Les composés de coordination : la liaison chimique dans les complexes

L'hybridation n'est pas fixée par le nombre de ligands mais par la symétrie adoptée autour de l'ion de transition.

Ainsi, les complexes à quatre ligands ne sont pas tous tétraédriques. Si l'on considère les deux complexes \([\textrm{Ni}^\textrm{II}\textrm{Cl}_4]^{2-}\) et \([\textrm{Pt}^\textrm{II}\textrm{Cl}_4]^{-2}\) à quatre ligands \(\textrm{Cl}^-\), \([\textrm{Ni}^\textrm{II}\textrm{Cl}_4]^{2-}\) possède une géométrie tétraédrique, alors que \([\textrm{Pt}^\textrm{II}\textrm{Cl}_4]^{-2}\) adopte une géométrie plan carré.

Dans ce dernier cas de figure, les quatre ligands \(\textrm{Cl}^-\) sont disposés de manière coplanaire aux quatre coins d'un carré imaginaire centré sur l'ion platine. Il s'agit d'une hybridation faisant intervenir une orbitale \(d\) : \(\textrm{dsp}^2\). Chacune des orbitales hybridées \(\textrm{dsp}^2\) est dirigée vers les sommets d'un carré.

En résumé, la coordination 4 conduit à deux symétries, et donc à deux hybridations différentes :

L'hybridation des orbitales est fixée systématiquement par la symétrie adoptée autour de l'ion de métal de transition et non le nombre de ligands. Le tableau suivant donne la correspondance entre la symétrie de l'environnement de ligands et l'hybridation adoptée pour les orbitales de l'ion de transition. Parmi ces géométries, la géométrie octaédrique est de loin la plus courante.