© E.V. Blackburn, 2011 La chimie des composés organiques.
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© E.V. Blackburn, 2011
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.
© E.V. Blackburn, 2011
Qu’est-ce que la chimie organique?
O
O
OHOH alizarine: la première teinture
naturelle d’être synthétisée (1868)
NH
ON
H
O
indigo: les blue-jeans!
CH 3CH 2OH éthanol: produit du processus de fermentation
© E.V. Blackburn, 2011
La théorie du “vitalisme”Friedrich Wöhler (1828):
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!
NH4+ NCO- H2N-C-NH2
O
cyanated'ammonium
urée
© E.V. Blackburn, 2011
Vitamine B12
NN
NN
NH2
O
O
NH2
H
O
H2N
H2N
O
H2N O
O
NH
O
P-O O
O
O
OH
HON
N+
Co
CN
O
NH2
H
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.
© E.V. Blackburn, 2011
“A production of amino acids under possible primitive earth
conditions”
S.L. Miller, Science, 117, 528 (1953)
CH4 + NH 3 + H2O + H 2décharge
électriqueacides aminés: glycineet alanine + ?
© E.V. Blackburn, 2011
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
© E.V. Blackburn, 2011
Angiotensin II
L’angiotensin II, une hormone qui contrôle la tension artérielle, est formé à partir de 8 acides aminés.
Sa structure est: Asp-Arg-Val-Tyr-Ile-His-Pro-Phe.
Quel est le nombre de combinaisons possible? 40 320!
© E.V. Blackburn, 2011
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...
© E.V. Blackburn, 2011
L’acétone
Voici l’acétone:
Mais…les carbones?…les hydrogènes?…où sont-ils?
O
© E.V. Blackburn, 2011
L’acétone
Voici l’acétone:
Mais…les carbones?…où sont-ils?
O
CC
C
© E.V. Blackburn, 2011
L’acétoneMais…les hydrogènes?…où sont-ils?
C O
C
C
H
H
H
H
HH
© E.V. Blackburn, 2011
C OH3C
H3C
C CC
H HH
HH
H
HH
CH3CH2CH3
C
C
CCC C
HH
H
H
H
H
H
HH H
H
H
H
H
H
HH H
1o
2o
3o
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La chimie de l’acétone
O120o
© E.V. Blackburn, 2011
L’acétone - une base!
Les flèches montrent le déplacement des électrons.
Elles commencent à l’endroit d’où partent les électrons et finissent où arrivent ces électrons.
OH O
H
H+ O
H+
+ H2O
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L’acétone - un acide de Lewis!
ONH3 C
NH3
O
© E.V. Blackburn, 2011
La liaison chimique
Les atomes cherchent à accéder à la configuration électronique stable des gaz nobles.
© E.V. Blackburn, 2011
La liaison chimique - la liaison ionique
Par exemple, LiF:
Li 1s2, 2s1 - e- donne la configuration de l’héliumF 1s2, 2s2, 2p5 + e- donne la configuration du néon
Li - e - Li +
F + e - F -
L’unité structurale des composés ioniques est l’ion.Cation et anion sont maintenus ensemble par attraction électrostatique.
© E.V. Blackburn, 2011
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.
La liaison chimique - la liaison covalente
Électronégativité - la capacité d’attraction d’un atome envers les électrons de liaison.
Dans une liaison covalente les électrons sont partagés par les noyaux.
C
H
HH
H
l’unité structurale est la “molécule.”
© E.V. Blackburn, 2011
Structures de Lewis1. 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
C
H
HH
H
p.e. C2H4
CHH
H HC
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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 électronsC C
C
OH
H H
H
H HH
H
HH
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Structures de Lewis
C C
C
OH
H H
H
H HH
H
HH
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.
C C
C
OH
H H
H
H HH
H
HH
(CH3)2CHCH2OH
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La charge formelleOù 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.
H3O+ - pour l’oxygène, la charge formelle = 6 - 2 - 0.5x6 = +1
Calculer la charge formelle de l’azote de l’ion ammonium.
charge = électrons - électrons non- - 0.5 x électronsformelle de valence impliqués dans liants dans l’atome les liaisons
© E.V. Blackburn, 2011
O OO
1 2 3
La charge formelle de l’atome 1 = 6 - 6 - 0.5 x 2 = -1La charge formelle de l’atome 2 = 6 - 2 - 0.5 x 6 = +1La charge formelle de l’atome 3 = 6 - 4 - 0.5 x 4 = 0
charge = électrons - électrons non- - 0.5 x électronsformelle de valence impliqués dans liants dans l’atome les liaisons
© E.V. Blackburn, 2011
Structures de résonanceConsidérons l’ion carbonate, CO3
2-. 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.
© E.V. Blackburn, 2011
Théorie de résonance
• 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.
