Complexes de coordination et nomenclature

Dans la plupart des composés d’éléments du groupe principal, les électrons de valence des atomes isolés se combinent pour former des liaisons chimiques qui répondent à la règle de l’octet. Par exemple, les quatre électrons de valence du carbone se recouvrent avec les électrons de quatre atomes d’hydrogène pour former CH₄. L’électron de valence quitte le sodium et s’ajoute aux sept électrons de valence du chlore pour former l’unité de formule ionique NaCl (figure 1a). Les métaux de transition ne se lient normalement pas de cette façon. Ils forment principalement des liaisons covalentes de coordination, une forme d’interaction acide-base de Lewis dans laquelle les deux électrons de la liaison sont fournis par un donneur (base de Lewis, par exemple la molécule d’ammoniac) à un accepteur d’électrons (acide de Lewis, par exemple l’ion cobalt) (figure 1b). L’acide de Lewis dans les complexes de coordination, appelé ion métallique central (ou atome), est souvent un métal de transition ou un métal de transition interne. Les donneurs bases de Lewis, appelés ligands, peuvent être une grande variété de produits chimiques – atomes, molécules, ou ions. La seule exigence est qu’ils aient un ou plusieurs doublets d’électrons, qui peuvent être donnés au métal central. Le plus souvent, cela implique un atome donneur (atome d’azote, figure 1b) avec un doublet libre d’électrons qui peut former une liaison par coordinence avec le métal.

Figure 1 (a) Les liaisons covalentes impliquent la mise en commun d’électrons, et les liaisons ionique impliquent le transfert d’électrons associés à chaque atome liant, comme indiqué par les électrons colorés. (b) Cependant, les liaisons covalentes par coordinence impliquent que des électrons d’une base de Lewis soient donnés à un centre métallique. Les doublets libres de six molécules d’ammoniac forment des liaisons avec l’ion cobalt pour former un complexe octaédrique.

La sphère de coordination comprend l’ion métallique central ou l’atome plus ses ligands fixés. Les crochets d’une formule entourent la sphère de coordination ; les espèces en dehors des crochets ne font pas partie de la sphère de coordination. Le nombre de coordination de l’ion métallique central ou de l’atome est le nombre d’atomes donneurs qui lui sont liés. Le nombre de coordination pour l’ion argent dans [Ag(NH₃)₂]⁺ est de deux ; pour l’ion cuivre(II) dans [CuCl₄]²⁻, le nombre de coordination est de quatre ; tandis que pour l’ion cobalt(II) dans [Co(H₂O)₆]²⁺, le nombre de coordination est de six.

Dénomination des complexes

La nomenclature des complexes s’inspire d’un système suggéré par Alfred Werner, un chimiste suisse et lauréat du prix Nobel, dont le travail remarquable il y a plus de 100 ans a posé les bases d’une meilleure compréhension de ces composés. Les cinq règles suivantes sont utilisées pour nommer des complexes :

1. Si un composé de coordination est ionique, nommer d’abord l’anion et ensuite le cation, conformément à la nomenclature habituelle.
2. Nommez d’abord les ligands, puis le métal central. Nommez les ligands par ordre alphabétique. Les ligands négatifs (anions) sont nommés en ajoutant –o au nom du radical du groupe. Pour la plupart des ligands neutres, le nom de la molécule est utilisé. Les quatre exceptions courantes sont aqua (H₂O), ammine (NH₃), carbonyl (CO) et nitrosyl (NO). Par exemple, on nomme [Pt(NH₃)₂Cl₄] diamminetétrachloroplatine(IV).
3. Si plus d’un ligand d’un type donné est présent, le nombre est indiqué par les préfixes di– (pour deux), tri– (pour trois), tétra– (pour quatre), penta– (pour cinq) et hexa– (pour six). Parfois, les préfixes bis– (pour deux), tris– (pour trois) et tétrakis– (pour quatre) sont utilisés lorsque le nom du ligand inclut déjà di-, tri– ou tétra-, ou lorsque le nom du ligand commence par une voyelle. Par exemple, l’ion bis(bipyridyl)osmium(II) utilise le bis- pour indiquer qu’il y a deux ligands attachés à Os, et chaque ligand bipyridyl contient deux groupes pyridine (C₅H₄N).

Lorsque le complexe est soit un cation soit une molécule neutre, le nom de l’atome du métal central est orthographié exactement comme le nom de l’élément et il est suivi d’un chiffre romain entre parenthèses pour indiquer son état d’oxydation.

Lorsque le complexe est un anion, le suffixe –ate est ajouté au radical du nom du métal, suivi de la désignation en nombre romain de son état d’oxydation. Parfois, le nom latin du métal est utilisé quand le nom français est maladroit. Par exemple, le stannate est utilisé à la place d’étainate.

L’état d’oxydation du métal est déterminé en fonction des charges de chaque ligand et de la charge globale du composé de coordination. Par exemple, dans [Cr(H₂O)₄Cl₂]Br, la sphère de coordination (entre crochets) a une charge de 1+ pour équilibrer l’ion bromure. Les ligands eau sont neutres et les ligands chlorures sont anioniques avec une charge de 1− chacun. Pour déterminer l’état d’oxydation du métal, la charge globale est égale à la somme des ligands et du métal : +1 = −2 + x, de sorte que l’état d’oxydation (x) est égal à +3.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Chapitre 19.2 Chimie de coordination des métaux de transition.