Complexe (chimie) 504235 31149852 2008-06-30T09:32:42Z MelancholieBot 49872 Bot: Lien BA pour [[zh:配合物]] {{Voir homonymes|Complexe}} {{ébauche|chimie}} En [[chimie]], plus particulièrement en [[chimie inorganique]] un '''complexe''' est un édifice polyatomique constitué d'un [[cation]] central (le plus souvent métallique) entouré de plusieurs [[ligand (chimie)|ligand]]s qui sont des [[molécule]]s ou des [[ion]]s qui délocalisent une partie de leur densité électronique sur le cation, formant ainsi des liaisons chimiques avec celui-ci. Les subdivisions de la chimie décrivant la formation, la structure et la réactivité de ces complexes sont la [[chimie organométallique]] (si le complexe comporte des liaisons métal-carbone) et la ''chimie de coordination'' (dans le cas contraire). Voir également l'article sur les [[complexe (biologie)|complexes]] en biologie. == Nomenclature == === Noms des Ligands === Les noms des ligands anioniques finissent toujours en "o"<br /> <br /> Exemples: *F<math>^-</math>: fluoro *Cl<math>^-</math>: chloro *Br<math>^-</math>: bromo *I<math>^-</math>: iodo <br /><br /> Les noms des ligands neutres ne sont pas modifiés, sauf pour : *H<sub>2</sub>O: aqua *NH<sub>3</sub>: ammine *CO: carbonyle <br /><br /> Le nombre de ligands est précisé par le préfixe: mono, di, tri, tétra, penta, hexa, etc... === Nom des Complexes formés === 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.<br /><br /> Exemples: *[Ag(CN)<sub>2</sub>]<sup>-</sup>: ion dicyanoargentate (I) *[Fe(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>]<sup>2+</sup> : ion hexaaquafer(II) == Les ligands == {{article détaillé|ligand (chimie)}} == Structure géométrique des complexes == === Nombre de coordination === La structure d'un complexe dépend de son nombre de coordination, égal au nombre de [[liaison σ|liaisons σ]] entre les ligands et l'atome central). Le nombre de coordination d'un ligand est compris entre 2 et 9, mais les complexes comprennent un grand nombre de ligands (supérieur à 6). Les nombres de coordination les plus fréquents sont 4 et 6. Le nombre de liaisons métal-ligand dépend de la taille, de la [[charge électrique|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. La chimie des complexes est dominée par les interactions entre les [[orbitale moléculaire|orbitales moléculaires]] ''s'' et ''p'' des ligands et les [[orbitale atomique|orbitales atomiques]] ''d'' (ou ''f'') de l'ion central. Les orbitales ''s'', ''p'' et ''d'' du métal peuvent accepter un total de 18 [[électron]]s (pour les éléments du bloc ''f'', ce maximum augmente à 32 électrons). Le nombre de coordination maximal dépend donc de la configuration électronique du métal (plus particulièrement du nombre d'orbitales vacantes qui peuvent engendrer une liaison σ ligand-métal). Toutefois, contrairement à la [[règle de l'octet]] en chimie organique, la règle des 18 électrons n'est pas absolue et de nombreux complexes stables ne la respectent pas. 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)<sub>8</sub>]<sup>4-</sup> De petits cations entourés de gros ligands vont avoir des nombres de coordination faibles. Exemple : Pt[P(CMe<sub>3</sub>)<sub>3</sub>]<sub>2</sub> Pour les métaux de transition de la série ''3d'', qui incluent les métaux d'intérêt biologique (et qui sont les plus abondants sur Terre) tels que le [[fer]], le [[manganèse]], le [[zinc]], le [[cuivre]]... le nombre de coordination est habituellement compris entre 4 et 6. De part leur grande taille, les [[lanthanide]]s, les [[actinide]]s et les [[métal de transition|métaux de transition]] des séries ''4d'' et ''5d'' pourront avoir des nombres de coordination grands (> 6). === Différentes géométries possibles === L'arrangement spatial des ligands dépend du nombre de coordination (NC) du complexe. Pour la plupart des structures, on place l'ion métallique au centre d'une sphère où sont placés les différents ligands (on considère alors la distance ion-ligand comme identique). Les recouvrements orbitalaires ligand-métal et les répulsions électrostatiques entre les ligands tendent à former des structures géométriques régulières. Les complexes métalliques respectent la théorie [[VSEPR]] sauf quand des facteurs électroniques fins (qui peuvent être liés à des distorsion dues à l'[[Effet Jahn-Teller]]), ce qui est le cas par exemple pour les complexes de Cu(II) et de Ni(III) qui sont souvent en géométrie octaédrique avec une distorsion tétragonale (2 liaisons dans un axe plus longues ou plus courtes que les 4 autres) ou plan carrée (distorsion tétragonale poussée à l'infini), qui ne sont pas des géométries canoniques prédites par la théorie [[VSEPR]]. L'encombrement stérique dû à la coordination de ligands encombrés peut aussi modifier la géométrie des complexes. :On a regroupé ci-dessous la liste des structures les plus répandues en fonction du nombre de coordination (NC) (ou [[coordinence]]) : * NC = 2 : linéaire, * NC = 3 : trigonale plane, * NC = 4 : tétraédrique ou plan carrée * NC = 5 : bipyramidale à base triangulaire ou pyramidale à base carée * NC = 6 : octaédrique ou prisme trigonale * NC = 7 : bipyramidale à base pentagonale Dans de nombreux cas, la géométrie réelle s'écarte de la structure théorique. Par exemple, le complexe peut comporter des ligands différents (les longueurs des liaisons ion-ligand ne sont plus identiques, et la structure n'est plus celle d'un [[polyèdre régulier]]). La taille des ligands peut modifier la structure du complexe de part une pressions stérique trop importante. Aussi dans le cas de complexes avec des polydentes, la structure des molécules portant les doublets électroniques assurant la coordination au métal peut être incompatible avec les exigences géométriques de la coordination (il en résulte des complexes distordus). <!--Some exceptions and provisions should be noted: *The idealized descriptions of 5-, 7-, 8-, and 9- coordination are often indistinct geometrically from alternative structures with slightly different L-M-L angles. The classic example of this is the difference between square pyramidal and trigonal bipyramidal structures. *Due to special electronic effects such as (second-order) [[Jahn-Teller distortion|Jahn-Teller]] stabilization, certain geometries are stabilized relative to the other possibilities, e.g. for some compounds the trigonal prismatic geometry is stabilized relative to octahedral structures for six-coordination.--> ==[[Isomérie]]== === Isomérie Géométrique === 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''). <center> <gallery> Image:Cis-dichlorotetraamminecobalt(III).png|<center>''cis''-[CoCl<sub>2</sub>(NH<sub>3</sub>)<sub>4</sub>]<sup>+</sup></center> Image:Trans-dichlorotetraamminecobalt(III).png|<center>''trans''-[CoCl<sub>2</sub>(NH<sub>3</sub>)<sub>4</sub>]<sup>+</sup></center> Image:Fac-trichlorotriamminecobalt(III).png|<center>''fac''-[CoCl<sub>3</sub>(NH<sub>3</sub>)<sub>3</sub>]</center> Image:Mer-trichlorotriamminecobalt(III).png|<center>''mer''-[CoCl<sub>3</sub>(NH<sub>3</sub>)<sub>3</sub>]</center> </gallery> </center> === Isomérie Optique === L'[[isomérie optique]] a lieu lorsque l'image d'une molécule dans un miroir n'est pas superposable avec la molécule originale. Des échantillons pur d'isomères optiques font tourner le plan de polarisation de la lumière polarisée. Les composés