La liaison π est une liaison chimique covalente qui est créée entre deux atomes par recouvrement d'orbitales de nombre quantique secondaire ≥ 1 (orbitales p, d…). Le recouvrement est latéral, c'est-à-dire que les 2 lobes des deux orbitales en interaction sont parallèles, contrairement au cas des liaisons σ où les lobes des 2 orbitales atomiques pointent l'un vers l'autre.

PropertyValue
dbpedia-owl:abstract
  • La liaison π est une liaison chimique covalente qui est créée entre deux atomes par recouvrement d'orbitales de nombre quantique secondaire ≥ 1 (orbitales p, d…). Le recouvrement est latéral, c'est-à-dire que les 2 lobes des deux orbitales en interaction sont parallèles, contrairement au cas des liaisons σ où les lobes des 2 orbitales atomiques pointent l'un vers l'autre. Par ailleurs il n'y a pas d'électron dans l'axe de liaison.La liaison π est présente notamment dans les alcènes et dans les alcynes : alcènes : présence de liaisons doubles dans un squelette carboné ; alcynes : présence de liaisons triples dans un squelette carboné.La présence d'une liaison π empêche toute libre rotation autour de cette liaison, car elle entraîne une rigidité moléculaire. C'est à cette rigidité qu'est due la stéréoisomérie de certains alcènes ou alcynes.De plus, la liaison π permet les réactions d'addition, car elle se casse facilement, à l'inverse de la liaison σ. Par exemple, l'ajout de diiode sur le propyne se fait par rupture des liaisons π (il reste toujours la liaison σ).Une molécule qui possède plusieurs liaisons π (ou une liaison π et des doublets non liants ou des lacunes électroniques) présente la caractéristique de posséder plusieurs formes mésomères : les électrons sont délocalisés.Une liaison π est moins forte qu'une liaison σ, en moyenne, une liaison π entre deux atomes de carbone a une énergie de 250 kJ.mol-1 tandis qu'une liaison σ nécessitera 348 kJ.mol -1 pour être rompue.
  • L'enllaç pi o π és un enllaç covalent amb dos lòbuls, on dos dels lòbuls d'un orbital atòmic implicat, se solapa amb dos lòbuls de l'altre orbital atòmic implicat. Aquests orbitals comparteixen un pla nodal el qual passa a través dels dos nuclis atòmics. L'enllaç pi es crea entre dos àtoms per recobriment de l'orbital atòmic de nombre quàntic secundari ≥ 1 (orbitals p, d…). El recobriment és lateral, és a dir que els 2 lòbuls dels dos orbitals en interacció són paral·lels, contràriament al cas dels enllaços sigma on els lòbuls dels dos orbitals atòmics apunten un cap l'altre. Per tant no hi ha pas electrons en l'eix de l'enllaç.La lletra de l'alfabet gercr π en el seu nom es refereix als orbitals-p ja que la simetria orbital de l'enllaç po és la mateixa que la de l'orbital p quan es veu des de l'eix de l'enllaç.L'enllaç π es presenta especialment en els alquens i en els alquins : alquens : presència d'enllaços dobles en un esquelet de carboni; alquins: presència d'enllaços triples en un esquelet de carboniLa presència d'un enllaç pi comporta una rigidesa molecular i a això es deu l'estereoisomeria de certs alquens i alquins. A més l'enllaç pi permet les reaccions d'addició (addició electròfila), ja que es trenca fàcilment a la inversa de l'enllaç sigma. Una molècula que tingui molts enllaços π tindrà moltes formes mesòmeres : els electrons són deslocalitzats.Un enllaç π é menys fort que un enllaç σ, de mitjana, un enllaç π entre dos àtoms de carboni tenen una energia de 250 kJ.mol-1 mentre que un enllaç σ necessitarà 348 kJ.mol -1 per trencar-se.
