Voir la source de Complexe (chimie)

{{Voir homonymes|Complexe}}
En [[chimie]], plus particulièrement en [[chimie inorganique]], un '''complexe''' est un édifice polyatomique constitué d'une ou de plusieurs entités indépendantes ([[ion]]s ou [[molécule]]s), en interaction. L'étude des complexes trouve plusieurs applications en [[catalyse]], en [[chimie organométallique]] et en [[chimie bioinorganique]]. Un complexe est souvent constitué d'un [[cation]] métallique entouré de plusieurs [[ligand (chimie)|ligands]] anioniques ou neutres qui délocalisent une partie de leur [[densité électronique]]. Ces complexes sont nommés « '''composés de coordination''' » et la '''chimie de coordination''' est la science qui les étudie.<!-- Dans cette article, composés de coordination et complexes sont utilisés sans distinctions. -->

Voir également l'article sur les [[complexe (biologie)|complexes en biologie]].

== Chimie des composés de coordination ==
{{Article détaillé|Complexe de coordination}}
Les '''complexes de coordination''' ou '''composés de coordination''' sont un des sujets d'étude de la [[chimie inorganique]] contemporaine, ils possèdent des applications allant des [[science des matériaux|matériaux]] à la [[chimie médicinale]] en passant par la [[chimie analytique]]. Leurs [[chimie physique|propriétés physiques]] ([[spectroscopie]], [[magnétisme]]) et chimiques particulières (échanges de ligands, [[oxydoréduction]], réactions impliquant des ligands...) sont aujourd'hui bien comprises grâce à la [[chimie physique]]. Les composés de coordination sont souvent utilisés comme catalyseurs en [[chimie organique]] fine ainsi qu'en synthèse de polymères : voir, par exemple, le catalyseur de [[Henri Ziegler|Ziegler]] et [[Giulio Natta|Natta]] introduisant la [[polymérisation coordinative]]<ref name=":0">{{Lien web|langue = fr|prénom=René |nom=Poilblanc |titre = Coordination (chimie) - Chimie de coordination|url = http://www.universalis.fr/encyclopedie/coordination-chimie-chimie-de-coordination |site = [[Encyclopædia Universalis]] |consulté le = 6 janvier 2016}}.</ref>.

=== Nomenclature ===
==== Noms des ligands ====
Les noms des ligands anioniques finissent toujours en « o ».

Exemples :
* X{{exp|−}} : halogéno (F : fluoro, Cl : chloro, Br : bromo, I : iodo) ;
* S{{ind|2}}O{{ind|3}}{{exp|2−}} : thiosulfato ;
* CN{{exp|−}} : cyano.

Les noms des ligands neutres ne sont pas modifiés, sauf pour :
* H{{ind|2}}O : aqua ;
* NH{{ind|3}} : ammine (avec deux « m ») ;
* NO : nitrosyle ;
* CO : carbonyle.

Le nombre de ligands est précisé par le préfixe : mono, di, tri, tétra, penta, hexa, etc.

==== Nom des complexes formés ====
On écrit le nombre et la nature des ligands, la nature de l'ion (ou atome) central et entre parenthèses un chiffre romain qui précise le [[nombre d'oxydation]] du métal.

Si la charge du complexe est négative, on ajoute la terminaison « ate ». Dans le cas contraire, on note le nom du métal.

Exemples : 
* [Ag(CN){{ind|2}}]<sup>−</sup> : ion dicyanoargentate(I) ;
* [Fe(H{{ind|2}}O){{ind|6}}]<sup>2+</sup> : ion hexaaquafer(II) ;
* [Fe(SCN)]<sup>2+</sup> : ion thiocyanatofer(III).

=== Ligands ===
{{article détaillé|Ligand (chimie)}}

=== Structure géométrique des complexes ===
{{article détaillé|Polyèdre de coordination}}
Différentes théories réussissent à prévoir la structure moléculaire des composés de coordination et leurs réactivités avec plus ou moins de précision. La meilleure théorie permettant de décrire la structure moléculaire avec des [[Théorie de la liaison de valence|liaisons localisées]] est la [[théorie VSEPR]] (''Valence Shell Electron Pair Repulsion)''.

