Ligands et Nombres de Coordination
Contexte : L'architecture moléculaire des complexes de coordination.
La chimie de coordination est la pierre angulaire de nombreux domaines, de la catalyse industrielle à la biochimie (ex: l'hémoglobine). Elle étudie les composés formés par un atome ou un ion métallique central entouré de molécules ou d'ions appelés ligandsUn ligand est une molécule ou un ion qui se lie à un atome métallique central en lui "donnant" une ou plusieurs paires d'électrons pour former une liaison de coordination.. Comprendre comment analyser la structure de ces "complexes", déterminer la géométrie autour du métal et son état électronique est fondamental. Cet exercice vous guidera dans l'analyse systématique d'un composé de coordination classique pour en déduire ses propriétés essentielles.
Remarque Pédagogique : Cet exercice est une application directe des règles de base de la chimie de coordination. Nous allons décomposer une formule chimique brute pour identifier ses composants (ion complexe, contre-ions), puis analyser l'ion complexe pour déterminer le nombre de coordination, l'état d'oxydation du métal et enfin, le nommer selon les règles IUPAC. C'est la démarche de base de tout chimiste inorganique face à un nouveau composé.
Objectifs Pédagogiques
- Distinguer l'ion complexe des contre-ions dans un sel de coordination.
- Identifier les différents ligands et déterminer leur charge.
- Calculer le nombre de coordination du métal central.
- Déterminer l'état d'oxydation du métal par la méthode de la neutralité électrique.
- Appliquer les règles de nomenclature IUPAC pour nommer un complexe de coordination.
Données de l'étude
Structure de l'Ion Complexe \([\text{Co(NH}_3)_5\text{Cl}]^{2+}\)
| Entité | Formule | Charge | Rôle |
|---|---|---|---|
| Ammoniac | \(\text{NH}_3\) | 0 | Ligand potentiel |
| Ion Chlorure | \(\text{Cl}^-\) | -1 | Ligand ou contre-ion potentiel |
Questions à traiter
- Écrire la formule de l'ion complexe et identifier les contre-ions.
- Déterminer le nombre de coordination du cobalt dans ce complexe.
- Calculer l'état (ou nombre) d'oxydation du cobalt.
- Donner le nom systématique (IUPAC) complet du composé \([\text{Co(NH}_3)_5\text{Cl}]\text{Cl}_2\).
Les bases de la Chimie de Coordination
Avant de plonger dans la correction, revoyons quelques concepts clés.
1. L'Ion Complexe et les Contre-Ions :
Un sel de coordination est formé d'un ion complexeL'ion complexe est l'entité formée par le métal central et les ligands qui lui sont directement liés. Il est toujours écrit entre crochets [...] et porte une charge globale. (cationique ou anionique) et de contre-ionsLes contre-ions sont des ions simples qui ne sont pas directement liés au métal mais qui assurent la neutralité électrique globale du composé. Ils se trouvent à l'extérieur des crochets. de charge opposée. En solution, ils se dissocient. L'entité entre crochets \([\dots]\) est l'ion complexe.
2. Le Nombre de Coordination (ou Coordinence) :
C'est le nombre de liaisons directes \(\sigma\) formées entre le métal central et les atomes donneurs des ligands. Ce n'est PAS nécessairement le nombre de molécules de ligands. Par exemple, un ligand "bidentate" forme 2 liaisons et compte pour 2 dans le nombre de coordination.
