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:

9

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