==== Nombre de coordination ====
La structure d'un complexe de coordination dépend de son [[Coordinence|nombre de coordination]] (voir [[Théorie de la liaison de valence|théorie de la liaison localisée]]). Les nombres de coordination les plus fréquents pour les éléments de transitions sont 4 et 6 (voir [[Polyèdre de coordination]]). Le nombre de liaisons métal-ligand dépend de la taille, de la [[charge électrique|charge]] et de la [[configuration électronique]] de l'ion métallique et des ligands. La plupart des ions peuvent accepter plusieurs nombres de coordination, adoptant alors des géométries différentes. De nos jours, le nombre de coordination d'un atome est compris entre 2 et 12. Ce qui montre bien que cette notion est caduque pour prévoir la structure d'un complexe de coordination<ref name=":0" />. Voir aussi [[Nombre de coordination effectif]].

Pour les métaux de transition de la série 3d, qui incluent les métaux d'intérêt biologique tels que le [[fer]], le [[manganèse]], le [[zinc]], le [[cuivre]], etc. le nombre de coordination est habituellement compris entre 4 et 6. De par leur grande taille, les [[lanthanide]]s, les [[actinide]]s et les [[métal de transition|métaux de transition]] des séries 4d et 5d pourront avoir des nombres de coordination grands. Une autre théorie intermédiaire entre la coordination et la [[Orbitale moléculaire|théorie des orbitales moléculaires]] est la [[théorie du champ cristallin]]. Cette théorie est excellente pour faire des prévisions empirique mais manque de base physique.

==== Différentes géométries communes ====
:On a regroupé ci-dessous la liste des structures les plus répandues en fonction du nombre de coordination (NC) (ou [[coordinence]]) :
* NC = 2 : '''linéaire '''({{Ex}} I{{ind|3}}{{exp|−}}) ou '''plié '''({{Ex}} CuCl{{ind|2}}{{exp|−}}).
* NC = 3 : '''trigonale plane''' ({{Ex}} HgI{{ind|3}}{{exp|−}} ) ou '''pyramidale''' ou '''en T''' comme ClF{{ind|3}} ou BrF{{ind|3}}. NC = 3 est rare.
* NC = 4 : '''tétraédrique '''(composés [[Silicium|Si]], [[Germanium|Ge]], [[Étain|Sn]]) ou '''plan carrée''' (souvent Ni{{exp|2+}}, Co{{exp|2+}} et Cu{{exp|2+}}). Note : il y a souvent des interconversions entre les géométries tétraédriques et plan carrées pour ces trois métaux.
* NC = 5 : '''bipyramidale à base triangulaire''' ou '''pyramidale à base carrée'''. Ces deux structures subissent aussi des interconversions. Exemple : Ni(CN){{ind|5}}{{exp|3−}}.
* NC = 6 : Géométrie la plus commune. Il s'agit le plus souvent de distorsion d'[[octaèdre régulier]]. '''Forme octaèdrique''' : déformation selon les axes ([[groupe de symétrie]] D4h). Voir aussi [[Effet Jahn-Teller]]. '''Forme rhombique''' : aplatissement de côté opposé (groupe de symétrie D2h). '''Forme trigonale''' : déplacement de faces opposées (groupe de symétrie D3h)<ref>{{Ouvrage |langue=fr |langue originale=en |auteurs=Shriver et Atkins |titre=Chimie Inorganique |éditeur=De Boeck Université |lieu=Paris |année=2001 |pages totales=763 |passage=212-218 |isbn=2-7445-0110-7}}</ref>.
* NC = 7 : '''bipyramidale à base pentagonale''' ou '''ajout d'un sommet sur une face d'un octaèdre'''.

