Fiche de révision : Chimie des complexes de transition

📋 Plan du Cours

1. Structure et liaison organométallique
2. Métaux de transition et tendances périodiques
3. Orbitales d et complexes de transition
4. Caractéristiques des complexes métalliques
5. Théorie orbitale moléculaire
6. Règle des 18 électrons
7. Complexes carrés plans à 16 électrons
8. Synthèse des complexes organométalliques
9. Ligands pontants et hapticité
10. Liaison métal-métal

📖 1. Structure et liaison organométallique

🔑 Notions clés & Définitions

• Chimie organométallique : Branche de la chimie des métaux de transition centrée sur les espèces où le métal est directement lié à un atome de carbone du ligand.
• Liaison métal-carbone : Interaction directe entre l’atome métallique et le carbone du ligand, responsable de la structure et de la réactivité des complexes.
• État d’oxydation formel du métal : Charge formelle attribuée au centre métallique dans un complexe pour organiser le comptage d’électrons et décrire la chimie globale.
• Moment magnétique : Propriété expérimentale liée au nombre d’électrons non appariés, utilisée pour caractériser des complexes de métaux de transition.

📝 Points essentiels

• Les complexes de métaux de transition sont caractérisés par l’état d’oxydation formel, le nombre d’électrons dn, la coordinence et la forme, ainsi que le moment magnétique.
• La formation de complexes est favorisée par une variation d’enthalpie négative due à la création de liaisons fortes.
• La théorie du champ cristallin sert à décrire des splittings d’orbitales d, mais elle a des limites pour la chimie magnétique, l’état électronique et la série spectrochimique.
• La suite du cours relie la structure des complexes à la théorie des orbitales moléculaires pour mieux expliquer le caractère covalent.

📖 2. Métaux de transition et tendances périodiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Bloc d : Ensemble d’éléments caractérisés par des orbitales d partiellement remplies qui déterminent la chimie des métaux de transition.
• Contraction lanthanidique : Phénomène périodique où la faible capacité d’écrantage des électrons f réduit la taille des éléments et rapproche des chimies d’éléments 4d et 5d.
• États d’oxydation +2 et +3 : Tendances observées pour de nombreux métaux de la première rangée (de Sc à Zn) dans les complexes.
• Stabilisation de l’état 0 : Idée selon laquelle certains ligands organométalliques peuvent stabiliser des états d’oxydation plus bas jusqu’à 0, −1 et −2.

📝 Points essentiels

• La première rangée (3d) est généralement associée à des états d’oxydation +2 et +3 dans les complexes, avec des exceptions à états plus élevés.
• Des états élevés existent avec des agents oxydants forts, notamment Mn(VII), Cr(VI), V(V) et Ti(IV).
• Les éléments plus tardifs de la première rangée sont plus petits, ont des énergies d’ionisation plus élevées et dépassent rarement +3 de façon stable.
• La contraction lanthanidique rend la taille des métaux 2e et 3e rangées similaires au sein d’un même groupe, entraînant des chimies proches entre 4d et 5d, avec en général des oxydations plus élevées pour les métaux 2e/3e rangées.

📖 3. Orbitales d et complexes de transition

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitales d : Ensemble d’orbitales $d$ dont l’orientation et la symétrie pilotent le type de liaisons et le splitting dans les complexes.
• Orientation de $d_{z^2}$ : Orbital $d_{z^2}$ pointant le long de l’axe $z$, utile pour identifier quelles orbitales interagissent avec des ligands dans un champ donné.
• Orientation de $d_{x^2-y^2}$ : Orbital $d_{x^2-y^2}$ orienté selon les axes $x$ et $y$, directement pertinent pour les interactions de type liaison $\sigma$.
• Orientation des autres orbitales d : Les trois autres orbitales $d$ (hors $d_{z^2}$ et $d_{x^2-y^2}$) sont situées dans le plan approprié et pointent entre les axes.

📝 Points essentiels

• Dans les complexes, il faut mémoriser le sens de pointage des orbitales $d$ car il détermine quelles orbitales peuvent réaliser une liaison $\sigma$ avec les ligands.
• L’orbitale $d_{z^2}$ est alignée sur l’axe $z$, tandis que $d_{x^2-y^2}$ est alignée sur les axes $x$ et $y$.
• Les orbitales restantes $d$ se trouvent dans le plan correspondant et pointent entre les axes, ce qui influence leur caractère de recouvrement avec les ligands.

