Sigma- och Pi-bindningar
Alla bindningar i eten är kovalenta, vilket innebär att de bildas genom att två intilliggande atomer delar sina valenceelektroner. Till skillnad från joniska bindningar som håller ihop atomer genom attraktion av två joner med motsatt laddning.
Sigmabindningar skapas när det finns överlappning av liknande orbitaler, orbitaler som är inriktade längs den mellankärniga axeln. Vanliga sigmabindningar är \(s+s\), \(p_z+p_z\) och \(s+p_z\), \(z\) är bindningens axel i atomens xyz-plan.
\(\pi\) bindningar skapas när det finns en tillräcklig överlappning av liknande, intilliggande \(p\) orbitaler, såsom \(p_x\)+\(p_x\) och \(p_y\)+\(p_y\). Varje p-orbital har två lober, varav den ena vanligen anges med ett + och den andra med ett – (ibland kan den ena vara skuggad medan den andra inte är det). Dessa + och – (skuggade, inte skuggade) är endast avsedda att indikera den motsatta fasen \(\phi\) av vågfunktionerna, de indikerar inte någon typ av elektrisk laddning. För att en \(\pi\)-bindning ska kunna bildas måste båda loberna i \(p\)-orbitalet överlappa varandra, + med + och – med -. När en +-lobb överlappar en –lobb skapas en anti-bindande orbitalinteraktion som har mycket högre energi och därför inte är en önskvärd interaktion.
Omständligen kan det inte finnas några \(\pi\)-bindningar mellan två atomer utan att det finns minst en sigma-bindning först. Men det finns specialfall som t.ex. dikarbon (\(C_2\)) där den centrala bindningen är en \(\pi\)-bindning och inte en sigma-bindning, men i sådana fall vill de två atomerna ha så mycket överlappning av orbitalerna som möjligt, så bindningslängderna mellan atomerna är mindre än vad man normalt förväntar sig.
\(\pi\)-bindningen i eten är svag i jämförelse med sigma-bindningen mellan de två kolvätena. Denna svaghet gör \(\pi\)-bindningen och hela molekylen till en plats med jämförelsevis hög kemisk reaktivitet för en rad olika ämnen. Detta beror på den höga elektrontätheten i \(\pi\)-bindningen, och eftersom det är en svag bindning med hög elektrontäthet kommer \(\pi\)-bindningen lätt att brytas för att bilda två separata sigma-bindningar. Sådana platser kallas funktionella grupper eller funktionaliteter. Dessa grupper har karakteristiska egenskaper och de styr reaktiviteten hos molekylen som helhet. Hur dessa funktionella grupper och andra reaktanter bildar olika produkter är ett viktigt begrepp inom organisk kemi.