Complexe (chimie) - Définition

Introduction

En chimie, plus particulièrement en chimie inorganique, un complexe est un édifice polyatomique constitué d'un ou de plusieurs cation (le plus souvent métallique) entouré de plusieurs ligands qui sont des molécules ou des ions 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 complexes en biologie.

Nomenclature

Noms des ligands

Les noms des ligands anioniques finissent toujours en "o"

Exemples:

• F ⁻: fluoro
• Cl ⁻: chloro
• Br ⁻: bromo
• I ⁻: iodo

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

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

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.

Exemples:

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

Structure géométrique des complexes

Nombre de coordination

La structure d'un complexe dépend de son nombre de coordination, égal au nombre de 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 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 orbitales moléculaires s et p des ligands et les orbitales atomiques d (ou f) de l'ion central. Les orbitales s, p et d du métal peuvent accepter un total de 18 électrons (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)₈]^4-

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

Exemple : Pt[P(CMe₃)₃]₂

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 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 (> 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 carrée
• 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 par 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).