Cours PHA1170 - Chimie organique - Notes de cours PDF

Cours PHA1170 Chaptre 1 1.1 Liaisons chimiques et polarité 1.2 Résonnance et aromaticité 1.3 Interactions non-covalentes 1.4 Fonctions chimiques et leurs propriétés 1.5 Solubilité aqueuse et miscibilité 1.6 Amines et hétérocycles azotés 1.7 Acidité et basicité 1.8 Mesure du caractèr...

Cours PHA1170 Chaptre 1 1.1 Liaisons chimiques et polarité 1.2 Résonnance et aromaticité 1.3 Interactions non-covalentes 1.4 Fonctions chimiques et leurs propriétés 1.5 Solubilité aqueuse et miscibilité 1.6 Amines et hétérocycles azotés 1.7 Acidité et basicité 1.8 Mesure du caractère hydrophile-hydrophobe 1.9 Isomérie et stéréochimie Prof. Simon Matoori [email protected] Adapté avec permission de Anne-Marie Faucher 1 À connaître pour l’examen (cours 1) Vocabulaire, définitions, symboles et équations. Savoir représenter les molécules avec les doublets non-liants et la configuration 3D et savoir calculer les charges formelles de chacun des atomes. Savoir représenter les formes de résonnance d'une molécule. Savoir déterminer si une molécule est aromatique. Connaitre les types d’interactions non-covalentes et leur force En général tout se qui est sur les diapo peut faire partie de l’examen 2 À connaître pour l’examen (cours 2) Vocabulaire, définitions, symboles et équations. Connaitre les fonctions chimiques et leur propriétés (capacité de faire des interactions non- covalentes, de s’ioniser) Connaitre les notions d’acide et de bases de Bronsted-Lowry Connaitre les propriétés des fonctions chimiques Comprendre comment les fonctions chimiques sont liées à la solubilité aqueuse et miscibilité Savoir expliquer les différences de basicité des amines et hétérocycles azotés Ranger en ordre d’acidité ou de basicité croissante des composés ou des fonctions contenues dans un composé (ex. médicament) en fonction de leur structure et/ou de leur pKa Lorsque plusieurs fonctions ionisables sont présentes chez un composé, être en mesure de savoir leur ordre d’ionisation dans un gradient de pH (qualitatif et quantitatif) Connaître les définitions de la stéréochimie Pas besoin de connaitre les structures des médicaments par cœur. En général tout se qui est sur les diapo peut faire partie de l’examen 3 1.1 Liaisons chimiques et polarité 4 1.1. Introduction au tableau périodique 0.9893*12 + 0.0107*13 = 12.011 Numéro atomique : Correspond au nombre de protons dans un atome. Il correspond également au nombre d'électrons dans un atome non chargé. Poids atomique : Le poids moyen de tous les isotopes d'un atome donné. e.g. 0.9893*12 + 0.0107*13 = 12.011 Masse atomique : La masse d'un isotope d'un atome Masse atomique - Numéro atomique = nombre de neutrons 5 1.1 Liaisons chimiques et polarité No atomique: Nombre de protons dans le noyau Correspond également au nombre total d’électrons d’un élément Électrons de valence: Électrons du dernier niveau occupé Importance: sont ceux qui sont impliqués dans la formation des liaisons chimiques Nombre d’électrons de valence: Nombre total d’électrons d’un élément moins nombre total d’électrons du gaz rare qui le précède 6 1.1 Liaisons chimiques et polarité Connaitre par cœur 7 1.1 Liaisons chimiques et polarité Groupe : de haut en bas : plus de niveaux (couches) d’électrons -> radius atomique augmente Période : de gauche à droite : plus d’électrons de valence -> electronégativité augmente et radius atomique diminue 8 1.1 Liaisons chimiques et polarité En gris : par coeur combien d’électrons de valence H=1 C = 4, N = 5, O = 6, F = 7, P = 5, S = 6, Cl = 7 Br = 7 I=7 9 1.1 Liaisons chimiques et polarité Liaison chimique Partage d’électrons entre deux atomes. Polarité des liaisons chimique Causée par la différence d’électronégativité (ΔEN) entre les atomes d’une liaison. Donne un dipôle électrique (vecteur) Somme des vecteur devient 0 10 1.1 Liaisons chimiques et polarité EN augmente EN augmente 11 1.1 Liaisons chimiques et polarité + négatif 12 1.1. Propriétés des liaisons covalentes : Polarité Polarité des liaisons chimique Causée par la différence