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Ça te semble compliqué ? Ne t'inquiète pas, les ions complexes ne te sembleront plus compliqués une fois que tu auras lu ceci !
- Nous allons apprendre comment les liaisons de coordination déterminent la forme des ions complexes.
- Nous explorerons les différents types de ligands dans les ions complexes, et nous examinerons les quatre formes que peuvent prendre les complexes de métaux de transition.
- Nous découvrirons également comment les ions complexes octaédriques et plans carrés présentent une stéréoisomérie.
- Enfin, nous apprendrons à dessiner les structures des ions complexes.
Les ions métalliques complexes
Un ion métallique complexe est un ion métallique central entouré de ligands. Les ligands sont des espèces qui peuvent donner une ou plusieurs paires d'électrons solitaires.
Cela signifie que les ligands donnent une paire d'électrons non liants. Les ligands peuvent être très simples, comme la molécule d'eau, ou beaucoup plus complexes, comme l'éthylènediamine (en) ou l'ion éthanedioate (ox).
Fig. 1 - Ligands simples et complexes
Les complexes sont constitués d'un métal de transition ou de son ion lié de façon coordonnée à des ligands. Examinons de plus près ce que nous entendons par liaison coordonnée.
Liaison dans les complexes de métaux de transition
Les ions des métaux de transition ont un sous-niveau 3d partiellement rempli. Les ligands forment des liaisons de coordination lorsqu'une orbitale qui contient une paire d'électrons solitaire se superpose à une orbitale vacante sur l'ion métallique. En d'autres termes, le métal agit comme un acide de Lewis en acceptant une paire d'électrons, et le ligand agit comme une base de Lewis en donnant une paire d'électrons.
Les liaisons coordonnées sont également appelées liaisons covalentes datives.
Par exemple, l'aluminium a la configuration électronique suivante 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.
Fig. 2 - Configuration électronique de l'aluminium
Lorsqu'il forme un ion Al3+, sa structure électronique est maintenant 1s2 2s2 2p6, laissant toutes les orbitales du 3e niveau vides. Al3+ peut maintenant accepter des paires d'électrons solitaires d'une molécule ou d'un ion pour le stabiliser. Dans l'exemple ci-dessous, Al3+ accepte six paires solitaires de six molécules d'eau.
Fig. 3 - Hexaquaaluminium
La formule de ce complexe est [ Al (H2O)6 ]3+. Six ligands d'eau donnent chacun à l'ion aluminium une paire d'électrons solitaires. On dit donc que le complexe [Al (H2O)6 ]3+ a un nombre de coordination de 6.
Lenombre de coordination nous indique le nombre de liaisons coordonnées dans un ion complexe. Les numéros de coordination déterminent également la forme des ions complexes. Continue à lire pour en savoir plus !
Avant d'examiner la forme des ions complexes, discutons brièvement des différents types de ligands. Nous classons les ligands en fonction du nombre de liaisons coordonnées qu'ils peuvent former.
Lesligands non identifiés donnent une paire d'électrons solitaires.
L'eau, les ions chlorure et les molécules d'ammoniac sont des exemples de ligands non identifiés.
Fig. 4 - Complexe d'ions avec des ligands non identifiés
Remarque que les ligands neutres forment des ions complexes positifs tandis que les ligands négatifs forment des complexes négatifs. Tu peux aussi remarquer que l'état d'oxydation de l'ion détermine la charge globale du complexe.
Lesligands bidentés forment deux liaisons coordonnées, ce qui signifie qu'ils donnent deux paires d'électrons solitaires.
Les deux molécules ci-dessous, le 1,2-diaminoéthane (ou "en" en abrégé) et l'ion éthanedioate sont des ligands bidentates.
Fig. 5 - Ligands bidentés
Ces ligands forment des complexes appelés chélates, ce qui signifie "en forme de crabe". Tu as remarqué que les ligands ont la forme d'un crabe ? Nous appelons ces types de ligands des agents chélateurs.
Lesligands multidentés (également appelés polydentés) peuvent donner trois paires d'électrons solitaires ou plus !
L'ion EDTA4- est un ligand multidenté qui peut former six liaisons avec un ion métallique.
Fig. 6 - Ligand multidenté
Tu peux voir d'après sa forme que l'EDTA4- est aussi un agent chélateur. Il forme un complexe en entourant l'ion métallique. Cela lui confère de nombreuses applications utiles ! Par exemple, il peut être utilisé pour soigner les intoxications aux métaux. De nombreux produits de nettoyage contiennent de l'EDTA pour aider à éliminer les ions de calcium de l'eau dure.
Voyons maintenant comment ces ligands influencent la forme des complexes métalliques.
Formes complexes courantes des ions métalliques
Dans l'ensemble, il existe quatre formes complexes d'ions de métaux de transition :
- Linéaire
- Plan carré
- Tétraédrique
- octaédrique
Les deux plus courantes sont le tétraédrique et l'octaédrique.
