Wi膮zania sigma (饾湈) oraz pi (饾湅)

Jak okre艣li膰 liczb臋 wi膮za艅 sigma i pi?

Je艣li nie interesuj膮 Ci臋 szczeg贸艂y i zale偶y Ci tylko na tym, aby umie膰 rozwi膮za膰 zadania maturalne, to ten fragment b臋dzie szczeg贸lnie przydatny. Zach臋cam jednak do przeczytania tego wpisu do ko艅ca.聽聽

Ok, m贸wi膮c najkr贸cej jak si臋 da:聽
wi膮zanie sigma (饾湈) to ka偶de wi膮zanie pojedyncze, a w przypadku wi膮za艅 wielokrotnych – ich “pierwsze” wi膮zanie聽
wi膮zanie pi (饾湅) to ka偶de “krotne” wi膮zanie, czyli drugie i trzecie wi膮zanie wi膮za艅 wielokrotnych

W przypadku wi膮zania pojedynczego mamy wi臋c jedno wi膮zanie 饾湈, w przypadku podw贸jnego – jedno wi膮zanie 饾湈 i jedno 饾湅, a w przypadku wi膮zania potr贸jnego – jedno wi膮zanie 饾湈 i dwa 饾湅.

Zobaczmy to na przyk艂adzie:聽

Eten. Cz膮steczka etenu ma 4 wi膮zania pojedyncze (sigma) oraz 1 wi膮zanie podw贸jne. Wi膮zanie podw贸jne sk艂ada si臋 z dw贸ch wi膮za艅 – pierwsze to sigma, drugie pi. Nie ma znaczenia czy jako sigma zaznaczymy wi膮zanie na g贸rze czy na dole – jest to zapis umowny. Wa偶ne, 偶e s膮 tam dwa wi膮zania r贸偶nego typu.聽
Podsumowuj膮c, w cz膮steczce etenu mamy 5 wi膮za艅 sigma i 1 wi膮zanie pi.聽

Etyn. Tu sytuacja wygl膮da nieco inaczej. Cz膮steczka etynu ma 2 wi膮zania pojedyncze (sigma) oraz 1 wi膮zanie potr贸jne. Wi膮zanie potr贸jne sk艂ada si臋 z trzech wi膮za艅 – pierwsze to (podobnie jak w przypadku wi膮zania podw贸jnego) sigma, drugie i trzecie to wi膮zania pi. Tu ponownie nie ma znaczenia czy jako sigma zaznaczymy wi膮zanie na g贸rze, na dole czy w 艣rodku – jest to zapis umowny.
Podsumowuj膮c, w cz膮steczce etynu mamy 3 wi膮zania sigma i 2 wi膮zania pi.聽

Jak powstaje wi膮zanie sigma i pi?

Teraz wyja艣nienie. Ka偶de wi膮zanie kowalencyjne powstaje poprzez uwsp贸lnienie elektron贸w聽 walencyjnych. W przypadku klasycznych wi膮za艅 kowalencyjnych ka偶dy z atom贸w oddaje po jednym elektronie do wsp贸lnego u偶ytku (jak wiesz, w wi膮zaniach koordynacyjnych dzieje si臋 inaczej – zobacz te偶: Wi膮zania chemiczne – r贸偶nice i w艂a艣ciwo艣ci).聽

Elektrony s膮 uwsp贸lniane poprzez nak艂adanie si臋 orbitali dw贸ch atom贸w. Ka偶da para na艂o偶onych na siebie orbitali tworzy wi膮zanie kowalencyjne. Orbitale mog膮 nak艂ada膰 si臋 czo艂owo (tak powstaje wi膮zanie 饾湈) lub bocznie (tak powstaje wi膮zanie 饾湅). Zobaczmy o co dok艂adnie chodzi.聽

Orbitale typu s聽

Orbitale typu s maj膮 kszta艂t kulisty. Jakkolwiek by艣my ich nie obracali, zawsze nak艂adaj膮 si臋 na siebie w ten sam spos贸b – czo艂owo. Tworz膮 wi臋c wi膮zanie sigma.聽

Orbitale typu p聽

Orbitale typu p maj膮 ju偶 inny kszta艂t – w zale偶no艣ci od tego w jaki spos贸b b臋d膮 si臋 do siebie zbli偶a膰, b臋dziemy m贸wi膰 o nak艂adaniu czo艂owym lub bocznym. Je艣li takie orbitale na艂o偶膮 si臋 czo艂owo (pierwszy przyk艂ad poni偶ej), to, podobnie jak w przypadku orbitali typu s, powstanie wi膮zanie sigma. Je偶eli bocznie – powstanie wi膮zanie pi.

No dobrze, ale dlaczego w przypadku wi膮za艅 wielokrotnych mamy mix?

Zauwa偶, 偶e orbitale typu p nie wyst臋puj膮 pojedynczo, tak, jak orbitale s. Na podpow艂oce s mamy tylko 1 orbital, ale na podpow艂oce p ju偶 3 – wszystkie o takim samym kszta艂cie, ale inaczej u艂o偶one w przestrzeni (na poni偶szym rysunku schemat podpow艂oki p z 3 orbitalami). Te orbitale s膮 fragmentem jednej podpow艂oki i stanow膮 jedn膮 ca艂o艣膰. Kiedy dwa atomy (a tym samym r贸wnie偶 ich elektrony walencyjne) zbli偶aj膮 si臋 do siebie, to w przypadku podpow艂oki p, pierwsze dwa orbitale nak艂adaj膮 si臋 czo艂owo – na schemacie zaznaczy艂am je na zielono.聽 Jako pierwsze tworzy si臋 wi臋c wi膮zanie sigma. Zwr贸膰 jednak uwag臋, 偶e obie struktury mog膮 zbli偶y膰 si臋 do siebie jeszcze bardziej, a w efekcie zauwa偶ymy na艂o偶enie si臋 na siebie kolejnych orbitali. Jednak tym razem b臋dzie to nak艂adanie boczne (orbitale zaznaczone na czerwono).聽

W ten spos贸b utworzy艂o si臋 wi膮zanie potr贸jne. 2 pierwsze orbitale utworzy艂y wi膮zanie sigma (nak艂adanie czo艂owe), a 4 kolejne – 2 wi膮zania pi (nak艂adanie boczne). Nie ma mo偶liwo艣ci, aby wszystkie orbitale na艂o偶y艂y si臋 czo艂owo, poniewa偶 ka偶dy jest u艂o偶one pod innym k膮tem. Kolejno艣膰 wi膮za艅 sigma-pi-pi jest wi臋c sta艂a dla wszystkich wi膮za艅 wielokrotnych.聽

Mam nadziej臋, 偶e ten wpis wyja艣ni艂 Ci, na czym dok艂adnie polega tworzenie tych dw贸ch typ贸w wi膮za艅. Oczywi艣cie, powy偶sze schematy to tylko przyk艂ady. Nic nie stoi na przeszkodzie, aby wi膮zania powstawa艂y poprzez nak艂adanie si臋 orbitali s i p albo wr臋cz bardziej skomplikowane struktury z wy偶szych podpow艂ok. Tym jednak nie b臋dziemy si臋 tu zajmowa膰 – na poziomie maturalnym om贸wione przyk艂ady w zupe艂no艣ci wystarcz膮.

Zostawiaj膮c komentarz pod wpisem zgadzasz si臋 na przetwarzanie Twoich danych osobowych na stronie paniodchemii.pl. Wi臋cej informacji znajdziesz w polityce prywatno艣ci.

Leave a Comment

Tw贸j adres e-mail nie zostanie opublikowany.