1

WIĄZANIE

KOORDYNACYJNE

Wiązanie kowalencyjne może powstać również
w wyniku nałożenia się orbitali zawierających
parę elektronową jednego atomu z

PUSTYM

ORBITALEM

atomu drugiego.

Wówczas

wszystkie

elektrony

wiązania

pochodzą od jednego atomu (tzw.

donor

); drugi

atom (tzw.

akceptor

) uzupełnia własną powłokę

walencyjną elektronami donora.

Tego rodzaju wiązanie nazywa się

KOORDYNACYJNYM, DONOROWO-

AKCEPTOROWYM LUB SEMIPOLARNYM.

A

+

D

**

A

**

D

lub

A

D

Kierunek strzałki jest skierowany do atomu, który akceptuje parę elektronową

AKCEPTOR DONOR

ZWIĄZEK

O

o

*

*

o

o

H

o

H

wolne pary

elektronowe

+

H

+

proton
wodoru

O

o

*

*

o

o

H

o

o

H

H

+

O

H

H

H

+

lub

DONOR

AKCEPTOR

o o

H

2

O

o

3

+

H O

[

]

H O

3

+

jon hydroniowy

+

jon amonowy:

NH

4

+

Wiązanie koordynacyjne -

przykłady

Wiązanie koordynacyjne -

przykłady

DONOR

(dawca) pary

elektronowej –

kolor czerwony

AKCEPTOR

(biorca) pary

elektronowej –

kolor zielony

HNO

3

- Kwas azotowy(V)

H

3

O

+

- kation hydroniowy

(oksoniowy)

O

H

O

N

O

H

H

+

O

H

H

3

PO

4

– kwas ortofosfowy(V)

NH

4

+

- kation amonowy

H O

H O

P

O

H O

H

H

N

H

+

H

Wiązanie koordynacyjne -

przykłady

DONOR

(dawca) pary

elektronowej –

kolor czerwony

AKCEPTOR

(biorca) pary

elektronowej –

kolor zielony

SO

2

– tlenek siarki(IV)

CO – tlenek węgla(II)

O

S

O

C

O

SO

3

– tlenek siarki(VI)

Kwas siarkowy(VI)

O

O

S

O

H

O

O

S

H

O

O

Związek

między

jonami prostymi a
jonami

kwasów

tlenowych

można

wytłumaczyć
istnieniem

wiązań

koordynacyjnych
między

siarką

i

tlenem

oraz

fosforem i tlenem:

O

P O

P

3-

O

O

P O

O

3-

O

3-

[PO

3

]

3-

[PO

4

]

3-

[PO

3

]

3-

[PO

4

]

3-

O

S O

S

2-

O

O

S O

O

2-

O

2-

[SO

3

]

2-

[SO

4

]

2-

[SO

4

]

2-

[SO

3

]

2-

Wiązanie koordynacyjne -

przykłady

6

DONOREM

w wiązaniach koordynacyjnych jest

zwykle niemetal w formie cząsteczki lub jonu -

LIGANDY

Np.

-

-

-

2

3

CN

,

OH

,

Cl

O,

H

,

NH

AKCEPTORAMI

mogą być cząsteczki obojętne

(BF

3

) lub jony.

Np.:

itp.

Zn

,

Al

,

Cu

,

Ag

H

2

3

2

+









,

Wiązanie koordynacyjne występuje w tzw.

ZWIĄZKACH KOMPLEKSOWYCH.

Wówczas

jon

metalu

będący

akceptorem

elektronów

przyjmuje

zwykle

kilka

par

elektronów.

Liczba par elektronowych przyjętych przez
akceptor nazywa się LICZBĄ KOORDYNACYJNĄ
akceptora.
Wynosi ona zwykle: 2, 4, 6, 8.

Olbrzymia większość związków kompleksowych
zawiera w centrum atom lub jon metalu

7

8

[Cu(NH

3

)

4

]

2+

Cu

NH

3

NH

3

NH

3

H

3

N

2+

[Co(NH

3

)

6

]

3+

Co

NH

3

NH

3

NH

3

NH

3

H

3

N

H

3

N

3+

[Cu(NH

3

)

4

]

2+

sp

3

= cztery wolne orbitale  Cztery

ligandy

1x

3x

9

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE

[Cu(NH

3

)

4

]

2+

Cu

NH

3

NH

3

NH

3

H

3

N

2+

[Co(NH

3

)

6

]

3+

Co

NH

3

NH

3

NH

3

NH

3

H

3

N

H

3

N

3+

Inne
przykłady:

Struktur
a kationu
diamo-
srebrowe
go

AgN

N

H

H

H

H

H

H

+

Np.

