Réactions de complexation

1. Un ligand monodenté possède un seul site donneur de doublet électronique (ex: $NH_3$, $Cl^-$).
2. Un ligand polydenté possède plusieurs sites donneurs capables de se lier simultanément au même ion central.

💡 À retenir : Les ligands polydentés forment des complexes plus stables appelés chélates.

1. Écris les équations de formation successives : $M + L \rightleftharpoons ML$ ($K_1$) et $ML + L \rightleftharpoons ML_2$ ($K_2$).
2. La constante globale $\beta_2$ est égale au produit des constantes successives : $\beta_2 = K_1 \times K_2$.

💡 À retenir : $\beta_n = \prod_{i=1}^{n} K_i$.

Oui, comme tout équilibre chimique, la constante de formation $\beta$ dépend de la température selon la loi de Van't Hoff. Une variation de température modifie la valeur de l'enthalpie libre standard $\Delta_rG^\circ = -RT \ln \beta$.

💡 À retenir : $\beta$ est une constante thermodynamique propre à une température donnée.

Non, la stabilité dépend de la valeur de $\beta$. Plus $\beta$ est grande, plus le complexe est stable. Si $\beta$ est faible, le complexe se dissocie facilement en ion central et ligands.

💡 À retenir : Une grande valeur de $\beta$ signifie un équilibre très déplacé vers la formation du complexe.

Il correspond au nombre total de liaisons de coordination formées entre l'ion central et les atomes donneurs des ligands. Par exemple, dans $[Fe(CN)_6]^{4-}$, le nombre de coordination est 6.

💡 À retenir : Le nombre de coordination dépend de la taille de l'ion central et de l'encombrement stérique des ligands.

Ils possèdent des orbitales d (d-orbitals) vacantes ou partiellement remplies, ce qui leur permet d'accepter des doublets électroniques provenant des ligands pour former des liaisons de coordination.

💡 À retenir : La disponibilité des orbitales d est la clé de la chimie de coordination.

Il faut comparer la concentration du complexe avec sa constante de dissociation $K_d = 1/\beta$. Si le milieu est très dilué ou si on ajoute un réactif qui consomme le ligand, l'équilibre se déplace vers la dissociation.

💡 À retenir : La dissociation est favorisée par la diminution de la concentration en ligands libres.

Si le ligand est une base faible (ex: $NH_3$), une diminution du pH (ajout de $H^+$) provoque la protonation du ligand ($NH_3 + H^+ \rightarrow NH_4^+$). Cela diminue la concentration en ligand libre et déstabilise le complexe.

💡 À retenir : Le pH peut inhiber la formation d'un complexe si le ligand est sensible à l'acidité.

Un complexe labile réagit rapidement pour échanger ses ligands. Un complexe inerte réagit très lentement, même si la thermodynamique favorise la réaction, car l'énergie d'activation est élevée.

💡 À retenir : La stabilité thermodynamique ($\beta$) ne préjuge pas de la vitesse de réaction (cinétique).

On nomme d'abord les ligands (avec préfixes di, tri, etc.), puis le nom du métal suivi de son degré d'oxydation entre parenthèses en chiffres romains.

💡 À retenir : Suivre les règles IUPAC pour la nomenclature des complexes.

Oui, si la charge globale des ligands est supérieure en valeur absolue à la charge positive de l'ion central. Exemple : $[Fe(CN)_6]^{4-}$.

💡 À retenir : La charge du complexe est la somme algébrique des charges de l'ion central et des ligands.

Ils servent à augmenter la solubilité des principes actifs, à masquer des goûts amers, ou à transporter des métaux dans l'organisme (ex: chélateurs pour traiter les intoxications aux métaux lourds).

💡 À retenir : La complexation est un outil majeur en formulation galénique.