I kemi er sigma (σ) bindinger kovalente bindinger, i hvilke elektrondensiteten er stærkest koncentreret langs den indre nucleære akse i to kerner. I næsten alle tilfælde er sigmaobligationer enkeltobligationer. Sigma-bindinger skal ikke forveksles med pi (π) -bindinger, som generelt er svagere og ikke forekommer langs den internukleære akse.
Sigma-bindinger forekommer langs den indre nucleaære akse af to kerner. Den internukleære akse er den lige linje, der direkte forbinder kernerne i to forskellige atomer. En sigma-binding dannes, når elektron-densiteten koncentreres symmetrisk omkring denne akse.
En forståelse af atomiske orbitaler er nødvendig for at forstå det grundlæggende om, hvordan sigma-bindinger kan dannes mellem atomer. Det enkleste eksempel på en sigma-binding findes i overlapningen af s orbitaler i brint (H2). Overlapningen af en s og en p- orbital kan også resultere i en sigma-binding, ligesom overlapningen af to p- orbitaler kan være. Selv overlapningen af en p- orbital og en hybridiseret sp- orbital kan resultere i en sigma-binding, så længe elektrondensiteten er koncentreret omkring atomenes internukleære akse.
Et godt eksempel på overlapningen af en s orbital og en p orbital kan findes i hydrogenchlorid (HCl). Diatomisk brom (Br 2 ) danner en sigma-binding ved overlapning af to 4p- orbitaler. I det kemiske berylliumfluorid (BeF 2 ) dannes bindingerne ved overlapning af 2p- orbitaler i fluor med de store fliser i sp hybrid-orbitaler i beryllium.
Når p- orbitaler overlapper hinanden fra den indre nucleære akse, dannes en pi-binding. Pi-obligationer er kovalente obligationer, der generelt ikke er så stærke som sigma-obligationer. De er oftest forbundet med dobbeltobligationer og tredobbelte obligationer.
Som en generel regel består en dobbeltbinding af en sigma-binding og en pi-binding, og en tredobbelt binding består af en sigma-binding og to pi-bindinger. Fordi pi-obligationer generelt er svagere, vil dobbeltobligationer være stærkere end enkeltobligationer, men den samlede styrke vil være mindre end det dobbelte af styrken af enkeltbindingen. En almindelig mnemonisk enhed, der bruges af studerende til at huske tilknytningen af sigma- og pi-bindinger til enkelt- og multiple bindinger er "sigma er ental og pi er flertal."
Det kemiske formaldehyd kan anvendes som et eksempel til at vise begge slags bindinger, der er til stede i et enkelt molekyle. Der findes tre sigma-bindinger i formaldehyd; der er en mellem kulstof- og iltatomerne og en mellem hvert hydrogenatom og kulstoffet. Der findes også en pi-binding mellem kulstof og ilt, men i modsætning til de andre bindinger ligger den ikke langs den internukleære akse.