Dans de nombreux cas, la géométrie réelle s'écarte de la structure théorique, comme la [[théorie VSEPR]] (théorie de la répulsion des paires électroniques de la couche de valence) et la [[effet Jahn-Teller|distorsion Jahn-Teller]] qui peuvent expliquer certaines de ces différences.

===== Complexes avec les nombres de coordination les plus grands =====
Le champion des nombres de coordination est, selon Cotton et Wilkinson, l'ion [[baryum]] 2+ (Ba{{exp|2+}}) qui se coordonne avec douze atomes d'[[oxygène]] dans la structure [[Pérovskite (structure)|pérovskite]]. Cet ion forme des complexes de cette géométrie avec BaSiF{{ind|6}}, BaGeF{{ind|6}}, Ba(NO{{ind|3}}){{ind|6}}, etc.<ref>{{Ouvrage|langue=en|auteur1=F. Albert Cotton|auteur2=Geoffrey Wilkinson|titre=Advanced Inorganic Chemistry|éditeur=John Wiley & Sons|lieu=New York|année=1972|pages totales=1145|passage=22-31|isbn=0-471-17560-9}}</ref>.

==== Règle des 18 électrons ====
{{Article détaillé|Règle des 18 électrons}}
Avec une meilleure compréhension de la [[mécanique quantique]] et de la théorie des [[orbitale atomique|orbitales atomiques]] et [[Orbitale moléculaire|moléculaires]], une autre méthode est employée pour prédire la structure des complexes de coordination. Voir aussi [[Théorie de l'orbitale moléculaire]].

Selon cette théorie, la géométrie des complexes de coordination est dominée par les interactions entre les [[orbitale moléculaire|orbitales moléculaires]] ''s'' et ''p'' des ligands et les [[orbitale atomique|orbitales atomiques]] ''d'' (ou ''f'') de l'ion central. Un atome est à son état le plus stable lorsqu'il a complété sa dernière [[couche de valence]], il possède alors 18 [[électron]]s (les orbitales ''s (2 électrons)'', ''p (6 électrons)'' et ''d (10 électrons''). La géométrie du complexe dépend de la configuration électronique du métal (voir [[Tableau périodique des éléments]]) et du [[rayon atomique]] ou [[rayon ionique|ionique]]<ref>{{Ouvrage|langue=en|auteur1=Cotton F. Albert, Wilkinson Geoffrey, Gauss L. Paul|lien auteur1=Frank Albert Cotton|titre=Basic Inorganic Chemistry|éditeur=John Wiley & Sons|lieu=New York|année=1995|pages totales=838|isbn=0-471-50532-3}}</ref>.

Le nombre de coordination d'un complexe dépend aussi de la taille des ligands et du cation métallique. De petits ligands autour d'un gros cation vont entraîner un faible [[encombrement stérique]], ce qui conduit à de grands nombres de coordination.

Exemple : [Mo(CN){{ind|8}}]<sup>4−</sup>

De petits cations entourés de gros ligands vont avoir des nombres de coordination faibles.

Exemple : Pt[P(CMe{{ind|3}}){{ind|3}}]{{ind|2}}

=== Isomérie des composés de coordination ===
==== Isomérie géométrique ====
L'[[isomérie]] géométrique a lieu dans les [[Géométrie moléculaire octaédrique|complexes octaédriques]] et carrés plans mais pas dans les complexes tétraédriques. Quand, dans de tels complexes, des ligands sont dans des positions adjacentes, on utilise le descripteur ''cis'', et quand ils sont dans des positions opposées, le descripteur ''trans''

Quand trois ligands identiques ou les trois fonctions coordonnantes d'un ligand tridente occupent une face d'octaèdre, on parle d'isomère facial (''fac''), s'ils occupent une arête de l'octèdre, on parle d'isomère méridional (''mer'').

