Les Composés Organométalliques — Complexes des Métaux de Transition

resipharma

09/03/2026 13 min

Matière : Chimie Minérale Pharmaceutique | Niveau : 2ème Année Pharmacie

Introduction : Pourquoi étudier les organométalliques en pharmacie ?

Les composés organométalliques occupent une place centrale en pharmacie moderne. Leur capacité à interagir avec les systèmes biologiques en fait des candidats de choix pour le développement de médicaments innovants.

En oncologie, des complexes comme le cisplatine [Pt(NH₃)₂Cl₂] ont révolutionné le traitement des cancers solides depuis les années 1970. En parasitologie, les composés à base d’antimoine sont utilisés contre la leishmaniose. Plus récemment, les complexes de ruthénium et d’osmium sont étudiés comme alternatives moins toxiques aux dérivés du platine.

Ce cours présente les fondements de la chimie des complexes des métaux de transition : structure, classification, nomenclature et règles de stabilité — des outils indispensables pour comprendre leur action pharmacologique.

Applications pharmaceutiques clés des composés organométalliques :

Anticancéreux : cisplatine, carboplatine, oxaliplatine (complexes de platine)
Antiparasitaires : complexes d’antimoine (leishmaniose), dérivés de l’arsenic
Diagnostic : complexes de technétium-99m (imagerie nucléaire)
Antirhumatismal : auranofine (complexe d’or, polyarthrite rhumatoïde)
Antianémique : fer(II) gluconate, fer(III) carboxymaltose

I. Généralités : Définition et Structure des Complexes

Les complexes des métaux de transition sont des molécules constituées d’un ou plusieurs centres métalliques (Ti, Fe, Ni, Co, Pt…) liés à des entités appelées ligands ou coordinats.

Qu’est-ce qu’un ligand ?

Les ligands peuvent être de nature très variée :

Des atomes isolés : H, O, Cl, F…
Des fragments moléculaires : CR₃ (alkyles), NR₂ (amido), SH (thiolates)…
Des molécules neutres stables : NR₃ (amines), PR₃ (phosphines), benzène, éthylène…

La formule générale d’un complexe est [MLₓXᵧ]^q, où M est le métal central, L les ligands neutres, X les ligands anioniques, et q la charge totale du complexe.

Définition d’un composé organométallique

Un composé organométallique est tout composé chimique contenant une liaison directe carbone–métal. Cette définition inclut les complexes carbonyles [M(CO)ₙ], les complexes oléfiniques (sel de Zeise) et les métallocènes.

II. Repères Historiques

L’histoire de la liaison carbone–métal est plus ancienne qu’on ne le pense :

1827 — Sel de Zeise K[PtCl₃(C₂H₄)] : premier complexe organométallique, découvert par le pharmacien danois W.C. Zeise
1888 — Nickel-tétracarbonyle [Ni(CO)₄] par Langer et Mond : premier impact industriel (procédé Mond de raffinage du nickel)
1951 — Ferrocène Fe(C₅H₅)₂ par Fischer et Wilkinson : Prix Nobel 1973, ouverture de la chimie des métallocènes
1953 — Catalyseurs de Ziegler-Natta (Ti, Al) : polymérisation stéréospécifique, Prix Nobel 1963
1965 — Catalyseur de Wilkinson RhCl(PPh₃)₃ : catalyse d’hydrogénation homogène
2001 — Catalyseurs de métathèse (Grubbs, Schrock, Chauvin) : Prix Nobel, synthèse de médicaments complexes

Le procédé Mond illustre bien la chimie organométallique industrielle :

Ni (impur) + 4 CO → [Ni(CO)₄] à 50°C → Ni (pur) + 4 CO à 230°C

⚠️ Attention — Toxicité de [Ni(CO)₄] : Le nickel-tétracarbonyle est classé cancérogène de groupe 1 (CIRC). Son inhalation provoque une pneumopathie chimique sévère. C’est un exemple typique dont l’étude a contribué à la pharmacotoxicologie des métaux.

III. Définitions Essentielles

3.1 Composé organométallique

Un composé organométallique contient au moins une liaison métal–carbone directe (σ ou π). Exemple fondateur : le sel de Zeise (1827) :

K₂PtCl₄ + C₂H₄ → K[Pt η²-(C₂H₄)Cl₃]·H₂O + KCl

L’analyse par diffraction aux rayons X révèle que l’éthylène est perpendiculaire au plan Pt–Cl. Ce résultat s’explique par une interaction acide-base de Lewis mou–mou : Pt(II) est l’acide mou, C₂H₄ la base molle.