d’électronégativité (ΔEN) entre les atomes d’une liaison. Donne un dipôle électrique (vecteur) Polarité des molécules : Somme de tous les dipôles électriques d'une molécule. EN : F > O > N > C ≈ H Connaitre différence électronégativité Réponse: dans la 1e figure certaine polarité dipôle résultant est 0. Par contre, dans 2 e figure, le dipôle résultant à D alors flash à droite. Questions pratiques: Polaires? H-C≡N 13  1.1 Liaisons chimiques et polarité Notation de Lewis et règle de l’octet (1916): Les atomes réagissent entre eux pour former de composés plus stables où huit électrons entourent chaque atome (règle de l’octet) Exception : les atomes de la première période H et He En formant des liaisons covalentes, chaque atome adopte la configuration électronique du gaz inerte qui le suit Chaque liaison ainsi que chaque doublet d’électrons est représenté par une paire d’électrons. On peut également représenter chaque liaison par un tiret et chaque doublet d’électrons par une paire d’électrons ou un tiret. Même chose 14 1.1 Liaisons chimiques et polarité 1. Calcul du nombre total d’électrons impliqués dans la molécule (incluant les liaisons et les doublets non-liants): Calculer le nombre d’électrons de valence pour chaque atome et distribuer les électrons (règle d’octet) : Ex. CO2 atome nombre Électrons valence Électrons total C 1 4 4 O 2 6 12 Total 16 2. Lier l’atome central aux atomes périphériques au moyen de liaisons simples: 3. Attribuer les électrons restant aux atomes périphériques, puis à l’atome central en respectant la règle de l’octet: Pour oxygène c'est bon 15 1.1 Liaisons chimiques et polarité 16 1.1 Liaisons chimiques et polarité 17 1.1 Liaisons chimiques et polarité (électrons non-liants) 18 1.1 Liaisons chimiques et polarité Électron appartenant à q atome Cet électron à un électron de + 19 1.1 Liaisons chimiques et polarité 20 1.1 Liaisons chimiques et polarité H juste besoin 2 électrons n év étot O c'est bon H 3 1 3 O 1 6 6 oxygène entouré de 5 électrons. MAnque une charge Version non chargé Tot 9 8 électrons - 21 1.1 Liaisons chimiques et polarité Structure de Lewis et charge formelle (plusieurs atomes centraux) Exercice (CH3)2CHCOOH V éV éTot C 4 4 16 H 8 1 8 O 2 6 12 Tot 36 Total de 26 22 1.1 Liaisons chimiques et polarité Formules simplifiées La stéreochimie peut être montrée 23 1.1 Liaisons chimiques et polarité La géométrie des liaisons des molécules Liaisons simples Hybridisation : sp3 Atomes liés Paires d’électrons Géométrie moléculaire Exemple (non-liants) 4 0 Tétraédrique CH4 3 1 Pyramidale à base NH3 triangulaire 2 2 Angulaire H2O Liaisons multiples Hybridisation : sp2 ou sp Atomes liés Liaisons doubles Liaisons Hybridisation Géométrie Exemple triples moléculaire 2 2 0 sp Linéaire CO2 3 1 0 sp2 Plan triangulaire CH2CH2 2 0 1 sp Linéaire CO 24 1.1 Liaisons chimiques et polarité La géométrie des liaisons des molécules Calculer l’hybridisation : 1) Nombre stérique = Nombres d’atomes liés + Nombre de paires d’électrons non-liées 2) Déterminer l’hybridisation Nombre stérique 4 = sp3 Nombre stérique 3 = sp2 Nombre stérique 2 = sp 3) Déterminer la géométrie basée sur l’hybridisation et le nombre d’électrons non-liants 1.1 Liaisons chimiques et polarité La géométrie des liaisons des molecules (liaisons simples) Tetrahédrique Pyramidale à base triangulaire Angulaire 4 liaisons de longueur égale ; angles égaux de 109,5° Angles de 107° Angles de 104,5° Par ex. CH4 Par ex. NH3 Par ex. H2O Hybridisation du C : sp3 Hybridisation du N : sp3 Hybridisation de l’O : sp3 26 1.1 Liaisons chimiques et polarité La géométrie des liaisons des molecules (liaisons multiples) Plan triangulaire Linéaire Ex. HCN Angle de 120° Angle de 180° Numéro stérique du C ? Par ex. CH2CH2 Hybridisation du C ? Hybridisation du C : sp2 Par ex. CO2 Géométrie ? Hybridisation du C : sp O=C=O........ Par ex. CO Hybridisation du C : sp - C≡O +.... 