О чём этот урок

Из урока 2 мы знаем, что углерод всегда образует четыре связи. Но если присмотреться внимательнее к электронному строению атома, возникает вопрос: откуда вообще берутся четыре одинаковые связи, если электронные орбитали атома в исходном состоянии — разной формы и энергии? И почему в одних молекулах между атомами углерода одинарная связь, а в других — двойная или тройная, причём эти связи ведут себя по-разному? Ответ на оба вопроса даёт понятие гибридизации — и без него невозможно понять геометрию органических молекул и то, почему одни связи в них прочные и подвижные, а другие — слабее, но «фиксируют» форму молекулы.

Прежде чем начать

Этот урок опирается на знания из общей химии, которые мы применим по-новому:

• электронная оболочка атома состоит из орбиталей ($s$, $p$, $d$…), различающихся по форме и энергии;
• атом углерода имеет 4 электрона на внешнем уровне (2-й период, IV группа — это мы уже обсуждали в уроке 1);
• ковалентная связь образуется при перекрывании электронных орбиталей двух атомов;
• углерод всегда образует ровно четыре связи (урок 2).

Понятие «гибридизация орбиталей» в школьной неорганической химии обычно не встречается — здесь мы разбираем его полностью с нуля.

Разбираемся с нуля

Проблема: почему связи должны быть разными, а на деле одинаковы

У атома углерода на внешнем уровне 4 электрона: два из них находятся на сферической $s$-орбитали, два — на «гантелеобразных» $p$-орбиталях. Если бы связи образовывались напрямую из этих орбиталей без каких-либо изменений, то в молекуле должно было бы получиться два разных типа связей: одна — с участием $s$-орбитали, три — с участием $p$-орбиталей, причём под разными углами. Но эксперимент показывает другое: например, в метане $CH_4$ все четыре связи $C-H$ абсолютно одинаковы по длине и прочности, а угол между любыми двумя из них одинаков и равен примерно $109{,}5°$.

Чтобы объяснить это несоответствие, химики ввели понятие гибридизации.

Что такое гибридизация

Гибридизация — это «смешивание» нескольких атомных орбиталей разной формы (обычно одной $s$- и нескольких $p$-орбиталей) с образованием такого же числа новых, но уже одинаковых по форме и энергии гибридных орбиталей. Эти новые орбитали направлены в пространстве так, чтобы электроны отталкивались друг от друга как можно меньше — отсюда и берётся конкретная геометрия молекулы.

У атома углерода встречается три типа гибридизации — в зависимости от того, сколько атомов с ним непосредственно связано.

sp³-гибридизация: одинарные связи

Когда атом углерода образует четыре одинарные связи (то есть связан с четырьмя другими атомами), одна $s$- и три $p$-орбитали смешиваются, образуя четыре одинаковые sp³-орбитали. Они направлены к вершинам тетраэдра — фигуры с максимально возможным разнесением четырёх направлений в пространстве. Угол между ними — около $109{,}5°$.

• Геометрия: тетраэдрическая.
• Пример: атом углерода в метане $CH_4$, а также любой атом углерода, окружённый только одинарными связями (например, в алканах — уроке 7).

sp²-гибридизация: одна двойная связь

Если атом углерода образует одну двойную связь (и, соответственно, ещё две одинарные — итого три соседних атома), в гибридизации участвуют не все орбитали: смешиваются одна $s$- и только две $p$-орбитали, образуя три sp²-орбитали. Они лежат в одной плоскости и направлены к вершинам равностороннего треугольника, угол между ними — около $120°$. Четвёртая, оставшаяся «негибридизованная» $p$-орбиталь, торчит перпендикулярно этой плоскости — именно она понадобится для образования дополнительной, второй связи между углеродами (об этом — чуть ниже).

• Геометрия: плоская треугольная.
• Пример: атом углерода с двойной связью — как в будущих алкенах (урок 8).

sp-гибридизация: тройная связь (или две двойные)

Если атом углерода связан всего с двумя соседними атомами — за счёт тройной связи или двух двойных подряд, — смешиваются одна $s$- и одна $p$-орбиталь, образуя две sp-орбитали, направленные строго в противоположные стороны, под углом $180°$. Две оставшиеся негибридизованные $p$-орбитали расположены перпендикулярно друг другу и оси молекулы.

• Геометрия: линейная.
• Пример: атом углерода с тройной связью — как в будущих алкинах (урок 10).

Таблица: от числа соседей к геометрии

Число атомов, непосредственно связанных с углеродом	Тип гибридизации	Геометрия	Угол между связями
4 (все связи одинарные)	$sp^3$	тетраэдрическая	≈ $109{,}5°$
3 (есть одна двойная связь)	$sp^2$	плоская треугольная	≈ $120°$
2 (есть тройная связь или две двойные)	$sp$	линейная	$180°$

Важно: тип гибридизации определяется не «настроением» атома, а строго тем, сколько соседей у него есть и есть ли среди связей кратные. Это правило будет постоянно использоваться в уроках про алкены, алкадиены, алкины и арены (уроки 8–11).

σ-связь: осевое перекрывание

σ-связь (сигма-связь) образуется, когда орбитали двух атомов перекрываются вдоль прямой, соединяющей их ядра — «лоб в лоб». Такое перекрывание максимально по площади, поэтому σ-связь прочная. Ещё одно её важное свойство: вокруг σ-связи возможно свободное вращение одной части молекулы относительно другой — перекрывание орбиталей при этом не нарушается, ведь оно осесимметрично.