  • Een pi-binding of π-binding is een vorm van covalente binding tussen twee atomen. De pi-binding wordt gevormd door de orbitaaloverlap van twee atomaire orbitalen tot een moleculair orbitaal, waarbij de bindingsas in een nodaal vlak ligt en de elektronendichtheid langs de bindingsas tussen beide atoomkernen aldus een discontinuïteit vertoont. Een pi-binding komt namelijk tot stand door de zijdelingse overlap van p- of d-atoomorbitalen, in de ruimte boven en onder de sigma-binding. De picturale voorstelling van een pi-binding kent daarom 2 loben, die aangeven waar de probabiliteit van de pi-elektronen het hoogst is.Deze vorm van binding tussen atomen wordt vooral aangetroffen in de organische chemie tussen koolstofatomen in onverzadigde verbindingen. Niet zelden wordt een pi-binding als synoniem voor dubbele binding gebruikt, maar dat is niet correct. Een dubbele binding is immers de samengang van een sigma- en een pi-binding.
  • Em química orgânica, ligações pi (ou ligações π) são ligações químicas covalentes, nas quais dois lóbulos de um orbital eletrônico interseccionam dois lóbulos de outros orbitais eletrônicos. Apenas um dos planos nodais daquele orbital passa pelos núcleos envolvidos na ligação. É a ligação característica de compostos com duplas ou triplas ligações como o propeno e o etino. Deve-se notar que em uma ligação dupla apenas uma ligação é pi, a outra é sigma (σ). Ligações sigma são mais estáveis.Outra observação a se fazer é que ao determinar a geometria de uma molécula, as ligações duplas e triplas contam como apenas uma nuvem eletrônica.
  • Wiązanie π - wiązanie chemiczne powstałe w wyniku nakładania bocznego orbitali atomowych (oprócz orbitali s). Kształt tego wiązania wyznacza orbital molekularny π. Przy opisie wiązania π w indeksie dolnym lub po spacji podaje się jakie orbitale tworzą dane wiązanie, np. πd-d, πp-p*, gdzie * oznacza orbital antywiążący.
  • π結合(ぱいけつごう、pi bonds)は、分子内の隣り合った原子同士の電子軌道のローブの重なりによってできる化学結合である。π結合はp軌道を意味するギリシャ文字の"π"から命名された。π結合は二つの原子のp軌道の間で直接的に電子が共有されている。π結合は原子核の正電荷から距離があり軌道の重なりも小さい為に、σ結合よりも結合力が弱く、エネルギー準位が高い。なお、「π結合」というのはあくまでも「結合軸の周りで軌道を回転すると、半回転したときに符号が逆になる」というものであるため、p軌道同士の重なりに限定されない。例えば結合軸をz軸にとったとき、一方の原子のdxz軌道ともう一方の原子のpx軌道から出来る結合や、両原子のdxz軌道から出来る結合もπ結合である。二重結合あるいは三重結合している原子は1つのσ結合と残りは通常π結合とから構成される。π結合は平行に配列した軌道の重なりによって生じる。それは2つの軌道が縦方向に一次結合し、σ結合よりも長くなっている。π結合上の電子は時としてπ電子と呼び表される。
  • A pi-kötés (π-kötés) olyan kovalens kémiai kötés, amelyet párhuzamos tengelyű p-orbitálok képeznek. Abban az esetben beszélhetünk pi-kötésről, ha a kötés síkszimmetrikus és a szigma-kötés tengelye a pi-kötés szimmetriasíkján fekszik. Csak abban az esetben jön létre, ha a kötésben részvevő két atom között már kialakult egy szigma-kötés, ezért az egyes kötés mindig szigma-kötés. A kettős kovalens kötés egy szigma, és egy pi-kötésből áll; a hármas kovalens kötés pedig egy szigma és két pi-kötésből. A pi-kötés nem teszi lehetővé a kötésben részt vevő atomok szabad forgását, ezért sokszor a geometriai izoméria megjelenéséhez vezet.