Complexes tétraédriques
Les complexes tétraédriques ont quatre liaisons coordonnées avec des angles de liaison de 109,5º. Les grands ligands comme le Cl- forment des complexes tétraédriques.
Deux exemples de complexes tétraédriques sont le chlorure de cuivre [CuCl4]2- et le chlorure de cobalt [CoCl4]2-, illustrés ci-dessous.
Fig. 7 - Complexes tétraédriques
Remarque que quatre ions Cl- forment une liaison avec l'ion métallique central. Le Cu (II) et le Co (II) ont tous deux une charge de 2+. Chaque ion Cl porte une charge de 1, ce qui donne une charge globale de 2 sur les deux ions complexes.
(4 X Cl- = 4- ; 4- + 2+ = 2- charge globale)
Les ions complexes octaédriques
Les complexes octaédriques se forment lorsqu'il y a six liaisons coordonnées autour du métal central. Ils ont un angle de liaison de 90º.
Lespetits ligands commeH2Oou NH3 forment des complexes octaédriques. Un petit ligand comme l'eau ou l'ammoniac laisse de la place pour que d'autres ligands puissent s'insérer autour de l'ion complexe. En revanche, les grands ligands comme le chlore ne laissent de la place que pour quatre ligands.
Il existe de nombreuses façons de former ces six liaisons coordonnées. Tu en as peut-être déjà imaginé quelques-unes ! Jetons un coup d'œil aux possibilités qui s'offrent à nous.
- Six petits ligands monodentés - chaque ligand forme une liaison de coordination avec le métal central.H2Oet NH3 sont des exemples de ligands qui forment une seule liaison de coordination.
Fig. 8 - Ions complexes octaédriques
- Trois ligands bidentés - chaque ligand forme deux liaisons coordonnées avec le métal central. L'ion oxalate (éthanedioate) (ox) ou l'éthylènediamine (en) sont des exemples respectivement d'un ion et d'une molécule qui peuvent donner deux paires d'électrons solitaires et former deux liaisons coordonnées.
- Un ligand multidenté - un ion/molécule peut former trois liaisons coordonnées ou plus avec l'ion métallique. EDTA4- est l'exemple le plus courant de ligand multidenté.
En plus des deux formes que nous avons examinées, des complexes de forme linéaire et carrée peuvent également se former. Examinons-les maintenant.
Les ions complexes linéaires
Les ions complexes linéaires se forment lorsqu'il y a deux liaisons coordonnées. Ils ont un angle de liaison de 180°.
Un exemple courant d'ion complexe linéaire est le diamminesilver(I) [Ag(NH₃)₂]⁺, qui est utilisé dans le réactif de Tollens.
Fig. 9 - Ion complexe linéaire
Lis ce qui concerne le réactif de Tollens dans État d'oxydation variable des éléments de transition.
Complexes planaires carrés
Les complexes planaires carrés ont eux aussi quatre liaisons de coordonnées ! Contrairement aux complexes tétraédriques, ils ont un angle de liaison de 90º.
Un des premiers médicaments utilisés dans le traitement du cancer, le cis-platine, forme un complexe planaire carré. Il a pour ion central l'ion platine, Pt2+, et pour ligands deux molécules d'ammoniac et deux ions chlorure.
Fig. 10 - Cis-platine
Tu as peut-être deviné d'après le nom que la cis-platine est un isomère géométrique. Les complexes planaires carrés et tétraédriques sont particuliers car ils peuvent présenter une stéréoisomérie. Nous allons maintenant explorer ce que cela signifie.
Isomérie dans les complexes de métaux de transition
Occasionnellement, on observe des stéréoisomères dans les complexes octaédriques et plans carrés. Les stéréoisomères sont des molécules ayant le même ordre d'atomes, mais des arrangements spatiaux différents. Il existe deux types de stéréoisomérie : l'isomérie géométrique E-Z et l'isomérie optique. Examinons comment ils se manifestent dans les complexes métalliques.
Tu trouveras plus d'informations à ce sujet dans Isomérie.
L'isomérie dans les complexes de métaux de transition : Isomérie géométrique
Les complexes plans carrés peuvent présenter une isomérie géométrique cis-trans (également appelée isomérie E/Z). Ces complexes ont leurs ligands prioritaires soit adjacents l'un à l'autre, soit en face l'un de l'autre. Par exemple, le cis-platine et le trans-platine sont des isomères géométriques.
Fig. 11 - Cis et trans platine
Remarque que les ligands de chlore et d'ammoniaque de la cis-platine sont placés l'un à côté de l'autre. En revanche, les ligands du chlore et de l'ammoniac de la trans-platine sont opposés l'un à l'autre.
