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Version du 10 janvier 2012 à 20:54
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Un ligand est un atome, ion ou molécule portant des fonctions chimiques lui permettant de se lier à un ou plusieurs atomes ou ions centraux. Le terme de ligand est le plus souvent utilisé en chimie de coordination et en chimie organométallique (branches de la chimie inorganique).
L'interaction métal/ligand est du type acide de Lewis/base de Lewis. La liaison ainsi formée est nommée liaison de coordination. Dans ce cadre l'association d'un ou de cation(s) (ou atome) métallique(s) central(aux) avec un/des ligands(s) est un édifice qui se nomme complexe de coordination (ou complexe organométallique s'il contient au moins une liaison métal-carbone).
Le mot français désignant un ligand est « coordinat ». En effet, ligand est un mot anglais, bien que très employé en chimie française.
Les différents types de ligands - la denticité
Les ligands sont de nature très variée. Parmi les plus courants on trouve des molécules porteuses de doublet(s) d'électron(s) libre(s) comme l’eau H2O ou l'ammoniac NH3 ou des anions comme les chlorures Cl-, les cyanures CN-, les hydroxydes OH-.
Les molécules portants plusieurs fonctions chimiques pouvant se lier au cation métallique sont des ligands polydentés ou polydentes (l'anglicisme polydentate est parfois utilisé, à tort) : leur denticité, c'est-à-dire le nombre d'atomes susceptibles de se lier au métal, est supérieure à 1. La liaison des ligands polydentés est favorisée entropiquement par rapport à celle des ligands monodentés (ou monodentes, denticité=1). En effet, dans les réactions de déplacement de n ligands monodentés (souvent, des molécules de solvant) autour d'un ion central par 1 ligand polydenté il y a augmentation du nombre de molécules total de n-1, ce qui est favorable entropiquement.
- exemples de ligands monodentés neutres: H2O, NH3, CH3NH2, CO et NO.
- exemples de ligands monodentés ioniques: F–, CN–, Cl, Br–, I–, NO2– et OH–.
- exemple de ligand bidenté neutre : H2N–CH2–CH2–NH2 (1,2-diaminoéthane, nom courant éthylènediamine),
- exemple de ligand tétradentate : -OOC-COO- (oxalate), salen
- exemple de ligand hexadenté neutre : (-OOC-CH2)2NH-CH2CH2-NH(CH2-COO-)2 (forme déprotonnée de l'EDTA, acide éthylènediaminetétraacétique) qui est plus précisément un ligand bis-tridentate.
Quelques noms de ligands
Voici les formules de quelques ligands et les noms qui doivent être utilisés pour les désigner.
| Formule | Nom |
|---|---|
| NH3 | amine |
| H2O | aqua |
| CH3 | méthyl |
| C5H5N | pyridine |
| CH3COO- | acéto |
| F− | fluoro |
| O2- | oxo |
| SH- | thiolo |
| OH- | hydroxo |
| SO42- | sulfato |
| S2032- | thiosulfato |
| NO | nitrosyl |
| CO | carbonyl |
| C6H5 | phényl |
| CN- | cyano |
| Cl- | chloro |
| O 2 2- | peroxo |
| S2- | thio |
| H- | hydruro |
| SCN- | thiocyanato |
| NO2- | nitrito |
Les noms de ligands se terminent par o s'ils portent une charge négative.
Formation de complexes
La capacité d'un ligand à se lier à un métal est corrélée approximativement à sa nucléophilie dans les réactions organiques.
Si des ligands au minimum bidentés (ou bidentes) peuvent former des cycles à 5 ou 6 avec le cation central (ces cycles sont, comme en chimie organique, favorisés thermodynamiquement), la stabilité du complexe est améliorée. Il s'agit de l'effet chélate. L'étymologie de ce mot révèle son sens : en effet il dérive du grec khêlê : « pince ». La stabilisation supplémentaire due à l'effet chélate tire son origine du fait que la liaison au cation central de la première fonction pouvant servir de ligand place à proximité du cation les autres doublets libres de la molécule, ce qui est favorable entropiquement.
Ligands particuliers
- L'EDTA ligand hexadentate est très utilisé en chimie des solutions. Il sert pour traiter les empoisonnements aux métaux lourds.
- Les cryptands et éthers couronnes sont utilisés pour solubiliser des ions en milieu organique.
- Le monoxyde de carbone est toxique à cause de son affinité pour le fer de l'hémoglobine, comme les ions cyanures.
- Le cyclopentadiényle forme des complexes par interaction de son système pi avec le cation central pour former des complexes sandwich comme le ferrocène.
Voir aussi
Notes et références