27 1.1 Liaisons chimiques et polarité Longueurs des liaisons C-C C-C Atomes s'approche C=C C≡C 28  1.1 Liaisons chimiques et polarité Liaisons ioniques Les molécules comportant des liaisons ioniques respectent également la règle de l’octet La charge formelle des anions et cations est représentée. Les cations adoptent la configuration électronique des gaz rares qui les précèdent alors que les anions adoptent celle des gaz rares qui les suivent. Par convention, on ne représente pas l’octet d’un atome qui a vidé sa couche de valence en perdant un ou plusieurs électrons. Par coeur : charges F, Cl, Br, I = -1 Li, Na, K = +1 Mg, Ca, Ba = +2 Tiret équivalent 2 points 29 1.2 Résonnance et aromaticité Résonnance (mésomérie) : Désigne une délocalisation d'électrons pi (liaison double) et n (électrons non-liants) dans les molécules conjuguées, que l'on représente par une combinaison de structures aux électrons localisés appelées formes mésomères ou de resonance Les formes de résonnance d’une molécule diffèrent uniquement par le placement des électrons non liants et des électrons pi (les atomes ne bougent pas, les liens sigma ne changent pas) Chaque système conjugué comporte un minimum de 3 atomes Un s'appelle pie et l'autre sigma. Important 30 1.2.6. Propriétés des liaisons covalentes : Résonance et aromaticité Dessiner des structures de résonance - Exemples : SI bouge juste une, il y a problème, c'est faux car il y aurait 5 liaisons. Octet non respecté 1.2 Résonnance et aromaticité Résonnance (mésomérie) Trois profils de resonance dans les systèmes conjugées : pi = liaison double ; sigma = liaison simple; n = pair d’électrons non- liants ; p = radical ou absence d’électron (cation).. 32 1.2 Résonnance et aromaticité 1.2 Résonnance et aromaticité Conjugaison = facteur de stabilisation La délocalisation des électrons sur plusieurs atomes confère de la stabilité au système car les charges, électrons ou radicaux sont portés par plusieurs atomes (délocalisés). Plus grand les systèmes conjugés = plus stables Stabilité du cation 1.2 Résonnance et aromaticité Les formes de résonnance obéissent aux règles de valence (règle de l’octet) 1.2 Résonnance et aromaticité 1.2. Propriétés des liaisons covalentes : Résonance et aromaticité Aromaticité: Les composés aromatiques sont très stables par rapport à leurs homologues non aromatiques. En effet, les électrons peuvent être partagés (délocalisés) dans l'ensemble du système pi, ce qui réduit l'énergie globale du système. Pour que cela se produise et qu'une molécule soit considérée comme aromatique, elle doit: 1. être plane 2. être cyclique 3. être conjuguée (Pi-sigma-Pi, ou n-sigma-pi...) avec 4n + 2 électrons qui peuvent participer au système pi (où n = un nombre entier: 0, 1, 2, 3...) 4. Contient un système conjugué sur l’ensemble du cycle (suite de pi-sigma-pi et/ou n-sigma-pi et/ou p- sigma-pi) ü Plane ü Cyclique Benzene: ü Conjugué (pi-sigma-pi) ; 6 e- délocalisés ; 4n+2 = 6, n = 1 H x Plane 1,3-cyclopentadiene H ü Cyclique Pas aromatisé pas conjugué sur ensemble x Pas complètement conjugué ; 4 e- délocalisés ; 4n+2 = 4, n = 1/2 1.2 Résonnance et aromaticité nbr électron n= nombre entier 0-1-2-5 6/4 1.5 N pas entier alors pas aromatique 1.2 Résonnance et aromaticité Paire électron non liant Détermination de l’aromaticité des cycles avec hétéroatomes ne fait pas partie de l’examen 1.2 Résonnance et aromaticité Parmi les molécules suivantes, lesquelles sont conjuguées et lesquelles aromatiques? Conjugé Conjugé Conjugé et aromatique Pas aromatique car pas aromatique conjugué sur ensemble du cycle 14 électron 4n+2=14 4n=12/4 n= 3 Cyclopentadiène Anthracène (14)Aunnulène Pour chaque molécule aromatique donner une autre forme de résonnance. 