Sigma vs pi Bonds
Amerikkalaisen kemistin G. N. Lewisin ehdotuksen mukaan atomit ovat stabiileja, kun niiden valenssikuoressa on kahdeksan elektronia. Useimmissa atomeissa on alle kahdeksan elektronia valenssikuorissaan (paitsi jaksollisen järjestelmän ryhmän 18 jalokaasut); siksi ne eivät ole vakaita. Nämä atomit pyrkivät reagoimaan toistensa kanssa tullakseen vakaiksi. Siten jokainen atomi voi saavuttaa jalokaasuelektronisen konfiguraation. Tämä voidaan tehdä muodostamalla ionisidoksia, kovalenttisia sidoksia tai metallisidoksia. Näistä kovalenttinen sidos on erityinen. Toisin kuin muut kemialliset sidokset, kovalenttisessa sidoksessa on kyky muodostaa useita sidoksia kahden atomin välille. Kun kahdella atomilla on samanlainen tai erittäin pieni elektronegatiivisuuden ero, ne reagoivat yhdessä ja muodostavat kovalenttisen sidoksen jakamalla elektroneja. Kun jakavien elektronien määrä on enemmän kuin yksi kustakin atomista, syntyy useita sidoksia. Laskemalla sidosjärjestys voidaan määrittää molekyylin kahden atomin välisten kovalenttisten sidosten lukumäärä. Useita sidoksia muodostetaan kahdella tavalla. Kutsumme niitä sigma-sidoksiksi ja pi-sidoksiksi.
Sigma Bond
Symbolia σ käytetään osoittamaan sigmasidosta. Yksittäissidos muodostuu, kun kaksi elektronia jaetaan kahden atomin välillä, joilla on samanlainen tai pieni elektronegatiivisuusero. Nämä kaksi atomia voivat olla samaa tyyppiä tai eri tyyppejä. Esimerkiksi kun samat atomit yhdistyvät muodostamaan molekyylejä, kuten Cl2, H2 tai P4, jokainen atomi on sitoutunut toiseen yhdellä kovalenttisella sidoksella. Metaanimolekyylissä (CH4) on yksi kovalenttinen sidos kahden tyyppisten alkuaineiden (hiili- ja vetyatomien) välillä. Lisäksi metaani on esimerkki molekyylistä, jossa on kovalenttisia sidoksia atomien välillä, joilla on erittäin pieni elektronegatiivisuusero. Yksittäisiä kovalenttisia sidoksia kutsutaan myös sigma-sidoksiksi. Sigma-sidokset ovat vahvimpia kovalenttisia sidoksia. Ne muodostuvat kahden atomin väliin yhdistämällä atomikiertoradat. Päälle päällekkäisyyttä voidaan nähdä muodostettaessa sigmasidoksia. Esimerkiksi etaanissa, kun kaksi yhtä suurta sp3 hybridisoitua molekyyliä ovat lineaarisesti limittäin, muodostuu C-C-sigmasidos. Myös C-H-sigma-sidokset muodostuvat lineaarisella päällekkäisyydellä yhden sp3 hybridisoidun orbitaalin välillä hiilestä ja s-orbitaalista vedystä. Ryhmät, jotka on sidottu vain sigmasidoksella, pystyvät kiertämään tämän sidoksen ympäri suhteessa toisiinsa. Tämä kierto mahdollistaa sen, että molekyylillä on erilaiset konformaatiorakenteet.
pi Bond
Kreikan kirjainta π käytetään kuvaamaan pi-sidoksia. Tämä on myös kovalenttinen kemiallinen sidos, joka yleensä muodostuu p-orbitaalien väliin. Kun kaksi p-orbitaalia on sivusuunnassa limittäin, muodostuu pi-sidos. Kun tämä päällekkäisyys tapahtuu, p-orbitaalin kaksi keilaa ovat vuorovaikutuksessa toisen p-orbitaalin kahden keilan kanssa ja kahden atomiytimen väliin muodostuu solmutaso. Kun atomien välillä on useita sidoksia, ensimmäinen sidos on sigma-sidos ja toinen ja kolmas sidos pi-sidoksia.
Mitä eroa on Sigma Bondilla ja pi Bondilla?
• Sigma-sidokset muodostuvat orbitaalien päällekkäin limittäin, kun taas pi-sidokset muodostuvat sivuttaisesta limityksestä.
• Sigma-sidokset ovat vahvempia kuin pi-sidokset.
• Sigma-sidoksia voidaan muodostaa sekä s- että p-orbitaalien välille, kun taas pi-sidokset muodostuvat enimmäkseen p- ja d-orbitaalien välille.
• Atomien väliset yksittäiset kovalenttiset sidokset ovat sigmasidoksia. Kun atomien välillä on useita sidoksia, voidaan nähdä pi-sidoksia.
• pi-sidokset johtavat tyydyttymättömiin molekyyleihin.
• Sigma-sidokset mahdollistavat atomien vapaan pyörimisen, kun taas pi-sidokset rajoittavat vapaata pyörimistä.