3. L'État d'Oxydation :
C'est la charge qu'aurait l'atome métallique si toutes les liaisons avec les ligands étaient rompues de manière hétérolytique (les électrons de la liaison allant au ligand). On le calcule en utilisant le principe de neutralité électrique :
\[ \text{Charge globale du complexe} = (\text{État d'oxydation du métal}) + \left(\sum \text{Charges des ligands}\right) \]
Correction : Ligands et Nombres de Coordination
Question 1 : Identifier l'ion complexe et les contre-ions
Principe (le concept chimique)
La formule d'un sel de coordination sépare l'ion complexe (entre crochets) des contre-ions (à l'extérieur). L'information cruciale ici est que le composé se dissocie en 3 ions. Sachant qu'un des ions est l'ion complexe lui-même, il doit y avoir deux autres ions. Comme nous avons 3 atomes de chlore au total, cela suggère que deux d'entre eux agissent comme contre-ions \(\text{Cl}^-\) et un seul est lié au cobalt à l'intérieur de la sphère de coordination.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La sphère de coordination (ce qui est dans les crochets) représente l'entité stable qui reste intacte en solution. Les ions à l'extérieur, appelés sphère d'ionisation, se dissocient complètement, comme le \(\text{Cl}^-\) dans \(\text{NaCl}\). La mesure de la conductivité molaire d'une solution du complexe permet de compter le nombre d'ions produits et de déduire la structure correcte.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pensez à l'ion complexe comme à un "noyau" moléculaire robuste. Les contre-ions sont comme des satellites qui gravitent autour pour équilibrer les charges, mais qui sont facilement "perdus" lorsque le sel est dissous dans un solvant polaire comme l'eau.
Normes (la référence réglementaire)
La convention d'écriture de l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (IUPAC) exige que l'entité de coordination (métal + ligands) soit enfermée dans des crochets pour la distinguer sans ambiguïté des ions qui ne sont pas directement liés au centre métallique.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La déduction repose sur la logique de dissociation :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que le composé est un électrolyte fort, c'est-à-dire qu'il se dissocie totalement en ses ions constitutifs en solution aqueuse diluée.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Formule brute : \(\text{CoCl}_3 \cdot 5\text{NH}_3\)
- Nombre total d'ions produits en solution : 3
Astuces(Pour aller plus vite)
Le nombre d'ions (3) est un indice puissant. Si 5 \(\text{NH}_3\) et 1 \(\text{Cl}\) sont dans la sphère, il reste 2 \(\text{Cl}\) à l'extérieur. Total : 1 ion complexe + 2 ions \(\text{Cl}^-\) = 3 ions. Ça correspond ! C'est la seule combinaison qui fonctionne.
Schéma (Avant les calculs)
Dissociation en Solution
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Hypothèse : 1 ion complexe + 2 contre-ions = 3 ions.
2. Les contre-ions sont les ions chlorure \(\text{Cl}^-\). Il y en a donc 2.
3. Le reste de la formule brute constitue l'ion complexe. Il reste : 1 Co, 5 \(\text{NH}_3\), et (3-2)=1 Cl.
4. On écrit donc la formule du sel de coordination en respectant les conventions.
Schéma (Après les calculs)
Formule Structurelle du Sel
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Cette écriture correcte est la clé de toute l'analyse. Elle nous montre que nous avons un ion complexe et deux ions chlorure comme contre-ions. La formule \([\text{Co(NH}_3)_5\text{Cl}]^{n+}\) est un cation, et les deux \(\text{Cl}^-\) sont des anions.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur serait de penser que les 3 chlores sont identiques. La notation \(\text{CoCl}_3 \cdot 5\text{NH}_3\) est une ancienne notation (notation de Werner) qui ne distingue pas les ligands des contre-ions. Il faut toujours se fier à l'écriture moderne avec les crochets, ou la déduire des propriétés expérimentales comme la conductivité.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Les crochets [...] délimitent la sphère de coordination.
- Ce qui est à l'intérieur est lié au métal ; ce qui est à l'extérieur est un contre-ion.
- Les données expérimentales (conductivité) permettent de trouver la bonne structure.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Les composés qui ont la même formule brute mais des structures de coordination différentes (ex: \([\text{Co(NH}_3)_5\text{Cl}]\text{Cl}_2\) et \([\text{Co(NH}_3)_4\text{Cl}_2]\text{Cl}\)) sont appelés "isomères d'ionisation". Ils ont des couleurs et des réactivités chimiques très différentes !
