Wiązania sigma (𝜎) oraz pi (𝜋)

Jak określić liczbę wiązań sigma i pi?

Jeśli nie interesują Cię szczegóły i zależy Ci tylko na tym, aby umieć rozwiązać zadania maturalne, to ten fragment będzie szczególnie przydatny. Zachęcam jednak do przeczytania tego wpisu do końca.  

Ok, mówiąc najkrócej jak się da: 
– wiązanie sigma (𝜎) to każde wiązanie pojedyncze, a w przypadku wiązań wielokrotnych – ich “pierwsze” wiązanie 
– wiązanie pi (𝜋) to każde “krotne” wiązanie, czyli drugie i trzecie wiązanie wiązań wielokrotnych

W przypadku wiązania pojedynczego mamy więc jedno wiązanie 𝜎, w przypadku podwójnego – jedno wiązanie 𝜎 i jedno 𝜋, a w przypadku wiązania potrójnego – jedno wiązanie 𝜎 i dwa 𝜋.

Zobaczmy to na przykładzie: 

Eten. Cząsteczka etenu ma 4 wiązania pojedyncze (sigma) oraz 1 wiązanie podwójne. Wiązanie podwójne składa się z dwóch wiązań – pierwsze to sigma, drugie pi. Nie ma znaczenia czy jako sigma zaznaczymy wiązanie na górze czy na dole – jest to zapis umowny. Ważne, że są tam dwa wiązania różnego typu. 
Podsumowując, w cząsteczce etenu mamy 5 wiązań sigma i 1 wiązanie pi. 

Etyn. Tu sytuacja wygląda nieco inaczej. Cząsteczka etynu ma 2 wiązania pojedyncze (sigma) oraz 1 wiązanie potrójne. Wiązanie potrójne składa się z trzech wiązań – pierwsze to (podobnie jak w przypadku wiązania podwójnego) sigma, drugie i trzecie to wiązania pi. Tu ponownie nie ma znaczenia czy jako sigma zaznaczymy wiązanie na górze, na dole czy w środku – jest to zapis umowny.
Podsumowując, w cząsteczce etynu mamy 3 wiązania sigma i 2 wiązania pi. 

Jak powstaje wiązanie sigma i pi?

Teraz wyjaśnienie. Każde wiązanie kowalencyjne powstaje poprzez uwspólnienie elektronów  walencyjnych. W przypadku klasycznych wiązań kowalencyjnych każdy z atomów oddaje po jednym elektronie do wspólnego użytku (jak wiesz, w wiązaniach koordynacyjnych dzieje się inaczej – zobacz też: Wiązania chemiczne – różnice i właściwości). 

Elektrony są uwspólniane poprzez nakładanie się orbitali dwóch atomów. Każda para nałożonych na siebie orbitali tworzy wiązanie kowalencyjne. Orbitale mogą nakładać się czołowo (tak powstaje wiązanie 𝜎) lub bocznie (tak powstaje wiązanie 𝜋). Zobaczmy o co dokładnie chodzi. 

 

Orbitale typu s 

Orbitale typu s mają kształt kulisty. Jakkolwiek byśmy ich nie obracali, zawsze nakładają się na siebie w ten sam sposób – czołowo. Tworzą więc wiązanie sigma. 

Orbitale typu p 

Orbitale typu p mają już inny kształt – w zależności od tego w jaki sposób będą się do siebie zbliżać, będziemy mówić o nakładaniu czołowym lub bocznym. Jeśli takie orbitale nałożą się czołowo (pierwszy przykład poniżej), to, podobnie jak w przypadku orbitali typu s, powstanie wiązanie sigma. Jeżeli bocznie – powstanie wiązanie pi.

No dobrze, ale dlaczego w przypadku wiązań wielokrotnych mamy mix?

Zauważ, że orbitale typu p nie występują pojedynczo, tak, jak orbitale s. Na podpowłoce s mamy tylko 1 orbital, ale na podpowłoce p już 3 – wszystkie o takim samym kształcie, ale inaczej ułożone w przestrzeni (na poniższym rysunku schemat podpowłoki p z 3 orbitalami). Te orbitale są fragmentem jednej podpowłoki i stanową jedną całość. Kiedy dwa atomy (a tym samym również ich elektrony walencyjne) zbliżają się do siebie, to w przypadku podpowłoki p, pierwsze dwa orbitale nakładają się czołowo – na schemacie zaznaczyłam je na zielono.  Jako pierwsze tworzy się więc wiązanie sigma. Zwróć jednak uwagę, że obie struktury mogą zbliżyć się do siebie jeszcze bardziej, a w efekcie zauważymy nałożenie się na siebie kolejnych orbitali. Jednak tym razem będzie to nakładanie boczne (orbitale zaznaczone na czerwono). 

W ten sposób utworzyło się wiązanie potrójne. 2 pierwsze orbitale utworzyły wiązanie sigma (nakładanie czołowe), a 4 kolejne – 2 wiązania pi (nakładanie boczne). Nie ma możliwości, aby wszystkie orbitale nałożyły się czołowo, ponieważ każdy jest ułożone pod innym kątem. Kolejność wiązań sigma-pi-pi jest więc stała dla wszystkich wiązań wielokrotnych. 

Mam nadzieję, że ten wpis wyjaśnił Ci, na czym dokładnie polega tworzenie tych dwóch typów wiązań. Oczywiście, powyższe schematy to tylko przykłady. Nic nie stoi na przeszkodzie, aby wiązania powstawały poprzez nakładanie się orbitali s i p albo wręcz bardziej skomplikowane struktury z wyższych podpowłok. Tym jednak nie będziemy się tu zajmować – na poziomie maturalnym omówione przykłady w zupełności wystarczą.