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CHIMIE ORGANIQUE I

CHIMIE ORGANIQUE I. STRUCTURES ET LIAISONS AU SEIN DES MOLÉCULES ORGANIQUES. CHAPITRE 1. Vollhardt – Chapitre 1. 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZON. Chimie organique => Chimie du C Contient aussi H, O, N, …. 1.1 Pourquoi a-t-on besoin de la chimie organique ?.

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CHIMIE ORGANIQUE I

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Presentation Transcript

  1. CHIMIE ORGANIQUE I

  2. STRUCTURES ET LIAISONS AU SEIN DES MOLÉCULES ORGANIQUES CHAPITRE 1 Vollhardt – Chapitre 1

  3. 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZON • Chimie organique => Chimie du C • Contient aussi H, O, N, …

  4. 1.1 Pourquoi a-t-on besoin de la chimie organique ? • Pour comprendre les systèmes vivants, il faut « comprendre » les molécules qui en font partie. • Le groupe Hème transporte l’oxygène dans le sang

  5. 1.1 Pourquoi a-t-on besoin de la chimie organique ?Comprendre la chimie , comprendre la biologie ? • La chimieorganiqueest à l’interface entre la chimie et la biologie ; vitale pour la médecine • “Comprendre” les isomèrespermetd’expliquer la cascade de la vision Rhodopsine 11-cis-rétinal trans-rétinal enclenche la cascade de la vision

  6. 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZON • Chimie organique s’intéresse à la façon dont ces atomes sont liés pour former des structures moléculaires

  7. 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZON • Chimie organique => Relation entre la structure des molécules et les réactions. • Voici des acides aminés : nombre de C très différents, façon d’être liés très différente Glycine AlaninePhénylalanine 2 carbones 3 carbones 9 carbones

  8. 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZON • Voici des acides aminés : nombre de C très différents, façon d’être liés très différente • Pourtant, propriétés semblables : hydrosolubles, amphotères, … Méthionine 5 carbones

  9. 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZON • La chimie des molécules organiques dépend peu du nbre et disposition des C et H • Dépend surtout des autres sortes d’atomes O, N, S, Cl, Br, … • Les parties de la molécule contenant de petits groupes de ces atomes sont appelées groupements fonctionnels (fonctionalités). (+ alcène et alcyne)

  10. 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZON • Alors C et H pas importants ? Faux. • Ils sont le squelette.

  11. 1.1 L’ÉTENDUE DE LA CHIMIE ORGANIQUE: TOUR D’HORIZON • Groupes fonctionnels = le centre de réactivité dans une molécule • Exemples:

  12. CH 2 GROUPES FONCTIONNELS O O R H R R S S C C C R R R H S R R S R R R H O R C N

  13. GROUPES FONCTIONNELS

  14. Halogénure R C RCH R CH 3 2 2 d'alkyle Alcool RCH R CH R C 2 2 3 Amine NH R NH R N 2 2 3 Amide NH N 2 H GROUPES FONCTIONNELS Primaire (1 C fixé) Secondaire (2 C fixés) Tertiaire (3 C fixés) X X X OH OH OH R O O O R R R R R N R Aussi, C quaternaire, 4 C fixés : Ex.: (CH3)3CCH2OH

  15. Chimie médicinale • Une variété de fonctions dans les produits médicinaux Pénicilline G (antibiotique) Aspirine (analgésique) Acétaminophen (Paracétamol) (analgésique) (antidépresseur) (troubles cardiaques) (antiviral - herpès) (antipaludique) (extrait du quinquina (Andes))

  16. SYNTHÈSE ET RÉACTIONS • Synthèse = La préparation de nouvelles molécules à l’aide de réactions • NB En chimie organique, les réactions constituent le vocabulaire tandis que les mécanismes en sont la grammaire

  17. SYNTHÈSE ET RÉACTIONS A + B  [I]‡  C + D A + B  C + D • Réactifs (substrats) = Le(s) composé(s) mis en présence lors d’une réaction chimique (A et B) • Produit = Le(s) composé(s) résultant d’une réaction (C et D) • Mécanisme réactionnel = Chemin par lequel une réaction survient • Intermédiaire réactionnel = Une espèce qui se forme au cours du chemin menant des réactifs aux produits (I)

  18. RÉACTIONS • Réaction de chloration • Réaction de substitution • Réaction d’élimination • Réaction électrocycliques • etc.