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Un complexe de chrome de formule brute \(\text{CrCl}_3 \cdot 6\text{H}_2\text{O}\) ne précipite aucun \(\text{Cl}^-\) avec AgNO₃. Quelle est la formule du complexe ?
Question 2 : Déterminer le nombre de coordination
Principe (le concept chimique)
Le nombre de coordination (ou coordinence) est le nombre de liaisons \(\sigma\) que le métal central forme avec les ligands. Il faut compter le nombre d'atomes donneurs directement liés au métal. Pour cela, on doit connaître la "denticité" de chaque ligand, c'est-à-dire le nombre de "dents" (atomes donneurs) qu'il utilise pour se lier.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Les ligands comme \(\text{NH}_3\) ou \(\text{Cl}^-\) sont monodentates : ils ne forment qu'une seule liaison via un seul atome donneur (N pour \(\text{NH}_3\), Cl pour \(\text{Cl}^-\)). D'autres ligands, comme l'éthylènediamine ("en"), sont bidentates et forment deux liaisons. Le nombre de coordination est donc la somme des denticités de tous les ligands.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Imaginez le métal central comme une personne et les ligands comme des amis qui lui serrent la main. Le nombre de coordination est le nombre total de mains serrées. Un ami monodentate serre une main, un ami bidentate en serre deux ! Il faut compter les mains, pas les amis.
Normes (la référence réglementaire)
La définition du nombre de coordination par l'IUPAC est "le nombre d'atomes directement attachés à l'atome central". Cette définition est simple mais rigoureuse, et elle est la base de la description de la géométrie des complexes (tétraédrique pour N.C.=4, octaédrique pour N.C.=6, etc.).
Formule(s) (l'outil mathématique)
La formule générale est une sommation :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que les ligands \(\text{NH}_3\) et \(\text{Cl}^-\) se comportent de leur manière la plus usuelle, c'est-à-dire en étant monodentates.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Ligands dans la sphère de coordination : 5 \(\text{NH}_3\), 1 \(\text{Cl}^-\).
- Denticité de \(\text{NH}_3\) : 1 (monodentate).
- Denticité de \(\text{Cl}^-\) : 1 (monodentate).
Astuces(Pour aller plus vite)
Pour les ligands simples (halogénures, \(\text{H}_2\text{O}\), \(\text{NH}_3\), \(\text{CN}^-\)...), la denticité est presque toujours 1. Le nombre de coordination est donc simplement le nombre total de ces ligands à l'intérieur des crochets. Ici, 5 + 1 = 6. C'est un raccourci très efficace dans 95% des cas.
Schéma (Avant les calculs)
Comptage des Ligands
Calcul(s) (l'application numérique)
On somme le nombre de liaisons formées par chaque type de ligand.
Schéma (Après les calculs)
Géométrie Octaédrique (N.C. = 6)
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Un nombre de coordination de 6 est le plus courant en chimie de coordination. Il correspond quasi-systématiquement à une géométrie octaédrique autour de l'ion métallique, comme dessiné dans l'énoncé. Connaître ce nombre est la première étape pour prédire la forme 3D du complexe.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne confondez pas le nombre de ligands (ici, 6) avec le nombre de *types* de ligands (ici, 2 : ammine et chloro). Ne comptez pas non plus les contre-ions : ils ne sont pas liés au métal et ne participent pas au nombre de coordination.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Le N.C. est le nombre de liaisons Métal-Ligand, pas le nombre de molécules de ligands.
- Il faut connaître la denticité des ligands (monodentate, bidentate, etc.).
