Complexe (chimie)

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En chimie, plus particulièrement en chimie inorganique, un complexe est un édifice polyatomique constitué d'un ou de plusieurs identités indépendantes (soient ions ou molécules). Il s'agit souvent d'un cation métallique entouré de plusieurs ligands qui délocalisent une partie de leur densité électronique sur le cation. Il s'agit dans ce cas d'un composé de coordination. L'étude des complexes est très importante pour plusieurs spécialités en chimie notamment les catalyseurs qui sont souvent des complexes, les molécules hautement réactives comme les organométalliques ou les protéines. La spécialité qui étudie les liaisons entre les ligands et les cations est nommé chimie de coordination.

Voir également l'article sur les complexes en biologie.

Chimie des composés de coordination[modifier | modifier le code]

Un composé de coordination est un complexe constitué d'un atome central et de ligands. Les composés de coordination sont très important en chimie minérale, chimie analytique, chimie physique, (voir chélateur et EDTA) mais surtout depuis la découvertes des catalyseurs de coordination dans les années 1960. Notamment le catalyseurs Ziegler-Natta introduisant la polymérisation coordinative[1].

Nomenclature[modifier | modifier le code]

Noms des ligands[modifier | modifier le code]

Les noms des ligands anioniques finissent toujours en "o".

Exemples:

  • X- : halogéno (F : fluoro, Cl : chloro, Br : bromo, I : iodo)
  • S2O32- : thiosulfato
  • CN- : cyano

Les noms des ligands neutres ne sont pas modifiés, sauf pour :

  • H2O: aqua
  • NH3: ammine
  • NO: nitrosyle
  • CO: carbonyle

Le nombre de ligands est précisé par le préfixe: mono, di, tri, tétra, penta, hexa, etc.

Nom des complexes formés[modifier | modifier le code]

On écrit le nombre et la nature des ligands, la nature de l'ion (ou atome) central et entre parenthèses un chiffre romain qui précise le nombre d'oxydation du métal.

Si la charge du complexe est négative, on ajoute la terminaison « ate ». Dans le cas contraire, on note le nom du métal.

Exemples:

  • [Ag(CN)2]-: ion dicyanoargentate(I)
  • [Fe(H2O)6]2+ : ion hexaquafer(II)
  • [Fe(SCN)]2+ : ion thiocyanatofer(III)

Les ligands[modifier | modifier le code]

Article détaillé : ligand (chimie).

Structure géométrique des complexes[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Polyèdre de coordination.

Nombre de coordination[modifier | modifier le code]

La structure d'un complexe de coordination dépend de son nombre de coordination. Il égal au nombre de voisin du métal. Les nombres de coordination les plus fréquents sont 4 et 6(voir polyèdre de coordination). Le nombre de liaisons métal-ligand dépend de la taille, de la charge et de la configuration électronique de l'ion métallique. La plupart des ions peuvent accepter plusieurs nombres de coordination, adoptant alors des géométries différentes. De nos jours, le nombre de coordination d'un atome est compris entre 2 et 12. Ce qui montre bien que cette notion est caduque pour prévoir la structure d'un complexe de coordination[1]. Voir aussi Nombre de coordination effectif.

Pour les métaux de transition de la série 3d, qui incluent les métaux d'intérêt biologique tels que le fer, le manganèse, le zinc, le cuivre etc. le nombre de coordination est habituellement compris entre 4 et 6. De par leur grande taille, les lanthanides, les actinides et les métaux de transition des séries 4d et 5d pourront avoir des nombres de coordination grands. Une autre théorie intermédiaire entre la coordination et la théorie des orbitales moléculaires est la théorie du champ cristallin. Cette théorie est excellente pour faire des prévisions empirique mais manque de base physique.

