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== Nomenclature et terminologie == Les complexes de coordination sont tellement omniprésents que leur structure et leurs réactions sont décrites de manière variable et confuse. L'atome au sein d'un ligand qui est lié à l'atome ou à l'ion métallique central est dit atome donneur. Dans un complexe typique, un ion métallique est lié à plusieurs atomes donneurs, qui peuvent être identiques ou différents. Un ligand polydenté est une molécule ou un ion qui se lie à l'atome central par l'intermédiaire de plusieurs atomes du ligand. Il est couramment possible de rencontrer des ligands liés à l'atome central avec 2, 3, 4 ou même 6 liaisons. Ces complexes sont appelés chélates ; la formation de tels complexes est appelée chélation, complexation et coordination. L'atome ou l'ion central, ainsi que tous les ligands, constituent la sphère de coordination. Les atomes ou ions centraux et les atomes donneurs constituent la première sphère de coordination. La coordination fait référence aux « liaisons covalentes coordonnées » (liaisons dipolaires) entre les ligands et l'atome central. À l'origine, un complexe impliquait une association réversible de molécules, d'atomes ou d'ions par l'intermédiaire de liaisons chimiques faibles. Appliquée à la chimie de coordination, cette signification a évolué. Certains complexes métalliques se forment de manière pratiquement irréversible et beaucoup sont liés entre eux par des liaisons assez fortes. Le nombre d'atomes donneurs liés à l'atome ou à l'ion central est appelé coordinence, ou nombre de coordination.
Sources : fr.wikipedia.org
Les nombres de coordination les plus courants sont 2, 4 et surtout 6. Un ion hydraté est un exemple d'ion complexe formé entre un ion métallique central et un ou plusieurs ligands, molécules ou ions environnants qui contiennent au moins un doublet non liant. Si tous les ligands sont monodentés, alors le nombre d'atomes donneurs est égal au nombre de ligands. Par exemple, l'ion hexahydraté cobalt(II) ou, hexaaquacobalt(II) [Co(H2O)6]2+ est un ion complexe hydraté, en l'occurrence un complexe aqua, composé de six molécules d'eau liées à un cation de cobalt à l'état d'oxydation +2. La denticité des ligands et la coordinence du centre métallique permettent de déduire le nombre de ligands. Ainsi, l'ion complexe bis(éthylènediamine)platine(II), de formule abrégée Pt(en)22+, a une coordinence de 4 et non de 2 car l'éthylènediamine est un ligand bidenté. Tout atome donneur cède un doublet d'électrons. Certains atomes ou groupes donneurs peuvent céder plus d'un doublet : ils sont dits bidentés (cèdent deux doublet) ou polydentés (cèdent plus de deux doublets). Dans certains cas, un atome ou un groupe cède un doublet d'électrons à deux atomes ou accepteurs métalliques centraux semblables ou différents — par scission du doublet d'électrons — en une liaison à trois centres et deux électrons. On parle alors de ligands pontants.
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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.
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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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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)