Chimie Organique 2024 - 4 Pages (PDF)

Introduction la chimie organique  Introduction Introduction Constituants principaux Qu’est q...

Introduction la chimie organique  Introduction Introduction Constituants principaux Qu’est que la chimie organique ? des molécules organiques Jusqu’au début du 19e siècle : frontière infranchissable entre a) le monde minéral = chimie minérale transformations (réactions chimiques) bien maitrisées b) le monde de la matière vivante transformations impossibles sans une « force vitale » => chimie des organismes vivants = chimie organique Chimie organique Introduction 2 Chimie organique Introduction 4 Introduction 1828 : synthèse de l’urée (molécule organique) à partir de molécules minérales décomposition réarrangement D NH4(OCN) NH3 + HOCN (NH2) 2CO cyanate d'ammonium urée Chapitre 1 composé minéral composé organique la liaison covalente Définition moderne de la chimie organique = chimie du carbone ou chimie des composés du carbone Toute molécule organique comprend au moins un C et un H Les éléments constitutifs des molécules organiques sont : Eléments de base : C, H, O, N Autres éléments : F, Cl, Br, I, S, P Chimie organique Introduction 3  1. La liaison chimique 1.1 La liaison covalente Rappel de chimie générale Rappel de chimie générale A mesure que 2 atomes s’approchent : Tout atome cherche à posséder une couche électronique externe remplie Répulsion : les noyaux (protons, charges +) se repoussent. => Structure électronique des gaz rares (règle de l’octet) Attraction : le nuage électronique (charges -) de l’un est attiré par le noyau Epot de l’autre; le nuage se trouve de plus en plus entre les 2 noyaux. Pour y parvenir : a) Un atome arrache ou donne un ou plusieurs électrons à un autre atome => ions Forte différence d’électronégativité H2 : d = 74 pm et DHliaison = - 436 kJ/mol b) Deux atomes mettent en commun un électron chacun => une liaison covalente Faible différence d’électronégativité + + d : distance + c) Des atomes à faible électronégativité mettent en commun des électrons Þ Formation de liaison car => liaison métallique DH énergétiquement favorable (puits énergétique) Þ Energie minimale = longueur de liaison d Þ Energie de dissociation (= enthalpie de liaison) Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 6 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 8 1. La liaison chimique 1.1 La liaison covalente Tableau périodique des éléments Exemple avec l’hydrogène (H) : Sous-couche s d p électronique «H» possède un électron et la couche électronique 1 est remplie lorsque deux électrons sont présents. Conséquence : «H» ne peut exister seul dans la nature. Soit il perd son électron (= l’électron est arraché par un atome très électronégatif) Couche électronique et devient un ion, ici le cation H+ soit il met son électron en commun avec un autre atome qui fait de même, ceux- ci possédant en commun une paire d’électrons, un doublet liant. 2 orbitales atomiques s 1 orbitale moléculaire = 2 sous-couches 1s = liaison covalente + + + + + + énergie N° atomique : nb de protons de l’atome (= nb d’électrons) atomes molécule Ligne : suite d’atomes ayant le même nb de couches électroniques Un doublet liant est la liaison covalente. La chimie organique étudie en Colonne : suite d’atomes ayant même nb d’électrons sur la dernière couche électronique particulier les liaisons covalentes possibles avec C, N et O = hybridation. Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 7 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 9  1.1 La liaison covalente 1.2 Hybridation sp3 Epot Quand les 2 atomes sont liés : Orbitales du carbone (6 électrons) Convention : la mise en => configuration électronique 1s22s22p2 passe en un état excité: 1s22s12p3 commun de deux électrons (= la liaison covalente) est Carbone à l'état fondamental Carbone à l’état excité représentée par un trait reliant les deux atomes: + + H H d Quatre orbitales à remplir DH 1 trait = toujours 2 électrons => 4 liaisons simples possibles Les électrons de la liaison covalente sont parfois appelés "doublet liant" c'est-à-dire paire d'électrons qui lie = qui forme une liaison. Un doublet non-liant est une paire d'électrons de valence sur le même Donc théoriquement, le carbone formera trois liaisons avec les orbitales atome. L'orbitale étant remplie, les électrons ne seront pas impliqués dans 2p et une liaison avec l’orbitale 2s. une liaison covalente (voir exemple p. 18). Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 10 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 12 1.1 La liaison covalente 1.2 Hybridation sp3 Orbitales atomiques Structure de la molécule CH4 à l’état excité Le carbone formerait : orbitale po E Energies relatives des orbitales atomiques - 3 liaisons sur orbitales p orbitale So - 1 liaison sur orbitale s nb d'orbitales d p avec 4 hydrogènes (orbitales s) d s Sous-couches H p s H H sIn p Ters H Couche C H C H 1 2 3 4 n électronique H H Ne correspond pas à la réalité Chaque électron se place dans une orbitale énergétiquement et géométriquement bien définie en couches et sous-couches électroniques. Dans les faits, tout comme les atomes fusionnent leurs orbitales atomiques Chaque orbitale reçoit au maximum deux électrons. pour former des orbitales moléculaires, quand la différence d’énergie entre Plus l’électron est éloigné du noyau, plus il est énergétique = instable. orbitales atomiques est faibles, elles fusionnent = hybridation Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 11 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 13  1.2 Hybridation sp3 1.2 Hybridation sp3 Théorie de l'hybridation Exemple : méthane (CH4) Idée de Pauling : fusion des sous-couches 2s et 2p car niveau d’énergie Chaque orbitale sp3 du carbone se lie avec l’orbitale 1s d’un hydrogène proche (voir p. 11) créant des orbitales hybrides => création d’une orbitale moléculaire s = liaison s (ici de type s(sp3 - s)) Hybridation de type sp3 - modèle moléculaire de la liaison s Cas du carbone L’exposant «3» indique qu’il y a 3 orbitales p hybridées avec une s. H C 4 orbitales hybrides sp3 H identiques H H Conventions de représentation Liaison s : trait simple reliant 2 atomes Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 14 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 16 1.2 Hybridation sp3 1.2 Hybridation sp3 Exemple : éthane (C2H6) Arrangement spatial des orbitales hybrides sp3 du carbone Liaison s entre 2 carbones sp3 : (ici de type s( sp3 – sp3)) Bilan: 4 orbitales sp3 identiques 109.5° Eloignement maximal* => Tétraèdre * La configuration spatiale est déterminée par la minimalisation des répulsions mutuelles des paires électroniques, c’est-à-dire par l’éloignement maximal des orbitales H H = ↳pe (sp-sp- Quiz de même énergie. Combien y-a-t-il de liaisons s et de quels types dans cette molécule ? C C Angle entre chaque orbitale => 109.5° H H maisons -sp3) et 1 (Sp sp) - H H Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 15 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 17  Quiz Quiz Hybridation de type sp3 – L’atome de l’azote · En Chimie générale, dans quelle catégorie trouvera-t-on NH3 ? Quel est le résultat d’une hybridation sp3 de l’azote ? 152252 2p3 Les molécules avec une paire non liante sont appelées ? (diagramme d’énergie et remplissage des cases électroniques) A Bases de BrØnsted 4 orbitales B Bases de Lewis TE-H EX d'e a e dispose d'une paire meme 1 remplie C Acides de BrØnsted dont H zottet D Acides de Lewis vide : case quantique d'é manque paire (Voir aussi : Chimie générale, chap. 4, p. 21-24) Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 18 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 20 1.2 Hybridation sp3 1.2 Hybridation sp3 Hybridation sp3 de l’azote : Hybridation de type sp3 – L’atome d’oxygène O obe Conventions de représentation Oxygène : 8 électrons = 1s22s22p4 N N N H º H º H H H H H H H 4 orbitales hybrides sp3 Bilan: dont deux remplies 4 orbitales sp3 dont une remplie => 3 liaisons s possibles => Une paire d’électrons