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LES COMPLEXES
Cours du Professeur TANGOUR
Bahoueddine
Description Phénoménologie
* Les complexes sont constitués de cations
métalliques et de ligands.
* Le cation métallique occupe la position centrale du
complexe.
* Les entités chimiques qui entourent le métal sont
les ligands (aussi appelés coordinats), connectés au
centre métallique par une liaison chimique.
* Les ligands peuvent être des ions constitués d'un
seul atome (comme les ions halogénures : Cl-, Br-,I-),
des molécules neutres (comme l'eau H2O ou
l'ammoniac NH3) ou des ions moléculaires
(organiques : comme l'acétate CH3COO- ou minéraux :
comme le phosphate PO43-).
* Le nombre de ligands qui entourent le centre
métallique est le nombre de coordination du
complexe (noté NC, anciennement appelé indice de
coordination ou coordinence).
* Les nombres de coordination les plus courants
sont 2, 4 et 6.
Exemples
Polyèdre de coordination
• Le polyèdre de coordination est le corps décrit par
la position des ligands dans l'espace. Les géométries
les plus courantes des complexes sont :
• L'octaèdre, si le nombre de coordination est 6, par
exemple [Ni(OH2)6]2+.
Le tétraèdre ou le plan carré, si le nombre de
coordination est 4, par exemple [CoCl4]2- est
tétraèdrique, [PtCl4]2- est plan carré.
Linéaire, si le nombre de coordination est 2 (par
exemple [Ag(NH3)2]+).
• La charge du complexe est la somme des charges
des cations et des anions dont il est constitué.
Formule d'un complexe : [MXxLl]z
Dans la formule d'un complexe, on indique l'ion
métallique en premier, suivi des ligands chargés
négativement puis neutres et enfin ceux chargés
positivement.
M:atome central (métal)
X:ligands anioniques
L:ligands non chargés (ou cationiques)
x:nombre de ligands de type X coordonnés au
métal
l:nombre de ligands de type L coordonnés au
métal
z:charge du complexe (si elle n'est pas nulle)
Dénomination
On nomme d'abord les ligands (indépendamment
de leur charge par ordre alphabétique.
On ne tient pas compte du préfixe numérique pour
les classer.
On met une terminaison « O » à la fin de leurs
noms (exceptions : H2O : aqua ; NH3: ammine ).
On met le nom du métal suivi de son nombre
d'oxydation si celui-ci est différent de zéro.
Pour les complexes anioniques, on ajoute la
terminaison "ate" au nom du métal.
Préfixes multiplicatifs
On utilise les préfixes multiplicatifs suivants pour
déterminer le nombre de fois qu'un ligand est présent
dans un complexe:
• 1 : mono
• 2 : di (bis)
• 3 : tri (tris)
• 4 : tétra (tétrakis)
• 5 : penta
• 6 : hexa (hexakis)
•bis, tris,… sont utilisés avec des noms de molécules.
Exemples :
•[CoCl2(NH3)4]Cl
chlorure de tétra amine dichloro cobalt(III)
•Na[PtBrClI(H2O)]
•aqua bromo chloro iodo platinate(II) de sodium
•[CuBr2{O=C(NH2)2}2]
•Dibromo bis(urée) cuivre(II)
Types de ligands
Ligands unidentés ayant une liaison avec le centre métallique
Ligands polydentés ayant plusieurs liaisons avec le centre métallique:
les ligands bidentés (formant deux liaisons avec le centre métallique)
les ligands tridentés (formant trois liaisons avec le centre métallique
les ligands tétradentés (formant quatre liaisons avec le centre métallique)
les ligands pentadentés (formant cinq liaisons avec le centre métallique)
les ligands hexadentés (formant six liaisons avec le centre métallique)
Stabilité des complexes
La formation d’un complexe à partir d’un métal M et de n ligands L
s’écrira :
Mt+ + nLu-⇆ [M(L)n]t-nu+
À cette réaction est associée une constante d'équilibre K0T :
•Kf : constante de formation qui s'écrit :
•Kd : constante de dissociation est telle que:
On peut aussi utiliser pKd = –log Kd.
Plus le pKd est petit moins le complexe est stable.
Exemple : Ag+ + 2NH3 ⇆ [Ag(NH3)2]+
Complexes et pH
Les ligands sont des bases de Lewis mais aussi des bases de Brönsted. Le
proton et le métal se concurrencent pour se lier au ligand:
En augmentant la concentration de protons H+ dans la solution,
l'équilibre est déplacée vers la droite. La stabilité des complexes est
diminuée en solution acide.
Remarque : les ions Cl-, Br- et I- ne peuvent pas être protonés en solution
aqueuse. La stabilité des complexes formés avec ces halogénures ne
dépend pas du pH.
Complexes et Solubilté
On considère un sel MnBm(s) en solution saturée. Si on élimine M+n(aq)
ou B-n(aq) l'équilibre les remplace par dissolution de MnBm(s) jusqu'à ce
que les concentrations imposées par le produit de solubilité soient de
nouveau atteintes . Les cations M+n (aq) peuvent être éliminés surtout
par complexation, les anions B-n (aq) par protonation.
Exemple:
Par l'intermédiaire de la réaction de complexation et la réaction de
protonation, l'équilibre de la réaction est déplacé vers la droite et ainsi,
le carbonate de calcium peut être dissout.