1.3. Interactions non-covalentes Interaction Non-Covalentes: Les molécules s’attirent ou se repoussent selon leur affinité. Leurs interactions influencent les propriétés de la matière. Les interactions en jeux sont principalement: Attractions électrostatiques o Attraction entre deux charges de signe opposé (Énergie de réseau >>100 kJ/mol = force de la liaison en l’absence de solvant) o Interactions ion–dipôle (50-200kJ/mol) Ponts hydrogène (5-30 kJ/mol, 20kJ/mol en moyenne) Moins fort Forces de Van der Waals (0,1-10kJ/mol) Interactions pi stacking (environ 10kJ/mol pour le benzène) Note: les liaisons covalentes ont une énergie de plusieurs centaines de kJ/mol. 1.3. Interactions non-covalentes Ponts Hydrogène (ponts H, liaisons hydrogène): Interaction observées entre un élément très électronégatif ayant des doublets libres et un atome d’hydrogène lui- même lié à un élément très électronégatif: Raison pour lequel s'attire les ponts hydrogènes peuvent être intermoléculaires ou intramoléculaires Oxygène attire électron autour Pas bcp électron autour du H Acide benzoïque Acide salicylique 1.3 Interactions non-covalentes 1.3 Interactions non-covalentes Eau Chaque doublet libre peut accepter une liaison hydrogène et chaque O-H peut donner une liaison hydrogène. Donc, l’eau peut participer à un maximum de 4 liens hydrogène: Accepteur et donnateur de pont H Important savoir qui accepte et donne Accepteur 1.3. Interactions non-covalentes Feuillets bêta dans les protéines Ponts hydrogènes entre deux brins d'ADN 1.3 Interactions non-covalentes Important 1.3 Interactions non-covalentes Forces de dispersion de London Interaction stabilisante entre un dipôle instantané et un dipôle induit ; importante dans les interactions apolaires et hydrophobes Pas vraiment hétéroatome Électron pas statique, bouge tlt Dure qq instant car bouge bcp Électron qui bouge 1.3 Interactions non-covalentes Forces de dispersion de London Générée par la déformation soudaine d’un nuage électronique formant une liaison dans une molécule. Il y a création d’un dipôle instantané dus au mouvement aléatoire des électrons. Dans une molécule voisine, il y a alors formation d’un dipôle induit. Les deux dipôles interagissent et se stabilisent. Molécules polaires et non-polaires peuvent subir les forces de dispersion de London 1.3 Interactions non-covalentes Forces de dispersion de London Plus grande la masse molaire de la molécule plus grande la polarisabilité et plus grandes les forces van der Waals Point d'ébullition Augmente point d'ébullition Car plus atome dans molécule Plus grande chance d'interaction On doit mettre plus d'énergie 1.3 Interactions non-covalentes Interactions de Debye (Interactions mixtes) Interaction stabilisante entre un dipôle permanent (ou ion) et un dipôle induit. ou ion ou ion 1.3 Interactions non-covalentes Interactions de Keesom (Interactions polaires et hydrophiles) Interaction stabilisante entre deux dipôles permanents ou un dipôle ou ion permanent et un ion CH3 CH3 1.3 Interactions non-covalentes Interactions pi-stacking Interactions attractives, non covalentes entre cycles aromatiques Importantes dans l’empilement des bases de l’ADN, dans le repliement des protéines, dans la liaison non- covalente des médicaments aux protéines sanguines, dans la reconnaissance moléculaire, etc. 1.3 Interactions non-covalentes Interactions pi-stacking : dépendance des substituants 1.3 Interactions non-covalentes Interactions pi-stacking Interactions benzene avec cation 1.3 Interactions non-covalentes 1.3 Interactions non-covalentes Ponts hydrogène et températures de transition: 1.3 Interactions non-covalentes État physique de la matière et interactions intermoléculaires Effet sur la solubilité / miscibilité : Pour que des composés soient miscibles (solvents : soluble l’un dans l’autre) ou solubles (molécule dans solvent), la nature et la force de leurs interactions intermoléculaires doivent être similaires 1.3 Interactions non-covalentes Parmi les paires de molécules suivantes, quelle molécule sera la plus soluble dans l’eau? 1.4. Fonctions chimiques et leurs propriétés 1.4 Fonctions chimiques et leurs propriétés Par coeur 1.4 Fonctions chimiques et leurs propriétés Par coeur 1.4 Fonctions chimiques et leurs propriétés Par coeur 1.4 Fonctions chimiques et leurs propriétés Par coeur 1.4. Fonctions chimiques et leurs propriétés Dans une structure, un agencement de certains éléments (fonction, groupe fonctionnel, groupement fonctionnel) confère des propriétés à cette structure. Des structures différentes au niveau