Formes des ions complexes

Les ions métalliques complexes

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.

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 !

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 comme_H2Oou _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

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.

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 !

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 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 :

1. La charge des ligands dans le complexe.
2. La charge de l'ion central du métal de transition du complexe.