Fiche de révision : Chimie de coordination

Les notions de cette fiche

• Complexes des métaux de transition : structure, couleur et magnétisme — Décrire les édifices que forme un cation métallique de transition avec ses ligands, au-delà du seul calcul d'équilibre. Ligand donneur de doublet, site accepteur du métal, indice de coordination et géométries usuelles (octaédrique, tétraédrique, plan carré) ; ligands monodentes et polydentes, effet chélate et stabilité comparée ; nomenclature et isomérie propres aux complexes. Configuration électronique de l'élément de transition et de son ion. Levée de dégénérescence des orbitales d dans un champ octaédrique : deux groupes d'orbitales séparés par un écart énergétique, champ fort et champ faible, remplissage à spin fort ou à spin faible et conséquence directe sur le caractère magnétique. Absorption d'un photon visible correspondant à cet écart, et lien entre la couleur perçue et la couleur absorbée. Application : dosage spectrophotométrique d'un complexe coloré, rôle des complexes dans le vivant et en catalyse.

À maîtriser avant de commencer

Ces notions sont utilisées ici. Relisez-les si l’une d’elles vous échappe.

• Configuration électronique — Sous-couches 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, règle de remplissage, électrons de valence (Z ≤ 18), lien avec la stabilité des gaz nobles.
• Organisation du tableau périodique — Périodes et colonnes, classement par Z croissant, lien colonne / électrons de valence, position d'un élément à partir de sa configuration.
• Ions — Cation et anion par perte ou gain d'électrons, ions monoatomiques et polyatomiques usuels (Na⁺, Cl⁻, SO₄²⁻…), solutions ioniques, tests d'identification.
• Schémas de Lewis des molécules — Règles du duet et de l'octet, liaisons covalentes, doublets liants et non liants, schéma de Lewis de molécules simples (H₂O, NH₃, CO₂, CH₄).
• État d'équilibre et constante d'équilibre — Transformation non totale, équilibre dynamique, quotient de réaction Q_r, constante K, taux d'avancement final, sens d'évolution spontané.
• Spectroscopie UV-visible et loi de Beer-Lambert — Absorbance, spectre d'absorption, longueur d'onde au maximum, couleur perçue et couleur absorbée, A = ε ℓ C, dosage par étalonnage.
• Orbitales atomiques et nombres quantiques — Quantification de l'énergie d'un électron dans un atome ; les quatre nombres quantiques (n, l, ml, ms) et leurs valeurs permises ; orbitales s et p, dégénérescence d'une sous-couche ; principe d'exclusion de Pauli, règle de Klechkowski, règle de Hund ; configuration électronique d'un atome et d'un ion monoatomique, électrons de cœur et de valence ; lecture des périodes et des blocs de la classification, évolution du rayon atomique, de l'énergie de première ionisation et de l'électronégativité.
• Complexes en solution : constantes de formation et prédominance — Complexe, ion central et ligands, indice de coordination ; constantes de formation et de dissociation successives, constantes globales et leurs logarithmes ; diagramme de prédominance d'un couple donneur-accepteur de ligand, tracé en fonction du logarithme de la concentration en ligand libre ; recherche de la réaction prépondérante et calcul de la composition d'une solution contenant un complexe ; compétition entre complexation, précipitation et acido-basicité, et dissolution d'un précipité par ajout d'un ligand ; applications au dosage complexométrique et au masquage d'un ion gênant.

S’entraîner sur ces notions

• S’entraîner : Complexes de transition : structure et absorption

Pour aller plus loin

• Chimie organique
• Cinétique chimique
• Électrochimie
• Matériaux et diagrammes binaires
• Oxydoréduction en solution aqueuse
• Thermodynamique chimique
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