du squelette mais comportant un même groupe fonctionnel (ex. alcool, acide carboxylique) auront des propriétés communes indépendantes de leur squelette. Les fonctions des molécules, grâce aux interactions non-covalentes qu’elles peuvent faire et leurs propriétés intrinsèques, influencent plusieurs paramètres biopharmaceutiques : ADME : -Solubilité, miscibilité -Charge à différents pH -Perméabilité à travers les membranes -Stabilité -Liaison avec les protéines -Lipophilie/hydrophilie Pharmacodynamie : -Affinité/Sélectivité/Chiralité -Effets hors cible/toxicité 1.5. Solubilité aqueuse et miscibilité Solubilité aqueuse Une molécule (un médicament) sera soluble en milieu aqueux (hydrophile) si : Elle possède des groupements fonctionnels ionisables (pH vs pKa) qui seront chargés au pH d’intérêt. Elle peut former des liens hydrogène avec l’eau (donneurs ou accepteurs). Elle possède des groupements polaires (dipôles permanents) Sa portion non-polaire n’est pas trop volumineuse 1.5. Solubilité aqueuse et miscibilité Miscibilité : Définition : capacité de deux liquides à se mélanger en toutes proportions pour former une solution homogène. -Propriété absolue qui ne s'exprime pas en degrés (miscible ou non miscible). -Lorsque deux liquides sont miscibles, il n'y a pas de limite supérieure à la quantité qu'un liquide peut dissoudre dans l'autre (par opposition à la solubilité). Ils se mélangent dans n'importe quel ratio sans se séparer en différentes phases. e.g. l'eau et le méthanol sont miscibles. Quelle que soit la quantité de méthanol ajoutée à l'eau, ils se mélangent complètement sans se séparer. 1.6. Acidité et basicité Acides / bases Un acide de Brønsted-Lowry est une fonction chimique capable de donner un proton; une base est une fonction chimique qui peut accepter un proton. Amine Base Acide Acide Base correspondante correspondante 1.6. Acidité et basicité 1.6. Acidité et basicité Éq. d'équilibre des acides: Ka = Constante de dissociation de l'acide  1.6. Acidité et basicité PKa plus faible : Indique un acide plus fort, car il se dissocie plus facilement, libérant des protons en solution. PKa plus élevé : Indique un acide plus faible, car il est moins susceptible de libérer des protons. Lorsque le pH d'une solution est égal au pKa d'un acide, l'acide est dissocié à 50 %, ce qui signifie que la moitié des molécules d'acide existent sous forme d'HA et l'autre moitié sous forme d'A-. Si le pH < pKa, la solution favorise la forme protonée (HA). Si le pH > pKa, la solution favorise la forme déprotonée (A-). Le pKa étant une fonction logarithmique, chaque unité représente 10x plus ou moins de HA par rapport à A-. Par exemple, si le pH = 3 et que la molécule X a un pKa de 4, il y a 10x plus de HA que de A- ; si le pH est de 2, il y a 100x plus de HA que de A- Une molécule peut avoir plusieurs fonctions acides et basiques et donc plusieurs pKa 1.6. Acidité et basicité EXEMPLE Le pKa de l'acide acétique est de 4,76. + + Cela signifie qu'à un pH de 4,76 = À un pH de 7,40 (pH physiologique) > 1.6. Acidité et basicité HA A- EXEMPLE quantitatif Le pKa de l'acide acétique est de 4,76. + + Cela signifie qu'à un pH de 4,76 (pH = pKa) 1 HA 1 A- À un pH de 5,76 (pH = pKa + 1) 1 HA 10 A- À un pH de 6,76 (pH = pKa + 2) 1 HA 100 A- À un pH de 3,76 (pH = pKa - 1) 10 HA 1 A- À un pH de 2,76 (pH = pKa - 2) 100 HA 1 A- 1.6. Acidité et basicité H3O+ pH 1 pH = pKa = 4.76 pH 7 pH 14 1.6. Acidité et basicité Exercice Lévofloxacine pKa = 6.1 Protoné à pH 7.4 ? Proportions A- : AH à pH 3.1 ? Proportions A- : AH à pH 8.1 ? 