• 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
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Benzène
E + H2
Ho = -120 kJ/mol
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Benzène
E + H2
Ho = -120 kJ/mol
+ 2H2
Ho = -232 kJ/mol
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Benzène
E + H2
Ho = -120 kJ/mol
+ 2H2
Ho = -232 kJ/mol
+ 3H2
Ho = -360 kJ/mol
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BenzèneE + H2
Ho = -120 kJ/mol
+ 2H2
Ho = -232 kJ/mol
+ 3H2
Ho = -360 kJ/mol
benzène + 3H2
Ho = -208 kJ/mol
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Théorie de résonance
et
H3CO-
OH3C
O
O-
et
H3COH
OH3C
OH
O-
et + ???
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Théorie de résonance
• L’hybride est plus stable que n’importe laquelle des structures participantes. Cette augmentation de stabilité est appelée “énergie de résonance.”
• Quand ces structures ont presque la même stabilité, la résonance est importante, p.e.
H3CO-
OH3C
O
O-
et
H3COH
OH3C
OH
O-
+Cependant:
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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.
© E.V. Blackburn, 2011
Structures de résonance
CH2=CH-O-CH3
CH2=CH-CH2
- CH2-CH=CH2
-
CH2-CH=O-CH3
- +
H
H H
HH
H
H H
HH
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Structures de résonance
CH2=CH-CH2 CH2-CH=CH2
© E.V. Blackburn, 2011
Structures de résonance - 1,3-diènes
+- +
-
H
H H
H H
H
CF = 4 - 2 - 0,5x6 = -1
CF = 4 - 0 – 0,5x6 = +1
© E.V. Blackburn, 2011
Structures de résonance - benzène
© E.V. Blackburn, 2011
Structures de résonance - le cation allylique
CH2=CH-CH2
+ CH2-CH=CH2
+
© E.V. Blackburn, 2011
Ecrivez les structures de résonance de:
Structures de résonance
H
HH
HH
- H
H
H
+
HH
HH
H
.
© E.V. Blackburn, 2011
Orbitales atomiques
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”.
Pour comprendre la nature de la liaison covalente il faut étudier les configurations électroniques des atomes.
© E.V. Blackburn, 2011
Orbitales atomiquesL’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.
© E.V. Blackburn, 2011
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.
© E.V. Blackburn, 2011
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 atomiquesy
x
z
1sy
x
z
2py
y
x
z
2px
y
x
z
2pz
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1s
2s
2p
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Signes de phaseLorsqu’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
x
z
2py
noeud
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Configurations électroniques
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.
Le “Aufbauprinzip”: Les orbitales de plus faible énergie sont remplies avant celles de plus haute énergie.
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
r (Å)
436 kJ
absence d’attraction
longueur de liaison
La liaison H-H
0.74
répulsion
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Représentation de la formation d’une liaison
© E.V. Blackburn, 2011
L’orbitale moléculaire antilianteQuand 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
s s
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Le méthane - sa structure
La configuration électronique du carbone:
1s 2s 2p
CH
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
CH
HH
H
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Les orbitales hybridesUne 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.....
© E.V. Blackburn, 2011
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
C CHH
HH
HH C C H
H
H
H
H
H
sp3
© 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
120o
BF
FF
© E.V. Blackburn, 2011
Structure - éthylène - C2H4
H
H
H
Hsp2
120o
120o
H
H
H
H
© E.V. Blackburn, 2011
Orbitales hybrides sp
- structure linéaire
H Be H
180o
© E.V. Blackburn, 2011
Acétylène - C2H2
H C C H
sp
H C C H
180o
© E.V. Blackburn, 2011
NH3
L’ammoniac est une molécule pyramidale où l’angle des liaisons H-N-H est de 107o.
..
NH H
H
© E.V. Blackburn, 2011
H2O
Il y a quatre doublets valentiels...
:..
OH H
L’angle des liaisons H-O-H est de 104,5o.
© E.V. Blackburn, 2011
Orbitales hybrides et carboneEn 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.
N
H
OH
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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
HydrocarburesLes hydrocarbures sont des composés dont les molécules comportent seulement des atomes de carbone et d’hydrogène.
• alcanes
• alcènes
• alcynes
• composés aromatiques
© E.V. Blackburn, 2011
Alcanes
Les alcanes se distinguent par l’absence de liaisons multiples entre les carbones.
Ces composés sont appelés « composés saturés ».
CH3CH2CH2CH3
butane
© E.V. Blackburn, 2011
Alcènes
Les alcènes présentent une liaison double carbone - carbone.
Ces composés sont appelés « composés insaturés ».
-pinèneun composant de la térébenthine
© E.V. Blackburn, 2011
Alcynes
Les alcynes présentent une liaison triple carbone – carbone et ils sont « insaturés ».
O
Capilline
un agent antifongique
© E.V. Blackburn, 2011
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.
© E.V. Blackburn, 2011
Les groupes alkyle
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-)
Un groupe alkyle est obtenu quand on enlève un atome d’hydrogène dans un alcane.
« R » est le symbole général pour représenter tout groupe alkyle.