AgCl + 2 NH

3

® [Ag(NH

3

)

2

]Cl

[Ag(NH

3

)

2

]Cl

Û

[Ag(NH

3

)

2

]

+

+ Cl-

jon kompleksowy

Chlorek diamosrebrowy –
Związek kompleksowy

47

Ag - 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

5s

1

4d

10

47

Ag

+

- 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

5s

0

4d

10

2. Tworzenie wiązania kowalencyjnego polega na

uwspólnieniu wszystkich lub części elektronów
walencyjnych przez dwa atomy, przy czym wspólne
elektrony mogą pochodzić od obu atomów
(

wiązanie kowalencyjne

) lub od jednego atomu

(

wiązanie koordynacyjne

).

PODSUMOWANIE

1.

Wiązania kowalencyjne tworzą się między

atomami

o

identycznej

elektroujemności

(

kowalencyjne

niespolaryzowane

)

lub

między

atomami o niewielkiej różnicy elektroujemności
(

kowalencyjne spolaryzowane

).

Związki jonowe

Związki kowalencyjne

• Wiązanie silne;
• Izolatory, przewodzą prąd

elektryczny w stanie
stopionym;

• Rozpuszczają się w wodzie,

ale nie w rozpuszczalnikach
niepolarnych;

• Wiązanie bezkierunkowe;
• Ładunek skupiony w

centrum jonów.

• Wiązanie silne;
• Półprzewodniki lub izolatory

we wszystkich stanach
skupienia;

• Rozpuszczają się w

rozpuszczalnikach
niepolarnych, ale nie w

wodzie;

• Wiązanie kierunkowe;
• Ładunek pomiędzy atomami

tworzącymi wiązanie.

11

WIĄZANIE METALICZNE

ogólna nazwa dla wszelkich

wiązań chemicznych

występujących bezpośrednio między

atomami

metali.

• Wiązania metaliczne

występują w

kryształach

metali

i

kryształach

stopów metali

• Wiązanie powstaje

pomiędzy kationami metali

tworzącymi sieć

krystaliczną i

ich elektronami walencyjnymi

,

elektrony nie są

związane

z konkretnym kationem metalu w sieci –

elektrony

zdelokalizowane

• Elektrony zdelokalizowane

poruszają się swobodnie

pomiędzy

kationami metali tworzących si

eć, tworzą one tzw. gaz elektronowy

równoważący sumaryczny ładunek dodatni na kationach,

WIĄZANIE METALICZNE

WIĄZANIE METALICZNE - polega na:

przekształceniu

atomów tego samego metalu lub atomów różnych metali w
zbiór kationów i swobodnie poruszających się między nimi
elektronów

.

Elektrony

tworzące

wiązanie

noszą

nazwę

gazu

elektronowego

Przenikanie

przestrzeni

między-jonowej i przez

oddziaływanie
elektrostatyczne

"wciąga"

w

siebie

dodatnie jony, gęsto je
przez to upakowując

.

Istota

Atomy metali -
niski potencjał
jonizacyjny.
W izolowanych
atomach-ściśle
określone
powłoki wokół
jądra.

W sieci
krystalicznej
każdy elektron
walencyjny
znajduje się pod
wpływem
oddziaływania
kilku jąder.

Tworzą kryształy

13

1. Duże przewodnictwo elektryczne i cieplne - można

uzasadnić

ruchliwością elektronów należących

do gazu elektronowego

,

2. Połysk metaliczny wynika stąd, że pod wpływem

światła widzialnego,

elektrony

znajdujące się na

powierzchni kryształu

wykonują drgania o

częstotliwości

promieniowania

padającego

.

Promienie odbite mają taką samą częstotliwość jak
promienie

padające,

co

postrzegamy

jako

charakterystyczny połysk metalu,

Właściwości metali

wiążą się z istniejącym wiązaniem metalicznym:

3. Plastyczność - ciągliwość, kowalność metali,

tłumaczy się brakiem w krysztale kierunków
uprzywilejowanych, a więc można przesuwać
płaszczyzny sieciowe i powodować pęknięcia metali.

1. Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie stałym lub

ciekłym

2. Wiązanie jest bezkierunkowe,
3. Im więcej elektronów uczestniczy w tworzeniu wiązania,

tym jest ono silniejsze,

4. Zazwyczaj niezbyt silne wiązanie, ale są metale o silnym

wiązaniu: np. wolfram;

Właściwości wiązania metalicznego

14

ODDZIAŁYWANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE

• Wiązanie wodorowe,

• Wiązanie siłami van der

Waalsa.

siły wynikające z wędrówki elektronów i ewentualnej

ich

wymiany

między

sąsiadującymi

atomami

(

międzyatomowe

:

jonowe,

kowalencyjne,

metaliczne),

siły, których występowanie nie jest związane z

wymianą elektronów:

Siły działające między atomami zbliżonymi do siebie
na odpowiednie odległości można podzielić w
ogólności na:

Wymienione rodzaje wiązań

różnią się wydatnie

energią

:

― wiązania międzyatomowe (I rzędu) - silniejsze, o

wyższej energii (250-1000 kJ/mol),

― natomiast wiązania międzycząsteczkowe (II rzędu)

- słabsze, a ich energia waha się w granicach 4-40
kJ/mol.

wiązania międzycząsteczkowe

Łączenie się między sobą obojętnych cząsteczek
tłumaczy się występowaniem między nimi

sił

przyciągania i odpychania

, które noszą nazwę

oddziaływań międzycząsteczkowych

.

WIĄZANIE WODOROWE -

PROTONOWE

Jądro wodoru, czyli proton, należący do jednej
cząsteczki może oddziaływać silnie na elektrony
drugiej cząsteczki, przyciągając je do siebie.
Wiązanie jest

kierunkowe i spolaryzowane

.

Przykładem jest fluorowodór w kwasie fluoro-wodorowym
(HF)

2

:

Jądro wodoru łączy się z parą elektronową fluoru tworząc
dwucząsteczkowe połączenie.

Struktura

pierścieni

owa

H

F

F

H

wiązanie wodorowe

wiązanie kowalencyjne

silnie spolaryzowane

9

F – 1s

2

2s

2

2p

5

Atom wodoru połączony wiązaniem kowalencyjnym z
fluorem oddziaływuje dodatkowo z wolną parą elektronową
atomu

fluoru

sąsiedniej

cząsteczki

tworząc

międzycząsteczkowe wiązanie wodorowe.

Wiązanie

wodorowe

w

fluorowodorze

gazowym (HF)

6

:

•• •• •• ••

•• ••

H••F

••

H••F

••

H••F

••

H••F

••

H••F

••

H••F

••

•• •• •• ••

•• ••

• •

-

wiązanie wodorowe

• •

-

wiązanie

kowalencyjne

Struktu
ra
liniowa

16

•Substancje, w których występuje

wiązanie

wodorowe

charakteryzują się wysokimi temp.
wrzenia i topnienia.

•Zmniejszenie

gęstości

przy

zamarzaniu

Ten typ wiązania wpływa, między innymi na wartość
temp. wrzenia, temperatury topnienia oraz
rozpuszczalności:

* O

* H

O

**

*

*

*

*

**

H

H

O

**

*

*

*

*

**

H

H

O

**

*

*

*

*

**

H

H

itd.

O

**

*

*

*

*

**

H

H

Wiązanie wodorowe występuje też między
cząsteczkami

WODY

,

Tworzą się tzw. ASOCJATY składające się z 6-8
cząsteczek wody.

ASOCJACJA - łączenie się cząsteczek

w grupy.

O

O

O

O

O

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

Właściwości wiązania

wodorowego

17



Wiązanie

wodorowe

występuje

w

cząsteczkach związków, w których atom
WODORU połączony jest z atomem
pierwiastka o dużej

elektroujemności

.

 Występuje

między

cząsteczkami

związków chemicznych.

 Jest

dużo

słabsze

od

wiązań

kowalencyjnych i jonowych

(energia

wiązania wodorowego to ok. 1/10
energii wiązania kowalencyjnego).

 Zmienia własności związków.

18

Wiązania wodorowe (mostki wodorowe) powstają również w
związkach organicznych (kwasy organiczne, aminy, alkohole,
fenole,), w których występuje grupa wodorotlenowa -OH.

między cząsteczkami aminy i
wody

kwasy organiczne

aminy

Pomiędzy cząsteczkami
aminy

19

Wiązania wodorowe w

alkoholach

20

W biologicznych
związkach
wielkocząsteczkowych:

Grupa karboksylowa

Grupa
aminowa

Grupa nitrowa

21

Siły van der Waalsa –

termin został

zasugerowany przez holenderskiego fizyka, od
jego nazwiska, i oznacza tworzenie wiązań
między cząsteczkami.

Wiązania van der Waalsa

Są to siły pomiędzy dipolami stałymi albo
indukowanymi.
Stąd wyróżnia się, co najmniej trzy rodzaje
oddziaływań międzycząsteczkowych:

1.dipol trwały -

dipol trwały

2.dipol trwały -

dipol
indukowany

3.dipol

indukowany -
dipol
indukowany

Wiązania van der Waalsa
są słabe

22

1.Oddziaływanie w układzie:

dipol

trwały

-

dipol

trwały

,

tzw.

oddziaływanie dipolowe.