1.7. Amines et hétérocycles azotés 1.7. Amines et hétérocycles azotés 1.7. Amines et hétérocycles azotés 1.7. Amines et hétérocycles azotés Les noms et les structures des molécules à reconnaître par coeur La numérotation n’est pas à apprendre 1.7. Amines et hétérocycles azotés 1.7. Amines et hétérocycles azotés 1.7 Amines et hétérocycles azotés 1.7 Amines et hétérocycles azotés 1.8. Mesure du caractère hydrophile-hydrophobe Plus les groupes fonctionnels sont polaires, et plus les groupes fonctionnels présents dans une molécule sont polaires, plus la molécule est hydrophile. Plus la molécule est composée d'hydrocarbones, plus la molécule est lipophile. Quantifier l’hydrophilicité / hydrophobicité On mesure le caractère hydrophile/hydrophobe d’une molécule en déterminant comment elle se distribue entre l’eau et un solvant hydrophobe immiscible (comme le 1-octanol) : LogPoct/eau 1-octanol 1.8. Mesure du caractère hydrophile-hydrophobe LogPoct/eau : logarithme du coefficient de partage, P, qui est le ratio des concentrations d'un composé dans un mélange 1-octanol et eau à l'équilibre. - Généralement utilisé pour les composés neutres ou lorsque l'ionisation n'est pas un problème (par exemple, neutre aux pH physiologiques (1-8)). 1.8. Mesure du caractère hydrophile-hydrophobe Propranolol LogP = 3 (Propranolol)oct Poct/eau = (Propranolol)eau 1.8. Mesure du caractère hydrophile-hydrophobe Vancomycine LogP = -8 (Vancomycin)oct Poct/eau = (Vancomycin)eau 1.9 Isomérie et stéréochimie 1.9. Isomérie et stéréochimie Isomères: Les molécules dont la nature et le nombre d’atomes sont identiques (de même formule moléculaire) mais dont la disposition des atomes entre eux est différente 1.9. Isomérie et stéréochimie Isomères de structure: Même formule moléculaire/empirique, formule développée différente 1.9. Isomérie et stéréochimie Isomères de structure: Même formule moléculaire/empirique, formule développée différente Isomères de position: Diffèrent par la position d’un groupement, sans changer la fonction du groupement Isomères de fonction: Changement de structure entraînant un changement de fonction 1.9. Isomérie et stéréochimie Stéréoisomères: Deux molécules dont la structure en deux dimensions (enchaînement des atomes) est identique, mais dont l’arrangement spatial (en 3D) est différent. 1.9. Isomérie et stéréochimie Chiralité (asymétrie): Vient du grec kheir, signifiant ‘main’. Chiral: ne possède pas de plan de symétrie (asymétrique) Achiral: possède un plan de symétrie (symétrique) 92 1.9. Isomérie et stéréochimie Carbone asymétrique (centre stéréogénique): -Toujours un carbone sp3. -Carbone qui contient 4 groupements différents -Par convention, on marque ces carbones par un *. -Des molécules qui sont des images miroir (spéculaires) non superposables sont des énantiomères (énantio = différent) Il est impossible de superposer ces deux formes 93 1.9. Isomérie et stéréochimie Énantiomères: Stéréoisomères images miroir l’un de l’autre, de configuration inverse au niveau de tous les carbones asymétriques. Propriétés physiques (sauf le pouvoir rotatoire) et chimiques identiques. Leur propriétés biologiques sont différentes: la chiralité influence (contrôle) les interactions récepteur/substrat 94  1.9. Isomérie et stéréochimie Déviation de la lumière polarisée mesurée avec un polarimètre Mesure de l’angle de rotation de la lumière polarisée d’un produit optiquement actif Lumière polarisée linéairement Deux énantiomères dévient le plan de la lumière polarisée avec la même magnitude mais dans des directions opposes Leurs autres propriétés physiques et chimiques sont identiques 1.9. Isomérie et stéréochimie Diastéréoisomères Les diastéréoisomères sont des molécules qui ont le même enchaînement d'atomes, mais qui ne sont ni superposables, ni image l'une de l'autre dans un miroir. Doit avoir deux centres chiraux ou plus. 1.9. Isomérie et stéréochimie Isomères géométrique: Configuration relative entre deux substituants d’un cycle ou d’un alcène Rotation complète des liaisons est empêchée dans ces deux cas  1.9. Isomérie et stéréochimie Notation cis/trans: Cycles Alcènes Alcène disubstitué: Substituants du même côté du plan formé par le cycle Pas de rotation possible: 2 isomères géométriques sont possibles Substituants de côtés opposés du plan formé par le cycle 1.9. Isomérie et stéréochimie Importance des isomères géométriques: Les acides gras cis et trans Les acides gras insaturés des huiles partiellement hydrogénées sont majoritairement trans (E) Les acides gras insaturés naturels sont majoritairement cis (Z) 99