Ions complexes et ligands
Un ion complexe est formé lorsqu'un ion métallique central (généralement un ion de métal de transition) est entouré de ligands — molécules ou ions qui lui cèdent une ou plusieurs paires d'électrons (liaisons de coordination).
Définitions : - Ligand : donneur de paire(s) d'électrons (base de Lewis). Exemples : H₂O, NH₃, Cl⁻, CN⁻, SCN⁻. - Coordinence (ou nombre de coordination) : nombre de liaisons donneur-accepteur autour du métal central. Valeurs courantes : 2, 4, 6. - Complexe : entité centrale + ligands. Ex : [Cu(NH₃)₄]²⁺, [Fe(SCN)]²⁺.
La notation standard est [M(L)ₙ]^(charge), où M est le métal et L le ligand.
Exemples emblématiques
[Cu(NH₃)₄]²⁺ — tétraamminecuivre(II) : Cuivre (Cu) en solution aqueuse donne un précipité bleu Cu(OH)₂ avec NaOH. En présence d'un excès d'ammoniaque, ce précipité se redissout en formant le complexe bleu intense : Cu²⁺ + 4 NH₃ ⇌ [Cu(NH₃)₄]²⁺ (bleu foncé)
Ce test sert à identifier les ions cuivre(II).
[Fe(SCN)]²⁺ — thiocyanatofer(III) : Fer (Fe) au degré +III réagit avec l'ion thiocyanate SCN⁻ pour former un complexe rouge sang intense, très utile en dosage colorimétrique : Fe³⁺ + SCN⁻ ⇌ [Fe(SCN)]²⁺ (rouge)
Ce test caractérise les ions Fe³⁺.
Constante de formation
Pour la réaction de complexation : M^(n+) + p L ⇌ [ML_p]^(n-p)
La constante de formation (ou constante de stabilité) est : Kf = [[ML_p]] / ([M^(n+)] · [L]^p)
Plus Kf est grande, plus le complexe est stable. Les valeurs de Kf sont souvent exprimées en log Kf (log β).
Exemples : | Complexe | log Kf | |---|---| | [Cu(NH₃)₄]²⁺ | 12,0 | | [Fe(SCN)]²⁺ | 3,0 | | [Fe(CN)₆]³⁻ | 43,6 | | [Ag(NH₃)₂]⁺ | 7,2 |
Un complexe de log Kf élevé est difficile à dissocier ; sa formation déplace fortement l'équilibre.
Compétition entre complexation et précipitation
La complexation peut dissoudre un précipité. Exemple classique : le précipité d'hydroxyde de zinc Zn(OH)₂ se dissout dans un excès de NaOH car Zn²⁺ forme le complexe zincate [Zn(OH)₄]²⁻ : Zn(OH)₂(s) + 2 HO⁻ ⇌ [Zn(OH)₄]²⁻
De même, AgCl(s) se dissout dans NH₃ concentré : AgCl(s) + 2 NH₃ ⇌ [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl⁻
La compétition entre précipitation (Ks) et complexation (Kf) détermine la spéciation du métal en solution.
Applications industrielles et biologiques
- EDTA (acide éthylènediaminetétraacétique) : ligand hexadentate utilisé comme chélateur en médecine (traitement des intoxications aux métaux lourds) et en analyse (complexométrie, dosage de la dureté de l'eau).
- Hémoglobine : complexe du fer(II) avec la porphyrine (ligand tétradentate planaire) ; le O₂ est un ligand axial.
- Cyanures industriels : extraction d'or par complexation Au(CN)₂⁻.
