Étude de Coordinence avec le Nickel
Comprendre la Chimie de Coordination du Nickel
La chimie de coordination s'intéresse aux composés formés par un ion métallique central (ou un atome) lié à un ensemble d'autres molécules ou ions, appelés ligands. Le nickel (Ni), en tant que métal de transition, est particulièrement polyvalent et forme une vaste gamme de complexes de coordination avec différents nombres de coordination (le nombre de liaisons directes entre le métal et les ligands) et diverses géométries (telles que tétraédrique, plan carré, octaédrique). La nature des ligands et l'état d'oxydation du métal influencent fortement la structure, la stabilité, la couleur et les propriétés magnétiques de ces complexes. Cet exercice se concentrera sur la détermination des nombres de coordination et la prédiction des géométries pour des complexes courants de nickel(II).
Données de l'étude
- Nickel (Ni) : Numéro atomique Z = 28.
- État d'oxydation du nickel considéré : +2 (\(\text{Ni}^{2+}\)).
- Ligands courants :
- Eau (\(\text{H}_2\text{O}\), aqua) : ligand neutre, monodentate.
- Ammoniac (\(\text{NH}_3\), ammine) : ligand neutre, monodentate.
- Ion chlorure (\(\text{Cl}^-\), chloro) : ligand anionique, monodentate.
- Ion cyanure (\(\text{CN}^-\), cyano) : ligand anionique, monodentate, considéré comme un ligand à champ fort.
Schéma : Exemples de Géométries de Complexes de Nickel
Représentation de géométries octaédrique et plan carré pour des complexes [NiLₓ].
Questions à traiter
- Écrire la configuration électronique de l'atome de nickel (Ni, Z=28) dans son état fondamental, puis celle de l'ion nickel(II) (\(\text{Ni}^{2+}\)).
- Définir les termes "ligand" et "nombre de coordinence" (ou "indice de coordination") dans le contexte de la chimie de coordination.
- Pour le complexe hexaquonickel(II), \([\text{Ni(H}_2\text{O)}_6]^{2+}\) :
- Identifier le ligand et sa nature (neutre/chargé, monodentate/polydentate).
- Quel est le nombre de coordinence du nickel dans ce complexe ?
- Prédire la géométrie la plus probable de ce complexe.
- Pour le complexe tétracyanonickelate(II), \([\text{Ni(CN)}_4]^{2-}\) :
- Identifier le ligand et sa nature.
- Quel est le nombre de coordinence du nickel ?
- Sachant que ce complexe est diamagnétique et que \(\text{CN}^-\) est un ligand à champ fort, quelle est la géométrie la plus probable (tétraédrique ou plan carré) ? Justifier brièvement en termes d'hybridation ou d'éclatement des orbitales d.
- Pour le complexe tétrachloronickelate(II), \([\text{NiCl}_4]^{2-}\) :
- Identifier le ligand et sa nature.
- Quel est le nombre de coordinence du nickel ?
- Sachant que ce complexe est paramagnétique et que \(\text{Cl}^-\) est un ligand à champ faible, quelle est la géométrie la plus probable (tétraédrique ou plan carré) ? Justifier brièvement.
- Expliquer brièvement comment la série spectrochimique des ligands peut aider à prédire la géométrie et les propriétés magnétiques des complexes de coordination de \(\text{Ni}^{2+}\) avec un nombre de coordination de 4.
Correction : Étude de Coordinence avec le Nickel
Question 1 : Configurations Électroniques de Ni et \(\text{Ni}^{2+}\)
Principe :
Le nickel (Ni) a un numéro atomique Z=28, donc 28 électrons. On remplit les orbitales atomiques selon la règle de Klechkowski. Pour former l'ion \(\text{Ni}^{2+}\), l'atome de nickel perd les deux électrons de sa sous-couche de plus haute énergie (généralement les électrons s de la couche de valence avant les électrons d).
Configuration de Ni (Z=28) :
Configuration de \(\text{Ni}^{2+}\) :
Le nickel perd ses deux électrons \(4s\) pour former \(\text{Ni}^{2+}\).
Question 2 : Définitions de "Ligand" et "Nombre de Coordinence"
Définitions :
Quiz Intermédiaire 1 : Quel type de liaison chimique est principalement impliqué entre un ion métallique central et un ligand dans un complexe de coordination ?
Question 3 : Complexe \([\text{Ni(H}_2\text{O)}_6]^{2+}\)
a. Identification du ligand et sa nature :
Le ligand est la molécule d'eau, \(\text{H}_2\text{O}\) (nommée "aqua" en tant que ligand).
- Nature : C'est un ligand neutre.
- Denticité : L'eau est un ligand monodentate, car l'atome d'oxygène donne une seule paire d'électrons pour former une liaison de coordination avec l'ion nickel.
b. Nombre de coordinence du nickel :
Il y a 6 ligands \(\text{H}_2\text{O}\) (monodentates) directement liés à l'ion \(\text{Ni}^{2+}\).
c. Géométrie du complexe :
Un nombre de coordinence de 6 est très majoritairement associé à une géométrie octaédrique.
Question 4 : Complexe \([\text{Ni(CN)}_4]^{2-}\)
a. Identification du ligand et sa nature :
Le ligand est l'ion cyanure, \(\text{CN}^-\) (nommé "cyano").
- Nature : C'est un ligand anionique (charge -1).