  19. charge (+) x charge (-) 2 distance 1.2 LES FORCES DE COULOMB: UNE VUE SIMPLIFIÉE DE LA LIAISON • Loi de Coulomb = Des charges opposées s’attirent avec une force inversement proportionnelle au carré de la distance qui sépares les centres des charges. Charles Augustin de Coulomb (Angoulême 1736-Paris 1806 ) Force d'attraction = constante x

  20. VARIATION DE L’ÉNERGIE RÉSULTANT DE L’APPROCHE DE DEUX ATOMES • La position de ce minimum dépend de : • Électronégativité • Rayon atomique • Orbitales impliquées • Charges

  21. TYPE DE LIAISONS • Liaison covalente = Partage de deux électrons entre deux atomes. • Liaison ionique = Transfert d’un électron d’un atome vers un autre.

  22. LIAISON COVALENTE

  23. LIAISON IONIQUE

  24. 1.3 LIAISONS IONIQUES ET COVALENTES: LA RÈGLE DE L’OCTET • La liaison covalente résulte de la mise en commun d’électrons • La liaison ionique est fondée sur l’attraction électrostatique de deux ions dont les charges sont opposées • Règle de l’octet: Un élément a tendance à former des molécules de manière à obtenir un octet (8 é) dans sa couche externe (configuration électronique des gaz nobles)

  25. Ionique => NaCl

  26. POTENTIEL D’IONISATION ET ÉLECTROAFFINITÉE • PI = (I1) Énergie requise pour enlever le plus labile des électrons d’un atome neutre gazeux dans sa forme fondamentale. => X (g) -----> X+ (g) + é-, H = PI • EA = (A) Énergie libérée lorsqu’un atome neutre gazeux dans sa forme fondamentale acquiert un électron pour former un ion négatif gazeux dans sa forme fondamentale. => X (g) + é- (g) -----> X- (g), H = EA

  27. Électrons de valence

  28. Liaisons covalentes • Liaisons covalentes simples:

  29. Liaisons covalentes

  30. Liaisons covalentes énergie de liaison • énergie de liaison : énergie pour briser une liaison • liens multiples + forts que liens simples • MAIS lien  + fort que lien  (recouvrement) énergie de liaison

  31. Liaisons covalentes énergie de liaison énergie de liaison • longueur de liaison : distance moyenne entre deux atomes d’une liaison • + le lien est court, + il est fort Expliquez :

  32. Liaisons covalentes

  33. Électronégativité : impact sur les liaisons covalentes Électronégativité croissante Électronégativité : force d’attraction du noyau sur les électrons Électronégativité croissante

  34. Électronégativité : impact sur les liaisons covalentes

  35. + - d d A : B Liaisons covalentes polaires • Dans la plupart des liaisons organiques, les électrons ne sont pas symétriquement partagés => liaisons covalentes polaires (électronégativité) • La répulsion des électrons régit la configuration des molécules (exemples: BeCl2, BCl3 et CH4) NB La polarisation peut être ressentie à plusieurs atomes de distance : effet inductif.