3.2 Les Métaux de Transition

Définition restrictive : élément possédant une sous-couche d ou f incomplète à l’état fondamental.

Définition élargie (IUPAC) : élément possédant une sous-couche d ou f incomplète dans au moins un de ses états d’oxydation usuels. Cette définition inclut Cu, Zn, Ag, Cd, Au, Hg.

Caractères généraux des éléments d

Ce sont des métaux (conducteurs, malléables, ductiles)
Ils présentent de nombreux états d’oxydation, certains négatifs (ex. Fe(-II) dans [Fe(CO)₄]²⁻)
Ils forment de nombreux complexes très variés
Leurs complexes sont souvent colorés (transitions d–d ou transfert de charge)
Leurs complexes peuvent être paramagnétiques (électrons célibataires)
Configuration électronique dans un complexe : dⁿ, avec n = groupe − degré d’oxydation

💊 Lien pharmacologique : La coloration des complexes est exploitée en analyse pharmaceutique. Les réactions au sulfate de cuivre (bleu), aux ions ferriques (jaune-brun) ou aux ions cobalt servent de tests d’identification dans les monographies de la Pharmacopée Européenne.

IV. Classification des Ligands

4.1 Ligands bases de Lewis

La liaison métal–ligand repose sur un ou plusieurs doublets d’électrons apportés par le ligand (liaison dative). Le ligand est base de Lewis, le métal est acide de Lewis.

a) Ligands monodentates

Un ligand monodentate n’établit qu’une seule liaison avec le centre métallique :

Ligand	Formule	Nom IUPAC	Exemple
Fluorure	F⁻	fluoro	[FeF₆]³⁻
Chlorure	Cl⁻	chloro	[FeCl₄]⁻
Cyanure	CN⁻	cyano	[Fe(CN)₆]³⁻
Eau	H₂O	aqua	[Fe(H₂O)₆]²⁺
Ammoniac	NH₃	ammine	[Co(NH₃)₆]³⁺
Monoxyde de carbone	CO	carbonyle	[Ni(CO)₄]
Monoxyde d’azote	NO	nitrosyle	[Ir(NO)Cl₂(PPh₃)₂]
Hydroxyde	OH⁻	hydroxo	[Al(OH)₄]⁻
Thiocyanate	SCN⁻	thiocyanato	[Co(SCN)(NH₃)₅]²⁺

b) Ligands bidentates et polydentates — Chélates

Les ligands bidentates se fixent en deux points d’ancrage simultanés, formant un cycle chélate stable (effet chélate).

Ligand	Abréviation	Dentéité	Application pharmaceutique
Éthylènediamine	en	2	Complexes anticancéreux
Oxalato	ox²⁻	2	Complexes biologiques Fe, Mn
Acétylacétonato	acac⁻	2	Vecteurs métalliques en thérapie
EDTA	Y⁴⁻	6	Chélateur médical (Pb, Hg, Fe)
1,10-Phénanthroline	phen	2	Sondes fluorescentes pour l’ADN
2,2′-Bipyridine	bipy	2	Complexes de Ru photosensibles (PDT)

💊 Focus Pharmacie — L’EDTA en thérapeutique : L’EDTA calcique sodique (Calcium Disodium Versenate) est utilisé en urgence pour traiter les intoxications au plomb. Sa capacité à séquestrer les ions métalliques en fait aussi un conservateur antimicrobien dans de nombreuses formes pharmaceutiques (collyres, crèmes).

4.2 Ligands acides de Lewis (ligands π-accepteurs)

La stabilisation des complexes à bas degré d’oxydation nécessite des ligands capables de donner et d’accepter des électrons simultanément. Ce phénomène est la rétrodonation.

