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 de otro átomo, y en los que esta superposición 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 enlazados . Este plano también es un plano nodal para el orbital molecular del enlace pi. Los enlaces pi pueden formarse en enlaces dobles y triples , pero no se forman en enlaces simples en la mayoría de los casos.
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 a lo largo del eje de enlace. Una forma común de este tipo de enlace involucra a los propios orbitales p, aunque los orbitales d también participan en el enlace pi. Este último modo forma parte de la base del enlace múltiple metal-metal .
Los enlaces pi suelen ser más débiles que los enlaces sigma . El enlace doble CC , compuesto por un enlace sigma y un enlace pi, [1] tiene una energía de enlace menor al doble que la de un enlace simple CC, lo que indica que la estabilidad añadida por el enlace pi es menor que la estabilidad de un enlace sigma. Desde la perspectiva 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 enlazantes, lo que da como resultado 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. La mayoría de las superposiciones orbitales que no incluyen el orbital s, o tienen diferentes ejes internucleares (por ejemplo, la superposición p x + p y , que no se aplica a un orbital s) son generalmente todos enlaces pi. Los enlaces pi son enlaces más difusos que los enlaces sigma. Los electrones en 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.
En el caso de las moléculas diatómicas homonucleares , los orbitales moleculares π de enlace tienen solo un plano nodal que pasa por los átomos enlazados, y ningún plano nodal entre los átomos enlazados. El orbital molecular antienlazante correspondiente , o π* ("estrella pi"), se define por la presencia de un plano nodal adicional entre estos dos átomos enlazados.
Un enlace doble típico consiste en un enlace sigma y un enlace pi; por ejemplo, el doble enlace C=C en el etileno (H 2 C=CH 2 ). Un enlace triple típico , por ejemplo en el acetileno (HC≡CH), consiste en un enlace sigma y dos enlaces pi en dos planos mutuamente perpendiculares que contienen el eje de enlace. Dos enlaces pi son el máximo que puede existir entre un par dado de átomos. Los enlaces cuádruples son extremadamente raros y pueden formarse solo entre átomos de metales de transición , y consisten en un enlace sigma, dos enlaces pi y un enlace delta .
Un enlace pi es más débil que un enlace sigma, pero la combinación de enlaces pi y sigma es más fuerte que cada uno de los enlaces por separado. La mayor fuerza de un enlace múltiple en comparación con uno simple (enlace sigma) se indica de muchas maneras, pero la más obvia es una contracción en las longitudes de enlace. Por ejemplo, en química orgánica, las longitudes de enlace carbono-carbono son aproximadamente 154 pm en etano , [2] [3] 134 pm en etileno y 120 pm en acetileno. Más enlaces hacen que la longitud total del enlace sea más corta y el enlace se vuelve más fuerte.
Un enlace pi puede existir entre dos átomos que no tienen un efecto de enlace sigma neto entre ellos.
En ciertos complejos metálicos , las interacciones pi entre un átomo de metal y los orbitales antienlazantes pi de alquinos y alquenos forman enlaces pi.
En algunos casos de enlaces múltiples entre dos átomos, no hay enlaces sigma netos en absoluto, solo enlaces pi. Algunos ejemplos incluyen hexacarbonilo de dihierro (Fe 2 (CO) 6 ), dicarbono (C 2 ) y diborano(2) (B 2 H 2 ). En estos compuestos, el enlace central consiste solo en enlaces pi debido a un antienlace sigma que acompaña al enlace sigma en sí. 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. [4]