Termes

• atome donneurl’atome dans un ligand qui est lié à l’atome ou à l’ion central.
• Pseudohalidesun composé chimique qui n’est pas un halogénure, mais qui ressemble à un halogénure dans sa charge et sa réactivité.
• Monodentéécrivant un ligand qui n’a qu’une seule liaison avec l’atome central.

Numéro de coordination

En chimie de coordination, le numéro de coordination est le nombre de ligands attachés à l’ion central (plus précisément, le nombre d’atomes donneurs). Les numéros de coordination sont normalement compris entre deux et neuf. Le nombre de liaisons dépend de la taille, de la charge et de la configuration électronique de l’ion métallique et des ligands.

Typiquement, la chimie des complexes est dominée par les interactions entre les orbitales moléculaires s et p des ligands et les orbitales d des ions métalliques. Les orbitales s, p et d du métal peuvent accueillir 18 électrons. Le nombre maximal de coordination pour un certain métal est donc lié à la configuration électronique de l’ion métallique (en particulier, le nombre d’orbitales vides) et au rapport de la taille des ligands et de l’ion métallique. Les gros métaux et les petits ligands conduisent à des nombres de coordination élevés (par exemple, 4−). Les petits métaux avec de gros ligands conduisent à un faible nombre de coordination (par exemple, Pt2). En raison de leur grande taille, les lanthanides, les actinides et les métaux de transition précoces ont tendance à avoir un nombre élevé de coordination.

Ligands

En chimie de coordination, un ligand est un ion ou une molécule (groupe fonctionnel) qui se lie à un atome de métal central pour former un complexe de coordination. Pratiquement chaque molécule et chaque ion peuvent servir de ligand pour (ou se coordonner avec) les métaux. La denticité fait référence au nombre de fois où un ligand se lie à un métal par l’intermédiaire d’atomes donneurs. De nombreux ligands sont capables de lier des ions métalliques à travers plusieurs sites, généralement parce que les ligands ont des paires solitaires sur plus d’un atome.

Les ligands monodentés comprennent pratiquement tous les anions et toutes les bases de Lewis simples. Ainsi, les halogénures et les pseudohalogénures sont des ligands anioniques importants. L’ammoniac, le monoxyde de carbone et l’eau sont des ligands neutres en charge particulièrement courants. Les espèces organiques simples sont également très courantes. Toutes les molécules insaturées sont également des ligands, utilisant leurs électrons π pour former la liaison de coordonnées. En outre, les métaux peuvent se lier aux liaisons σ dans, par exemple, les silanes, les hydrocarbures et le dihydrogène.

Les ligands qui se lient via plus d’un atome sont souvent appelés polydentés ou chélateurs. Un ligand qui se lie à travers deux sites est classé comme bidenté et trois sites comme tridenté. Les ligands chélateurs sont généralement formés en liant des groupes donneurs via des lieurs organiques. Un ligand bidentate classique est l’éthylènediamine, qui est dérivée par la liaison de deux groupes ammoniac avec un lieur éthylène (-CH2CH2-). Un exemple classique de ligand polydentate est l’agent chélatant hexadentate EDTA, qui est capable de se lier à travers six sites, entourant complètement certains métaux.

Il existe plusieurs types de ligands polydentés qui peuvent être caractérisés en fonction de leur interaction avec l’ion central. Par exemple, les ligands trans-enjambant sont des ligands bidentés qui peuvent couvrir des positions de coordination sur des côtés opposés d’un complexe de coordination. Les ligands ambidentés peuvent s’attacher à l’atome central à deux endroits, mais pas les deux. Un ligand de pontage relie deux centres métalliques ou plus. La modification de la taille et des propriétés électroniques des ligands peut être utilisée pour contrôler la catalyse de l’ion central et stabiliser des sites de coordination inhabituels.

Géométries

Différentes dispositions structurelles des ligands résultent du nombre de coordination. La plupart des structures suivent le modèle comme si l’atome central était au milieu et les coins de cette forme sont les emplacements des ligands. Ces formes sont définies par un chevauchement orbital entre les orbitales ligand et métal et des répulsions ligand-ligand, qui tendent à conduire à certaines géométries régulières. Cependant, il existe de nombreux cas qui s’écartent de la géométrie régulière. Par exemple, des ligands de différentes tailles et avec des effets électroniques différents entraînent souvent des longueurs de liaison irrégulières.