- Denticité : L'ion cyanure est un ligand monodentate (se lie généralement par l'atome de carbone).
b. Nombre de coordinence du nickel :
Il y a 4 ligands \(\text{CN}^-\) (monodentates) liés à l'ion \(\text{Ni}^{2+}\).
c. Géométrie du complexe :
L'ion \(\text{Ni}^{2+}\) a une configuration \(d^8\). Le ligand \(\text{CN}^-\) est un ligand à champ fort. Pour un complexe \(d^8\) avec des ligands à champ fort et un nombre de coordination de 4, la géométrie favorisée est plan carré. Cela est dû à un éclatement important des orbitales d qui rend la configuration à bas spin (avec une orbitale d vide, typiquement \(d_{x^2-y^2}\)) énergétiquement favorable, menant à une hybridation \(dsp^2\).
Le fait que le complexe soit diamagnétique confirme cette géométrie : dans une configuration plan carré \(d^8\) avec des ligands forts, les 8 électrons d sont appariés dans les quatre orbitales d de plus basse énergie.
Question 5 : Complexe \([\text{NiCl}_4]^{2-}\)
a. Identification du ligand et sa nature :
Le ligand est l'ion chlorure, \(\text{Cl}^-\) (nommé "chloro").
- Nature : C'est un ligand anionique (charge -1).
- Denticité : L'ion chlorure est un ligand monodentate.
b. Nombre de coordinence du nickel :
Il y a 4 ligands \(\text{Cl}^-\) (monodentates) liés à l'ion \(\text{Ni}^{2+}\).
c. Géométrie du complexe :
L'ion \(\text{Ni}^{2+}\) a une configuration \(d^8\). Le ligand \(\text{Cl}^-\) est un ligand à champ faible. Pour un complexe \(d^8\) avec des ligands à champ faible et un nombre de coordination de 4, la géométrie favorisée est tétraédrique. Cela est dû à un faible éclatement des orbitales d, ce qui ne favorise pas l'appariement des électrons nécessaire pour une géométrie plan carré. L'hybridation est \(\text{sp}^3\).
Le fait que le complexe soit paramagnétique (présence d'électrons non appariés) est cohérent avec une géométrie tétraédrique pour un ion \(d^8\), où les électrons occupent les orbitales d de manière à maximiser le spin (configuration haut spin).
Quiz Intermédiaire 2 : Un complexe \([\text{ML}_4]\) tétraédrique implique généralement quelle hybridation de l'atome central M ?
Question 6 : Influence de la Série Spectrochimique
Explication :
La série spectrochimique classe les ligands en fonction de leur capacité à provoquer l'éclatement du champ cristallin des orbitales d de l'ion métallique central. Un ligand à champ fort (comme \(\text{CN}^-\)) provoque un grand éclatement (\(\Delta\)), tandis qu'un ligand à champ faible (comme \(\text{Cl}^-\)) provoque un petit éclatement.
Pour les complexes de \(\text{Ni}^{2+}\) (\(d^8\)) avec un nombre de coordination de 4 :
Ainsi, la force du ligand, telle que classée par la série spectrochimique, est un facteur déterminant pour la géométrie (plan carré vs. tétraédrique) et les propriétés magnétiques des complexes tétra-coordonnés de \(\text{Ni}^{2+}\).
Quiz Rapide : Testez vos connaissances (Récapitulatif)
1. Le nombre de coordination d'un ion métallique central dans un complexe est :
2. Quelle géométrie est typiquement associée à un nombre de coordination de 6 ?
3. Un ligand à champ fort, comme \(\text{CN}^-\), tend à favoriser :
Glossaire
- Chimie de Coordination
- Branche de la chimie qui étudie les composés de coordination (complexes), formés par un ion ou atome métallique central et des ligands.
- Complexe de Coordination
- Entité chimique constituée d'un atome ou ion central (généralement un métal de transition) entouré de molécules ou d'ions liés appelés ligands.
- Ion Métallique Central
- Atome ou ion, typiquement un métal de transition, au centre d'un complexe de coordination, agissant comme un acide de Lewis (accepteur de paires d'électrons).
- Ligand
- Molécule ou ion qui se lie à un ion métallique central par une liaison de coordination, en donnant une ou plusieurs paires d'électrons. Agit comme une base de Lewis.
- Nombre de Coordinence (ou Indice de Coordination)
- Nombre d'atomes donneurs de ligands directement liés à l'ion métallique central.
- Géométrie Moléculaire (d'un complexe)
- Arrangement spatial des ligands autour de l'ion métallique central. Les géométries courantes incluent tétraédrique, plan carré et octaédrique.
- Théorie du Champ Cristallin (TCC)
- Modèle qui décrit l'éclatement des niveaux d'énergie des orbitales d d'un ion métallique central sous l'influence du champ électrostatique créé par les ligands environnants.
- Série Spectrochimique
- Liste de ligands classés selon leur capacité à provoquer l'éclatement des orbitales d (force du champ du ligand). Les ligands à champ fort provoquent un grand éclatement, les ligands à champ faible un petit éclatement.
- Diamagnétique
- Propriété d'une substance qui ne possède pas d'électrons non appariés et qui est faiblement repoussée par un champ magnétique.
- Paramagnétique
- Propriété d'une substance qui possède un ou plusieurs électrons non appariés et qui est attirée par un champ magnétique.
- Complexe à Haut Spin / Bas Spin
- Termes décrivant la manière dont les électrons d se répartissent dans les orbitales d éclatées. Les complexes à bas spin ont un maximum d'électrons appariés dans les orbitales de plus basse énergie (favorisé par les ligands à champ fort). Les complexes à haut spin ont un maximum d'électrons non appariés (favorisé par les ligands à champ faible).
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