- Le N.C. de 6 implique généralement une géométrie octaédrique.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
L'EDTA (acide éthylènediaminetétraacétique) est un ligand "hexadentate" ! Une seule molécule d'EDTA peut former 6 liaisons avec un ion métallique, l'enveloppant comme une pince de crabe. C'est ce qu'on appelle l'effet chélate, qui forme des complexes extraordinairement stables, utilisés notamment pour traiter les intoxications aux métaux lourds.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quel serait le N.C. du platine dans le complexe \([\text{Pt(en)}_2]^{2+}\), sachant que l'éthylènediamine (en) est bidentate ?
Question 3 : Calculer l'état d'oxydation du cobalt
Principe (le concept chimique)
L'état d'oxydation (E.O.) du métal est la charge qu'il porterait si on lui retirait tous les ligands avec les paires d'électrons liantes. On le trouve en utilisant le principe de la conservation de la charge. La somme des charges de tous les composants (métal et ligands) doit être égale à la charge globale de l'ion complexe.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Ce calcul est une simple équation algébrique. Le point clé est de connaître la charge des ligands. Les ligands peuvent être neutres (\(\text{NH}_3, \text{H}_2\text{O}, \text{CO}\)), anioniques (\(\text{Cl}^-, \text{CN}^-, \text{SO}_4^{2-}\)) ou très rarement cationiques. La somme de l'E.O. inconnu du métal et des charges connues des ligands doit égaler la charge de l'ion complexe, que l'on a souvent déduite de la charge des contre-ions.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
C'est un peu comme faire les comptes d'un groupe d'amis au restaurant. Vous connaissez la facture totale (la charge du complexe) et ce que chacun a commandé (les ligands et leur charge). Vous pouvez en déduire combien doit payer le dernier ami (le métal) pour que tout soit réglé !
Normes (la référence réglementaire)
L'IUPAC définit l'état d'oxydation comme une mesure du degré d'oxydation d'un atome dans un composé. Il est représenté par un chiffre romain dans la nomenclature des complexes pour éviter toute confusion avec la charge de l'ion.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Soit \(x\) l'état d'oxydation du métal :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On applique le principe de l'électroneutralité : un sel stable est globalement non chargé. La somme des charges de l'ion complexe et des contre-ions est nulle.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Charge du ligand \(\text{NH}_3\) : 0 (molécule neutre)
- Charge du ligand \(\text{Cl}^-\) : -1
- Charge du contre-ion \(\text{Cl}^-\) : -1. Il y en a 2.
- Charge globale du sel : 0 (composé neutre)
Astuces(Pour aller plus vite)
Calculez d'abord la charge de l'ion complexe. Puisque le sel \([\text{Co(NH}_3)_5\text{Cl}]\text{Cl}_2\) est globalement neutre et qu'il y a deux contre-ions \(\text{Cl}^-\) (charge totale de -2), l'ion complexe doit avoir une charge de +2 pour compenser. Le calcul devient alors beaucoup plus simple.
Schéma (Avant les calculs)
Équilibre des Charges
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Déterminer la charge de l'ion complexe :
2. Appliquer la formule à l'ion complexe \([\text{Co(NH}_3)_5\text{Cl}]^{2+}\). Soit \(x\) l'E.O. du cobalt :
Schéma (Après les calculs)
État d'Oxydation Déterminé
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Le cobalt est à l'état d'oxydation +3. C'est un état d'oxydation très commun et stable pour le cobalt dans les complexes de coordination. On note souvent le métal \(\text{Co(III)}\) ou \(\text{Co}^{3+}\) pour indiquer cet état. Cette information est cruciale pour comprendre la réactivité et les propriétés électroniques (couleur, magnétisme) du complexe.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur la plus fréquente est d'oublier la charge d'un ligand (comme \(\text{Cl}^-\)) ou d'attribuer une charge à un ligand neutre (comme \(\text{NH}_3\)). Il est essentiel de bien connaître la nature des ligands courants. Une autre erreur est de se tromper sur la charge globale de l'ion complexe.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La somme des charges est nulle pour un sel, ou égale à la charge de l'ion pour un ion complexe.
