Transcript CHEM 161/261

La chimie des composés
organiques
© E.V. Blackburn, 2011
Qu’est-ce que la chimie
organique?
• La chimie organique étudie les composés du carbone,
origine de toute vie sur la Terre.
• Nous vivons à l’ère de la chimie organique:
• Nos vêtements – fibres naturelles ou synthétiques
• Nos médicaments
• Notre nourriture
• Les huiles, les parfums, les peintures, les
plastiques, etc.
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Qu’est-ce que la chimie
organique?
O
OH
OH
alizarine: la première teinture
naturelle d’être synthétisée (1868)
O
O
N
H
CH
H
N
indigo: les blue-jeans!
O
3 CH 2 OH
éthanol: produit du processus de
fermentation
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La théorie du “vitalisme”
Friedrich Wöhler (1828):
NH
+
4
NCO
-

H
2 N-C-NH
2
O
cyanate
d'ammonium
urée
Un problème! Le cyanate d’ammonium provenait de la
calcination d’os!......mais la synthèse de l’acide acétique
à partir des sources complètement inorganique par
Kolbe (1845) donna le coup de grâce à cette théorie!
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Vitamine B12
La synthèse de la vitamine
B12 était réalisée en 1972
par Woodward et
Eschenmoser après 10 ans
de travail et l’aide de
presque une centaine
d’étudiants du troisième
cycle.
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“A production of amino acids
under possible primitive earth
conditions”
S.L. Miller, Science, 117, 528 (1953)
décharge
CH
4
+ NH
3
+ H 2O + H
2
électrique
acides aminés: glycine
et alanine + ?
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Protéines
E. coli contient ~5 000 composés différents. Environ
3 000 sont des protéines.
Nous nous contenons ~2 000 000 types de protéines.
Il y a > 10 000 000 différents types de protéines qui
font parti du processus de la vie!
http://www.wisegeek.com/how-many-proteins-exist.htm
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Angiotensin II
L’angiotensin II, une hormone qui contrôle la tension
artérielle, est formé à partir de 8 acides aminés.
Quel est le nombre de combinaisons possible? 40 320!
Sa structure est: Asp-Arg-Val-Tyr-Ile-His-Pro-Phe.
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Chimie organique
La chimie organique est un sujet logique et ce sera notre
but de percevoir les rapports non en fonction des
similitudes extérieures mais en fonction des modes
fondamentaux de fonctionnement.
Examinons l’acétone...
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L’acétone
Voici l’acétone:
Mais…les carbones?…les hydrogènes?…où sont-ils?
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L’acétone
Voici l’acétone:
Mais…les carbones?…où sont-ils?
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L’acétone
Mais…les hydrogènes?…où sont-ils?
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H 3C
C O
H 3C
C
C
C
H
H
H
C
H
C
C
H
H
H
H
H
1
CH 3 CH 2 CH 3
2
o
H
H
H
H
o
H
C
H
H
H
H
C
C
H
H
H
H
H H
H
3
o
H
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La chimie de l’acétone
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L’acétone - une base!
O
H
H O+
H
H
O+
+ H 2O
Les flèches montrent le déplacement des électrons.
Elles commencent à l’endroit d’où partent les électrons et
finissent où arrivent ces électrons.
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L’acétone - un acide de Lewis!
O
O
NH 3
d+
C
NH 3
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La liaison chimique
Les atomes cherchent à accéder à la configuration
électronique stable des gaz nobles.
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La liaison chimique - la liaison
ionique
Par exemple, LiF:
Li
F
1s2, 2s1
- e- donne la configuration de l’hélium
1s2, 2s2, 2p5 + e- donne la configuration du néon
Li - e
F+e
-
+
Li
F
-
L’unité structurale des composés ioniques est l’ion.
Cation et anion sont maintenus ensemble par attraction
électrostatique.
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La liaison chimique - la liaison
covalente
Quand les deux atomes liés ont presque la même
électronégativité, il semble n’y avoir pas de raison pour qu’un
transfert complet conduit à la configuration électronique d’un
gaz rare.
Électronégativité - la capacité d’attraction d’un atome envers
les électrons de liaison.