  • Dalam kimia, ikatan pi (ikatan π) adalah ikatan kimia kovalen yang dua cuping orbital atom yang berlektron tunggal bertumpang tindih dengan dua cuping orbital atom lainnya yang juga berlektron tunggal. Hanya terdapat satu bidang simpul dari orbital yang melewati dua inti atom.Huruf Yunani π berasal dari nama orbital p karena simetri orbital ikatan pi adalah sama dengan orbital p ketika dilihat dari sumbu ikatan. Orbital p biasanya terlibat dalam ikatan sejenis ini. Orbital d juga dianggap terlibat dalam ikatan pi, namun tidaklah seperlunya benar, walaupun konsep ikatan orbital d sesuai dengan hipervalensi.Ikatan pi biasanya lebih lemah dari ikatan sigma karena rapatan elektronnya lebih jauh dari inti atom yang bermuatan positif, sehingga memerlukan lebih banyak energi. Dari sudut pandang mekanika kuantum, kelemahan ikatan ini dijelaskan oleh ketumpangtindihan yang sangat sedikit di antara orbital p oleh karena orientasinya yang paralel.Walaupun ikatan pi lebih lemah dari ikatan sigma, ikatan pi seringkali merupakan komponen dari ikatan rangkap bersamaan dengan ikatan sigma. Kombinasi dari ikatan sigma dan pi lebih kuat dari ikatan pi dan sigma yang berdiri sendiri. Kekuatan ikatan yang bertambah dari ikatan rangkap diindikasikan oleh banyak pengamatan, namun yang paling menonjol adalah kontraksi panjang ikatan. Sebagai contoh, dalam kimia organik, panjang ikat karbon-karbon pada etana adalah 154 pm, etilena 133 pm, dan asetilena 120 pm.Selain ikatan sigma, sebuah pasangan atom yang dihubungkan dengan ikatan rangkap dua memiliki satu ikatan pi dan ikatan rangkap tiga memiliki dua ikatan pi. Ikatan pi dihasilkan dari tumpang tindih orbital-orbital. Ikatan pi memiliki sifat yang lebih baur dari ikatan sigma. Elektron-elektron pada ikatan pi kadang kala dirujuk sebagai elektron pi. Fragmen molekul yang dihubungkan dengan ikatan pi tidak dapat diputar tanpa memutuskan ikatan pi tersebut, karena perputaran akan merusak orientasi paralel dari orbital-orbital p yang membentuk ikatan pi.
  • 파이 결합 (pi bonds, π bonds)은 분자내 서로 이웃하고 있는 원자의 각각의 전자 궤도의 중첩에 의한 화학결합이다. 파이 결합은 p오비탈을 의미하는 그리스 문자 (π)로부터 명명되었다. 파이 결합은 두 원자의 p오비탈 상호간에 전자를 공유하고 있다. 파이 결합은 원자핵의 전하로부터 거리가 멀기 때문에 시그마 결합보다 결합력이 약하고, 에너지 준위가 높다.이중 결합, 삼중 결합을 하고 있는 원자는 1개의 시그마 결합과 파이 결합을 하고 있다.
  • In chemistry, pi bonds (π bonds) are covalent chemical bonds where two lobes of one involved atomic orbital overlap two lobes of the other involved atomic orbital. Each of these atomic orbitals is zero at a shared nodal plane, passing through the two bonded nuclei. The same plane is also a nodal plane for the molecular orbital of the pi bond. The Greek letter π in their name refers to p orbitals, since the orbital symmetry of the pi bond is the same as that of the p orbital when seen down the bond axis. P orbitals often engage in this sort of bonding. D orbitals also engage in pi bonding, and form part of the basis for metal-metal multiple bonding.Pi bonds are usually weaker than sigma bonds; the C-C double bond has a bond energy less than twice the C-C single bond bond energy; which leads to the conclusion that the p orbital overlap to form molecular orbitals is a weaker bond than when s orbitals overlap to form molecular orbitals. From the perspective of quantum mechanics, this bond's weakness is explained by significantly less overlap between the component p-orbitals due to their parallel orientation. This is contrasted by sigma bonds which form bonding orbitals directly between the nucleus of the bonding atoms, resulting in greater overlap and a strong sigma bond.Pi bonds result from overlap of atomic orbitals that are in contact through two areas of overlap. Pi-bonds are more diffuse bonds than the sigma bonds. Electrons in pi bonds are sometimes referred to as pi electrons. Molecular fragments joined by a pi bond cannot rotate about that bond without breaking the pi bond, because rotation involves destroying the parallel orientation of the constituent p orbitals.For homonuclear diatomic molecules, bonding π molecular orbitals have only the one nodal plane passing through the bonded atoms, and no nodal planes between the bonded atoms. The corresponding antibonding, or π* ("pi-star") molecular orbital, is defined by the presence of an additional nodal plane between these two bonded atoms.