Ligand	Acidité π	Basicité σ	Remarque
NO⁺	Très forte	Faible	Oxyde le métal
CO	Forte	Moyenne	Prototype des ligands π-acides
N₂	Moyenne	Faible	Analogue de CO
CN⁻	Faible	Forte	Très bon σ-donneur
PR₃	Modulable	Forte	Ligand universel en catalyse

Ordre croissant de basicité de Lewis : NO⁺ < CO < N₂ < CN⁻

Ordre décroissant d’acidité de Lewis : NO⁺ > CO > N₂ > CN⁻

4.3 Classification de Green : Ligands L et Ligands X

La notation de M.L.H. Green classe les ligands selon les électrons apportés :

Type	Électrons apportés	État neutre	Exemples	Effet sur le no du métal
Ligand L	2 (paire)	Molécule neutre	CO, PR₃, NH₃, H₂O, C₂H₄	Aucun
Ligand X	1	Radical	H, Cl, Br, CH₃, NR₂, CN	+1 par ligand X
Ligand L₂	4	Neutre chélatant	diène conjugué, bipy	Aucun
Ligand L₂X	5	—	Cp⁻ (cyclopentadiényle)	+1

4.4 Hapticité (η) et Ligands pontants (μ)

La notation ηˣ (eta) indique le nombre de carbones du ligand impliqués dans la liaison avec le métal :

Notation	Ligand	Carbones liés	Exemple
η¹	Allyle σ	1	[PdCl(η¹-allyle)(PR₃)]
η²	Éthylène	2	Sel de Zeise K[PtCl₃(η²-C₂H₄)]
η³	Allyle π	3	[Pd(η³-C₃H₅)Cl]₂
η⁵	Cyclopentadiényle (Cp)	5	Ferrocène [Fe(η⁵-Cp)₂]
η⁶	Benzène	6	[Cr(η⁶-C₆H₆)(CO)₃]

La notation μₓ décrit les ligands pontants entre x centres métalliques. Un ligand μ₂ relie deux métaux ; μ₃ en relie trois.

V. Nomenclature des Complexes de Coordination (IUPAC)

5.1 Règles pour les formules

Le symbole du métal est placé en premier, entre crochets [ ]
Les ligands ioniques (anioniques) suivent le métal
Les ligands neutres viennent après
Le contre-ion s’écrit en dehors des crochets

Exemples : [CoCl(NH₃)₅]²⁺ ; [Fe(CN)₆]³⁻ ; [PtCl₂(NH₃)₂]

5.2 Noms des ligands

Ligands anioniques : le nom se termine en -o (-ure → -uro ; -ate → -ato)

Formule	Nom courant	Nom IUPAC
F⁻	fluorure	fluoro
Cl⁻	chlorure	chloro
CN⁻	cyanure	cyano
O²⁻	oxyde	oxo
OH⁻	hydroxyde	hydroxo
NO₂⁻	nitrite	nitro / nitrito
SCN⁻	thiocyanate	thiocyanato
CH₃COO⁻	acétate	acétato

Ligands neutres — 4 exceptions à connaître absolument :

Formule	Nom habituel	Nom IUPAC
H₂O	eau	aqua
NH₃	ammoniac	ammine (2 m !)
CO	monoxyde de carbone	carbonyle
NO	monoxyde d’azote	nitrosyle

5.3 Règles de nomination du complexe

Les ligands précèdent le nom du métal, par ordre alphabétique
Le nombre de ligands identiques : di, tri, tétra, penta, hexa…
L’état d’oxydation du métal : chiffres romains entre parenthèses
Complexe anionique : suffixe -ate (ferrate, platinate, chromate…)
Complexe neutre ou cationique : nom du métal inchangé

Exemples :

Formule	Nom IUPAC
[Co(NH₃)₆]³⁺	ion hexaamminecobalt(III)
[CoCl(NH₃)₅]²⁺	ion chloropentaamminecobalt(III)
[Fe(CN)₆]³⁻	ion hexacyanoferrate(III)
[Fe(CN)₆]⁴⁻	ion hexacyanoferrate(II)
[Pt(NH₃)₂Cl₂]	dichlorodiammineplatine(II)
[Ni(CO)₄]	tétracarbonylenickel(0)
K₂[NiF₆]	hexafluoronickelate(IV) de potassium
[CrCl₂(H₂O)₄]Cl	chlorure de tétraaquadichlorochrome(III)

VI. La Règle des 18 Électrons

6.1 Principe

Pour les éléments du bloc d, la couche de valence comprend les sous-couches (n-1)d, ns et np — soit 9 orbitales pouvant accueillir 18 électrons. La règle des 18e⁻ est l’analogue de la règle de l’octet pour les métaux de transition.