Dans une liaison covalente les électrons sont partagés par les
noyaux.
H
H
C
H
H
l’unité structurale est la “molécule.”
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Structures de Lewis
1. Faire la somme des électrons de valence de tous les
atomes.
2. Utiliser un doublet d’électrons pour former une liaison
entre chaque paire d’atomes liés.
3. Répartir les électrons résiduels de façon telle que
l’hydrogène soit régi par la règle du doublet et les éléments
de la deuxième période, par la règle de l’octet.
p.e. CH4
p.e. C2H4
H
H
H
H
C
H
H
C
H
C
H
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Structures de Lewis
(CH3)2CHCH2OH
1. Faire la somme des électrons de valence de tous
les atomes.
4 x 4 + 10 x 1 + 6 = 32
2. Utiliser un doublet d’électrons pour former une
liaison entre chaque paire d’atomes liés.
28 électrons
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Structures de Lewis
(CH3)2CHCH2OH
3. Répartir les électrons résiduels de façon telle que
l’hydrogène soit régi par la règle du doublet et les
éléments de la deuxième période, par la règle de l’octet.
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La charge formelle
Où se trouve la charge positive de l’ion hydronium? Il faut
identifier les atomes dont le nombre d’électrons qui les
entourent n’est pas égal à la charge nucléaire.
charge = électrons - électrons non- - 0.5 x électrons
formelle
de valence
impliqués dans
liants
dans l’atome les liaisons
H3O+ - pour l’oxygène, la charge formelle = 6 - 2 - 0.5x6 = +1
Calculer la charge formelle de l’azote de l’ion ammonium.
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O
O
1
O
2
3
charge = électrons - électrons non- - 0.5 x électrons
formelle
de valence
impliqués dans
liants
dans l’atome les liaisons
La charge formelle de l’atome 1 = 6 - 6 - 0.5 x 2 = -1
La charge formelle de l’atome 2 = 6 - 2 - 0.5 x 6 = +1
La charge formelle de l’atome 3 = 6 - 4 - 0.5 x 4 = 0
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Structures de résonance
Considérons l’ion carbonate, CO32-. On peut écrire
trois structures qui sont équivalentes:
-
O
-
O
O
-
-
O
-
O
O
O
O
O
-
En réalité, l’ion est parfaitement symétrique.
Toutes les liaisons C-O présentent une longueur
identique et la charge est distribuée de manière
uniforme entre les trois oxygènes.
La structure est un hybride des trois structures.
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Théorie de résonance
• Chaque fois qu’une molécule peut être représentée
par 2 structures ou plus qui diffèrent seulement dans
l’arrangement des électrons, la résonance est
possible.
-
O
-
O
O
-
-
O
-
O
O
O
O
O
-
• La molécule est un hybride de toutes ces structures
et ne peut pas être représentée d’une manière
satisfaisante par n’importe laquelle des ces structures.
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Benzène
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Benzène
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Benzène
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Benzène
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Théorie de résonance
et
O
O
et
H 3C
O
-
-
H 3C
O
-
O
H 3C
OH
et
H 3C
O
+
OH
???
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Théorie de résonance
• Quand ces structures ont presque la même stabilité,
la résonance est importante, p.e.
O
O
et
H 3C
O
-
-
H 3C
O
-
Cependant:
O
H 3C
H 3C
OH
O
+
OH
• L’hybride est plus stable que n’importe laquelle des
structures participantes. Cette augmentation de
stabilité est appelée “énergie de résonance.”
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Anniversaires en chimie
le 16 septembre
1893 Albert Szent-Gyorgyi - Prix Nobel 1937 - pour sa
découverte de la vitamine C.
1853 Albrecht Kossel - Prix Nobel 1910 - auteur de
travaux sur les dérivés des acides nucléiques et sur la
formation de l'urée.