  • En química, los enlaces pi (enlaces π) son enlaces químicos covalentes donde dos lóbulos de un orbital involucrado en el enlace solapan con dos lóbulos del otro orbital involucrado. Estos orbitales comparten un plano nodal que pasa a través de los núcleos involucrados. La letra griega π en su nombre se refiere a los orbitales p, dado que la simetría de los orbitales de los enlaces pi es la misma de la de los orbitales p. Generalmente, los orbitales p están involucrados en este tipo de enlace. Se asume que los orbitales d también participan en el enlace pi, pero esto no es necesariamente el caso en la realidad, aunque el concepto de enlace por medio de orbitales d explica bien la hipervalencia.Los enlaces pi son generalmente más débiles que los enlaces sigma, porque su densidad electrónica negativamente cargada está más lejos de la carga positiva del núcleo atómico, lo que requiere más energía. Desde la perspectiva de la mecánica cuántica, la debilidad del enlace se explica por el traslape significativamente menor entre los componentes de los orbitales p, debido a la orientación paralela.Aunque los enlaces pi por sí mismos son más débiles que un enlace sigma, los enlaces pi son componentes frecuentes de los enlaces múltiples, junto con los enlaces sigma. La combinación de enlace pi y enlace sigma es más fuerte que cualquiera de los enlaces por sí solo. El aumento de la fuerza de un enlace múltiple comparado con un enlace simple (enlace sigma) está indicado de varias formas, pero la más evidente es la contracción de la longitud de enlace. Por ejemplo, en química orgánica, la longitud de enlace carbono-carbono en el etano es (154 pm), etileno (133 pm) y acetileno (120 pm).Además del enlace sigma, un par de átomos conectados por un enlace doble, enlace triple, enlace cuádruple o enlace quíntuple pueden tener uno, dos, tres o cuatro enlaces pi, respectivamente. Los enlaces pi resultan del traslape de orbitales atómicos que tienen dos áres de traslape. Los enlaces pi son más difusos que los enlaces sigma. Los electrones en los enlaces pi son referidos algunas veces como electrones pi. Los fragmentos moleculares unidos por un enlace pi no pueden rotar libremente alrededor del enlace sin la ruptura del enlace pi, porque la rotación involucra la destrucción de la orientación paralela de los orbitales p constituyentes.