Différentes géométries communes[modifier | modifier le code]

On a regroupé ci-dessous la liste des structures les plus répandues en fonction du nombre de coordination (NC) (ou coordinence) :
  • NC = 2 : linéaire (Ex : I3-) ou plié (Ex : CuCl2-)
  • NC = 3 : trigonale plane (Ex : HgI3-) ou pyramidale ou en T comme ClF3 ou BrF3. NC = 3 est rare.
  • NC = 4 : tétraédrique (composés Si, Ge, Sn) ou plan carrée (souvent Ni++, Co++ et Cu++) Nota bene : il y a souvent des inter conversion entre les géométries tétraédriques et plan carrées pour ces trois métaux.
  • NC = 5 : bipyramidale à base triangulaire ou pyramidale à base carrée. Ces deux structures subissent aussi des inter-conversion. Exemple : Ni(CN)5 ---.
  • NC = 6 : Géométrie la plus commune. Il s'agit le plus souvent de distorsion d'octaèdre régulier. Forme octaèdrique : déformation selon les axes (groupe de symétrie D4h) Voir aussi effet Jahn-Teller. Forme rhombique : aplatissement de côté opposé (groupe de symétrie D2h). Forme trigonale : déplacement de faces opposé (groupe de symétrie D3h)[2].
  • NC = 7 : bipyramidale à base pentagonale ou ajout d'un sommet sur une face d'un octaèdre.

Dans de nombreux cas, la géométrie réelle s'écarte de la structure théorique. Comme par exemple la théorie des répulsions des paires électroniques de la couche de valence (acronyme anglais VSEPR) et la distorsion Jahn-Teller peuvent expliquer certaine de ces différences.

Les complexe avec les nombres de coordination les plus grands[modifier | modifier le code]

Le champion des nombres de coordination est selon Cotton and Wilkinson dans Advanced Inorganic Chemistry l'ion Barium 2+ (Ba++) qui se coordonne avec 12 atomes d'oxygène dans la structure perovskite. Cet ion forme des complexes de cette géométrie avec BaSiF6, BaGeF6, Ba(NO3)6 etc.[3]

Règle du 18 électrons[modifier | modifier le code]

Avec une meilleur compréhension de la mécanique quantique et de la théorie des orbitales atomiques et moléculaires, une autre méthode est employé pour prédire la structure des complexes de coordinations. Voir aussi théorie de l'orbitale moléculaire.

Selon cette théorie, la géométrie des complexes de coordination est dominée par les interactions entre les orbitales moléculaires s et p des ligands et les orbitales atomiques d (ou f) de l'ion central. Un atome est à son états le plus stable Lorsqu'il a complété sa dernière couche de valence, il possède alors 18 électrons (les orbitales s (2 électrons), p (6 électrons) et d (10 électrons). La géométrie du complexe dépend de la configuration électronique du métal (voir tableau périodique des éléments) et du rayon atomique ou ionique[4].

Le nombre de coordination d'un complexe dépend aussi de la taille des ligands et du cation métallique. De petits ligands autour d'un gros cation vont entraîner un faible encombrement stérique, ce qui conduit à de grands nombres de coordination.

Exemple : [Mo(CN)8]4-

De petits cations entourés de gros ligands vont avoir des nombres de coordination faibles.

Exemple : Pt[P(CMe3)3]2

Isomérie des composés de coordination[modifier | modifier le code]

Isomérie géométrique[modifier | modifier le code]

L'isomérie géométrique a lieu dans les complexes octaédriques et carrés plans mais pas dans les complexes tétraédriques. Quand, dans de tels complexes, des ligands sont dans des positions adjacentes, on utilise le descripteur cis, et quand ils sont dans des positions opposées, le descripteur trans

Quand trois ligands identiques ou les trois fonctions coordonnantes d'un ligand tridente occupent une face d'octaèdre, on parle d'isomère facial (fac), s'ils occupent une arête de l'octèdre, on parle d'isomère méridional (mer).

Isomérie optique[modifier | modifier le code]

L'isomérie optique (énantiomérie) a lieu lorsque l'image d'une molécule dans un miroir n'est pas superposable avec la molécule originale. Des échantillons purs d'isomères optiques font tourner le plan de polarisation de la lumière polarisée. En chimie de coordination, la chiralité des complexes n'est généralement pas due à des centres stéréogènes mais relève de la chiralité axiale. Les composés dans le tableau suivant sont des exemples de paires d'isomères optiques en chimie de coordination.