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Fichier:Cis-dichlorotetraamminecobalt(III).png|{{Centrer|''cis''-[CoCl{{ind|2}}(NH{{ind|3}}){{ind|4}}]<sup>+</sup>}}
Fichier:Trans-dichlorotetraamminecobalt(III).png|{{Centrer|''trans''-[CoCl{{ind|2}}(NH{{ind|3}}){{ind|4}}]<sup>+</sup>}}
Fichier:Fac-trichlorotriamminecobalt(III).png|{{Centrer|''fac''-[CoCl{{ind|3}}(NH{{ind|3}}){{ind|3}}]}}
Fichier:Mer-trichlorotriamminecobalt(III).png|{{Centrer|''mer''-[CoCl{{ind|3}}(NH{{ind|3}}){{ind|3}}]}}
</gallery>

==== Isomérie optique ====
L'isomérie optique ([[énantiomérie]]) a lieu lorsque l'image d'une molécule dans un miroir n'est pas superposable avec la molécule originale. Des échantillons purs d'isomères optiques font tourner le plan de polarisation de la lumière polarisée. En chimie de coordination, la [[chiralité (chimie)|chiralité]] des complexes n'est généralement pas due à des [[centre stéréogène|centres stéréogènes]] mais relève de la [[chiralité axiale]]. Les composés dans le tableau suivant sont des exemples de paires d'isomères optiques en chimie de coordination.

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Fichier:Delta-tris(oxalato)ferrate(III)-3D-balls.png|{{Centrer|Λ-[Fe(ox){{ind|3}}]<sup>3−</sup>}}
Fichier:Lambda-tris(oxalato)ferrate(III)-3D-balls.png|{{Centrer|Δ-[Fe(ox){{ind|3}}]<sup>3−</sup>}}
Fichier:Delta-cis-dichlorobis(ethylenediamine)cobalt(III).png|{{Centrer|Λ-''cis''-[CoCl{{ind|2}}(en){{ind|2}}]<sup>+</sup>}}
Fichier:Lambda-cis-dichlorobis(ethylenediamine)cobalt(III).png|{{Centrer|Δ-''cis''-[CoCl{{ind|2}}(en){{ind|2}}]<sup>+</sup>}}
</gallery>

=== Réactions de complexation ===
D’une façon générale, la formation d’un complexe à partir d’un métal M et de ''n'' ligands L s’écrira :

M<sup>t+</sup> + ''n''L<sup>u-</sup>⇆ [M(L)''n'']<sup>t-''n''u+</sup>
 
À cette réaction est associée une [[constante d'équilibre]] K :
* K{{ind|f}} : constante de formation qui s'écrit <math>\mathrm K_\mathrm f = {[\mathrm  M(\mathrm  L)_n] \over [\mathrm  M][\mathrm  L]^n}</math> ;
* K{{ind|d}} : [[constante de dissociation]] qui s'écrit <math>\rm K_d = {1 \over K_f }</math>.
Ces constantes s'expriment de façon approximative en faisant apparaitre les [[Concentration molaire|concentration]]s au lieu des [[activité chimique|activités]] des ions (ou molécules) présents à l'[[équilibre chimique|équilibre]], on n'y fait jamais apparaitre les solides et le [[solvant]] (le plus souvent de l'[[eau]]).
Au K{{ind|d}}, on associe un {{nobr|pK{{ind|d}} {{=}} –log K{{ind|d}}}}.<br />
Plus le pK{{ind|d}} est petit moins le complexe est stable.

Exemple : Ag<sup>+</sup> + 2NH{{ind|3}} ⇆ [Ag(NH{{ind|3}}){{ind|2}}]<sup>+</sup> &nbsp;&nbsp;&nbsp;<math>\rm K_f = {[[Ag(NH_3)_2]^+] \over [Ag^{+}][NH_3]^2 }</math>

Voir [[Constante d'équilibre]].

== Chimie supramoléculaire ==
Une des applications de pointe de la chimie des complexes est la création d'association de molécules pour accomplir une fonction. Voir [[Chimie supramoléculaire]] et un exemple dans le cas du transport de l'oxygène (voir [[Hémoglobine]]).