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Structures de résonance
CH 2 =CH-CH
CH 2 -CH=CH
2
CH 2 =CH-O-CH
3
+
CH 2 -CH=O-CH
2
3
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Structures de résonance
CH 2 =CH-CH
2
CH 2 -CH=CH
2
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Structures de résonance - 1,3diènes
+
-
-
+
H
H
H
H
CF = 4 - 0 – 0,5x6
= +1
H
H
CF = 4 - 2 - 0,5x6
= -1
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Structures de résonance benzène
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Structures de résonance - le
cation allylique
+
CH 2 =CH-CH
2
+
CH 2 -CH=CH
2
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Structures de résonance
Ecrivez les structures de résonance de:
H
H
H
-
+
H
H
H
H
H
H
H
.
H
H
H
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Orbitales atomiques
Pour comprendre la nature de la liaison covalente il faut
étudier les configurations électroniques des atomes.
Schrödinger a calculé les expressions mathématiques
pour décrire le mouvement des électrons.
On appelle ces expressions, qui nous disent la probabilité
de trouver l’électron à un endroit spécial, “équations
d’onde”.
Nous appelons la région dans l’espace où un électron est
susceptible d’être trouvé une “orbitale”.
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Orbitales atomiques
L’équation d’onde comprend trois nombres quantiques
décrivant les orbitales atomiques:
Le nombre quantique principal, n, qui représente le niveau
d’énergie de l’électron. Il peut avoir toute valeur positive
entière, à l’exclusion de zéro.
Le nombre quantique du moment angulaire, l, qui dépend
de la valeur de n: l = 0, 1, 2 ... n-1. Il correspond à une
forme géométrique de l’orbitale.
Le nombre quantique magnétique, ml, qui représente
l’orientation de l’orbitale par rapport aux trois axes. ml = -l,
-l + 1 … 0 … +l - 1, +l.
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Orbitales atomiques
On classe les orbitales d’après les valeurs de n et de l en
employant un chiffre et une lettre. Le chiffre représente la
valeur de n et la lettre représente la valeur de l.
Les électrons dans une orbitale dont l = 0 sont appelés
électrons s.
Les électrons dans une orbitale dont l = 1 sont appelés
électrons p.
Les électrons dans une orbitale dont l = 2 sont appelés
électrons d.
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Orbitales atomiques
n = 1, l = 0, ml = 0
une orbitale 1s
n = 2, l = 0, ml = 0
une orbitale 2s
n = 2, l = 1, ml = -1, 0, ou +1
trois orbitales 2p!
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Orbitales atomiques
y
z
x
1s
y
z
y
y
x
x
2p x
z
2p y
z
x
2p z
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1s
2s
2p
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Signes de phase
Lorsqu’on applique l’équation d’onde à un point
particulier de l’espace par rapport au noyau, le
résultat peut prendre une valeur positive, négative
ou nulle.
y
z
noeud
Y (+)
x
Y (-)
2p y
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Configurations électroniques
Le “Aufbauprinzip”: Les orbitales de plus faible énergie
sont remplies avant celles de plus haute énergie.
Le principe de Pauli: Une orbitale atomique ne peut être
occupée que par deux électrons est ces électrons doivent
de spins opposés - “électrons appariés”.
La règle de Hund: Chaque orbitale dégénérée est d’abord
occupée par un électron.
La configuration électronique de carbone est donc...
1s2 2s2 2p1 2p1
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Représentation de la
formation d’une liaison
+
Représentation de la formation d’une liaison H-H par mise
en commun des électrons respectifs des atomes et
recouvrement des orbitales correspondantes.
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Orbitales moléculaires
répulsion
absence
d’attraction
436 kJ
longueur de liaison
0.74
La liaison H-H
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Représentation de la
formation d’une liaison s
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L’orbitale moléculaire antiliante
Quand deux orbitales atomiques se combinent elles
forment deux orbitales moléculaires.
Dans le cas de l’orbitale moléculaire liante, les orbitales
atomiques s’additionnent parce qu’elles ont le même
signe de phase.
+
L’orbitale moléculaire antiliante se forme par le
recouvrement d’orbitales de signe opposé:
+
node
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Diagramme d’énergie de la
molécule d’hydrogène
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Le méthane - sa structure
La configuration électronique du carbone:
1s
2s


2p
 
H
C H
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Le méthane - sa structure
La promotion d’un électron 2s a pour conséquence la
création de 4 orbitales remplies avec un seul électron:
1s
2s
2p


 

H H
C H
H
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Les orbitales hybrides
Une orbitale atomique hybride est le résultat d’une
combinaison mathématique des fonctions décrivant
deux ou plus de deux orbitales atomiques.
