On nomme les ligands par ordre alphabétique. On écrit ensuite le nom du métal, suivi de son nombre d'oxydation entre parenthèses.

a)      Ecriture des formules chimiques des complexes de coordination :

Les formules s’écrivent : (cations)_m[M^ox(X)_p(L)_q]^n±(anions)_r.S ; ox en chiffres romains. Quand le ligand est pontant on utilise le préfixe μ- ou μ_n- (n > 2).  Si le ligand est multicentrique on utilise le préfixe σ- ou η_n- (n > 1).  

b)     Vocabulaire de la chimie de coordination :

-      Centre de coordination = cation M^z+ (z > 0) ;

-      Ligand = molécule neutre (L) ou anion (X^n-, terminaison – O) ; S solvant ;

-      Atome coordinant = atome lié à M ;

-      Complexe organométallique correspond à z ≤ 0 + ligands organiques ;

-      Complexe polynucléaire ≡ nombre de centres de coordination > 1 ;

-      Nombre de coordination ≡ nombre de liaisons entre les ligands et un centre de coordination.

c)      Complexes mononucléaires :

On conserve le nom usuel du ligand lorsqu’il est neutre :

 

On ajoute le suffixe « o » à la racine du nom du ligand s’il est anionique.

 

Quels qu’ils soient on précise leur nombre par un préfixe grec :

-      di (2) ; tri (3) ; tétra (4) ; penta (5) ; hexa (6) ; hepta (7) ; octa (8) ; nona (9) ; déca (10) ; undéca (11) ; dodéca (12) ; …

-      Si le ligand est polydentate on inclut le nom du ligand entre des parenthèses et on ajoute au tout le préfixe bis (pour 2 ligands) ou tris (pour 3 ligands) : [Co(H₂N-CH₂-CH₂-NH₂)₃]³⁺ - tris(éthylènediamine)cobalt (III).

-      On écrit le nombre et la nature des ligands, la nature de l'ion (ou atome) central et entre parenthèses un chiffre romain qui précise le nombre d'oxydation du métal.

-      Lorsqu’il existe des ligands différents dans un même édifice, on nomme d’abord ceux de caractère anionique puis les neutres dans l’ordre alphabétique.

-      Pour les centres coordinateurs on précise toujours le degré d’oxydation de l’élément concerné (centre métallique M). De plus, lorsque ce dernier intervient dans :

ü  Un complexe anionique : on ajoute à la racine de son nom usuel le suffixe « ate » et l’ensemble (nom de M et degré d’oxydation) suit le (s) nom (s) du (des) ligand (s). Dans le cas contraire, on note le nom du métal.

Exemple : [Fe³⁺(CN)₆]^2- = ion hexacyanoferrate (II) ; [Cu²⁺Cl₄]^2- = ion tétrachlorocuivrate (II).

ü  Un complexe cationique – voir un complexe neutre – son nom n’est pas modifié mais suit néanmoins celui (ceux) du (des) ligand (s) ; [Ni²⁺(H₂O)₆]²⁺ = ion hexa-aquanickel (II) ; [Cr³⁺(Br)₃(NH₃)₃]⁰ = tribromotriamine chrome (II). En cas de dédoublement de voyelles, soit on utilise un tiret de séparation, soit on pratique l’élision.

Exemples :

 

d)     Complexes polynucléaires :

Les règles précédentes restent certes valables mais on adjoint un préfixe (μ = miu) au (x) ligand (s) assurant le pontage entre les centres métalliques M.

{[Cr(NH₃)₅]₂(μ – OH)}Cl₅ = pentachlorure de μ – hydroxobis [penta(amine)chrome (III)].