  36. « Continuum » du type de liaison Type de liaison lien ionique lien covalent polaire lien covalent non-polaire ( ) > 2,0 ( ) 0,3 ou 0,4 -2,0 ( ) < 0,3 ou 0,4 KF NaCl O-H N-H C-H C-C (3,2) (2,1) (1,4) (0,9) (0,4) (0,0) ( ) = différence d’électronégativité

  37. Configuration des molécules

  38. 1.4 STRUCTURES DE LEWIS Gilbert N. Lewis 1874(Mass., USA)-1946 • RÈGLE 1: Dessiner le squelette de la molécule • RÈGLE 2: Compter le nombre d’électrons de valence disponibles • RÈGLE 3: Représenter chacune des liaisons covalentes par deux électrons appariés, en veillant à attribuer au plus grand nombre d’atomes possible un entourage électronique réalisant l’octet (sauf H => 2 é) • RÈGLE 4: Attribuer la charge formelle de chaque atome au sein de la molécule

  39. STRUCTURES DE LEWIS (suite) EXCEPTIONS: • Espèces contenant un nombre impair d’é (e.g. l’oxyde d’azote, le radical méthyle) • Certains composés des éléments du début de la seconde période, tels BeH2 et BH3 accusent une déficience en é de valence • Au delà de la seconde période les éléments peuvent être entourés par plus de 8 é (expansion de la couche de valence) e.g. P et S

  40. Structure de Kélulé Friedrich August Kekulé 1829(Darmstadt(Allem.)-1896 Charge formelle d’un atome = (nbre d’é de valence d’un atome lorsqu’il n’est pas lié) – (nbre d’é que cet atome possède lorsqu’il est lié) = (nbre d’é de valence) – (nbre d’é non-liants + ½ nbre d’é liants) (un atome possède en entier tous ses é non-liants et possède à moitié ses é formant des liaisons)

  41. 1.5 STRUCTURES DE RÉSONANCE longueurs de liaisons CO identiques (1,28Å) C-O 1,43Å C=O 1,20Å La vraie structure de l’ion carbonate n’est ni A, B ou C mais un hybride (un mélange de A, B et C). L’hybride de résonance a toujours la même structure en tout temps (les é ne sont pas statiques !) et n’alterne pas d’une structure de résonance à l’autre.

  42. 1.5 STRUCTURES DE RÉSONANCE La délocalisation d’électrons est énergétiquement favorable. L’espèce hybride (où les électrons sont délocalisés) est énergétiquement favorisé vs chacune des structures de résonances contributrices.

  43. 1.5 STRUCTURES DE RÉSONANCE (utilisé que si les atomes sont déplacés et que les espèces diffèrent d’au moins une liaison ) Ne pas confondre avec

  44. STRUCTURES DE RÉSONANCE (suite)

  45. STRUCTURES DE RÉSONANCE (suite) Qu’est-ce que la résonance ? Lorsque plus d’un diagramme de Lewis peut être écrit pour une molécule ou ion. Lorsque cela se produit, la vraie structure est un mélange de tous ces différents diagrammes. Chacune des structures n’existent pas ! Ce qui existe, un « hybride de résonance ». Par contre, lorsque la charge est répartie sur des atomes différents, certains diagrammes peuvent contribuer plus à l’hybride de résonance.

  46. STRUCTURES DE RÉSONANCELA PLUS CONTRIBUTIVE • CRITÈRE 1. Les structures présentant un nombre maximal d’octets sont préférentielles • CRITÈRE 2: Les charges doivent être situées de préférence sur des atomes en concordance avec leur électronégativité • CRITÈRE 3: Les structures préférées sont celles où la séparation des charges est minimale (par ordre d’importance)

  47. STRUCTURES DE RÉSONANCELA PLUS CONTRIBUTIVE • CRITÈRE 1. Les structures présentant un nombre maximal d’octets sont préférentielles

  48. STRUCTURES DE RÉSONANCELA PLUS CONTRIBUTIVE • CRITÈRE 2: Les charges doivent être situées de préférence sur des atomes en concordance avec leur électronégativité

  49. STRUCTURES DE RÉSONANCELA PLUS CONTRIBUTIVE • CRITÈRE 3: Les structures préférées sont celles où la séparation des charges est minimale

  50. STRUCTURES DE RÉSONANCE Les molécules neutres ont aussi des structures de résonance

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