Des combinaisons sont possibles entre orbitales s et p
d’un même atome, conduisant à des liaisons plus stables
que le ferait séparément ces orbitales.
Examinons le méthane.....
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Orbitales hybrides sp3
1s
2s


2p
  
Les quatre orbitales sont mélangées (hybridées) pour
fournir 4 nouvelles orbitales appelées orbitales hybrides
sp3. Les axes de ces orbitales hybrides forment entre eux
des angles de 109,5o.
© E.V. Blackburn, 2011
© E.V. Blackburn, 2011
Éthane - C2H6
H
H
H
C
C H
H
H
H
s
H
H
C
C
H
H
s
sp
3
H
© E.V. Blackburn, 2011
Orbitales hybrides sp2
La configuration électronique du bore est 1s2 2s2 2p1.
Quelle est la structure du BF3?
1s
2s


2p
 
F
B
F
F
120
o
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Structure - éthylène - C2H4
s
H
H
120
sp
o
2
H
H
120

o
H
H
H
H
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Orbitales hybrides sp
- structure linéaire
180
H
Be
o
H
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Acétylène - C2H2
180
H
C
o
C
H
s
sp
H
C
C
H
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NH3
L’ammoniac est une molécule pyramidale où l’angle des
liaisons H-N-H est de 107o.
..
N
H
H
H
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H2O
Il y a quatre doublets valentiels...
..
O
H
:
H
L’angle des liaisons H-O-H est de 104,5o.
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Orbitales hybrides et carbone
En employant les carbones sp, sp2 and sp3, on peut
construire les chaînes carbonés et les cycles carbonés.
L’hystrionicotoxine est une des composés isolés de la
peau de la grenouille poison de flèches. Une grenouille
peut fournir la toxine pour tuer dix personnes! Identifier
les orbitales hybrides qui forment les liaisons C-C, C-H,
C-O et O-H dans ce composé. Donner les angles de
liaison.
OH
N
H
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Groupes fonctionnels
Les composés organiques sont divisés en différentes
classes selon les groupes d’atomes que contiennent
leurs molécules.
© E.V. Blackburn, 2011
Hydrocarbures
Les hydrocarbures sont des composés dont les
molécules comportent seulement des atomes de
carbone et d’hydrogène.
• alcanes
• alcènes
• alcynes
• composés aromatiques
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Alcanes
Les alcanes se distinguent par l’absence de liaisons
multiples entre les carbones.
Ces composés sont appelés « composés saturés ».
CH 3 CH 2 CH 2 CH 3
butane
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Alcènes
Les alcènes présentent une liaison double carbone carbone.
Ces composés sont appelés « composés insaturés ».
-pinène
un composant de la térébenthine
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Alcynes
Les alcynes présentent une liaison triple carbone –
carbone et ils sont « insaturés ».
O
Capilline
un agent antifongique
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Benzène – un hydrocarbure
aromatique typique
Au deuxième semestre, nous étudierons en détail
cette classe d’hydrocarbures cycliques insaturés.
Structures de Kekulé du benzène
Les électrons  sont « délocalisés » car ils sont partagés
par les six carbones du cycle.
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Les groupes alkyle
Un groupe alkyle est obtenu quand on enlève un atome
d’hydrogène dans un alcane.
Ces groupes sont nommés en remplaçant la terminaison ane de l’alcane par -yle. On a ainsi les groupes “alkyle”.
• CH3-
méthyle
(Me-)
• CH3CH2-
éthyle
(Et-)
• CH3CH2CH2-
propyle
(Pr-)
« R » est le symbole général pour représenter tout
groupe alkyle.
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Les groupes phényle et benzyle
CH
phényle
Ar-
2
benzyle
Ar-CH2-
« Ar » est le symbole général pour représenter tout
cycle aromatique.
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Groupes fonctionnels
Un groupe d’atomes et leurs liaisons dont le
comportement chimique est le même quelle que soit la
molécule dont ils font partie.
