonsmais ne se forment pas en liaisons simples dans la plupart des cas.
La lettre grecque π dans leur nom fait référence aux orbitales p , car la symétrie orbitale de la liaison pi est la même que celle de l'orbitale p lorsqu'elle est vue le long de l'axe de la liaison. Une forme courante de ce type de liaison implique les orbitales p elles-mêmes, bien que les orbitales d s'engagent également dans la liaison pi. Ce dernier mode fait partie de la base de la liaison multiple métal-métal .
Les liaisons Pi sont généralement plus faibles que les liaisons sigma . La double liaison CC , composée d'une liaison sigma et d'une liaison pi, a une énergie de liaison inférieure au double de celle d'une liaison simple CC, indiquant que la stabilité ajoutée par la liaison pi est inférieure à la stabilité d'une liaison sigma. Du point de vue de la mécanique quantique , la faiblesse de cette liaison s'explique par un chevauchement nettement moins important entre les orbitales p composantes en raison de leur orientation parallèle. Cela contraste avec les liaisons sigma qui forment des orbitales de liaison directement entre les noyaux des atomes de liaison, ce qui entraîne un chevauchement plus important et une forte liaison sigma.
Les liaisons Pi résultent du chevauchement d'orbitales atomiques qui sont en contact à travers deux zones de chevauchement. Les liaisons Pi sont des liaisons plus diffuses que les liaisons sigma. Les électrons dans les liaisons pi sont parfois appelés électrons pi . Les fragments moléculaires joints par une liaison pi ne peuvent pas tourner autour de cette liaison sans rompre la liaison pi, car la rotation implique la destruction de l'orientation parallèle des orbitales p constituantes.
Pour les molécules diatomiques homonucléaires , les orbitales moléculaires de liaison n'ont qu'un seul plan nodal passant par les atomes liés, et aucun plan nodal entre les atomes liés. L' anti- liaison correspondante , ou orbitale moléculaire π* ("pi-étoile"), est définie par la présence d'un plan nodal supplémentaire entre ces deux atomes liés.
Obligations multiples
Une double liaison typique se compose d'une liaison sigma et d'une liaison pi ; par exemple, la double liaison C=C dans l' éthylène (H 2 C=CH 2 ). Une triple liaison typique , par exemple dans l' acétylène (HC=CH), consiste en une liaison sigma et deux liaisons pi dans deux plans mutuellement perpendiculaires contenant l'axe de la liaison. Deux liaisons pi sont le maximum qui peut exister entre une paire donnée d'atomes. Les liaisons quadruples sont extrêmement rares et ne peuvent être formées qu'entre des atomes de métaux de transition et consistent en une liaison sigma, deux liaisons pi et une liaison delta .
Une liaison pi est plus faible qu'une liaison sigma, mais la combinaison des liaisons pi et sigma est plus forte que l'une ou l'autre des liaisons en elles-mêmes. La résistance accrue d'une liaison multiple par rapport à une liaison simple (liaison sigma) est indiquée de plusieurs manières, mais le plus manifestement par une contraction des longueurs de liaison. Par exemple, en chimie organique, les longueurs de liaison carbone-carbone sont d'environ 154 pm dans l' éthane , 134 pm dans l'éthylène et 120 pm dans l'acétylène. Plus de liaisons rendent la liaison totale plus courte et plus forte.
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| éthane (liaison 1 σ) | éthylène (1 liaison + 1 π liaison) | acétylène (1 liaison + 2 π liaisons) |
Cas spéciaux
Une liaison pi peut exister entre deux atomes qui n'ont pas d'effet de liaison sigma net entre eux.
Dans certains complexes métalliques , les interactions pi entre un atome de métal et les orbitales antiliaison alcyne et alcène pi forment des liaisons pi.
Dans certains cas de liaisons multiples entre deux atomes, il n'y a pas du tout de liaison sigma nette, seulement des liaisons pi. Les exemples incluent le difer hexacarbonyle (Fe 2 (CO) 6 ), le dicarbone (C 2 ) et le diborane(2) (B 2 H 2 ). Dans ces composés, la liaison centrale consiste uniquement en une liaison pi en raison d'une antiliaison sigma accompagnant la liaison sigma elle-même. Ces composés ont été utilisés comme modèles informatiques pour l'analyse de la liaison pi elle-même, révélant que pour obtenir un chevauchement orbital maximal, les distances de liaison sont beaucoup plus courtes que prévu.