  • Il legame π (pi greco) è un legame chimico covalente formato per sovrapposizione laterale di due orbitali di opportuna simmetria. Il legame risultante si estende al di sopra e al di sotto il piano in cui giace il legame σ che congiunge i due stessi nuclei, caratterizzato da simmetria cilindrica, e presenta quindi massima densità elettronica nello spazio situato sopra e sotto il piano dei due nuclei in questione. Per questo motivo spesso si usa il termine nuvola π per descrivere tale legame. Fra i due si estende un piano nodale.Comunemente i legami π sono formati da orbitali p (py, pz). Nell'ambito della chimica organica questi legami conferiscono una particolare reattività ad alcuni composti detti insaturi (ad esempio alcheni e alchini): caratteristiche sono l'addizione elettrofila e la saturazione del legame per idrogenazione. Degna di nota è anche la possibilità di dare origine a composti organometallici di diversa apticità. Nei composti aromatici la nuvola π è fondamentale per la delocalizzazione elettronica. Anche gli orbitali d e quelli f tendono a dare legami π, il cui studio e le cui proprietà interessano l'ambito della chimica inorganica.I legami π, essendo frutto di una sovrapposizione parziale, sono di minore intensità rispetto ai legami σ: a titolo di esempio, per la molecola dell'etene l'energia del legame σ carbonio-carbonio vale 95 kcal/mole, mentre per l'analogo legame π si ha un valore di energia pari a 68 kcal/mole. Da questi dati si evince anche la maggiore reattività di composti che contengono legami π, richiedendo tale legame minore energia per operarne la scissione.Sebbene il legame π sia più debole di un legame σ, esso contribuisce nel complesso a rendere più intenso il legame tra due nuclei. Ciò si può notare comparando le lunghezze sperimentali del legame carbonio-carbonio in analoghi composti C2: per l'etano (un solo legame σ) tale valore è di 154 pm, per l'etene (un legame σ e uno π) 133 pm e per l'etino (un legame σ e due legami π) 120 pm.Un fatto degno di nota consiste nella rigidità del legame π, che non permette la libera rotazione, generando isomeria geometrica. Altre caratteristiche sono la maggiore polarizzabilità e la maggiore facilità con cui gli elettroni π possono essere promossi in un orbitale antilegante.
  • Пи-связь (π-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием p-атомных орбиталей. В отличие от сигма-связи, осуществляемой перекрыванием s-атомных орбиталей вдоль линии соединения атомов, пи-связи возникают при перекрывании p-атомных орбиталей по обе стороны от линии соединения атомов. Считается, что пи-связь реализуется в кратных связях — двойная связь состоит из одной сигма- и одной пи-связи, тройная — из одной сигма- и двух ортогональных пи-связей.Концепцию сигма- и пи-связей разработал Лайнус Полинг в 30-х годах прошлого века.В атоме углерода один s- и три p- валентных электрона подвергаются гибридизации и становятся четырьмя равноценными sp3 гибридизированными электронами, посредством которых образуются четыре одинаковые химические связи в молекуле метана. Все связи в молекуле метана равноудалены друг от друга и образуют конфигурацию тетраэдра. В случае образования двойной связи, сигма-связи образованы sp2 гибридизированными орбиталями. Общее количество таких связей у атома углерода три и они расположены в одной плоскости. Угол между связями 120 °. Пи-связь располагается перпендикулярно указанной плоскости (рис. 1). В случае образования тройной связи, сигма-связи образованы sp-гибридизрованными орбиталями, общее количество таких связей у атома углерода две и они находятся под углом 180° друг к другу. Две пи-связи тройной связи взаимно перпендикулярны (рис. 2).В случае образования ароматической системы, например, бензола C6H6, каждый из шести атомов углерода находится в состоянии sp2 — гибридизации и образует три сигма-связи с валентными углами 120 °. Четвёртый p-электрон каждого атома углерода ориентируется перпендикулярно к плоскости бензольного кольца (рис. 3). В целом возникает единая связь, распространяющаяся на все атомы углерода бензольного кольца. Образуются две области пи-связей большой электронной плотности по обе стороны от плоскости сигма-связей. При такой связи все атомы углерода в молекуле бензола становятся равноценными и, следовательно, подобная система более устойчива, чем система с тремя локализованными двойными связями. Нелокализованная пи-связь в молекуле бензола обусловливает повышение порядка связи между атомами углерода и уменьшение межъядерного расстояния, то есть длина химической связи dcc в молекуле бензола составляет 1,39 Å, тогда как dC-C = 1,543 Å, а dC=C = 1,353 Å.Концепция Л.Полинга сигма- и пи-связей вошла составной частью в теорию валентных связей. В настоящее время разработаны анимированные изображения гибридизации атомных орбиталей.Однако сам Л.Полинг не был удовлетворён описанием сигма- и пи-связей. На симпозиуме по теоретической органической химии, посвящённой памяти Ф. А. Кекуле (Лондон, сентябрь 1958 г.) он отказался от σ, π-описания, предложил и обосновал теорию изогнутой химической связи. Новая теория чётко учитывала физический смысл ковалентной химической связи, а именно кулоновскую электронную корреляцию.