Formule de calcul :

Nₜ = m + 2ℓ + x − q

Terme	Signification	Comment l’obtenir
m	Électrons de valence du métal	Numéro de groupe dans le tableau périodique
2ℓ	Électrons des ligands L	2 × nombre de ligands L
x	Électrons des ligands X	1 × nombre de ligands X
q	Charge totale du complexe	Charge algébrique du complexe entier
Nₜ	Nombre total d’électrons	À comparer à 18

6.2 Configuration électronique des métaux de transition

Série	Éléments	Configuration type
1ère série (3d)	Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn	3dˣ 4sʸ
2ème série (4d)	Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd	4dˣ 5sʸ
3ème série (5d)	Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg	5dˣ 6sʸ

6.3 Exemples d’application

Complexe	m	2ℓ	x	q	Nₜ	Commentaire
[Fe(CO)₅]	8	10	0	0	18	Saturé
[Ir(CO)(Cl)(PPh₃)₂]	9	6	1	0	16	Plan carré d⁸
[Mn(CO)₆]⁺	7	12	0	+1	18	Saturé
[Ni(CN)₅]³⁻	10	0	5	−3	18	Saturé
[Zn(Cl)₄]²⁻	12	0	4	−2	18	Saturé
[V(Cl)₄]	5	0	4	0	9	Insaturé

6.4 Signification et limites

18e⁻ : complexe saturé, stable → réactions de substitution uniquement
16e⁻ : fréquent pour les métaux d⁸ (Pt, Pd, Rh, Ir) → géométrie plan carré → très actifs en catalyse
< 16e⁻ : généralement très réactifs et instables
Métaux de début de série (Ti, V) : forment souvent des complexes sous-saturés stables

💊 Application — Le cisplatine et la règle des 18e⁻ : Le cisplatine [Pt(NH₃)₂Cl₂] est un complexe d⁸ à 16 électrons et géométrie plan carré. Cette insaturation lui confère une grande réactivité vis-à-vis de l’ADN : les chlorures sont substitués par les bases azotées (N7 de la guanine), bloquant la réplication et induisant l’apoptose.

VII. Nombre d’Oxydation du Métal

7.1 Méthode de calcul

Le nombre d’oxydation (no) se détermine par dissociation fictive : chaque ligand emporte la paire d’électrons de la liaison métal–ligand.

[MLₗXₓ]^q → ℓ L + x X⁻ + M^(x+q)

Ligand L part neutre → no inchangé
Ligand X part sous forme X⁻ → oxyde le métal d’une unité

no = x + q

où x = nombre de ligands X et q = charge totale algébrique du complexe.

7.2 Exemples

Complexe	x (ligands X)	q (charge)	no = x + q	État d’oxydation
[Fe(CO)₅]	0	0	0	Fe(0)
[Ir(CO)(Cl)(PPh₃)₂]	1 (Cl⁻)	0	1	Ir(I)
[Mn(CO)₆]⁺	0	+1	1	Mn(I)
[Ni(CN)₅]³⁻	5 (CN⁻)	−3	2	Ni(II)
[Zn(Cl)₄]²⁻	4 (Cl⁻)	−2	2	Zn(II)
[V(Cl)₄]	4 (Cl⁻)	0	4	V(IV)
[Pt(NH₃)₂Cl₂]	2 (Cl⁻)	0	2	Pt(II) — cisplatine

⚠️ Important : Le no ≠ charge réelle du métal. C’est une convention formelle. La charge réelle est atténuée par la rétrodonation et le caractère covalent des liaisons.

VIII. Configuration dⁿ du Métal

8.1 Formule

n = m − no

m = électrons de valence (numéro de groupe) ; no = nombre d’oxydation. Les n électrons restants sont les électrons non liants du métal, décrits par la configuration dⁿ.

8.2 Exemples

Complexe	no	m	n = m − no	Config. dⁿ
[Fe(CO)₅]	0	8	8	d⁸
[Ir(CO)(Cl)(PPh₃)₂]	1	9	8	d⁸
[Mn(CO)₆]⁺	1	7	6	d⁶
[Ni(CN)₅]³⁻	2	10	8	d⁸
[Zn(Cl)₄]²⁻	2	12	10	d¹⁰
[V(Cl)₄]	4	5	1	d¹
Cisplatine [Pt(NH₃)₂Cl₂]	2	10	8	d⁸

La configuration dⁿ est fondamentale pour prédire la géométrie (les complexes d⁸ adoptent typiquement la géométrie plan carré), les propriétés magnétiques et la réactivité du complexe.