- L'état d'oxydation du métal est l'inconnue \(x\) dans l'équation des charges.
- Il faut connaître la charge des ligands les plus courants.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
L'état d'oxydation n'est pas une charge réelle, mais un concept formel. Dans la réalité, la charge est délocalisée sur tout le complexe. Cependant, ce concept est extraordinairement utile pour classer les composés, prédire la stoechiométrie des réactions redox et comprendre la configuration électronique du métal.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quel est l'E.O. du fer dans l'ion ferricyanure \([\text{Fe(CN)}_6]^{3-}\), sachant que le ligand cyanure \(\text{CN}^-\) a une charge de -1 ?
Question 4 : Donner le nom systématique (IUPAC)
Principe (le concept chimique)
La nomenclature IUPAC fournit un ensemble de règles strictes pour nommer un composé de coordination sans aucune ambiguïté. L'objectif est que n'importe quel chimiste, en lisant le nom, puisse reconstruire la formule exacte, et vice-versa. Les règles suivent un ordre précis : d'abord les ligands, puis le métal, et enfin les contre-ions si nécessaire.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Si l'ion complexe est un anion (chargé négativement), le nom du métal se termine par le suffixe "-ate". Par exemple, le cobalt devient "cobaltate", le fer "ferrate", le cuivre "cuprate". Pour un complexe cationique ou neutre, le nom du métal ne change pas. L'ordre (ligands puis métal) reste le même dans tous les cas.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Apprendre la nomenclature, c'est comme apprendre la grammaire d'une nouvelle langue. Au début, c'est fastidieux, mais une fois les règles maîtrisées, on peut "lire" et "écrire" la chimie de manière fluide. L'ordre alphabétique des ligands est la règle la plus souvent oubliée, alors soyez vigilant !
Normes (la référence réglementaire)
Les règles principales pour un complexe cationique sont :
- Nommer les ligands d'abord, par ordre alphabétique (sans tenir compte des préfixes multiplicateurs comme di-, tri-).
- \(\text{NH}_3\) se nomme "ammine".
- \(\text{Cl}^-\) se nomme "chloro".
- Utiliser des préfixes (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-) pour indiquer le nombre de chaque ligand.
- Nommer l'atome métallique central ensuite, en utilisant son nom normal (ex: cobalt).
- Indiquer l'état d'oxydation du métal en chiffres romains entre parenthèses juste après le nom du métal, sans espace.
- Nommer le contre-ion à la fin, séparé par un espace (comme pour un sel simple, ex: chlorure de sodium).
Formule(s) (l'outil mathématique)
La structure du nom suit un patron fixe :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On applique strictement les règles de nomenclature IUPAC pour les composés de coordination inorganiques.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Formule : \([\text{Co(NH}_3)_5\text{Cl}]\text{Cl}_2\)
- Ligands : 5 "ammine", 1 "chloro"
- Métal : Cobalt
- E.O. du métal : +3 (du calcul Q3)
- Contre-ion : Chlorure
Astuces(Pour aller plus vite)
Écrivez les noms des ligands sur un brouillon ("ammine", "chloro") et classez-les par ordre alphabétique avant de commencer à écrire le nom final. Cela évite les erreurs d'inversion. Ensuite, assemblez les briques dans l'ordre : préfixes+ligands, métal(E.O.), puis le contre-ion.
Schéma (Avant les calculs)
Assemblage du Nom
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Ordonner les ligands par ordre alphabétique : ammine avant chloro.
2. Ajouter les préfixes : pentaammine, chloro.
3. Assembler le nom de l'ion complexe : pentaamminechlorocobalt(III).
4. Ajouter le nom du contre-ion : chlorure.
Schéma (Après les calculs)
Nom Final
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Le nom "chlorure de pentaamminechlorocobalt(III)" décrit parfaitement et sans ambiguïté le composé. "pentaamminechloro" nous dit qu'il y a 5 \(\text{NH}_3\) et 1 \(\text{Cl}\) liés au métal. "cobalt(III)" identifie le métal et son état d'oxydation. "chlorure de..." indique que l'ion complexe est un cation et que le contre-ion est \(\text{Cl}^-\).