non-liante => Eloignement maximal = pyramide Effet de l’orbitale remplie : angle entre chaque liaison => 107° & Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 19 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 21 · Acide Levis D on B et AlCI3 M · El III- e hybridation vide acide 2 > - sorges &  1.2 Hybridation sp3 1.3 Hybridation sp2 Hybridation sp3 de l’oxygène : Hybridation sp2 – modèle moléculaire de la liaison p Conventions de représentation Cas du carbone : 6 électrons = 1s22s22p2 º º Dans des conditions très énergétiques (voir chap. 2), une hybridation partielle peut se produire : Bilan: 4 orbitales sp3 dont deux remplies 1 orbitale p => 2 liaisons s possibles => Deux paires d’élections non liantes 3 orbitales hybrides sp2 Effet des deux orbitales remplies : angle entre les deux liaisons => 104.5° Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 22 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 24 1.2 Hybridation sp3 1.3 Hybridation sp2 Cas du carbone Résumé des conséquences de l’hybridation sp3 : 1) Orbitale hybride sp2 => 3 orbitales atomiques identiques Carbone Azote Oxygène Eloignement maximal => plan 4 liaisons simples 3 liaisons simples 2 liaisons simples Tétraédrique Pyramidal Triangulaire (plan) (une paire non liante) (deux paires non liantes) Angle entre chaque orbitale => 120° L’orbitale sp3 peut se lier avec : - Une autre orbitale sp3 2) Une orbitale p avec éloignement maximal - Une orbitale s (hydrogène) => perpendiculaire au plan formé par les 3 orbitales sp2 (ici, plan de la feuille) Images F. Nivoliers, INSA, Rouen, Fr Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 23 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 25  1.3 Hybridation sp2 1.4 Hybridation sp Cas de l’éthylène : CH2CH2 Liaison O orbitalent p Hybridation sp – modèle moléculaire de la liaison p Orbitales atomiques : ↓ se elles lient entre Carbone : 6 électrons = 1s22s22p2 C C Recouvrement latéral d'orbitales p L'hybridation très partielle : => liaison p (pi) 2 orbitales p M : Orbitales moléculaires D H H 2 orbitales hybrides sp liaisons σ - C C liaison π H H Convention de représentation Liaisons s + p = double liaison Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 26 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 28 1.4 Hybridation sp 1.4 Hybridation sp 1) Orbitale hybride sp => 2 orbitales atomiques identiques azote oxygène Eloignement maximal => Linéaire Angle entre chaque orbitale => 180° 3 orbitales sp2 dont une remplie 3 orbitales sp2 dont deux remplies 2) Deux orbitales p avec éloignement maximal 1 orbitale p 1 orbitale p => Perpendiculaires aux orbitales sp et perpendiculaires entre elles => deux liaisons s et une liaison p => une liaison s et une liaison p H H C N C O H H H Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 27 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 29  1.4 Hybridation sp Quiz Expl. : acétylène : CHCH Oxygène : 8 électrons = 1s22s22p4 Orbitales atomiques : 2 orbitales p 2 orbitales sp dont deux remplies Recouvrement latéral d'orbitales p => AUCUNE liaison s possible => 2 liaisons p et deux liaisons p liaisons σ H C C H liaisons π Si aucune liaison s n’est possible, un O en hybridation sp ne peut se lier Convention de représentation que par orbitales p et donc ne peut jamais former une liaison s. 2 liaisons p + 1 liaison s = triple liaison Donc on ne trouve pas d’O sp en chimie organique. Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 30 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 32 1.4 Hybridation sp Résumé hybridation sp2 et sp Azote : 7 électrons = 1s22s22p3 Carbone Azote Oxygène sp2 2 liaisons simples 1 liaison simple 2 orbitales p 1 double liaison 1 double liaison 1 double liaison Planaire Planaire Planaire terminal 2 orbitales sp dont une remplie 1 liaison simple => une liaison s et deux liaisons p sp 1 triple liaison 1 triple liaison 0 triple liaison possibles Linéaire Linéaire terminal => impossible Une orbitale sp2 ou sp peut se lier avec une orbitale sp3, sp2, sp ou s. liaisons σ H C N liaisons π Expl. : HCN Une orbitale p peut uniquement se lier avec une autre orbitale p. Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 31 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 33  Quiz 1.5 Conséquences géométriques de l’hybridation T Combien y-a-t-il d’orbitales atomiques s, p, sp, sp2 et sp3 ? Hybridation sp2 => une géométrie planaire Go (uniquement les orbitales liantes) Une chaine de 5 carbones (pent-2-ène) est représentée ainsi : Combien y-a-t-il de liaisons s et p ? *o La double liaison bloque la rotation p avec un angle de 120°. N H O C C C H C C O B ja H C C Hybridation sp => une géométrie linéaire p8 H Une chaine de 5 carbones (pent-1-yne) est représentée ainsi : H o H H st La triple liaison bloque la rotation avec un angle de 180°. Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 34 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 36 1.5 Conséquences géométriques de l’hybridation 1.6 La liaison covalente polaire Electronégativité (En) : tendance d'un atome à attirer vers lui les électrons Hybridation sp3 => une géométrie tridimensionnelle compliquée tous leshalogènet en dans une liaison chimique. Une chaîne de 4 carbones (butane) est représentée ainsi : H 2.2 109.5° Li B C N O F H H H H Mobilité très grande : 1.0 2.0 2.5 3.0 3.5 4 109.5° Na Mg Al Si P S Cl H C C H la rotation autour de la liaison C-C C C 109.5° entraine des structures différentes. 0.9 1.3 1.6 1.9 2.1 2.6 3.2 H H H H K Br 109.5° 0.8 3.0 I 2.7 Différence d’électronégativité (DEn) entre les atomes A et B : Ainsi une molécule existe sous différents arrangements dans l’espace suite à la rotation de liaisons. 0 à 0.4 A : B => liaison covalente "apolaire" On parle de conformations voir chap. 3. d+ d- 0.5 à 1.7 A : B => liaison covalente polaire + - > 1.7 A B: => liaison ionique Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 35 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 37  1.6 La liaison covalente polaire 1.6 La liaison covalente polaire Exemple de liaison covalente polaire (DEn > 0.5) sur une liaison s : Au gymnase, on vous a probablement expliqué que si un atome perd 1 électron sa charge devient +. Ici, je montre que quand Cl prend les 2 électrons de la H H Caractère + liaison, la charge de C devient +. Qui a raison ? En de H = 2.2 En de C = 2.5 δ+ δ- En de Cl = 3.2 H C C Cl Caractère - périodique Realité molécules H H C du tableau La densité d’électrons sur la liaison C-Cl est asymétrique. Cl étant plus En H que C, statistiquement, les électrons sont plus vers Cl, d’où un caractère i H · d- sur Cl et d+ sur C. ↓ Exemple de liaison covalente polaire (DEn > 0.5) sur une liaison p : O · H 3C 0. En de C = 2.5 δ+ δ- C O. En de O = 3.5 H 3C 4 Idem, les électrons sont plus vers O que C, d’où un caractère d- sur O et d+ sur C. Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 38 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 40 1.6 La liaison covalente polaire 1.7 Représentation & base de nomenclature A la limite, la liaison se rompt = réactivité => réaction chimique Représentation des molécules H H H H 1a) H C C δ+ Cl δ- H C C + Cl Formule brute : C2H6 H H H H H 3C H 3C δ+ δ- 1b) C O C O H 3C H 3C Liaison polaire => rupture hétérolytique => ions chargés Si la liaison covalente est apolaire : Représentation Représentation Représentation Représentation H H H H spatiale plane avec groupes sans carbone H C C H H C + C H (formule développée) ni hydrogène* 2) H H H H Liaison apolaire => rupture homolytique => radical *Les hydrogènes restent visibles s’ils sont liés à d’autres atomes que C. (nb impair d’électrons sur la dernière couche) Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 39 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 41  Quiz 1.7 Représentation & base de nomenclature Groupe fonctionnel : règle de nomenclature & ordre de priorité Quelle est la représentation sans C ni H de l’acide chrysantémique, un insecticide naturel ? Groupe fonctionnel structure Exemple 9 Priorité croissante