vignette|En haut : orbitales hautes occupées () et basses vacantes () du monoxyde de carbone CO.Au centre : exemple d'orbitale σ liante dans laquelle le CO cède des électrons de son orbitale au métal.En bas : exemple dans lequel le métal cède des électrons via une orbitale d à l'orbitale du CO.

En chimie de coordination, une rétrocoordination π ( ou en anglais) est un type de liaison chimique caractérisé par la cession d'électrons d'une orbitale atomique d'un métal vers une orbitale antiliante π* sur un ligand π-accepteur Gary L. Miessler et Donald Arthur Tarr, Inorganic Chemistry, 1999, . . Frank Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson et Carlos A. Murillo, Advanced Inorganic Chemistry, 1999. .. Elle est particulièrement courante dans les complexes organométalliques de métaux de transition avec des ligands polyatomiques tels que le monoxyde de carbone CO ou l'éthylène . Les électrons du métal interviennent pour se lier au ligand en libérant le métal d'un excès de charge électrique négative. Le tétracarbonyle de nickel et le sel de Zeise sont des complexes présentant des rétrocoordinations π.

L'IUPAC donne la définition suivante de la rétrocoordination : :

Une rétrocoordination se produit lorsque l'atome métallique présente un excès de charge issu des liaisons σ avec les ligands qu'il compense en cédant des électrons des orbitales d à un ligand π-accepteur. De tels ligands π-accepteurs sont par exemple l'ion cyanure CN, le monoxyde de carbone CO, l'ion fulminate CNO, les isonitriles R-N≡C, l'ion acétylure C≡C ou encore le cation nitrosonium N≡O. La rétrocoordination s'observe notamment avec les métaux de transition à un état d'oxydation inférieur ou égal à zéro.

Carbonyles, nitrosyles et isonitriles de métaux

Dans ce type de complexes, les électrons sont partiellement transférés d'une orbitale d du métal vers les orbitales antiliantes du monoxyde de carbone CO et de ses analogues. Ce transfert d'électrons a pour effet de renforcer la liaison carbone–métal et d'affaiblir la liaison carbone–oxygène. Le renforcement de la liaison M–CO se traduit par l'augmentation de la fréquence de vibration de la liaison métal–carbone, souvent hors du champ de la spectroscopie infrarouge habituelle, ainsi que par le raccourcissement de cette liaison. L'affaiblissement de la liaison carbone–oxygène se traduit par la diminution du nombre d'onde, c'est-à-dire par l'augmentation de la longueur d'onde, des bandes ν par rapport à celles du CO libre : il passe ainsi de pour le CO libre à pour le tétracarbonyle de nickel , à pour l'hexacarbonyle de chrome et à dans l'anion [] C. E. Housecroft et A. G. Sharpe, Inorganic Chemistry, Pearson Prentice-Hall, , 2005, . .. Pour cette raison, la spectroscopie infrarouge est une technique importante de diagnostic technique en chimie des carbonyles de métaux.

Une rétrocoordination π forte peut s'établir avec de nombreux autres ligands que le monoxyde de carbone. Le monoxyde d'azote NO est un π-accepteur encore plus fort que ce dernier, le nombre d'onde ν étant un outil de diagnostic utilisé en chimie des nitrosyles de métaux.

Contrairement au monoxyde de carbone, le doublet non liant σ-donneur de l'atome de carbone des isonitriles R–N≡C est naturellement antiliant ; la liaison C≡N est renforcée par la complexation, et le nombre d'onde ν est augmenté. Cependant, la rétrocoordination π diminue ν. Selon le rapport des forces entre la liaison σ et la rétrocoordination π, ν peut être augmenté, comme lors de la complexation de métaux faiblement π-donneurs comme Pt(), ou réduit, comme lors de la complexation avec des π-donneurs forts comme Ni(0) Robert H Crabtree, The Organometallic Chemistry of the Transition Metals, Wiley, , 2014, . .. L'angle MC≡N–C est un autre paramètre entrant en ligne de compte avec les isonitriles, s'écartant de 180° dans les systèmes très riches en électrons.

Les autres ligands donnent une faible rétrocoordination π qui rend les ligands CO labiles, ce qu'on appelle l'effet cis.

Complexes métal–alcène et métal–alcyne

Comme dans le cas des carbonyles de métaux, des électrons sont partiellement transférés d'une orbitale d du métal vers des orbitales antiliantes des alcènes ou des alcynes. Ce transfert d'électrons a pour effet de renforcer la liaison métal–ligand et d'affaiblir les liaisons carbone–carbone au sein des ligands eux-mêmes. Le renforcement des liaisons M– et M– se traduit par la courbure de l'angle C–C–R, en raison de l'accroissement du caractère respectivement sp et sp. Une forte rétrocoordination π conduit un complexe métal–alcène à adopter des propriétés d'un métallocyclopropane. Les substituants électronégatifs donnent une rétrocoordination π plus forte, de sorte que le tétrafluoroéthylène , le tétracyanoéthylène et l'hexafluoro-2-butyne sont les ligands présentant une forte rétrocoordination π.

Complexes métal–phosphine

Les phosphines acceptent des électrons d'orbitales p ou d d'un métal dans des orbitales antiliantes σ* de liaisons carbone–phosphore ayant une symétrie π. Lorsque des phosphines se lient à des atomes métalliques riches en électrons, les liaisons carbone–phosphore devraient s'allonger dans la mesure où les orbitales σ* correspondantes se remplissent d'électrons. Cet effet est cependant souvent masqué par le fait que le doublet non liant du phosphore est cédé au métal, ce qui réduit la répulsion provoquée par ce doublet et donc tend à raccourcir cette liaison. Ces deux effets peuvent être résolus en comparant la structure de complexes métal–phosphine ne différant que par un électron Robert H. Crabtree, The Organometallic Chemistry of the Transition Metals, Wiley, , 2009, . .. L'oxydation de complexes conduit à des liaisons M–P plus longues et des liaisons P–C plus courtes, ce qui est cohérent avec la rétrocoordination π. Les premiers travaux avaient conduit à penser que les ligands phosphine utilisent leurs orbitales 3d pour établir une rétrocoordination π métal–phosphine, mais il est désormais accepté que les orbitales d du phosphore ne sont pas impliquées dans cette liaison car leur énergie est trop élevée.

Notes et références

Catégorie:Chimie de coordination Catégorie:Liaison chimique