In der Chemie sind Sigma (σ)-Bindungen kovalente Bindungen, bei denen die Elektronendichte am stärksten entlang der internuklearen Achse zweier Kerne konzentriert ist. In fast allen Fällen handelt es sich bei Sigma-Anleihen um Einfachanleihen. Sigma-Bindungen sind nicht mit pi(π)-Bindungen zu verwechseln, die im Allgemeinen schwächer sind und nicht entlang der internuklearen Achse auftreten.
Sigma-Bindungen treten entlang der internuklearen Achse von zwei Kernen auf. Die internukleare Achse ist die gerade Linie, die die Kerne zweier verschiedener Atome direkt verbindet. Eine Sigma-Bindung entsteht, wenn sich die Elektronendichte symmetrisch um diese Achse konzentriert.
Ein Verständnis der Atomorbitale ist notwendig, um die Grundlagen zu verstehen, wie Sigma-Bindungen zwischen Atomen gebildet werden können. Das einfachste Beispiel für eine Sigma-Bindung findet sich in der Überlappung der s-Orbitale in Wasserstoff (H2). Auch die Überlappung eines s- und eines p-Orbitals kann zu einer Sigma-Bindung führen, ebenso wie die Überlappung zweier p-Orbitale. Sogar die Überlappung von p-Orbital und hybridisiertem sp-Orbital kann zu einer Sigma-Bindung führen, solange die Elektronendichte um die internukleare Achse der Atome konzentriert ist.
Ein gutes Beispiel für die Überlappung eines s-Orbitals und eines p-Orbitals findet sich in Chlorwasserstoff (HCl). Zweiatomiges Brom (Br2) bildet eine Sigma-Bindung durch die Überlappung zweier 4p-Orbitale. Bei der Chemikalie Berylliumfluorid (BeF2) werden die Bindungen durch die Überlappung der 2p-Orbitale in Fluor mit den großen Lappen der sp-Hybridorbitale von Beryllium gebildet.
Wenn p-Orbitale von der internuklearen Achse weg überlappen, wird eine pi-Bindung gebildet. Pi-Bindungen sind kovalente Bindungen, die im Allgemeinen nicht so stark sind wie Sigma-Bindungen. Sie werden am häufigsten mit Doppelbindungen und Dreifachbindungen assoziiert.
In der Regel besteht eine Doppelbindung aus einer Sigma-Bindung und einer Pi-Bindung und eine Dreifachbindung aus einer Sigma-Bindung und zwei Pi-Bindungen. Da pi-Bindungen im Allgemeinen schwächer sind, sind Doppelbindungen stärker als Einfachbindungen, aber die Gesamtstärke wird weniger als das Doppelte der Stärke der Einfachbindung betragen. Eine gängige Gedächtnisstütze, die von den Schülern verwendet wird, um sich an die Assoziation von Sigma- und Pi-Bindungen zu Einfach- und Mehrfachbindungen zu erinnern, ist „Sigma ist Singular und Pi ist Plural“.
Der chemische Formaldehyd kann als Beispiel verwendet werden, um beide Arten von Bindungen zu zeigen, die in einem einzigen Molekül vorhanden sind. In Formaldehyd existieren drei Sigma-Bindungen; es gibt eines zwischen den Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen und eines zwischen jedem Wasserstoffatom und dem Kohlenstoff. Zwischen dem Kohlenstoff und dem Sauerstoff existiert auch eine Pi-Bindung, die jedoch im Gegensatz zu den anderen Bindungen nicht entlang der internuklearen Achse liegt.