L'isomère dont les ligands de haute priorité sont adjacents est l'isomère cis, dans ce cas, la cis-platine. L'isomère dont les ligands prioritaires sont en face les uns des autres est l'isomère trans.
Nous pouvons également observer l'isomérie géométrique dans les ions complexes octaédriques avec des ligands monodentés. Deux des ligands doivent être différents des quatre autres. Par exemple, les ions cis et trans-tétraamminedichlorocobalt(III) présentés ci-dessous sont des isomères géométriques octaédriques.
Fig. 12 - Ion cis et trans-tétraamminedichlorocobalt(III)
Tu remarqueras que les deux ions chlore sont adjacents l'un à l'autre dans l'isomère cis, alors qu'ils sont opposés l'un à l'autre dans l'isomère trans.
Isomérie dans les complexes de métaux de transition : Isomérie optique
Les isomères optiques sont des images miroir non superposables les unes des autres. Ils ne présentent aucun plan de symétrie. Nous pouvons observer ce type de stéréoisomérie dans les complexes octaédriques avec des ligands bidentés. Rappelle-toi que bidentate signifie qu'ils donnent deux paires d'électrons solitaires.
L'éthylènediamine (ou "en" en abrégé) est un ion complexe octaédrique qui présente une isomérie optique. Tu ne seras peut-être pas capable de le reconnaître en regardant les formules structurelles ci-dessous, c'est pourquoi il peut être utile de faire des modèles physiques !
L'éthylènediamine est également appelée 1,2-diaminoéthane.
Fig. 13 - Ion Cis et trans-tétraamminedichlorocobalt(III)
Avec un peu d'imagination, tu peux voir que les deux molécules sont des images miroir l'une de l'autre. Mais tu ne peux pas les superposer, quelle que soit la façon dont tu les tournes.
Avant de conclure, voyons comment tu pourrais dessiner la structure d'un ion complexe.
Comment dessiner les ions complexes
Nous utilisons des dessins en coin pour représenter des molécules en 3D. Voici comment ils fonctionnent :
- Une ligne droite pleine représente une liaison sur le même plan que la page.
- Un coin plein représente les liaisons qui dépassent devant la page.
- Un coin en pointillé représente les liaisons qui se trouvent derrière le plan de la page.
Jette un coup d'œil aux exemples ci-dessous. Lorsque tu connais les règles du dessin en coin, tu peux dessiner n'importe quelle molécule complexe, du moment que tu connais sa forme !
Fig. 14 - Comment dessiner des formes complexes d'ions
Comment peut-on déduire la polarité globale des complexes qui présentent une isomérie ?
Tu peux remarquer que les ligands se trouvent entre deux crochets, et tu peux aussi remarquer que parfois, en dehors des crochets, il y a une charge. Il est important de se rappeler que seuls certains complexes peuvent avoir une charge globale et que celle-ci peut être calculée à l'aide de deux éléments :
- La charge des ligands dans le complexe.
- La charge de l'ion central du métal de transition du complexe.
En regardant un complexe que nous avons abordé précédemment.
Fig. 15 - Complexe d'ions tétraédriques
Nous pouvons constater que ces deux complexes ont une charge de 2 moins. Nous allons étudier comment nous sommes parvenus à cette charge globale finale.
Pour [CuCl4]2-, nous pouvons d'abord identifier que les ligands sont des Cl-. Comme il y a 4 x Cl-, cela signifie qu'ensemble, les ligands ont une charge de 4.
Pour l'ion central du métal de transition, nous pouvons maintenant déterminer qu'il a une charge de 2+. En effet, pour passer de la charge 4 des ligands à la charge globale 2, il faut que l'ion de transition soit 2+.
Donc, globalement : les 4 x ligands Cl- donnent une charge de 4 qui, ajoutée à la charge de Cu2+, donne au complexe global la charge de 2.
Nous pouvons alors explorer [CoCl4]2-. Cet exemple est similaire au précédent : les 4 ligands Cl- donnent une charge de 4 et le Co a une charge de 2+, ce qui donne la charge globale de l'ion complexe 2-.
Formes des ions complexes - Principaux enseignements
- Les ions complexes ont un ion métallique en leur centre, entouré de plusieurs ligands ou molécules.
- Les molécules ou les ions qui entourent le métal central sont appelés ligands.
- Un ion complexe peut prendre quatre formes, mais les deux plus courantes sont l'octaédrique et le tétraédrique.
- Un complexe tétraédrique se forme lorsqu'il y a quatre liaisons de coordination.
- Un complexe octaédrique est formé lorsqu'il y a six liaisons coordonnées autour du métal central.
- Les ions complexes peuvent présenter deux formes d'isomérie : géométrique et optique.
- On parle d'isomérie géométrique lorsqu'un ion complexe peut se réarranger de deux façons différentes (cis et trans) autour du métal de transition central.
- Pour qu'un ion complexe présente une isomérie optique, il doit avoir des images miroir non superposables.
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