dbpedia-owl:thumbnail
dbpedia-owl:wikiPageID
  • 243777 (xsd:integer)
dbpedia-owl:wikiPageLength
  • 2249 (xsd:integer)
dbpedia-owl:wikiPageOutDegree
  • 29 (xsd:integer)
dbpedia-owl:wikiPageRevisionID
  • 99022615 (xsd:integer)
dbpedia-owl:wikiPageWikiLink
prop-fr:wikiPageUsesTemplate
dcterms:subject
rdfs:comment
  • La liaison π est une liaison chimique covalente qui est créée entre deux atomes par recouvrement d'orbitales de nombre quantique secondaire ≥ 1 (orbitales p, d…). Le recouvrement est latéral, c'est-à-dire que les 2 lobes des deux orbitales en interaction sont parallèles, contrairement au cas des liaisons σ où les lobes des 2 orbitales atomiques pointent l'un vers l'autre.
  • Wiązanie π - wiązanie chemiczne powstałe w wyniku nakładania bocznego orbitali atomowych (oprócz orbitali s). Kształt tego wiązania wyznacza orbital molekularny π. Przy opisie wiązania π w indeksie dolnym lub po spacji podaje się jakie orbitale tworzą dane wiązanie, np. πd-d, πp-p*, gdzie * oznacza orbital antywiążący.
  • π結合(ぱいけつごう、pi bonds)は、分子内の隣り合った原子同士の電子軌道のローブの重なりによってできる化学結合である。π結合はp軌道を意味するギリシャ文字の"π"から命名された。π結合は二つの原子のp軌道の間で直接的に電子が共有されている。π結合は原子核の正電荷から距離があり軌道の重なりも小さい為に、σ結合よりも結合力が弱く、エネルギー準位が高い。なお、「π結合」というのはあくまでも「結合軸の周りで軌道を回転すると、半回転したときに符号が逆になる」というものであるため、p軌道同士の重なりに限定されない。例えば結合軸をz軸にとったとき、一方の原子のdxz軌道ともう一方の原子のpx軌道から出来る結合や、両原子のdxz軌道から出来る結合もπ結合である。二重結合あるいは三重結合している原子は1つのσ結合と残りは通常π結合とから構成される。π結合は平行に配列した軌道の重なりによって生じる。それは2つの軌道が縦方向に一次結合し、σ結合よりも長くなっている。π結合上の電子は時としてπ電子と呼び表される。
  • 파이 결합 (pi bonds, π bonds)은 분자내 서로 이웃하고 있는 원자의 각각의 전자 궤도의 중첩에 의한 화학결합이다. 파이 결합은 p오비탈을 의미하는 그리스 문자 (π)로부터 명명되었다. 파이 결합은 두 원자의 p오비탈 상호간에 전자를 공유하고 있다. 파이 결합은 원자핵의 전하로부터 거리가 멀기 때문에 시그마 결합보다 결합력이 약하고, 에너지 준위가 높다.이중 결합, 삼중 결합을 하고 있는 원자는 1개의 시그마 결합과 파이 결합을 하고 있다.
  • In chemistry, pi bonds (π bonds) are covalent chemical bonds where two lobes of one involved atomic orbital overlap two lobes of the other involved atomic orbital. Each of these atomic orbitals is zero at a shared nodal plane, passing through the two bonded nuclei. The same plane is also a nodal plane for the molecular orbital of the pi bond.
  • L'enllaç pi o π és un enllaç covalent amb dos lòbuls, on dos dels lòbuls d'un orbital atòmic implicat, se solapa amb dos lòbuls de l'altre orbital atòmic implicat. Aquests orbitals comparteixen un pla nodal el qual passa a través dels dos nuclis atòmics. L'enllaç pi es crea entre dos àtoms per recobriment de l'orbital atòmic de nombre quàntic secundari ≥ 1 (orbitals p, d…).