en nomenclature Acide carboxylique Acide acétique R: C ou H H H R - c - o - H H H X H H Ester i Acétate d’éthyle T H C H C C C H R 1 - C - O - Re Ric ou H C C C C C C O H Amide -NY Acétamide RiR R" , : (out Aldéhyde i Acétaldéhyde R : Cout H H H H H O R - C - H r -CR Cétone Acétone R ,RI : C Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 42 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 44 1.7 Représentation & base de nomenclature 1.7 Représentation & base de nomenclature Conventions comme toutes les molécules comprennent C et H : Suite de la page 44 Groupe fonctionnel structure Exemple Les atomes autres que C et H sont appelés les hétéroatomes H j - Alcool Ethanol La partie avec un ou plusieurs hétéroatomes est le groupe fonctionnel Priorité croissante en nomenclature R - C-R" - H O Thiol 'r j Ethanthiol M N CH2 CH2 CH2 C CH3 CH3 CH2 O CH2 Amine Ethylamine CH3 Ether Diéthyléther Les propriétés de la molécule (réactivité, solubilité dans l’eau, R-o-R température d’ébullition, etc.) dépendent principalement du groupe Molécules sans hétéroatome (formés que de C et H) fonctionnel. Triple liaison Acétylène CEC = Ainsi, on peut présenter une molécule en se focalisant sur celui-ci : - Double liaison Ethylène O R- = Reste (de la molécule), = R C si plusieurs Restes => R’, R’’,… ou R1, R2,… O R’ Seul. liaisons simples jc - c = Ethane & C’est donc le groupe fonctionnel qui est au cœur des propriétés ! Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 43 Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 45  Résumé – chapitre liaison covalente - Orbitale atomique : Hybridation sp3, sp2 et sp et orbitales p et s - Orbitale moléculaire : liaisons covalentes s et p - Type de liaison => conséquence sur l’arrangement spatial (mobilité, planarité, linéarité). - Polarisation de la liaison covalente => conséquence sur la réactivité (rupture homo- ou hétérolytique) - Convention de nomenclature et de représentation (sans H ni C quand c’est possible, tridimensionnelle, avec groupes ou restes) - Groupes fonctionnels principaux et ordre de priorité (nomenclature) Chimie organique Chapitre 1 – liaison covalente 46  Chapitre 2 la réactivité en chimie organique  2.1 La réactivité 2.1 La réactivité La réactivité est la transformation d’une molécule en présence d’une ou plusieurs autres molécules (les réactifs) en une ou plusieurs nouvelles Une réaction peut être accélérée = facilitée par la présence d’une substances (les produits). Il y a rupture et création de liaisons. substance qui participe à la réaction mais qu’on retrouve intacte parmi les produits. En chimie du carbone, il y a réactivité sur une liaison simple (liaison s) : A A Cette substance est appelée catalyseur. + + Substitution : A C A B A C B A Comme le catalyseur n’a pas été transformé durant une réaction, il A A pourra contribuer à cette même réaction sur une nouvelle molécule, etc... B A A A + Par sa présence, le catalyseur abaisse Ea et donc facilite la réaction. Elimination : A C C C C C B C A A A A ou sur une liaison multiple (liaison p) : A A B A Addition : C C + B C A C C C A A A A Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 2 Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 4 2.1 La réactivité 2.1 La réactivité Profil énergétique d’une réaction sans intermédiaire Profil énergétique d’une réaction avec intermédiaire réactionnel [A—B---C] Ea : énergie d'activation = énergie minimale à fournir afin que les réactifs Etats de transition énergie d’activation Ea deviennent suffisamment instables pour que leurs collisions permettent un L'intermédiaire réactionnel est A-B + C réarrangement atomique => réaction énergie une espèce chimique temporaire de réaction DH ayant une durée d'existence (Si DH° < 0 [J] => réaction exothermique) Intermédiaire généralement courte mais mesurable Ea réactionnel A + B-C (Ea : Loi d’Arrhenius) DHo Les liaisons commencent à se rompre ou se former jusqu’à l’état de transition entraînant une géométrie bien définie mais très instable. Cette géométrie sera responsable de l’arrangement final des produits. (après l’état de transition, il y a seulement terminaison du processus de ruptures et formations de liaisons). Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 3 Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 5  2.2 Type de réactions : substitution 2.2 Type de réactions : substitution radicalaire Réaction de substitution : un atome ou groupe d’atomes en remplace un autre. Radicaux courants (chap. 3) : Les radicaux sont issus d’une rupture homolytique d’une liaison covalente* Cas général : La rupture homolytique est initiée par un générateur de radicaux : Il faut rompre une liaison s puis en créer une nouvelle. La rupture d’une liaison Radical Réactif (générateur de radicaux) signifie que sa paire d’électrons se déplace soit sur A, soit sur B ou A et B en reaction radicalaire héritent d’un électron chacun. Ceci dépend de la DEn entre les atomes de la liaison voir p. 37-39, chap. 1. n'importe X2 + hn = énergie lumineuse = Cste de Planck x la fréquence de la lumière tirs X quel Si DEn < 0.5 A : B A + B rupture homolytique en radicaux halogineX 2 = F2, Cl2, Br2 ou I2 AEN =o et très EN = rupture Si DEn > 0.5 d+ A :B d- A+ + B- rupture hétérolytique en ions HO ou RO H2O2 (eau oxygénée = peroxyde d’hydrogène) facile R2O2 (peroxyde organique) H 90 - - H Au final, il existe donc 3 substitutions : avec réactif radicalaire, * Cette liaison covalente doit être énergétiquement faible pour se rompre avec réactif à caractère + facilement. C’est le cas entre deux atomes très électronégatifs. Ils tirent fortement avec réactif à caractère - les électrons chacun vers eux entraînant facilement la rupture homolytique. Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 6 Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 8 2.2 Type de réactions : substitution radicalaire 2.2 Type de réactions : substitution électrophile 1) Substitution radicalaire 2) Substitution électrophile Rupture homolytique avec un réactif possédant un nb impair d’électrons (7 e-). Rupture hétérolytique avec un réactif (l’électrophile) possédant une dernière couche électronique incomplète avec un nb pair d’électrons (6 e-). A B + C A C + B j δ - δ+ O réactif pauvre en électrons et nb impair & d'électrons réactif pauvre en électrons => réagit avec un élément riche en électrons => réagit avec un élément riche en électrons + => réactif radicalaire => réactif électrophile (E+ ou E d ) => réaction de substitution radicalaire => réaction de substitution électrophile SE DEn entre A et B < 0.5 => pas de polarisation notable de la liaison A-B DEn entre A et B > 0.5 => polarisation notable de la liaison A-B avec charges partielles sur A et B. => Rupture homolytique de la liaison Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 7 Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 9  2.2 Type de réactions : substitution électrophile 2.2 Type de réactions : substitution nucléophile Electrophiles courants (chap. 6) : Nucléophiles courants : Electrophile (E+) Réactif Nucléophile Réactif (X = halogène) (Nu- ou Nu: ) (X = halogène) Très fort R+ (expl "CH3+") R-X + AlCl3 Très fort R- (expl. "CH3-") R-MgX (R-X + Mg) (chap. 11) octet incomplet Chaine Carbone & Hz) - 110- Carbone Réactif de Grignard Fort -CH C=O CH3C=O + base (chap. 11) R-C+=O R-C(=O)-X + AlCl3 2 OH-, RO- NaOH, NaOR (chap. 7) X+ X2 parfois rupture de X-X I- , Br -, Cl-, F- HI, HBr, HCl, HF (chap. 8) renforcée par FeX3 d- Faible doubletsNH3 (H-NH2) NH3 (chap. 7, 10) Fort H+ HX des d- d- a d - EN lients + H2O (H-OH), R-OH H2O, R-OH (chap. 7, 8, 11,12) octet complet NO2+ HNO3 + H2SO4 8 - = nitron To = N =0 Y La production d’électrophiles se fait par rupture hétérolytique entre La production de nucléophiles se fait par rupture hétérolytique entre 2 atomes où le ion le plus réactif est le cation (E+). 2 atomes où le ion le plus réactif est l’anion (Nu-) ou avec une molécule avec un atome possédant au moins un doublet non-liant. Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 10 Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 12 2.2 Type de réactions : substitution nucléophile Quiz 3) Substitution nucléophile noyau atomique on y a despt- Charge Quelle est la raison qui conduit à ce que le réactif CH3-Mg-Cl Rupture hétérolytique avec un réactif (le nucléophile) possédant une dernière entraine la création de " CH3- " et non pas " CH3+ " ? couche électronique complète (8 e-) et un doublet non liant ou charge -. 2 51 , 3. δ- δ+ A La différence d’électronégativité entre C et Mg réactif riche en électrons => réagit avec un atome pauvre en électrons B Le caractère nucléophile du carbone EN - => réactif nucléophile (Nu- ou Nu: d ) 13 => réaction de substitution nucléophile SN C La propension de Mg à former des sels Mg : : 2,5 2 DEn entre A et B > 0.5 => polarisation notable de la liaison A-B avec charges partielles sur A et B. Cl : 3 ,2 Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 11 Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 13  2.3 Type de réactions : élimination 2.4 Type de réactions : addition nucléophile base prend les e difference = Réaction d’élimination E Addition nucléophile AN Le produit final a perdu des atomes entraînant la création d’une liaison multiple. Addition sur une liaison riche en électrons et réactif nucléophile est contradictoire. L’élimination est initiée par une base qui arrache H+ (comme toute base) : Comment appauvrir une double liaison ? A B besoin forte DE Avec une différence de polarisabilité d+ d- - A B H A δ H H H δ+ + HBase Base + C C C C + A H Quiz: Quel tandem a la plus forte différence d’électronégativité ? H H H H 1) R2C CR2 Il faut que A ait une forte En. Après le départ de H+, le doublet d’électrons de 2) R2C NR 8+ 8- cette liaison va sur le C adjacent avec départ de A-. 3) R2C O ↳ possible An Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 14 Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 16 2.4 Type de réactions : addition électrophile 2.4 Type de réactions : addition nucléophile Réaction d’addition (réaction inverse de l’élimination) Addition nucléophile AN Le réactif reçoit des atomes supplémentaires => des atomes doivent pouvoir créer de nouvelles liaisons Exemple d’une addition nucléophile sur une double liaison polarisée : => l’addition est uniquement possible sur des liaisons multiples d+ d- pare L’addition peut être nucléophile, électrophile ou- radicalaire Avec DEn forte entre A et B A B δ+ Addition électrophile AE : un électrophile réagira facilement avec une double δ- δ- C MgCl liaison C=C car elle est riche en électrons. donc O O δ- δ+ δ+ A B δ- CH3CH2 MgCl + C δ + C CH3 l'ear nucléophile CH3 CH3 CH3 CH2CH3 H H H B H A δ+ δ- O C C A+ B- C C H—OH H + MgClOH H H H H Réaction terminée par une hydrolyse C CH3 avec de l’eau (ou H+/H2O) CH3 CH2CH3 A+, électrophile, s’additionne en premier, puis B-, nucléophile, termine l’addition car R-O-MgCl n'est pas une molécule purement organique Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 15 Chimie organique Chapitre 2 - réactivité 17 charge disparait jamais à part si rencontre sa charge opposée  +E - 4ak + n c 1 Iv n + Quiz 2.6 Mécanismes de réaction + 4 Rappel : le mécanisme réactionnel comprend les étapes suivantes : H Quel est le degré d'oxydation du/des C de la double liaison avant et après addition ? Rupture d’une liaison o E Reduction Passage par un état intermédiaire : état de transition/intermédiaire réactionnel E e ↓ Création d’une nouvelle liaison H H H H H2 H C C C C catalyseur Pd H a) Représentation des rupture et création de liaisons HzC H 3C H H H Rupture hétérolytique : une flèche indique le déplacement du doublet d’électrons Elle débute d’un atome et va sur un atome voisin indiquant que les deux électrons de la liaison sont captés par l’un des atomes. Caractère par reactif se de an I e- dedu d'une paire regard -Il H +I - MgCl O O O H H 2O δ- CH3 H CH3 C 2H 5 MgCl + + *I + MgClOH H X H C C C δ+ -X C C C C + HBase CH3 CH3 H CH3 CH3 CH3 CH3 C C Base + C 2H 5 C 2H 5 H CH3 CH3 H CH3