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Les complexes de coordination sont connus depuis le début de la chimie moderne. Les premiers complexes de coordination bien connus comprennent des colorants tels que le bleu de Prusse. Leurs propriétés ont été comprises pour la première fois à la fin des années 1800, à la suite des travaux de 1869 de Christian Wilhelm Blomstrand. Blomstrand a développé ce que l'on appelle aujourd'hui la théorie des chaînes. En considérant les complexes d'amines métalliques, il a émis l'hypothèse que les molécules d'ammoniac compensaient la charge de l'ion en formant des chaînes de type [(NH3)X]X+, où X est le nombre de coordination de l'ion métallique. Il a comparé ses chaînes d'ammoniac théoriques à des hydrocarbures de la forme (CH2)X. À la suite de cette théorie, le scientifique danois Sophus Mads Jørgensen y a apporté des améliorations. Dans sa version de la théorie, Jørgensen affirmait que lorsqu'une molécule se dissocie dans une solution, il y aurait deux résultats possibles : les ions se lieraient via les chaînes d'ammoniac décrites par Blomstrand ou les ions se lieraient directement au métal. Ce n'est qu'en 1893 que la version la plus largement acceptée de la théorie aujourd'hui a été publiée par Alfred Werner. Le travail de Werner comprenait deux changements importants par rapport à la théorie de Blomstrand. Le premier était que Werner a décrit les deux possibilités en termes d'emplacement dans la sphère de coordination.
Sources : fr.wikipedia.org
Il a affirmé que si les ions devaient former une chaîne, cela se produirait en dehors de la sphère de coordination tandis que les ions qui se lient directement au métal le feraient à l'intérieur de la sphère de coordination. Dans l'une de ses découvertes les plus importantes, Werner a cependant réfuté la majorité de la théorie de la chaîne. Werner a découvert les arrangements spatiaux des ligands impliqués dans la formation du complexe hexacoordonné de Cobalt. Sa théorie permet de comprendre la différence entre un ligand coordonné et un ion équilibrant la charge dans un composé, par exemple l'ion chlorure dans les chlorures de cobaltammine, et d'expliquer de nombreux isomères auparavant inexplicables. En 1911, Werner a résolu pour la première fois le complexe de coordination hexol en isomères optiques, renversant la théorie selon laquelle seuls les composés carbonés pouvaient posséder la chiralité.
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Les ions ou molécules entourant l'atome central sont appelés ligands. Les ligands sont classés comme L ou X (ou une combinaison de ceux-ci), selon le nombre d'électrons qu'ils fournissent pour la liaison entre le ligand et l'atome central. Les ligands L fournissent deux électrons à partir d'une seule paire d'électrons, ce qui donne lieu à une liaison covalente coordonnée. Les ligands X fournissent un électron, l'atome central fournissant l'autre électron, pour ainsi former une liaison covalente régulière. On dit que les ligands sont coordonnés à l'atome. Pour les alcènes, les liaisons pi peuvent se coordonner avec des atomes métalliques. Un exemple est l'éthylène dans le complexe [PtCl3(C2H4)]−.
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=== Géométrie === En chimie de coordination, une structure est d'abord décrite par son nombre de coordination, c'est-à-dire le nombre de ligands attachés au métal (plus précisément, le nombre d'atomes donneurs). Habituellement, on peut compter les ligands attachés, mais parfois même le comptage peut devenir ambigu. Les nombres de coordination sont normalement compris entre deux et neuf, mais il n'est pas rare de compter un grand nombre de ligands pour les lanthanides et les actinides. Le nombre de liaisons dépend de la taille, de la charge et de la configuration électronique de l'ion métallique et des ligands. Les ions métalliques peuvent avoir plus d'un nombre de coordination. Typiquement, la chimie des complexes de métaux de transition est dominée par les interactions entre les orbitales moléculaires s et p des atomes donneurs dans les ligands et les orbitales d des ions métalliques. Les orbitales s, p et d du métal peuvent accueillir 18 électrons (voir la règle des 18 électrons). Le nombre de coordination maximal pour un certain métal est donc lié à la configuration électronique de l'ion métallique (pour être plus précis, le nombre d'orbitales vides) et au rapport de la taille des ligands et de l'ion métallique. Les grands métaux et les petits ligands conduisent à des nombres de coordination élevés, par exemple [Mo(CN)8]4−. Les petits métaux avec de grands ligands conduisent à de faibles nombres de coordination, par exemple Pt[P(CMe3)]2.
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Peptide est résumé ici à partir de littérature publique : définition, contexte et points récurrents en pratique. Informations générales, pas un avis médical.
La recherche sur Peptide repose surtout sur des travaux de laboratoire et des modèles animaux ; les données cliniques varient selon la substance.
La pureté et l'analyse (HPLC, spectrométrie de masse), une reconstitution correcte et un stockage adapté sont déterminants.%!(EXTRA string=Peptide)
Tous les mécanismes ne sont pas démontrés et une étude isolée ne fait pas une preuve globale. Les questions ouvertes sont signalées comme telles.%!(EXTRA string=Peptide)