LES COMPLEXES Cours du Professeur TANGOUR Bahoueddine.

Présentation au sujet: "LES COMPLEXES Cours du Professeur TANGOUR Bahoueddine."— Transcription de la présentation:

1 LES COMPLEXES Cours du Professeur TANGOUR Bahoueddine

2 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.ligands * Les ligands peuvent être des ions constitués d'un seul atome (comme les ions halogénures : Cl -, Br -,I - ), des molécules neutres (comme l'eau H 2 O ou l'ammoniac NH 3 ) ou des ions moléculaires (organiques : comme l'acétate CH 3 COO - ou minéraux : comme le phosphate PO 4 3- ).

3 * 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).nombre de coordination * Les nombres de coordination les plus courants sont 2, 4 et 6. Exemples

4 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(OH 2 ) 6 ] 2+. Le tétraèdre ou le plan carré, si le nombre de coordination est 4, par exemple [CoCl 4 ] 2- est tétraèdrique, [PtCl 4 ] 2- est plan carré. Linéaire, si le nombre de coordination est 2 (par exemple [Ag(NH 3 ) 2 ] + ). La charge du complexe est la somme des charges des cations et des anions dont il est constitué.

5 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)charge du complexe Formule d'un complexe : [MX x L l ] z

6 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 : H 2 O : aqua ; NH 3 : 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 méta l.

7 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.

8 Exemples : [CoCl 2 (NH 3 ) 4 ]Cl chlorure de tétra amine dichloro cobalt(III) Na[PtBrClI(H 2 O)] aqua bromo chloro iodo platinate(II) de sodium [CuBr 2 {O=C(NH 2 ) 2 } 2 ] Dibromo bis(urée) cuivre(II)

9 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)

10 Stabilité des complexes La formation d’un complexe à partir d’un métal M et de n ligands L s’écrira : M t+ + nL u- ⇆ [M(L)n] t-nu+ À cette réaction est associée une constante d'équilibre K 0 T :constante d'équilibre K f : constante de formation qui s'écrit : K d : constante de dissociation est telle que: On peut aussi utiliser pK d = –log K d. Plus le pK d est petit moins le complexe est stable. Exemple : Ag + + 2NH 3 ⇆ [Ag(NH 3 ) 2 ] +

11 Complexes et pH 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. 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 :bases de Lewisbases de Brönsted proton 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.

12 Complexes et Solubilté On considère un sel M n B m(s) en solution saturée. Si on élimine M +n (aq) ou B -n (aq) l'équilibre les remplace par dissolution de M n B m(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.