L'hybridation appliquée aux composés de coordination
L'hybridation va permettre également de décrire la formation des liaisons entre un ion métallique et un ligand.
La 1 ère étape de la formation de la liaison « métal-ligand » consiste, au travers de l'hybridation, à satisfaire la symétrie de l'environnement du cation de transition (coordination).
La 2 ème étape conduit au travers de réactions « acide-base » selon Lewis à réaliser les liaisons chimiques entre orbitales vides (résultant de la première étape) du cation de transition et les doublets électroniques non-engagés des ligands.
Prenons le cas du complexe \([\textrm{Ni}^\textrm{II}\textrm{Cl}_4]^{2-}\). Pour former ce complexe, il faut donc suivre les deux étapes :
1 ère étape : hybrider l'atome central rendant compte de la symétrie de l'environnement et de l'énergie des liaisons.
La configuration électronique de l'atome de Nickel est \([\textrm{Ar}]4\textrm s^2 3\textrm d^8 4 \textrm p^0\).
L'ion central dans le complexe est \(\textrm{Ni}^{2+}\) dont la couche de valence est \(4\textrm s^0 3\textrm d^8 4\textrm p^0\).
Dans le complexe de coordination \([\textrm{Ni}^\textrm{II}\textrm{Cl}_4]^{2-}\), les quatre liaisons \(\textrm{Ni}-\textrm{Cl}\)sont identiques. Le complexe adopte une symétrie tétraédrique. Les orbitales du nickel sont orientées vers les sommets d'un tétraèdre dont le nickel occuperait le centre. Elles forment deux à deux des angles tous égaux de 109°28. Pour satisfaire cette géométrie, il faut réaliser une combinaison linéaire de l'orbitale \(4\textrm s\) et des trois orbitales \(4\textrm p\) du nickel donnant naissance à quatre orbitales hybrides \(sp^3\).
La symétrie de l'environnement correspond au tétraèdre, conduisant à l'hybridation \(\textrm{sp}^3\).
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2 ème étape : former des liaisons chimiques \(\textrm{Ni}-\textrm{Cl}\) au travers d'une réaction « acide-base » selon LEWIS.
Chaque ligand \(\textrm{Cl}^-\) est alors apte à donner un doublet électronique au nickel (accepteur).Vérifions-le à partir de la configuration électronique du chlore.
Le chlore \(\textrm{Cl}^0\) appartient à la colonne des halogènes, l'avant dernière colonne du bloc \(\textrm p\) du Tableau Périodique. Dans le complexe \([\textrm{Ni}^\textrm{II}\textrm{Cl}_4]^{2-}\), le chlore est sous forme d‘anion \(\textrm{Cl}^-\). L'ion \(\textrm{Cl}^-\) est iso-électronique d'un gaz-rare, c'est-à-dire que toutes ses orbitales sont remplies par un doublet \(\uparrow\downarrow\) d'électrons.
Ainsi on obtient le remplissage suivant :
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Le complexe \([\textrm{Ni}^\textrm{II}\textrm{Cl}_4]^{2-}\) comporte donc bien quatre liaisons indiscernables \(\textrm{Ni}-\textrm{Cl}\) formées par coordinence de type « acide-base ».
Les conditions de formation d'une liaison dans un complexe de coordination dans l'approche de la liaison de valence sont donc définies : le métal doit posséder une case libre et le ligand un doublet disponible. Cependant, elle ne permet pas de décrire dans tous les cas correctement les liaisons dans les complexes de coordination.