Oj, jak ja nie lubię wiązań koordynacyjnych. Prowadząc uczniów zarówno do Olimpiady jak i matury można dostać rozdwojenia jaźni, bo maturzystom trzeba opowiedzieć o wiązaniach koordynacyjnych, a dla Olimpijczyków one są kompletnie nieistotne i wspominam o nich tylko po to, by wiedział, że coś takiego jest, jeśli napotka się na to w książkach.

1. Reguła oktetu to świętość ?

W liceum reguła oktetu elektronowego^[1] to świętość. Polega ona na tym, że atomy dążą do ośmiu elektronów (wyjątkiem jest wodór, który dąży do dwóch elektronów). Inaczej mówiąc, atomy chciałyby osiągnąć bardzo trwałą konfigurację gazów szlachetnych.

Skąd wiadomo, że akurat taka konfiguracja jest trwała? To bardzo proste – gazy szlachetne (pierwiastki z grupy 18, helowce) są bardzo stabilne, inaczej mówiąc mało reaktywne.

I na maturze bardzo sztywno tej reguły będziemy się trzymać. A mimo to, istnieją doskonale znane Ci związki, w których dzieje się coś dziwne, gdzie na pozór ta reguła oktetu została złamana. Na przykład kwas siarkowy!

Siarka ma przecież sześć elektronów walencyjnych, a zatem do oktetu potrzebuje dwóch elektronów = powinna zrobić dwa wiązania. A w kwasie siarkowym ma ich aż sześć!

Matura nie zezwala na coś takiego i rozwiązuje ten problem poprzez wprowadzenie wiązań koordynacyjnych. Poniżej wersja akceptowalna w szkołach i na maturze :

2. Co to jest wiązanie koordynacyjne ?

W wiązaniu koordynacyjnym chodzi generalnie o to, że dwa elektrony pochodzą od jednego atomu. Inaczej mówiąc, jeden atom oddaje drugiemu dwa elektrony.

Pamiętasz jak mieliśmy wiązania kowalencyjne, kiedy np. łączyły się ze sobą dwa atomy chloru? Tam był taki problem, że każdy atom chloru miał siedem elektronów walencyjnych, czyli każdy potrzebował po jednym elektronie, aby osiągnąć oktet elektronowy. Wpadają zatem na pomysł, że podzielą się swoimi elektronami, dzięki czemu każdy wygra (sytuacja typu win-win) i będzie zadowolony.

Tutaj sytuacja jest trochę inna, bo siarka już ma oktet, jeśli połączy się z dwiema grupami OH i już nie potrzebuje więcej wiązań, ale mamy jeszcze dwa atomy tlenu, które potrzebują elektronów. Siarka zachowuje się zatem tutaj altruistycznie i oddaje (użycza) całą swoją wolną parę atomowi tlenu.

A czemu akurat robimy wiązania koordynacyjne z tymi tlenami po prawej, a nie po lewej? Dlatego, że te po lewej (czyli w grupie ーOH) mają dwa wiązania, jedno do wodoru i jedno do siarki, więc tam nie ma żadnego problemu z ogarnięciem oktetu.

3. Porównanie wiązań chemicznych (tabela)

Wiązanie	Jonowe	Kowalencyjne niespolaryzowane	Kowalencyjne spolaryzowane	Wiązanie koordynacyjne
Na czym polega?	Jeden atom oddaje elektrony drugiemu atomowi.	Atomy dzielą się elektronami po równo (lub prawie) równo.	Atomy dzielą się elektronami, ale jeden z nich znacznie bardziej przyciąga do siebie elektrony.	Jeden atom dzieli się swoimi elektronami z drugim atomem, ale nic od niego nie bierze w zamian

A teraz spójrzmy na to pod delikatnie innym kątem :

Jonowe	Kowalencyjne niespolaryzowane	Kowalencyjne spolaryzowane	Wiązanie koordynacyjne
Jeden atom potrzebuje elektrony, a drugi chętnie się ich pozbędzie, żeby dobić do oktetu elektronowego	Oba atomy potrzebują elektronów (więc nie mogą się ich pozbyć, jak to było w wiązaniu jonowym), więc jedyną możliwością jest podzielenie się elektronami	Dokładnie tak samo jak w kowalencyjnym niespolaryzowanym, tylko teraz podział elektronów jest niesprawiedliwy (jeden atom mocniej przyciąga do siebie elektrony)	Jeden atom dzieli się swoimi elektronami z drugim atomem, ale nic od niego nie bierze w zamian i co ważne, wcale nie potrzebuje tych elektronów, robi to bo jest dobrym człowiekiem atomem.

I jeszcze rysunkowe podsumowanie (wiązanie koordynacyjne to nie taka prosta sprawa!)

Czasem można zadać sobie pytanie, jaka jest różnica pomiędzy wiązaniem jonowym, a kowalencyjnym? Otóż w jonowym wiązaniu jeden atom oddaje elektrony, a w koordynacyjnym to jest bardziej pożyczanie elektronów, atom który jest dawcą (u nas siarka) wciąż korzysta z tych elektronów, bo przecież musi mieć oktet.

4. Czy wiązanie koordynacyjne jest nam w ogóle potrzebne ?

Zobaczmy, że z perspektywy efektu końcowego, wiązanie koordynacyjne jest zwykłym wiązaniem kowalencyjnym! Dlaczego? Dlatego, że ostatecznie pomiędzy dwoma atomami znajdują się dwa elektrony (para elektronowa), na zasadzie dzielenia się tymi elektronami (należą jednocześnie do jednego i drugiego atomu).

Co z tego, że raz wkład jest sprawiedliwy (oba atomy dają po jednym elektronie) czy nie (jeden atom nic nie daje, a drugi daje dwa elektrony) ?

Na koniec jeden z ważniejszych rysunków, który odpowiada na pytanie czym się różni wiązanie kowalencyjne od koordynacyjnego ?

---

^[1] Stabilność wiązania kowalencyjnego (tzn. faktu, że ono nam się po prostu nie rozpadnie) można wyjaśnić poprzez takie ułożenie ładunków (protonów i elektronów) w przestrzeni, w idealnej odległości, która spowoduje maksymalne obniżenie energii potencjalnej.

Standardowo, dążymy do takiego ułożenia cząstek, aby jednoimienne (o takim samym ładunku) elektrony były jak najbardziej od siebie oddalone, jednocześnie będąc jak najbliżej dodatniego jądra. Korzystając z modelu Lewisa nie musimy się przejmować obliczaniem energii związanych z przyciąganiem i odpychaniem pomiędzy elektronami i jądrami sąsiednich atomów.

Te interakcje (oddziaływania) są oczywiście niezwykle istotne i stoją u podstaw samego wiązania chemicznego, jednak model Lewisa kompletnie je ignoruje z bardzo prostego powodu − obliczenia byłyby ekstremalnie skomplikowane.

Zamiast tego, korzystamy z prostej reguły oktetu elektronowego, co jest podejściem czysto praktycznym i które na szczęście dobrze sprawdza się w wielu przypadkach. Nie powinno jednak dziwić, że istnieją sytuacje, które model Lewisa nie jest w stanie poprawnie opisać czy też fakt, że są odstępstwa od reguły oktetu.