135
F I C H E 2 6 – C o m p l e x e s
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
2
6
• Le nom des ligands négatifs se termine par « o ».
Exemples :
SCN
− : ligand thiocyanato.
CN
− : ligand cyano.
HO
− : ligand hydroxo.
• Le nom des ligands neutres ou positifs est inchangé.
Exceptions : NH 3 (ammine) ; H 2 O (aqua)…
• Le nom d’un complexe négatif se termine par « ate ».
Exemple : [Al(OH) 4 (H 2 O) 2 ]
− ion tetrahydroxodiaquaaluminate (III).
V Structure géométrique
La géométrie dépend du nombre de ligands ; les règles de Gillespie s’appliquent.
Nom des ligands avec des éventuels
préfixes correspondant à leur nombre.
Nom de l’espèce chimique centrale suivi de
son éventuelle charge (en chiffres romains)
Zn 2+
NH 3
NH 3
NH 3
NH 3
ion [Zn(NH 3 ) 4 ]
2+
structure AX 4
NH 3
NH 3
Cu
+
ion [Cu(NH 3 ) 2 ]
+
structure AX 2
VI Équilibres chimiques
On écrit l’équilibre de dissociation du complexe :
[M(L) p ]
q
= M
m+
+ pL
La constante d’équilibre est appelée constante de dissociation K D :
K D =
[M
m+ ] × [L]
p
[[M(L) p ] q ]
La constante d’équilibre de l’équilibre inverse est appelée constante de formation K F
On définit : pK D = −log K D et pK F = −log K F
F o r m a t i o n d ’ u n c o m p l e x e
Dans 100 mL de solution contenant 1,0 × 10
−3 mol · L
−1 d’ions Fe
3+ on ajoute une
solution à 1,0 × 10
−2 mol · L
−1 de thiocyanate de potassium (K
+
+ SCN
− ); les ions
thiocyanate SCN
− donnent avec les ions Fe
3+ une coloration rouge due aux ions
complexes [Fe(SCN)]
2+ . ([FeSCN]
2+ , pK D = 2,1.)