📖 4. Caractéristiques des complexes métalliques

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre d’électrons dn : Comptage électronique associé à la configuration $d$ du métal, utilisé pour relier structure et stabilité dans les complexes.
• Nombre de coordination : Nombre de ligands directement liés au centre métallique, déterminant la géométrie du complexe.
• Forme des complexes : Disposition spatiale des ligands autour du métal qui conditionne le splitting des orbitales $d$.
• Électrons non appariés : Électrons non couplés responsables d’un moment magnétique observable dans les complexes de métaux de transition.

📝 Points essentiels

• La chimie des métaux de transition en complexes se décrit par l’état d’oxydation formel, le compte d’électrons $dn$, la coordinence et la forme, ainsi que le moment magnétique.
• Le moment magnétique est relié au nombre d’électrons non appariés présents sur le centre métallique.
• La coordinence et la géométrie imposent des motifs de splitting des orbitales $d$ qui structurent la réactivité.

📖 5. Théorie orbitale moléculaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie des orbitales moléculaires : Approche où les orbitales atomiques se combinent pour former des orbitales moléculaires, utilisées ici pour décrire le lien métal–ligand.
• SALC : Symmetry Adapted Linear Combination, combinaison linéaire adaptée de plusieurs orbitales de ligands pour traiter l’ensemble des ligands plutôt qu’un par un.
• Orbitales $g$ et $u$ : Labels de symétrie décrivant le comportement de la fonction d’onde face à un centre d’inversion ($g$ ne change pas, $u$ change de signe).
• LIAISON $\sigma$ et $\pi$ : Types d’interaction de recouvrement des orbitales, dont la présence dépend de l’orientation des orbitales impliquées.

📝 Points essentiels

• La théorie des orbitales moléculaires s’appuie sur les règles de combinaison des orbitales atomiques et s’étend ici aux complexes avec ligands et ions.
• Dans un exemple $[W(CH_3)_6]$, seulement deux orbitales $d$ (en $\sigma$) sont directement compatibles avec les ligands en géométrie octaédrique, d’où l’intervention d’autres orbitales (notamment 6s et 6p).
• Les orbitales s sont étiquetées $a_g$ et les orbitales p sont étiquetées $t_u$ dans les diagrammes utilisés.
• Les orbitales ligands des six liaisons se réorganisent via SALC en $a_{1g}$, $t_{1u}$ et $e_g$, ce qui conditionne les orbitales de liaison remplies.

📖 6. Règle des 18 électrons

🔑 Notions clés & Définitions

• Règle des 18 électrons : Principe de stabilité qui associe la complétion des orbitales de liaison valence à un nombre total de 18 électrons autour du métal.
• Ligand donneur $s$/accepteur $p$ : Ligand capable de donner de la densité $s$ au métal et d’accepter de la densité $p$ depuis le métal pour stabiliser un schéma de liaisons complet.
• Orbitales $e_g^*$ : Orbitales antiliantes $e_g$ d’énergie plus élevée dont le remplissage apparaît comme défavorable quand on dépasse 18 électrons.
• Lien covalent accru : Conséquence de l’intégration de la théorie MO, qui explique que le modèle purement ionique du champ cristallin ne suffit plus pour la série spectrochimique.

📝 Points essentiels

• Dans $[W(CO)_6]$, le comptage donne 18 électrons et correspond au remplissage complet des orbitales de liaison valence du diagramme considéré.
• La stabilité à 18 électrons vient du fait que le nombre d’électrons remplit toutes les orbitales de liaison, augmentant le gain d’enthalpie de formation.
• Si le nombre d’électrons est inférieur à 18, le bond-order diminue et le gain d’enthalpie de liaison est plus faible.
• Si le nombre d’électrons dépasse 18, le remplissage commence dans $e_g^*$, ce qui pénalise énergétiquement la stabilité.

📖 7. Complexes carrés plans à 16 électrons

🔑 Notions clés & Définitions

• Complexe carré plan : Géométrie où le métal est coordonné par quatre ligands disposés dans un plan, menant souvent à une règle électronique différente.
• Méta de8 à 16 électrons : Cas de métaux de transition tardifs avec 8 électrons de type $d$ qui adoptent une structure carrée plane pour viser 16 électrons autour du métal.
• Orbitales $d$ orientées vers les ligands : Orbitales $d$ dont l’orientation permet un recouvrement avec les ligands dans la géométrie carrée plane, dont $d_{x^2-y^2}$.
• Règle des 16 électrons : Principe spécifique aux complexes carrés plans de centres $d^8$, où un total de 16 électrons autour du métal reflète une comptabilité/typologie stable.