Réactions de complexation[modifier | modifier le code]

D’une façon générale, la formation d’un complexe à partir d’un métal M et de n ligand L s’écrira :

Mt+ + nLu-⇆ [M(L)n]t-nu+

À cette réaction est associée une constante d’équilibre K:

  • K_f: constante de formation qui s'écrit K_f = {[M(L)_n] \over [M][L]^n }
  • K_d: constante de dissociation qui s'écrit K_d = {1 \over K_f }

Ces constantes s'expriment de façon approximative en faisant apparaitre les concentrations au lieu des activités des ions (ou molécules) présents à l'équilibre, on n'y fait jamais apparaitre les solides et le solvant(le plus souvent de l'eau) Au K_d, on associe un pK_d = -log(K_d).
Plus le pKd est petit moins le complexe est stable.

Exemple: Ag+ + 2NH3 ⇆ [Ag(NH3)2]+ K_f = {[Ag(NH_3)_2]^+ \over [Ag^{+}][NH_3]^2 }

Voir l'article : Constante d'équilibre.

Chimie supramoléculaire[modifier | modifier le code]

Une des applications de pointe de la chimie des complexes est la création d'association de molécules pour accomplir une fonctions. Voir Chimie supramoléculaire ou pour un exemple dans le cas du transport de l'oxygène Article : hémoglobine.

Polymère de coordination[modifier | modifier le code]

Illustration d'un MOF-5 (Zn4O(BDC)3) avec sa cavité représentée par une boule jaune

Les polymères de coordination, réseaux de coordination ou encore «metal-organic framework» (MOF)[5] désignent un assemblage périodique inorganique ou organométallique formé par itération de centres métalliques reliés entre eux par des ligands dans une, deux ou trois dimensions. Le terme réseau de coordination se référant généralement aux structures mono- et bidimensionnelles tandis que MOF est employé pour désigner les assemblées tridimensionnelles.

Si ce n'est pas une condition nécessaire, de nombreux réseaux de coordination sont basés sur les capacités d'interactions des carboxylates avec les métaux.

Applications des complexes[modifier | modifier le code]

Les complexes métalliques ont une importance capitale en chimie et interviennent dans beaucoup de domaines d'avant-garde.

Les complexes métalliques en catalyse[modifier | modifier le code]

La configuration des ligands autour d'un centre métallique, la possibilité d'échanger des ligands et la capacité de certains métaux à s'insérer dans des liaisons covalentes (en particulier les liaisons multiples) de façon réversible rend les complexes métalliques extrêmement utiles en catalyse. En effet, la coordination à un centre métallique abaisse l'énergie d'activation de réaction par formation d'un ou plusieurs complexes intermédiaires et influe sur la sélectivité de la réaction. Dans la nature, il y a aussi des complexes métalliques qui interviennent dans les métalloprotéines (fer dans l'hémoglobine, magnésium dans la chlorophylle, cuivre dans l'hémocyanine...). Ces complexes sont un des objets d'étude de la chimie bioinorganique.

Les complexes en chimie des solutions[modifier | modifier le code]

Les complexes en chimie des solutions ont des utilités multiples :

  • solubiliser un métal contenu dans un minerai (exemple : l'or solubilisé comme un complexe cyanuré) ;
  • caractériser la présence d'une espèce chimique par formation d'un complexe coloré.

En médecine[modifier | modifier le code]

Représentation du cisplatine Pt(NH3)2Cl2

Autres utilisations[modifier | modifier le code]

  • Le complexe Fe(CO)5 liquide à température ambiante permet d'obtenir par distillation du fer très pur.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a et b « Chimie de coordination », sur Encyclopedia Universalis (consulté le 20 aout 2014)
  2. Shriver et Atkins, Chimie Inorganique, Paris, De Boeck Université,‎ 2001, 763 p. (ISBN 2-7445-0110-7), p. 212-218
  3. (en) Cotton F. Albert and Geoffrey Wilkinson, Advanced Inorganic Chemistry, New York, Wiley and Son,‎ 1972, 1145 p. (ISBN 0-471-17560[à vérifier : isbn invalide]), p. 22-31
  4. Cotton F. Albert, Wilkinson Geoffrey, Gauss L. Paul, Basic Inorganic Chemistry, New-York, Wiley and Sons,‎ 1995, 838 p. (ISBN 0-471-50532-3)
  5. C. Janiak, Dalton Trans., 2003, 2781–2804

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Articles connexes[modifier | modifier le code]