== Polymère de coordination ==
[[Fichier:IRMOF-1 wiki.png|thumb|200px|Illustration d'un MOF-5 (Zn{{ind|4}}O(BDC){{ind|3}}) avec sa cavité représentée par une boule jaune<ref>BDC{{exp|2−}} = 1,4-benzènedicarboxylate.</ref>]]
Les '''polymères de coordination''', '''réseaux de coordination''' ou encore « '''''{{Lang|en|texte=metal-organic framework}}''''' » (MOF)<ref>C. Janiak, ''Dalton Trans.'', 2003, 2781–2804</ref> désignent un [[Phénomène périodique|assemblage périodique]] inorganique ou organométallique formé par [[itération]] de centres métalliques reliés entre eux par des [[Ligand (chimie)|ligands]] dans une, deux ou trois dimensions. Le terme ''réseau de coordination'' se référant généralement aux structures mono- et bidimensionnelles tandis que ''MOF'' est employé pour désigner les structures tridimensionnelles.

Si ce n'est pas une condition nécessaire, de nombreux réseaux de coordination sont basés sur les capacités d'interactions des [[carboxylate]]s avec les métaux.

== Applications ==
Les complexes métalliques ont une importance capitale en chimie et interviennent dans beaucoup de domaines d'avant-garde.

=== Complexes métalliques en catalyse ===
La [[chiralité (chimie)|configuration]] des ligands autour d'un centre métallique, la possibilité d'échanger des ligands et la capacité de certains métaux à s'insérer dans des [[Liaison covalente|liaisons covalentes]] (en particulier les liaisons multiples) de façon réversible rend les complexes métalliques extrêmement utiles en [[catalyse]]. En effet, la coordination à un centre métallique abaisse l'[[énergie d'activation]] de réaction par formation d'un ou plusieurs complexes intermédiaires et influe sur la sélectivité de la réaction. Dans la nature, il y a aussi des complexes métalliques qui interviennent dans les [[métalloprotéine]]s ([[fer]] dans l'[[hémoglobine]], [[magnésium]] dans la [[chlorophylle]], [[cuivre]] dans l'[[hémocyanine]]{{etc.}}). Ces complexes sont un des objets d'étude de la [[chimie bioinorganique]].

=== En chimie des solutions ===
Les complexes en [[chimie des solutions]] ont des utilités multiples :
* solubiliser un métal contenu dans un [[minerai (roche)|minerai]] (exemple : l'[[or]] solubilisé comme un complexe cyanuré) ;
* caractériser la présence d'une [[espèce chimique]] par formation d'un complexe coloré.

=== En médecine ===
* Des complexes de [[platine]] sont utilisés dans le traitement de certains cancers ([[cisplatine]], [[carboplatine]], [[oxaliplatine]]{{etc.}}).
[[Image:Cisplatin-3D-vdW.png|thumb|Représentation du [[cisplatine]] Pt(NH{{ind|3}}){{ind|2}}Cl{{ind|2}}]]
* La capacité complexante de l'[[EDTA]] est mise à profit dans le traitement d'intoxication par des métaux, le [[plomb]] en particulier ; il est en outre utilisé dans les tubes de prélèvement sanguin en tant que chélateur du [[calcium]], pour empêcher la [[coagulation]] du prélèvement.
* Des complexes de [[gadolinium]] sont utilisés comme [[Agent de contraste pour l'IRM|agents de contraste]] en [[imagerie par résonance magnétique]] (IRM).

=== Autres utilisations ===
* Le complexe [[Pentacarbonyle de fer|Fe(CO){{ind|5}}]] liquide à température ambiante permet  d'obtenir par [[distillation]] du fer très pur.

== Notes et références ==
{{Références}}

== Articles connexes ==
* [[Séquestrant]]
* [[Chélation]]
* [[Ligand (chimie)]]
* [[Polyèdre de coordination]]
* [[Complexe polymère]]
* [[Effet néphélauxétique]]

{{Portail|chimie}}

[[Catégorie:Complexe| ]]