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Halogénures d’alkyle
R-X halogénure d’alkyle
R = groupe d’alkyle substitué ou non substitué.
H
R
R
X
R
H
1
X
H
o
2
R
R
o
X
R
3
o
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Les carbones
• “primaire” - le carbone n’est que relié à un C
• “secondaire” - relié à deux carbones
• “tertiaire” - relié à trois carbones
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Alcools et phénols
OH
R OH
alcool
phénol
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R O R
O
éther
aldéhyde
R
O
R
O
R
cétone
R
O
R
H
acide
H carboxylique
O
O
O
R ester
R
X
halogénure
d'acyle
R = alkyle ou aryle
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O
O
R
R
NH 2
O
amide
anhydride
R
O
R C N
nitrile
R NH 2
amine
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Le Crixivan agit en inhibant une enzyme essentielle au
virus du sida, que l’on appelle protéase du virus de
l’immunodéficience humaine. Voici le Crixivan :
N
N
H
C 6H 5
OH H
H HO
H
H
N
N
H
N O
C(CH 3)3
O
Nommez les groupes fonctionnels présents dans cette
molécule.
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Propriétés des liaisons
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Energies de liaison
De l’énergie est libérée quand les atomes se combinent
pour former une liaison.
De l’énergie est consommée quand une liaison est
sectionnée.
Cette énergie est l’énergie de liaison, D.
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Rupture de liaison
Rupture homolytique
A
B
A + B
radicaux libres
Rupture hétérolytique
A
B
A + B
ions
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Rupture des liaisons incluant le
carbone
C Z
+
+ :Z
-
carbocation
C Z
C:
-
+Z
+
carbanion
+Z
C Z
radical
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Energies de dissociation des
liaison
Homolyse à 25C
L ia is o n
H -H
D -D
F -F
Cl - Cl
Br - Br
I-I
H -F
H - Cl
H - Br
H -I
H 3C - H
H 3C - F
H 3C - C l
H 3C - B r
 H (kJ /m o l)
436
444
159
243
193
151
570
432
366
298
438
452
351
293
L ia is o n
(C H 3 ) 2 C H - H
(C H 3 ) 2 C H - F
(C H 3 ) 2 C H - C l
(C H 3 ) 2 C H - B r
(C H 3 ) 2 C H - I
(C H 3 ) 2 C H - O H
(C H 3 ) 2 C H - O C H 3
(C H 3 ) 2 C H C H 2 - H
(C H 3 ) 3 C - H
(C H 3 ) 3 C - C l
(C H 3 ) 3 C - B r
(C H 3 ) 3 C - I
(C H 3 ) 3 C - O H
(C H 3 ) 3 C - O C H 3
 H (kJ /m o l)
401
439
339
274
222
385
337
410
390
330
263
209
379
326
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Energies de dissociation des
liaison
L ia is o n
 H (kJ /m o l)
H 3C - I
H 3C - O H
H 3C - O C H 3
C H 3C H 2 - H
C H 3C H 2 - F
234
380
335
420
444
C H 3C H 2 - C l
C H 3C H 2 - B r
C H 3C H 2 - I
C H 3C H 2 - O H
C H 3C H 2 - O C H 3
C H 3C H 2C H 2 - H
C H 3C H 2C H 2 - F
C H 3C H 2C H 2 - C l
C H 3C H 2C H 2 - B r
C H 3C H 2C H 2 - I
C H 3C H 2C H 2 - O H
C H 3C H 2C H 2 - O C H 3
338
285
222
380
335
410
444
338
285
222
380
335
L ia is o n
C 6H 5C H 2 - H
C H 2= C H C H 2 - H
C H 2= C H - H
C 6H 5 - H
HCC - H
H 3C - C H 3
C H 3C H 2 - C H 3
C H 3C H 2C H 2 - C H 3
C H 3C H 2 - C H 2C H 3
(C H 3 ) 2 C H - C H 3
(C H 3 ) 3 C - C H 3
HO - H
HOO - H
HO - OH
C H 3C H 2O - O C H 3
C H 3C H 2O - H
 H (kJ /m o l)
368
361
444
464
552
376
355
355
343
351
339
498
377
213
184
436
© E.V. Blackburn, 2011
H - CH
438 kJ
3
+ Cl - Cl
243 kJ
681 kJ
Cl - CH
351 kJ
3
+ H - Cl
432 kJ
783 kJ
H = + 438 + 243 - 351 - 432 = -102 kJ
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Liaisons polaires
Une liaison polaire est une liaison covalente entre
deux atomes qui diffèrent en électronégativité.
d+ dH F
d+
H
dO
H
d+
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Moment dipolaire ()
Propriété d’une molécule dont on peut représenter la
distribution des charges par un foyer de charge positive et
un foyer de charge négative.
