Den sigmabindning (representerad som σ) är en kovalent typ bindning, som kännetecknas av fördelningen av två elektroner som sker mellan ett par av atomer för att bilda nämnda bindning. Dessutom är detta en slags enkelbindning, där båda atomerna är fästa med två elektroner för att bilda en enkelbindning.
När två eller flera atomer kombineras för att ge upphov till nya molekylföreningar, förenas de med hjälp av två typer av bindningar: joniska och kovalenta, vars struktur beror på hur elektronerna delas mellan de två atomerna som är involverade i denna koppling.
Anslutningen som genereras genom elektronerna utförs tack vare överlappningen av orbitalerna som tillhör varje atom (vid deras ändar) och förstår som orbital de utrymmen där det mest troligt är att lokalisera elektronen i atomen och som definieras av elektron densitet.
Hur bildas det?
Typiskt är enkelbindningen mellan två atomer känd att vara ekvivalent med en enda sigma-liknande bindning.
På samma sätt härrör dessa bindningar på grund av superpositionen eller överlappningen på ett frontalt sätt som inträffar mellan ändarna på de atomiska orbitalerna hos två olika atomer.
Dessa atomer vars orbitaler överlappar måste vara intill varandra så att de enskilda elektronerna som tillhör varje atomomlopp kan bindas effektivt och bilda bindningen.
Detta är källan till det faktum att den elektroniska distributionen som manifesterar sig eller platsen för elektronstätheten från varje superposition har en cylindrisk symmetri runt axeln som sker mellan de två länkade atomartema.
I detta fall kan den så kallade sigma-orbitalen lättare uttryckas i termer av intramolekylära bindningar som bildas inom diatomiska molekyler och noterar att det också finns flera typer av sigma-bindningar.
De vanligaste observerade typerna av sigmabindningar är: d z 2 + d z 2 , s + p z , p z + p z och s + s; där subskriptet z representerar den axel som består av den bildade bindningen och varje bokstav (er, p och d) motsvarar ett kretslopp.
Bildande av sigmabindningar i olika kemiska arter
När vi talar om molekylära orbitaler hänvisas till de regioner som ackumulerar den högsta elektroniska densiteten när en bindning av denna typ bildas mellan olika molekyler, erhållna genom kombinationen av atomära orbitaler.
Ur kvantmekanikens synvinkel har studier slutsats att orbitaler av molekyltyp som uppvisar symmetriskt lika beteende faktiskt kombineras i blandningar (hybridiseringar).
Betydelsen av denna kombination av orbitaler är emellertid nära besläktad med de relativa energierna som manifesteras av molekylära orbitaler som är symmetriskt lika.
När det gäller organiska molekyler observeras ofta cykliska arter bestående av en eller flera ringstrukturer, som ofta utgörs av ett stort antal bindningar av sigma-typ i samband med bindningar av pi-typ (multipla bindningar).
Med enkla matematiska beräkningar är det faktiskt möjligt att bestämma antalet sigmabindningar som finns i en molekylart.
Det finns också fall av koordinationsföreningar (med övergångsmetaller), där flera bindningar kombineras med olika typer av bindningsinteraktioner, såväl som molekyler som består av olika typer av atomer (polyatomiska).
egenskaper
Sigma-bindningar har unika egenskaper som tydligt skiljer dem från andra typer av kovalent bindning (pi-bindning), bland vilka är det faktum att denna typ av bindning är den starkaste bland de kovalenta klasskemiska bindningarna.
Detta beror på att överlappningen mellan orbitalerna sker på ett direkt, koaxiellt (eller linjärt) och frontalt sätt; det vill säga en maximal överlappning mellan orbitalerna erhålls.
Dessutom är den elektroniska distributionen vid dessa korsningar huvudsakligen koncentrerad mellan kärnorna i de atomart som är kombinerade.
Denna överlappning av sigma orbitaler inträffar på tre möjliga sätt: mellan ett par rena orbitaler (ss), mellan en ren orbital och en hybrid typ (s-sp) eller mellan ett par av hybrid typ orbitaler (sp 3 - sp 3 ).
Hybridisering sker tack vare blandningen av orbitaler med atomärt ursprung i olika klasser, varvid man erhåller att den resulterande hybridbanan beror på mängden av var och en av de utgångsrena orbitaltyperna (till exempel sp 3 = en ren s + orbital tre rena orbitaler av p-typ).
Utöver detta kan sigma-bindningen existera oberoende såväl som möjliggöra fri rotationsrörelse mellan ett par atomer.
exempel
Eftersom den kovalenta bindningen är den vanligaste typen av bindning mellan atomer, finns sigma-bindningen i ett stort antal kemiska arter, vilket kan ses nedan.
I diatomära gasmolekyler - såsom väte (H 2 ), syre (O 2 ) och kväve (N 2 ) - olika typer av bindningar kan förekomma beroende på hybridisering av atomer.
När det gäller väte finns det en enda sigma-bindning som förenar båda atomerna (H - H), eftersom varje atom bidrar med sin enda elektron.
Å andra sidan, i molekylärt syre är båda atomerna länkade med en dubbelbindning (O = O) -som är en sigma-bindning och en pi-bindning, vilket lämnar varje atom med tre par återstående elektroner i par.
Istället har varje kväveatom fem elektroner i sin yttersta energinivå (valensskal), så de förenas av en trippelbindning (N≡N), vilket innebär närvaron av en sigma-bindning och två pi-bindningar och en par parade elektroner i varje atom.
På samma sätt förekommer det i cykliska föreningar med enstaka eller multipla bindningar och i alla typer av molekyler vars struktur består av kovalenta bindningar.
referenser
- Wikipedia. (Sf). Sigma bond. Återställs från en.wikipedia.org
- Chang, R. (2007). Kemi, nionde upplagan. Mexiko: McGraw-Hill.
- ThoughtCo. (Sf). Sigma Bond Kemi Definition. Återställdes från thoughtco.com
- Britannica, E. (nd). Sigma bond. Hämtad från britannica.com
- LibreTexts. (Sf). Sigma och Pi-obligationer. Återställs från chem.libretexts.org
- Srivastava, AK (2008). Organisk kemi gjort enkel. Återställs från books.google.co.ve