  • Een pi-binding of π-binding is een vorm van covalente binding tussen twee atomen. De pi-binding wordt gevormd door de orbitaaloverlap van twee atomaire orbitalen tot een moleculair orbitaal, waarbij de bindingsas in een nodaal vlak ligt en de elektronendichtheid langs de bindingsas tussen beide atoomkernen aldus een discontinuïteit vertoont. Een pi-binding komt namelijk tot stand door de zijdelingse overlap van p- of d-atoomorbitalen, in de ruimte boven en onder de sigma-binding.
  • En química, los enlaces pi (enlaces π) son enlaces químicos covalentes donde dos lóbulos de un orbital involucrado en el enlace solapan con dos lóbulos del otro orbital involucrado. Estos orbitales comparten un plano nodal que pasa a través de los núcleos involucrados. La letra griega π en su nombre se refiere a los orbitales p, dado que la simetría de los orbitales de los enlaces pi es la misma de la de los orbitales p. Generalmente, los orbitales p están involucrados en este tipo de enlace.
  • Il legame π (pi greco) è un legame chimico covalente formato per sovrapposizione laterale di due orbitali di opportuna simmetria. Il legame risultante si estende al di sopra e al di sotto il piano in cui giace il legame σ che congiunge i due stessi nuclei, caratterizzato da simmetria cilindrica, e presenta quindi massima densità elettronica nello spazio situato sopra e sotto il piano dei due nuclei in questione. Per questo motivo spesso si usa il termine nuvola π per descrivere tale legame.
  • A pi-kötés (π-kötés) olyan kovalens kémiai kötés, amelyet párhuzamos tengelyű p-orbitálok képeznek. Abban az esetben beszélhetünk pi-kötésről, ha a kötés síkszimmetrikus és a szigma-kötés tengelye a pi-kötés szimmetriasíkján fekszik. Csak abban az esetben jön létre, ha a kötésben részvevő két atom között már kialakult egy szigma-kötés, ezért az egyes kötés mindig szigma-kötés.
  • Em química orgânica, ligações pi (ou ligações π) são ligações químicas covalentes, nas quais dois lóbulos de um orbital eletrônico interseccionam dois lóbulos de outros orbitais eletrônicos. Apenas um dos planos nodais daquele orbital passa pelos núcleos envolvidos na ligação. É a ligação característica de compostos com duplas ou triplas ligações como o propeno e o etino. Deve-se notar que em uma ligação dupla apenas uma ligação é pi, a outra é sigma (σ).
  • Пи-связь (π-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием p-атомных орбиталей. В отличие от сигма-связи, осуществляемой перекрыванием s-атомных орбиталей вдоль линии соединения атомов, пи-связи возникают при перекрывании p-атомных орбиталей по обе стороны от линии соединения атомов.
  • Dalam kimia, ikatan pi (ikatan π) adalah ikatan kimia kovalen yang dua cuping orbital atom yang berlektron tunggal bertumpang tindih dengan dua cuping orbital atom lainnya yang juga berlektron tunggal. Hanya terdapat satu bidang simpul dari orbital yang melewati dua inti atom.Huruf Yunani π berasal dari nama orbital p karena simetri orbital ikatan pi adalah sama dengan orbital p ketika dilihat dari sumbu ikatan. Orbital p biasanya terlibat dalam ikatan sejenis ini.
rdfs:label
  • Liaison π
  • Enlace π
  • Enllaç pi
  • Ikatan pi
  • Legame π
  • Ligação pi
  • Pi bond
  • Pi-binding
  • Pi-kötés
  • Wiązanie pi
  • Π-Bindung
  • Π結合
  • Пи-связь
  • 파이 결합
owl:sameAs
http://www.w3.org/ns/prov#wasDerivedFrom
foaf:depiction
foaf:isPrimaryTopicOf
is dbpedia-owl:wikiPageRedirects of
is dbpedia-owl:wikiPageWikiLink of
is foaf:primaryTopic of