On utilise une flèche dont la pointe symbolise le foyer de
charge négative et les ailerons, le foyer de charge positive:
foyer de charge
positive
H
F
 = 1.75D
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Moments dipolaires
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
=0
H
H
H
 = 1.86D
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Propriétés physiques
Les propriétés physiques telles que le point de
fusion, le point d’ébullition et la solubilité sont
déterminées par la polarité de la molécule et la
nature de l’unité structurale.
© E.V. Blackburn, 2011
Le point de fusion
La température à laquelle l’énergie thermique
des particules dans le réseau cristallin est
assez grande pour surmonter les forces inter
cristallines qui les tiennent en position.
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Point de fusion - unité structurale
composés ioniques
Points de fusions très élevés. Pourquoi?
Le NaCl a un point de fusion de 801C. Chaque ion de
sodium est entouré par six ions de chlore. Donc le cristal
est très fort et a une structure rigide.
composés covalents
Points de fusions moins élevés..
Pourquoi? L’unité structurale est la molécule. Quelle est la
nature des forces qui retiennent ces molécules ensemble?
© E.V. Blackburn, 2011
Interaction dipôle - dipôle
L’attraction de l’extrémité positive d’une molécule polaire
par l’extrémité négative d’une autre.
A cause de cette interaction, les molécules polaires sont
retenues ensemble plus fortement que les molécules nonpolaires de même poids moléculaire. Leurs F et Eb sont
plus élevés.
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L’enchaînement par liaison
hydrogène
L’enchaînement par liaison hydrogène est un exemple
d’une interaction dipôle - dipôle dans lequel un atome
d’hydrogène sert comme “pont” entre deux atomes très
électronégatifs. Cette attraction a une force de ~20
kJ/mol.
L’éthanol (CH3CH2OH) et l’oxyde de diméthyle (CH3OCH3)
ont le même formule moléculaire.
L’éthanol présente un point d’ébullition de 78,3oC tandis que
le point d’ébullition de l’éther est de -24,8oC.
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Forces de van der Waals
Le méthane n’a pas un moment dipolaire net.
Cependant, les électrons se promènent dans un sens et
dans l’autre et à un moment donné, la distribution
électronique sera probablement déformée et un petit
dipôle existera.
Ce dipôle influencera la distribution électronique dans une
deuxième molécule de méthane qui est proche.
L’extrémité négative du dipôle tend à repousser les
électrons et l’extrémité positive tend à attirer les électrons.
Donc le dipôle provoque un dipôle orienté contrairement
dans la molécule voisine.
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La pureté
Il faut employer des composés purs … si non,
les résultats de vos expériences sont sans
valeurs.
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L’effet peroxyde
HCl
CH 3 CH=CH
CH
2
3 CHClCH
3
HI
CH 3 CH=CH
CH 3 CH=CH
CH 3 CH=CH
CH
2
H 2 O/H
+
2
HBr
2
3 CHICH 3
CH
CH
3 CH(OH)CH
3
3 CH 2 CH 2 Br
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L’effet peroxyde
HBr
CH 3 CH=CH
CH
2
3 CHBrCH
3
absence de
peroxydes
HBr
CH 3 CH=CH
CH
2
3 CH 2 CH 2 Br
peroxydes
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Point de fusion
- Un solide pur a un point de fusion très subit, dans
une région très étroite (<1C).
- La pureté d’un solide peut être déterminée à l’aide
des points de fusion mixtes. Pourquoi?
