Lidhja dyfishe

Në kimi, një **lidhje e dyfishtë** ose **dyfishe** është një lidhje kovalente midis dy atomeve që përfshin katër elektrone lidhëse në krahasim me dy në një lidhje njëfishe . Lidhjet e dyfishta hasen më së shpeshti midis dy atomeve karbon, për shembull tek alkenet . Shumë lidhje të dyfishta ekzistojnë midis dy elementeve të ndryshëm: për shembull, në një grup karbonil midis një atomi karboni dhe një atomi oksigjeni. Lidhje të tjera të zakonshme të dyfishta gjenden në përbërjet azo (N=N), iminet (C=N) dhe sulfoksidet (S=O). Në një formulë skeletore, një lidhje e dyfishtë vizatohet si dy vija paralele (=) ndërmjet dy atomeve të lidhur; tipografikisht, për këtë përdoret shenja e barabartë .   Lidhjet e dyfishta u prezantuan në shënimin kimik nga kimisti rus Aleksandër Butlerov . &#x5B; '''' &#x5D;

Lidhjet e dyfishta që përfshijnë karbonin janë më të forta dhe më të shkurtra se lidhjet njëfishe . Urdhri i detyrimit është dy. Lidhjet e dyfishta janë gjithashtu të pasura me elektrone, gjë që i bën ato potencialisht më reaktive në prani të një pranuesi të fortë elektroni (si në reagimet shtesë të halogjeneve ).
Skeda:Ethene_structural.svg|alt=Ethylene Carbon-carbon double bond| Etileni - Lidhja e dyfishtë 
Skeda:Leuckart-Wallach-Reaktion_Aceton.svg|alt=Acetone Carbon-oxygen double bond| Aceton - Lidhja e dyfishtë
Skeda:Dimethylsulfoxid.svg|alt=Dimethyl sulfoxide Sulfur-oxygen double bond| Dimetil sulfoksid 
Skeda:Trans-diazene-2D.svg|alt=Diazene Nitrogen-nitrogen double bond| Diazen 

## Lidhjet e dyfishta tek alkenet 
djathtas|parapamje| Gjeometria e etilenit
Lloji i lidhjes mund të shpjegohet në termat e hibridizimit orbital . Tek etileni, çdo atom karboni ka tre orbitale sp dhe një orbital p . Tre orbitalet sp2 shtrihen në një rrafsh me kënde ~ 120°. Orbitali p është pingul me këtë rrafsh. Kur atomet e karbonit afrohen me njëri-tjetrin, dy nga orbitalet sp2 mbivendosen për të formuar një lidhje sigma . Në të njëjtën kohë, dy orbitalet p afrohen (përsëri në të njëjtin rrafsh) dhe së bashku formojnë një lidhje pi . Për të patur mbivendosje maksimale, orbitalet p duhet të qëndrojnë paralele, dhe për këtë arsye, rrotullimi rreth lidhjes qendrore nuk është i mundur. Kjo veti krijon izomerizëm cis-trans . Lidhjet e dyfishta janë më të shkurtra se lidhjet e vetme sepse mbivendosja e orbitaleve p është maksimizuar.
Skeda:Doppelbindung1.png|alt=2 sp2 orbitals (total of 3 such orbitals) approach to form a sp2-sp2 sigma bond|2 orbitale sp2 (gjithsej 3 orbitale të tillë) afrohen për të formuar një lidhje sigma sp2-sp2
Skeda:Doppelbindung2.png|alt=Two p-orbitals overlap to form a pi-bond in a plane parallel to the sigma plane|Dy orbitale p mbivendosen per te formuar nje lidhje pi ne nje plan paralel me rrafshin sigma
Skeda:Ethylene_3D.png|alt=pi bond (green) in ethylene| Lidhja pi(e gjelbër) tek etileni
Me 133&nbsp;pm, gjatësia e lidhjes së etilenit C=C është më e shkurtër se gjatësia C &#x2212; C tek etanin me 154 pm. Lidhja dyfishe është gjithashtu më e fortë, 636&nbsp;kJ&nbsp;mol &#x2212; 1 kundrejt 368&nbsp;kJ&nbsp;mol &#x2212; 1 por jo dy herë më shumë, sepse lidhja pi është më e dobët se lidhja sigma për shkak të mbivendosjes më pak efektive të pi.