IX. Nombre de Coordination et Géométries

Le nombre de coordination (NC) est le nombre de liaisons métal–ligand dans le complexe.

9.1 Facteurs déterminants

La taille du métal et son état d’oxydation (NC diminue si la taille du ligand augmente)
La nature et les contraintes stériques des ligands
La configuration électronique du métal (règle des 18e⁻)

9.2 Tableau des géométries

NC	Fréquence	Géométrie	Exemples
2	Rare	Linéaire	[Ag(CN)₂]⁻, [Au(CN)₂]⁻, [Cu(NH₃)₂]⁺
3	Très rare	Trigonale plane	Quelques complexes de Cu(I), Ag(I)
4	Fréquent	Plan carré (d⁸ : Pt, Pd, Rh, Ir)	[Ni(CN)₄]²⁻, [Pt(NH₃)₄]²⁺, cisplatine
4	Fréquent	Tétraédrique (non-d⁸)	[AlCl₄]⁻, [ZnCl₄]²⁻, [CoCl₄]²⁻
5	Assez fréquent	Bipyramide trigonale / pyramide carrée	[Ni(CN)₅]³⁻, [Fe(CO)₅]
6	Le plus courant	Octaédrique	[Co(NH₃)₆]³⁺, [Fe(H₂O)₆]²⁺, [Cr(CO)₆]
7	Solide seulement	Bipyramide pentagonale	ZrF₇³⁻, NbF₇²⁻
8	Solide seulement	Cube, antiprismatique	Complexes de lanthanides
9	Solide seulement	Prisme trigonal tricappé	LaF₉⁶⁻

9.3 Isomères géométriques

Pour les complexes NC = 4 (plan carré) et NC = 6 (octaédrique) :

cis/trans pour [MX₂L₂] plan carré et [MX₂L₄] octaédrique
fac/mer (facial/méridional) pour [MX₃L₃] octaédrique
Isomères optiques (énantiomères) pour les complexes chélates tris-bidentates

💊 Isomères en pharmacie — cisplatine vs transplatine : Le cisplatine [cis-Pt(NH₃)₂Cl₂] est actif en oncologie car ses deux chloro en position cis permettent la formation d’adduits bidentates avec l’ADN (liaison intrabrin, N7-guanine). L’isomère trans ne peut former que des adduits interbrin moins efficaces et est biologiquement inactif. La stéréochimie est donc déterminante en pharmacologie.

Conclusion et Points Clés à Retenir

Les complexes des métaux de transition représentent une classe de molécules d’une remarquable diversité structurale et fonctionnelle. Leur maîtrise est indispensable au pharmacien pour comprendre les mécanismes d’action des médicaments métalliques et interpréter les données analytiques.

Résumé — Ce qu’il faut retenir absolument :

Définition : liaison métal–carbone directe pour les organométalliques ; liaison métal–ligand (dative) pour les complexes de coordination
Ligands L : donnent 2e⁻ (neutres) → no du métal inchangé
Ligands X : donnent 1e⁻ (anioniques formels) → augmentent le no d’une unité par ligand X
Règle des 18e⁻ : Nₜ = m + 2ℓ + x − q (stabilité maximale à 18)
Nombre d’oxydation : no = x + q (dissociation fictive)
Configuration dⁿ : n = m − no (électrons non liants sur le métal)
Nomenclature : [ligands par ordre alphabétique] [métal] (no en chiffres romains)
NC = 6 octaédrique est le plus fréquent ; NC = 4 plan carré pour les d⁸
Applications clés : cisplatine (Pt, d⁸, 16e⁻, plan carré), EDTA (chélateur hexadentate), Tc-99m (imagerie nucléaire)

Exercices d’Application

[Co(NH₃)₄Cl₂]⁺ — Calculez le no, la configuration dⁿ, le nombre total d’électrons et le nom IUPAC. Quelle est la géométrie probable ? Les isomères cis et trans ont-ils les mêmes propriétés biologiques ?
[Ru(bipy)₃]²⁺ — Ce complexe est utilisé en thérapie photodynamique. Déterminez sa configuration dⁿ et expliquez son intérêt.
K[Au(CN)₂] — Expliquez la géométrie linéaire (NC = 2) de l’or(I) et son intérêt en rhumatologie (auranofine).
[Fe(EDTA)]⁻ — EDTA est hexadentate. Quel est le NC ? Déterminez le no et discutez de l’intérêt de ce complexe en pharmaceutique.

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