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Point d’ébullition
Le point d’ébullition est la température à laquelle la
pression de vapeur d’un liquide est égale à celle de
l’atmosphère environnant. Le point d’ébullition est
une propriété physique d’un composé mais il varie
en fonction de la pression atmosphérique.
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Indice de réfraction
L’indice de réfraction d’un liquide est une propriété
physique unique qui peut être mesurée avec une
très grande précision. Cette propriété est utilisée
pour caractériser des composés organiques purs.
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Chromatographie sur couche
mince
Un solide pur ne démontrera qu’une seule tache
lors de la chromatographie sur couche mince.
On peut déterminer l’identité d’un solide par cochromatographie sur couche mince.
Mais.....
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Analyse des élements
C
H
52,24%
13,05%
100g contient 52,24g
ou
O
34,71%
13,05g
52,24mol
12,01
13,05mol
1,008
4,36mol
34,71g
34,71 mol
16,00
12,93mol 2,16mol
C 4 , 36 H 12 , 93 O 2 , 16
C 2H 6O
Formule brute
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Spectrométrie de masse
- mesure de masse moléculaire
- identification de formules moléculaires
- élucidation de structures
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Spectroscopie infrarouge
Le domaine infrarouge est celui des transitions dont
les énergies varient de 10 à 50 kJ/mol. Ces énergies
sont suffisantes pour exciter des liaisons.
Il y a deux types de vibrations.....
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Vibrations
vibrations de élongation
A <
> B
A >
< B
vibrations de déformation
B
A
B
C
A
C
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Un spectre
On peut attribuer à une liaison donnée une absorption
dans la région de 5000 et 1250cm-1.
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L’empreinte digitale
Mais à quoi attribuer l’ensemble des pics, complexe, entre
1250 et 675cm-1?
Ces pics résultent de vibrations de déformation et
d’élongation combinées et des rotations. Ils sont
uniques pour tout composé particulier.
On appelle cette région le domaine des empreintes
digitales.
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Principales absorptions infrarouge
F am ille d e
c om p os é s
F ré q u e n c e
-1
(cm )
a c id e s
c a rb o xyliq u e s
a lip h a tiq u e
a ro m atiq u e
o u n o n -s a tu ré
In te n sité
V ib ra te u r
2500 - 3000
F, b
O -H é lo n g a tio n
1700 - 1725
1680 - 1700
F
F
C = O é lo n g a tio n
C = O é lo n g a tio n
b
C -O é lo n g a tio n
O -H vib . a n g u la ire
1250
1400, 920
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F am ille d e
c om p os é s
a lc a n e s
F ré q u e n c e
-1
(cm )
In te n sité
2850 - 3000
1450 - 1470
F
F
1370 - 1380
F
720 - 725
m
V ib ra te u r
C -H é lo n g a tio n
C H 2 e t C H 3 vib .
a n g u la ire
C H 2 e t C H 3 vib .
a n g u la ire
C H 2 e t C H 3 vib .
a n g u la ire
© E.V. Blackburn, 2011
F am ille d e
c om p os é s
a lc è n e s
F ré q u e n c e
-1
(cm )
In te n sité
V ib ra te u r
a) RCH=CH 2
3080 - 3140
1800 - 1860
1645
990
910
m
m
m
F
F
= C -H é lo n g a tio n
o ve rto n e
C = C é lo n g a tio n
C -H vib . a n g u la ire
C -H vib . a n g u la ire
b ) R 2C = C H 2
3080 - 3140
1750 - 1800
1650
890
m
m
m
F
= C -H é lo n g a tio n
o ve rto n e
C = C é lo n g a tio n
C -H vib . a n g u la ire
© E.V. Blackburn, 2011
F am ille d e
c om p os é s
a lc è n e s
F ré q u e n c e
-1
(cm )
c ) (Z )RCH=CHR
d ) (E )RCH=CHR
e ) R 2C = C H R
f) R 2 C = C R 2
In te n sité
V ib ra te u r
3020
w
= C -H é lo n g a tio n
1660
675 - 725
w
m
C = C é lo n g a tio n
C -H vib . a n g u la ire
3020
w
= C -H é lo n g a tio n
1675
970
vw
s
C = C é lo n g a tio n
C -H vib . a n g u la ire
3020
1670
790 - 840
f
f
F
= C -H é lo n g a tio n
C = C é lo n g a tio n
C -H vib . a n g u la ire
1670
tf
C = C é lo n g a tio n
© E.V. Blackburn, 2011
F am ille d e
c om p os é s
a lc o o ls
F ré q u e n c e
-1
(cm )
In te n sité
V ib ra te u r
a ) R C H 2O H
3600
3400
1050
v
F
F
O -H n o n -a s s oc ié
O -H a ss o c ié
C -O é lo n g a tio n
b ) R 2C H O H
3600
3400
1150
v
F
F
O -H n o n -a s s oc ié
O -H a ss o c ié
C -O é lo n g a tio n
c ) R 3C O H
3600
3400
1200
v
F
F
O -H n o n -a s s oc ié
O -H a ss o c ié
C -O é lo n g a tio n
© E.V. Blackburn, 2011
F am ille d e
c om p os é s
F ré q u e n c e
-1
(cm )
V ib ra te u r
3300
F
 C -H é lo n g a tio n
2100 - 2140
m
C  C é lo n g a tio n
600 - 700
F
 C -H vib .