📝 Points essentiels

• L’unique grande exception à la règle des 18 électrons concerne des complexes carrés plans de centres $d^8$ avec 16 électrons autour du métal.
• Dans cette géométrie, seule l’orbitale $d_{x^2-y^2}$ est directement orientée vers les ligands parmi les orbitales $d$.
• Les orbitales $p_x$ et $p_y$ sont aussi $\sigma$-compatibles et contribuent à la reconstruction simplifiée du diagramme des orbitales.
• Un exemple cité est $[(C_6H_5)_2Pd(CO)_2]$ où le Pd(II) est $d^8$ et le total s’établit à 16 électrons via 2 électrons par ligand.

📖 8. Synthèse des complexes organométalliques

🔑 Notions clés & Définitions

• Substitution photochimique ou thermique : Mécanisme où un ligand neutre est remplacé suite à excitation (UV) ou chauffage, en conservant un intermédiaire coordonné au solvant.
• Substitution nucléophile anionique : Mécanisme où un ligand anionique, utilisé comme nucléophile, remplace un autre ligand sur le centre métallique.
• Intermédiaire avec solvant coordonné : Étape transitoire où le solvant (ex. THF) reste lié au métal après départ du ligand (ex. CO).
• Spectroscopie IR du CO : Méthode où la fréquence d’élongation $\nu$(CO) reflète la force de la liaison métal–CO via l’équilibre donneur/accepteur d’électrons.

📝 Points essentiels

• La synthèse vise à obtenir une combinaison spécifique de ligands et de géométrie, tout en formant une liaison métal–carbone à partir d’un complexe de départ.
• Une voie de substitution implique l’irradiation UV d’un complexe de type $W(CO)_6$ pour enlever un CO et former un intermédiaire où un solvant coordonne le métal.
• La radiation UV favorise le départ du CO en promouvant un électron de l’orbitale liante $t_{2g}$ vers une orbitale antiliante $e_g^*$, ce qui affaiblit la liaison métal–CO.
• Une voie nucléophile remplace un ligand avec un anion comme $CH_3^-$, et la méthode est présentée comme thermodynamiquement favorable grâce à un sous-produit très stable.

📖 9. Ligands pontants et hapticité

🔑 Notions clés & Définitions

• Ligand pontant : Ligand capable de se lier à deux ou plus de centres métalliques, modifiant l’électron compté et la structure du cluster.
• Hapticité $\eta$ : Nombre d’atomes contigus du ligand liés au métal, noté avec le symbole grec $\eta$ et servant à déterminer le don d’électrons.
• Notation $\mu$- (hapticité pontante) : Marquage utilisé pour indiquer qu’un ligand relie plusieurs métaux, comme $\mu_2$ ou $\mu_3$ selon le nombre de centres impliqués.
• modes de liaison du CO : Modes cités pour le CO : terminal, $\mu_2$, et $\mu_3$, chacun associé à une façon différente de donner des électrons à un ou plusieurs métaux.

📝 Points essentiels

• Les chlorures pontants sont notés $\mu$-Cl et dans un cas présenté existent en deux types : terminaux et $\mu_2$-Cl entre deux atomes de Ru.
• Un $\mu_2$-Cl (chlorure pontant) peut donner deux électrons à chaque centre métallique, tandis qu’un CO ne possède qu’une paire d’électrons et ne donne qu’un électron par métal dans le cas $\mu_2$ décrit.
• Le nombre d’électrons donnés par un ligand dépend du mode de liaison via l’hapticité, par exemple $\eta^3$-C3H5− et $\eta^1$-C3H5− ne donnent pas le même nombre d’électrons.
• Les modes du CO indiqués sont : terminal donne 2 électrons, $\mu_2$-CO donne 1 électron par métal, et $\mu_3$-CO donne 2/3 d’électron par métal.

📖 10. Liaison métal-métal

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison métal-métal : Interaction directe entre deux centres métalliques modifiant le schéma d’orbitales et le nombre total d’électrons comptés par métal.
• Orbitales $d_{z^2}$, $d_{xz}$, $d_{yz}$ : Orbitales $d$ orientées de façon appropriée pour former respectivement une liaison $\sigma$ ou des liaisons $\pi$ entre deux métaux.
• Liaison $\delta$ : Interaction issue du recouvrement des orbitales $d_{x^2-y^2}$ et $d_{xy}$, présentée comme la plus faible des interactions M–M considérées.
• Ordre de liaison M–M : Mesure du degré de couplage entre deux métaux à partir du remplissage des orbitales liante/antiliante issues des interactions.

