Passer au contenu principal

Géométrie des complexes de coordination

Lorsqu'une liaison covalente est formée entre deux atomes, chacun d'eux fournit la plupart du temps un des deux électrons qui formeront la paire liante. Ce n'est pas toujours le cas. Lorsqu'un des atomes contient une ou plusieurs paires d'électrons dans la couche de valence (comme par exemple pour N, S, O, Cl, ...) ou lorsqu'une molécule ou un ion possède des paires non-liantes (exemples : molécules H2O, NH3, ... ; ions Cl, CN, OH, ...) tandis qu'un autre atome dispose de place disponible pour accueillir des paires d'électrons supplémentaires, les deux électrons de la liaison peuvent être apportés par le premier groupe au second. On utilise parfois dans ce cas le terme de liaison dative pour décrire cette situation. D'une manière plus générale on parlera de liaison covalente coordinative. Lorsque l'atome central est un métal de transition qui est capable de former plusieurs liaisons de ce type, on qualifiera le composé formé de complexe de coordination. Les ions ou molécules neutres fournissant une de leurs paires d'électrons à l'atome de métal central sont appelés des ligands (symbole L).

On représente les formules de ces composés de coordination en mettant le métal central et ses ligands entre crochets ([ ]).

La liaison covalente coordinative est semblable à toute autre liaison covalente et obéit aux mêmes règles en matière de structure spatiale. L'indice de coordination, valence coordinative ou coordinence indique le nombre de ligands fixés à l'atome métallique central. C'est un nombre entier qui fixe la géométrie du complexe formé : il vaut en général 4 (géométrie plan carré ou tétraédrique) ou 6 (géométrie octaédrique). Sauf pour la structure plan carré, la disposition dans l'espace est celle prédite par la théorie de la répulsion des paires électroniques (RPECV). Ces liaisons font intervenir les sous-couches d de l'atome métallique central. Les figures ci-dessous représentent la structure des complexes de l'ion Cu2+ avec l'ammoniac et de l'ion Fe3+ avec l'eau.

Structures de [Cu(NH3)4]2+ Structures de [Fe(H2O)6]3+


Certains ligands possédant plusieurs paires libres sur des sites différents séparés l'un de l'autre dans la molécule peuvent former simultanément plusieurs liaisons coordinatives avec le métal central, l'enfermant comme les pinces d'un crabe. On donne à de tels ligands le nom de chélates (chele = pince). On parle de ligand bidentate si celui-ci possède deux sites de coordination, de ligand tridentate s'il y a trois sites de coordination, de ligand polydentate de manière plus générale. Les exemples de tels ligands appartiennent à la famille des composés organiques. Il s'agit de diamines (ou de polyamines), d'acides dicarboxyliques (ou d'acides polycarboxyliques), ou de composés possédant à la fois ces deux types de fonctions (par exemple l'EDTA et l'EGTA).