a n g u la ire
2190 - 2260
tf
C  C é lo n g a tio n
a ld é h yd e s
1690 - 1750
2720 - 2850
F
m
C = O é lo n g a tio n
C -H é lo n g a tio n
a m in e s
3300 - 3500
1180 - 1360
m
N -H é lo n g a tio n
C -N é lo n g a tio n
a lc yn e s
a) RC C H
In te n sité
b) RC C R
© E.V. Blackburn, 2011
F am ille d e
c om p os é s
b e n zè n e
F ré q u e n c e
-1
(cm )
3000 - 3100
1600, 1500
690 - 710,
730 - 770
735 - 770
690 - 710,
7 5 0 -8 1 0
810 - 840
In te n sité
V ib ra te u r
m
v
C -H é lo n g a tio n
C = C é lo n g a tio n
C -H vib .
a n g u la ire , m o n o
s u b st.
C -H vib .
a n g u la ire , o -s u bs t.
C -H vib .
a n g u la ire , m s u b st.
C -H vib .
a n g u la ire , p -s u bs t
© E.V. Blackburn, 2011
F am ille d e
c om p os é s
F ré q u e n c e
-1
(cm )
In te n sité
V ib ra te u r
c é to n es
1690 - 1750
s
C = O é lo n g a tio n
e s te rs
1715 - 1740
1050 - 1300
s
s
C = O é lo n g a tio n
C -O é lo n g a tio n , 2
p ic s
é th e rs
1070 - 1150
F
C -O é lo n g a tio n
1000
750
500
200
1350
850
680
500
tF
F
F
F
C -F
C -C l
C -B r
C -I
2210 - 2260
v
C  N é lo n g a tio n
h a lo g é n u re s
a)
b)
c)
d)
n itrile s
flu o ru re
c h lo ru re
b rom u re
io d u re
-
© E.V. Blackburn, 2011
C 7 H8 O
© E.V. Blackburn, 2011
L’étude d’un spectre
• ~3400 cm-1: élongation des liaisons O-H et N-H
• ~3100 cm-1: élongation des liaisons C-H sp et sp2
• ~2900 cm-1: élongation d’une liaison C-H sp3
• ~2750 cm-1: élongation de la liaison C-H d’un aldéhyde
• ~2200 cm-1: élongation des liaisons C≡C et C≡N
• ~1700 cm-1: élongation de la liaison C=O
• ~1600 cm-1: élongation des liaisons C=C des alcènes et
des arènes
• ~1200 cm-1: élongation de la liaison C-O
© E.V. Blackburn, 2011
Degré d’insaturation
degré d’insaturation = (2NC - NX + NN – NH + 2)/2
NC = nombre de carbones
NX = nombre d’halogènes
NN = nombre d’azotes
NH = nombre d’hydrogènes
NH 2
H
Cl
O
© E.V. Blackburn, 2011
C7H6O2
© E.V. Blackburn, 2011
C 7 H5 N
© E.V. Blackburn, 2011
C 7 H9 N
© E.V. Blackburn, 2011