Enlace pi
En química, los enlaces pi (enlaces π) son enlaces químicos covalentes, en cada uno de los cuales dos lóbulos de un orbital de un átomo se superponen con dos lóbulos de un orbital sobre otro átomo, y en el que este solapamiento se produce lateralmente. Cada uno de estos orbitales atómicos tiene una densidad electrónica de cero en un plano nodal compartido que pasa a través de los dos núcleos unidos. Este plano también es un plano nodal para el orbital molecular del enlace pi. Los enlaces Pi se pueden formar en enlaces dobles y triples, pero en la mayoría de los casos no se forman en enlaces simples.
La letra griega π en su nombre se refiere a los orbitales p, ya que la simetría orbital del enlace pi es la misma que la del orbital p cuando se ve hacia abajo 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 enlaces pi. Este último modo forma 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, tiene una energía de enlace menor que el doble que la de un enlace simple C-C, lo que indica que la estabilidad agregada por el enlace pi es menor que la estabilidad de un enlace sigma. Desde el punto de vista de la mecánica cuántica, la debilidad de este enlace se explica por una superposición significativamente menor entre los orbitales p componentes 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 superposición. Los enlaces Pi son enlaces 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 girar alrededor de ese enlace sin romper el enlace pi, porque la rotación implica destruir la orientación paralela de los orbitales p constituyentes.
Para las moléculas diatómicas homonucleares, los orbitales moleculares π enlazantes tienen solo un plano nodal que pasa a través de los átomos enlazados, y ningún plano nodal entre los átomos enlazados. El orbital molecular antienlazante correspondiente, o π* ("pi-estrella"), se define por la presencia de un plano nodal adicional entre estos dos átomos unidos.
Vínculos múltiples
Un doble enlace típico consta de un enlace sigma y un enlace pi; por ejemplo, el doble enlace C=C en el etileno (H2C=CH2). Un triple enlace 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 determinado. Los enlaces cuádruples son extremadamente raros y sólo 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 pi y sigma es más fuerte que cualquiera de los enlaces por sí solo. La mayor resistencia de un enlace múltiple frente a uno simple (enlace sigma) se indica de muchas maneras, pero la más obvia es una contracción en la longitud de los enlaces. Por ejemplo, en química orgánica, las longitudes de los enlaces carbono-carbono son aproximadamente 154 pm en etano, 134 pm en etileno y 120 pm en acetileno. Más enlaces hacen que el enlace total sea más corto y más fuerte.
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| etano (1 σ bond) | etileno (1 σ bond + 1 π bond) | acetileno (1 σ bond + 2 π bonds) |
Casos especiales
Puede existir un enlace pi entre dos átomos que no tienen un efecto neto de enlace sigma entre ellos.
En ciertos complejos metálicos, las interacciones pi entre un átomo de metal y los orbitales antienlazantes pi de alquino y alqueno forman enlaces pi.
En algunos casos de enlaces múltiples entre dos átomos, no existe ningún enlace sigma neto, solo enlaces pi. Los ejemplos incluyen dihierro hexacarbonilo (Fe2(CO)6), dicarbonilo (C2) y diborano(2) (B 2H2). En estos compuestos, el enlace central consta únicamente de un enlace pi debido a que un antienlace sigma acompaña al propio enlace sigma. Estos compuestos se han utilizado como modelos computacionales para el análisis del enlace pi en sí, revelando que para lograr la máxima superposición orbital las distancias de enlace son mucho más cortas de lo esperado.