Der Hauptunterschied zwischen der dπ-dπ-Bindung und der Delta-Bindung besteht darin, dass sich die dπ-dπ-Bindung zwischen einem gefüllten d-Atomorbital und einem leeren d-Atomorbital bildet, während sich die Delta-Bindung zwischen vier Lappen eines beteiligten Atomorbitals und vier Lappen bildet eines anderen beteiligten Atomorbitals.
Sowohl die dπ-dπ-Bindung als auch die Delta-Bindung bilden sich durch die Überlappung von Atomorbitalen. Die Überlappung von Orbitalen bei der Bildung von dπ-dπ-Bindungen erzeugt eine koordinative Bindung, während die Überlappung bei der Bildung von Delta-Bindungen eine kovalente chemische Bindung bildet.
Was ist eine dπ-dπ-Bindung?
Eine dπ-dπ-Bindung ist eine Art kovalente chemische Bindung, bei der ein Metall durch die Überlappung seiner d-Orbitale an einen Liganden bindet. Mit anderen Worten, diese Art von kovalenten chemischen Bindungen bildet sich, wenn das gefüllte d-Orbital des Übergangsmetalls einige seiner Elektronen an die leeren d-Orbitale eines Liganden abgibt, um chemische Koordinationsbindungen zu bilden. Daher werden diese chemischen Verbindungen als Koordinationskomplexe bezeichnet.
Abbildung 01: Eine koordinierte kovalente Verbindung
Im Gegensatz zu Delta-Bindungen, die der Struktur einer dπ-dπ-Bindung ähneln, tritt eine dπ-dπ-Bindung zwischen einem gefüllten d-Orbital und einem leeren d-Orbital auf. Eine Delta-Bindung kann auch zwischen zwei beliebigen Atomen mit beteiligten Atomorbitalen auftreten, während eine dπ-dπ-Bindung zwischen einem Übergangsmetall mit vollständiger d-Elektronenkonfiguration und einem Liganden mit leeren Orbitalen in der d-Elektronenhülle auftritt.
Was ist eine Delta-Anleihe?
Delta-Bindung ist eine Art chemische Bindung, bei der vier Lappen eines beteiligten Atomorbitals dazu neigen, sich mit vier Lappen eines anderen beteiligten Atomorbitals zu überlappen, um diese Bindung zu bilden. Diese Art der Orbitalüberlappung führt zur Bildung eines Molekülorbitals (Bindung), das aus zwei Knotenebenen besteht, die die Kernachse enth alten, und das durch beide Atome geht. Der griechische Buchstabe für Delta-Zeichen „“wird für die Notation einer Delta-Anleihe verwendet.
Abbildung 02: Bildung einer chemischen Delta-Bindung
Im Allgemeinen ähnelt die Orbitalsymmetrie der Delta-Bindung dem üblichen Typ des d-Atomorbitals, wenn man die Bindungsachse betrachtet. Wir können diese Art der chemischen Bindung in Atomen mit besetzten d-Atomorbitalen beobachten, die eine niedrige Energie enth alten, um an einer kovalenten chemischen Bindung teilzunehmen. Beispielsweise zeigen Übergangsmetalle, die in metallorganischen chemischen Spezies vorkommen, eine Delta-Bindung; chemische Verbindungen einiger Metalle wie Rhenium, Molybdän und Chrom enth alten Vierfachbindungen. Eine Vierfachbindung besteht aus einer Sigma-Bindung, zwei Pi-Bindungen und einer Delta-Bindung.
Wenn wir die Orbitalsymmetrie einer Delta-Bindung betrachten, können wir beobachten, dass sich die Symmetrie von der eines pi-antibindenden Orbitals unterscheidet. Ein antibindendes Pi-Orbital enthält eine Knotenebene, die aus der Kernachse besteht, und eine weitere Knotenebene, die senkrecht zur Achse zwischen den Atomen steht.
Der Wissenschaftler Robert Mulliken führte 1931 die Delta-Notation ein. Er identifizierte diese Bindung zuerst anhand der chemischen Verbindung Kaliumoctachlordirhenat(III).
Was ist der Unterschied zwischen dπ-dπ-Bindung und Delta-Bindung?
dπ-dπ-Bindung und Delta-Bindung sind zwei Arten von kovalenten chemischen Bindungen. Der Hauptunterschied zwischen dπ-dπ-Bindung und Delta-Bindung besteht darin, dass sich die dπ-dπ-Bindung zwischen einem gefüllten d-Atomorbital und einem leeren d-Atomorbital bildet, während sich die Delta-Bindung zwischen vier Lappen eines beteiligten Atomorbitals und vier Lappen eines anderen beteiligten Atomorbitals bildet.
Vorher-Infografik fasst die Unterschiede zwischen dπ-dπ-Bindung und Delta-Bindung in tabellarischer Form zusammen.
Zusammenfassung – dπ-dπ Bond vs. Delta Bond
dπ-dπ-Bindung und die Delta-Bindung sind zwei Arten kovalenter chemischer Bindungen. Der Hauptunterschied zwischen dπ-dπ-Bindung und Delta-Bindung besteht darin, dass sich die dπ-dπ-Bindung zwischen einem gefüllten d-Atomorbital und einem leeren d-Atomorbital bildet, während sich die Delta-Bindung zwischen vier Lappen eines beteiligten Atomorbitals und vier Lappen eines anderen beteiligten Atomorbitals bildet.
Image Courtesy:
1. „CoA6Cl3“– Smokefoot angenommen – Keine maschinenlesbare Quelle angegeben. Eigene Arbeit vorausgesetzt (basierend auf Urheberrechtsansprüchen). (Public Domain) über Commons Wikimedia
2. „Delta-bond-formation-2D“von Ben Mills – Eigene Arbeit (Public Domain) via Commons Wikimedia