Любая связь между атомами — одинарная, двойная или тройная — всегда содержит ровно одну σ-связь.

π-связь: боковое перекрывание

π-связь (пи-связь) образуется иначе — за счёт бокового перекрывания двух негибридизованных $p$-орбиталей, которые располагаются параллельно друг другу над и под линией, соединяющей ядра атомов. Площадь такого перекрывания меньше, чем при осевом, поэтому π-связь слабее σ-связи. Кроме того, вокруг π-связи свободное вращение невозможно: чтобы повернуть одну часть молекулы относительно другой, пришлось бы на время разорвать боковое перекрывание орбиталей.

π-связь никогда не существует сама по себе — она возникает только «в дополнение» к уже существующей σ-связи между теми же двумя атомами.

Кратность связи = сумма σ и π

Теперь легко увидеть простую закономерность:

• одинарная связь = 1 σ-связь;
• двойная связь = 1 σ-связь + 1 π-связь;
• тройная связь = 1 σ-связь + 2 π-связи.

Важно: именно наличие «дополнительной», более слабой π-связи в двойных и тройных связях будет объяснять реакционную способность непредельных углеводородов — алкенов, алкадиенов и алкинов, о которых пойдёт речь в следующих уроках курса.

Примеры и разбор

Пример 1. Определяем гибридизацию по формуле

Задача: Определите тип гибридизации каждого атома углерода в молекуле $CH_2=CH-CH_3$ (пропен).

Разбор: Смотрим на каждый атом углерода отдельно.

• Первый атом ($CH_2=$): связан с двумя атомами водорода и одним атомом углерода через двойную связь — итого 3 соседних атома → $sp^2$.
• Второй атом ($=CH-$): связан с первым атомом углерода (двойная связь), с третьим атомом углерода (одинарная связь) и с одним атомом водорода — тоже 3 соседних атома → $sp^2$.
• Третий атом ($-CH_3$): связан с одним атомом углерода и тремя атомами водорода — 4 соседних атома → $sp^3$.

Вывод: гибридизация атомов углерода в пропене — $sp^2$, $sp^2$, $sp^3$.

Пример 2. Считаем σ- и π-связи

Задача: Сколько всего σ- и π-связей в молекуле пропена $CH_2=CH-CH_3$ (без учёта связей с водородом или с учётом — уточним отдельно)?

Разбор: Связи $C=C$ и $C-C$: двойная связь между первым и вторым атомом углерода даёт 1 σ + 1 π; одинарная связь между вторым и третьим атомом углерода даёт ещё 1 σ. Итого между атомами углерода: 2 σ-связи и 1 π-связь. Если добавить шесть связей $C-H$ (все они одинарные, то есть σ-связи), получаем всего 8 σ-связей и 1 π-связь в молекуле.

Вывод: любая связь с водородом — всегда σ-связь; π-связь есть только там, где есть кратная связь между тяжёлыми атомами.

Пример 3. Геометрия молекулы

Задача: Какой угол между связями следует ожидать у атома углерода в молекуле ацетилена $HC \equiv CH$?

Разбор: У каждого атома углерода в ацетилене только два соседа: атом водорода и атом углерода (связанный тройной связью). Значит, гибридизация — $sp$, геометрия линейная, угол между связями — $180°$.

Вывод: вся молекула ацетилена — прямая линия из четырёх атомов: $H-C \equiv C-H$.

Проверьте себя

1. Почему нельзя объяснить одинаковость четырёх связей в метане без понятия гибридизации?
2. Чем отличается sp³-гибридизация от sp²- и sp-гибридизации по числу задействованных орбиталей и по геометрии?
3. Как определить тип гибридизации атома углерода, если известно, с каким числом атомов он непосредственно связан?
4. В чём разница между σ- и π-связью по способу перекрывания орбиталей и по прочности?
5. Почему вокруг двойной связи невозможно свободное вращение, а вокруг одинарной — возможно?
6. Сколько σ- и сколько π-связей содержит тройная связь?
7. Определите гибридизацию каждого атома углерода в молекуле $CH_3-C \equiv CH$.

Коротко о главном

• Гибридизация — смешивание атомных орбиталей ($s$ и $p$) с образованием одинаковых по форме и энергии гибридных орбиталей, определяющих геометрию молекулы.
• $sp^3$ — 4 соседних атома, тетраэдрическая геометрия, угол ≈ $109{,}5°$, только одинарные связи.
• $sp^2$ — 3 соседних атома, плоская треугольная геометрия, угол ≈ $120°$, есть одна двойная связь.
• $sp$ — 2 соседних атома, линейная геометрия, угол $180°$, есть тройная связь (или две двойные подряд).
• σ-связь образуется осевым перекрыванием орбиталей, прочная, допускает свободное вращение; есть в любой связи.
• π-связь образуется боковым перекрыванием $p$-орбиталей, слабее σ-связи, вращение вокруг неё невозможно; появляется только вместе с σ-связью в двойных и тройных связях.
• Кратность связи = сумма σ и π: одинарная = 1σ, двойная = 1σ+1π, тройная = 1σ+2π.

Куда дальше

Теперь у нас есть полный набор инструментов для описания того, как соединены атомы в молекуле: валентность, способы записи формул, гибридизация и типы связей. Пора использовать эти инструменты, чтобы навести порядок в самом органическом многообразии — разобраться, по каким признакам классифицируют органические вещества.

➡ Урок 4: Углеродный скелет и функциональные группы: как устроена классификация