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Attention à l'orthographe ("ammine" avec deux 'm'). L'erreur la plus commune est l'ordre : les ligands sont TOUJOURS nommés avant le métal. Ne mettez pas d'espace entre le nom du dernier ligand et le nom du métal, ni entre le métal et son état d'oxydation. Enfin, ne précisez pas le nombre de contre-ions (pas de "dichlorure de..."), car il est implicitement défini par les charges.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Ordre : Ligands (alphabétique) -> Métal(E.O.) -> Contre-ion.
- Préfixes (di, tri...) pour le nombre de ligands, chiffres romains pour l'E.O.
- Pas de préfixe pour le nombre de contre-ions.
- Suffixe "-ate" pour le métal si le complexe est un anion.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le nom commun du \(\text{K}_3[\text{Fe(CN)}_6]\) est le "ferricyanure de potassium", tandis que le \(\text{K}_4[\text{Fe(CN)}_6]\) est le "ferrocyanure de potassium". Les noms IUPAC, hexacyanoferrate(III) de potassium et hexacyanoferrate(II) de potassium, sont bien moins ambigus car ils précisent l'état d'oxydation +3 et +2 du fer, respectivement.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quel est le nom du complexe \([\text{PtCl}_2(\text{NH}_3)_2]\) (cisplatine, Pt(II)), un célèbre agent anticancéreux ?
Outil Interactif : Construction de Complexes
Choisissez un métal et des ligands pour construire un complexe et voir ses propriétés.
Paramètres du Complexe
Propriétés Résultantes
Le Saviez-Vous ?
Alfred Werner (1866-1919) est considéré comme le père de la chimie de coordination. Il a proposé la structure octaédrique des complexes de cobalt(III) bien avant que les techniques de diffraction des rayons X ne puissent la confirmer. Il a reçu le prix Nobel de chimie en 1913 pour ses travaux, une reconnaissance rare pour un chimiste inorganique à cette époque.
Foire Aux Questions (FAQ)
La couleur des complexes est-elle liée à ces propriétés ?
Absolument. La couleur des complexes de métaux de transition est due à l'absorption de lumière, qui promeut un électron d'une orbitale d à une autre. L'énergie de cette transition (et donc la couleur) dépend de manière critique de l'identité du métal, de son état d'oxydation et de la nature des ligands qui l'entourent. Changer un seul ligand peut radicalement changer la couleur d'un complexe.
Tous les complexes avec un N.C. de 6 sont-ils des octaèdres parfaits ?
Non. L'octaèdre est la géométrie la plus stable et la plus courante, mais des distorsions peuvent se produire. L'effet Jahn-Teller, par exemple, peut étirer ou compresser certaines liaisons dans des complexes de métaux comme le Cu(II), conduisant à un octaèdre déformé.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Quel est l'état d'oxydation du Fer dans le complexe \([\text{Fe(H}_2\text{O)}_6]\text{SO}_4\), sachant que le sulfate \(\text{SO}_4^{2-}\) a une charge de -2 ?
2. Dans le nom "tétraaquacuivre(II)", quel est le nombre de coordination du cuivre ?
- Ligand
- Molécule ou ion possédant au moins un doublet d'électrons non liant pouvant former une liaison de coordination avec un centre métallique.
- Nombre de Coordination
- Nombre total de liaisons sigma formées entre le centre métallique et les ligands. Il définit la géométrie de base du complexe.
- État d'Oxydation
- Charge fictive du centre métallique si toutes les liaisons aux ligands étaient 100% ioniques. Il est noté en chiffres romains.
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