📝 Points essentiels

• En modélisant l’interaction M–M le long de l’axe $z$, les orbitales $d_{z^2}$ forment une liaison $\sigma$ et les paires $d_{xz}$/$d_{yz}$ forment deux liaisons $\pi$.
• Les orbitales $d_{x^2-y^2}$ et $d_{xy}$ ne forment ni $\sigma$ ni $\pi$, mais peuvent donner une liaison $\delta$, décrite comme la plus faible des contributions.
• En théorie, on peut former jusqu’à cinq liaisons métal–métal (une $\sigma$, deux $\pi$ et deux $\delta$) correspondant à un ordre maximal de 5.
• Un complexe avec un ordre de liaison M–M de 5 est indiqué comme rapporté, et des ordres 2 et 3 sont décrits comme souvent observés avec des ordres plus élevés comme plus rares.

⚠️ Pièges & confusions fréquents

1. Confondre CFT et théorie MO : CFT explique surtout le splitting d mais échoue pour la chimie magnétique et la série spectrochimique.
2. Compter à tort les électrons d’une règle de 18 : pour les complexes CO, l’acception $p$ et la présence de $e_g^*$ expliquent pourquoi dépasser 18 devient défavorable.
3. Mauvais transfert des orbitales $s/p$ en octaédrique : dans $[W(CH_3)_6]$, seules certaines orbitales $d$ ont une symétrie $s$, d’où la nécessité d’autres orbitales (6s/6p).
4. Oublier la différence entre orbitales $t_{2g}$ et $t_{2g}^*$ dans les diagrammes : les électrons du métal occupent les orbitales basées métal ($t_{2g}^*$).
5. Se tromper de géométrie électronique : une structure carrée plane avec métal $d^8$ suit la logique 16 électrons plutôt que la règle des 18.
6. Confondre l’hapticité avec une simple formule du ligand : changer $\eta$ (ex. $\eta^3$ vs $\eta^1$ pour C3H5−) change directement le nombre d’électrons donnés.
7. Compter les ligands pontants sans regarder le mode : un $\mu_2$-Cl donne différemment d’électrons qu’un $\mu_2$-CO car la nature de la paire disponible diffère.

✅ Checklist Examen

1. Définir ce qu’est une liaison métal–carbone en organométallique et reconnaître qu’elle caractérise les espèces étudiées.
2. Lister les 4 caractéristiques attendues pour décrire un complexe de métal de transition (état d’oxydation formel, $dn$, coordinence/forme, moment magnétique).
3. Décrire la logique générale de stabilisation/déstabilisation dans le champ ligand (termes d’attraction/repulsion) et le fait que la dégénérescence se brise si le champ n’est pas sphérique.
4. Savoir les orientations essentielles des orbitales $d$ (direction de $d_{z^2}$ et $d_{x^2-y^2}$, et position des autres entre les axes).
5. Expliquer pourquoi CFT ne suffit pas pour la série spectrochimique et relier cette limite à la nécessité de MO.
6. Expliquer le rôle de la SALC et les étiquettes $t$, $e$, $a$, puis $g/u$ utilisées dans les diagrammes présentés.
7. Calculer et interpréter le cas $[W(CO)_6]$ comme exemple de complex stable à 18 électrons en reliant le remplissage aux orbitales $e_g^*$.
8. Reconnaître l’exception carrée plane de centres $d^8$ et relier cette situation à la règle des 16 électrons avec l’exemple de Pd(II) cité.
9. Décrire deux voies de synthèse abordées : substitution photochemical/thermique d’un ligand neutre et substitution nucléophile d’un ligand anionique, ainsi que l’idée de l’intermédiaire solvant.
10. Savoir utiliser l’IR du CO via la fréquence $\nu$(CO) comme diagnostic de la force de liaison liée à la richesse électronique et aux ligands environnants.
11. Maîtriser le comptage des ligands pontants et la notion d’hapticité $\eta$ : savoir distinguer $\mu$ et terminal/ $\mu_2$/ $\mu_3$ pour le CO.
12. Déterminer les contributions possibles aux liaisons M–M à partir des orbitales impliquées (une $\sigma$, deux $\pi$, et une liaison $\delta$ faible) et relier cela à l’ordre de liaison maximal discuté.