dans le tableau suivant sont des exemples de paires d'isomères optiques en chimie de coordination. <center> <gallery> Image:Delta-tris(oxalato)ferrate(III)-3D-balls.png|<center>Λ-[Fe(ox)<sub>3</sub>]<sup>3−</sup></center> Image:Lambda-tris(oxalato)ferrate(III)-3D-balls.png|<center>Δ-[Fe(ox)<sub>3</sub>]<sup>3−</sup></center> Image:Delta-cis-dichlorobis(ethylenediamine)cobalt(III).png|<center>Λ-''cis''-[CoCl<sub>2</sub>(en)<sub>2</sub>]<sup>+</sup></center> Image:Lambda-cis-dichlorobis(ethylenediamine)cobalt(III).png|<center>Δ-''cis''-[CoCl<sub>2</sub>(en)<sub>2</sub>]<sup>+</sup></center> </gallery> </center> == Réactions de complexation == D’une façon générale, la formation d’un complexe à partir d’un métal M et de n ligand L s’écrira : M<sup>t+</sup> + nL<sup>u-</sup>⇆ [M(L)n]<sup>t-nu+</sup> À cette réaction est associée une constante d’équilibre K: * <math>K_f</math>: constante de formation qui s'écrit <math>K_f = {[M(L)_n] \over [M][L]^n }</math> * <math>K_d</math>: constante de dissociation qui s'écrit <math>K_d = {1 \over K_f }</math> Ces constantes s'expriment de façon approximative en faisant apparaitre les [[concentration]]s au lieu des [[activité chimique|activité]]s des ions (ou molécules) présents à l'[[équilibre chimique|équilibre]], on n'y fait jamais apparaitre les solides et le solvant(le plus souvent de l'[[eau]]) Au <math>K_d</math>, on associe un <math>pK_d</math> = <math>-log(K_d)</math>.<Br> Plus le <math>pKd</math> est petit moins le complexe est stable. Exemple: Ag<sup>+</sup> + 2NH<sub>3</sub> ⇆ [Ag(NH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>]<sup>+</sup> <math>K_f = {[Ag(NH_3)_2]^+ \over [Ag^+][NH_3]^2 }</math> ==Applications des complexes== Les complexes métalliques ont une importance capitale en chimie et interviennent dans beaucoup de domaines d'avant-garde. ===Les complexes métalliques en [[catalyse]]=== La [[chiralité_(chimie)|configuration]] des ligands autour d'un centre métallique ,la possibilité d'échanger de ligands et la capacité de certains métaux à s'inserer dans des liaisons covalentes (en particulier les liaison multiple) de façon réversible rend les complexe métallique extrêmement utile 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 métallique qui interviennent dans les [[métalloprotéine]]s ([[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]]=== Les complexes en chimie des solutions ont des utilité 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=== *Des complexes de [[platine]] sont utilisés dans le traitement de certains cancers ([[cisplatine]], [[carboplatine]], [[oxaliplatine]]…). [[Image:Cisplatin-3D-vdW.png|right|thumb|Représentation du [[cisplatine]] Pt(NH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>Cl<sub>2</sub>]] *La capacité complexante de l'[[EDTA]] est mise à profit dans le traitement d'intoxication par des métaux, le [[plomb]] en particulier. *Des complexes de [[gadolinium]] sont utilisés comme [[agent de contraste|agents de contraste]] en [[imagerie par résonance magnétique]] (IRM). ===Autres utilisations=== *Le complexe Fe(CO)<sub>5</sub> liquide à température ambiante permet d'obtenir par [[distillation]] du fer très pur. {{portail chimie}} [[Catégorie:Composé chimique]] {{Lien BA|cs}} [[bs:Kompleksni spojevi]] [[ca:Ió complex]] [[cs:Komplexní sloučenina]] [[de:Komplexchemie]] [[en:Complex (chemistry)]] [[es:Complejo metálico]] [[fi:Kompleksi (kemia)]] [[id:Kompleks (kimia)]] [[it:Complesso (chimica)]] [[ja:錯体]] [[mk:Комплекс (хемија)]] [[nl:Coördinatiechemie]] [[pl:Związki kompleksowe]] [[pt:Composto de coordenação]] [[ru:Комплексные соединения]] [[sr:Комплексно једињење]] [[zh:配合物]] {{Lien BA|zh}}