(-

)

(

+)

Ładunki te oddziałują ze sobą tak jak
jony - ale oddziaływanie to jest słabsze,
gdyż w grę wchodzą

cząstkowe ładunki

elektryczne

,

a

także

przyciąganiu

pomiędzy ładunkami różnoimiennymi
towarzyszy też

odpychanie pomiędzy

ładunkami jednoimiennymi

.

Wzajemne przyciąganie się dipoli uwalnia energię nazywaną

energią orientacji

.

Dotyczy ono związków polarnych (dipoli), których
cząsteczki posiadają trwałe momenty dipolowe. Tzn.
w jednych miejscach posiadają nadmiar ładunku
ujemnego, a w innych jego niedomiar.

Polega na wzajemnym przyciąganiu, się różnoimiennych
biegunów sąsiadujących z sobą cząsteczek.

Cząsteczki dipoli ustawiają
się (orientują) w stosunku do
siebie

przeciwnymi

biegunami „+„ i „-”.

23

dipol

indukowan

y

Energię uwolnioną wskutek oddziaływania miedzy dipolem trwałym a
dipolem indukowanym nazywa się

energią indukcji

.

2.Oddziaływanie w układzie:

dipol trwały - dipol

indukowany

.

Oddziaływania tego typu występują między

cząsteczkami

obdarzonymi

trwałym

momentem

dipolowym

wytwarzającym

pole

elektryczne

a

cząsteczkami niepolarnymi

, które łatwo ulegają

polaryzacji pod wpływem takiego pola.
Wewnątrz cząsteczki niepolarnej następuje przesuniecie
się ładunków elektrycznych (polaryzacja) z jednoczesnym
wytworzeniem wzbudzonego (indukowanego) momentu
dipolowego.

Czyli w cząsteczkach, które nie posiadają trwałego
momentu dipolowego, dochodzi do oddziaływań na
siebie podobnie jak w przypadku dwóch trwałych
dipoli, tyle że znacznie słabiej.

Dipol

trwały

Cząsteczka

niepolarna

+
-

+

+
-

+
-

3.Oddziaływanie w układzie:

dipol indukowany - dipol indukowany

Ten rodzaj oddziaływań określa się jako

siły dyspersyjne

(typowe wiązanie van der Waalsa)

.

•Przyjmuje się, że w cząsteczkach bez trwałego momentu

dipolowego

występują

zawsze

fluktuacje

ich

chmur elektronowych

, powodujące powstawanie

chwilowych

momentów dipolowych

.

•Cząsteczka posiadająca chwilowy moment dipolowy może go

wywołać w cząsteczce sąsiadującej, wskutek czego obie
cząsteczki mogą się nawzajem chwilowo przyciągać lub
odpychać.

•Źródłem sił dyspersyjnych jest właśnie wzajemne przyciąganie

się

dipoli

chwilowych

,

nazywanych

także

dipolami

szybkozmiennymi lub fluktuującymi

.

Siły dyspersyjne działają jedynie
wtedy, gdy

cząsteczki znajdują

się bardzo blisko siebie

, tak że

prawie się stykają.

przyciągan
ie
pomiędzy
chwilowym
i dipolami

25

Wiązanie

dipol indukowany - dipol indukowany

jest tym

silniejsze im:

• Więcej jest elektronów w cząsteczce
• Im większa jest cząsteczka

• Kształt cząsteczki

Np. w smarach albo w
tworzywach
sztucznych.

bo cząsteczki
mogą ściślej
przylegać do
siebie

czemu odpowiadają większe fluktuacje
ładunków

cząstkowych

uwarunkowane

oscylowaniem elektronów między różnymi
położeniami

Silniejsze

Słabsze

• Substancje o dużej masie cząsteczkowej mają

wysokie

temperatury

wrzenia,

a

substancje

o

małej

masie

cząsteczkowej - niskie temperatury wrzenia.

• Różnice w temp. wrzenia związków organicznych

różniących się strukturą

. Np. cząsteczka o wzorze C

5

H

12

,

izomer o strukturze liniowej ma wyższą temperaturę wrzenia niż
forma rozgałęziona. Różnicę tłumaczy się oddziaływaniem sił
van der Waalsa, które są większe przy strukturze liniowej,

Własności cząsteczek

, w których występują wiązania

van der

Waalsa:

CH

3

—CH

2

— CH

2

— CH

2

— CH

3

n-pentan

CH

3

—CH

2

— CH— CH

CH

3

izo-pentan