© E.V. Blackburn, 2011
Les groupes phényle et benzyle
« Ar » est le symbole général pour représenter tout cycle aromatique.
phényle
Ar-
CH2
benzyle
Ar-CH2-
© E.V. Blackburn, 2011
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.
© E.V. Blackburn, 2011
R-X halogénure d’alkyle
R = groupe d’alkyle substitué ou non substitué.
Halogénures d’alkyle
R XH
H
1o
R XR
H
2o
R XR
R
3o
© E.V. Blackburn, 2011
Les carbones
• “secondaire” - relié à deux carbones
• “tertiaire” - relié à trois carbones
• “primaire” - le carbone n’est que relié à un C
© E.V. Blackburn, 2011
R OH alcool
OH
phénol
Alcools et phénols
© E.V. Blackburn, 2011
R O R étherR H
Oaldéhyde
R R
Océtone
R OH
O acidecarboxylique
R OR
Oester
R X
O halogénure d'acyle
R = alkyle ou aryle
© E.V. Blackburn, 2011
R NH2
Oamide O
R
Ranhydride
O
O
R C N nitrile R NH2 amine
© E.V. Blackburn, 2011
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 :
Nommez les groupes fonctionnels présents dans cette molécule.
N
NN
HN O
H
C(CH3)3
HN
O
HHO HOH HC6H5
© E.V. Blackburn, 2011
Propriétés des liaisons
© E.V. Blackburn, 2011
Energies de liaison
De l’énergie est consommée quand une liaison est sectionnée.
Cette énergie est l’énergie de liaison, D.
De l’énergie est libérée quand les atomes se combinent pour former une liaison.
© E.V. Blackburn, 2011
Rupture de liaison
A B A + B
Rupture homolytique
radicaux libres
A B A + B
Rupture hétérolytique
ions
© E.V. Blackburn, 2011
Rupture des liaisons incluant le carbone
C Z +
carbocation
+ :Z-
C Z C:- + Z+
carbanion
C Z
radical
+ Z
© E.V. Blackburn, 2011
Energies de dissociation des liaison
Homolyse à 25CLiaison H (kJ/mol) Liaison H (kJ/mol)
H - H 436 (CH3)2CH - H 401D - D 444 (CH3)2CH - F 439F - F 159 (CH3)2CH - Cl 339Cl - Cl 243 (CH3)2CH - Br 274Br - Br 193 (CH3)2CH - I 222I - I 151 (CH3)2CH - OH 385H - F 570 (CH3)2CH - OCH3 337H - Cl 432 (CH3)2CHCH2 - H 410H - Br 366 (CH3)3C - H 390H - I 298 (CH3)3C - Cl 330H3C - H 438 (CH3)3C - Br 263H3C - F 452 (CH3)3C - I 209H3C - Cl 351 (CH3)3C - OH 379H3C - Br 293 (CH3)3C - OCH3 326
© E.V. Blackburn, 2011
Energies de dissociation des liaison
Liaison H (kJ/mol) Liaison H (kJ/mol)
H3C - I 234 C6H5CH2 - H 368H3C - OH 380 CH2=CHCH2 - H 361H3C - OCH3 335 CH2=CH - H 444CH3CH2 - H 420 C6H5 - H 464CH3CH2 - F 444 HCC - H 552CH3CH2 - Cl 338 H3C - CH3 376CH3CH2 - Br 285 CH3CH2 - CH3 355CH3CH2 - I 222 CH3CH2CH2 - CH3 355CH3CH2 - OH 380 CH3CH2 - CH2CH3 343CH3CH2 - OCH3 335 (CH3)2CH - CH3 351CH3CH2CH2 - H 410 (CH3)3C - CH3 339CH3CH2CH2 - F 444 HO - H 498CH3CH2CH2 - Cl 338 HOO - H 377CH3CH2CH2 - Br 285 HO - OH 213CH3CH2CH2 - I 222 CH3CH2O - OCH3 184CH3CH2CH2 - OH 380 CH3CH2O - H 436CH3CH2CH2 - OCH3 335
© E.V. Blackburn, 2011
H = + 438 + 243 - 351 - 432 = -102 kJ
H - CH3 + Cl - Cl Cl - CH3 + H - Cl
438 kJ 243 kJ
681 kJ
351 kJ 432 kJ
783 kJ
© E.V. Blackburn, 2011
Liaisons polaires
Une liaison polaire est une liaison covalente entre deux atomes qui diffèrent en électronégativité.
H F
HO
H
© E.V. Blackburn, 2011
Moment dipolaire (
On utilise une flèche dont la pointe symbolise le foyer de charge négative et les ailerons, le foyer de charge positive:
= 1.75D
H F
foyer de chargepositive
Propriété d’une molécule dont on peut représenter la distribution des charges par un foyer de charge positive et un foyer de charge négative.
© E.V. Blackburn, 2011
Moments dipolaires
Cl
Cl ClCl
= 0
Cl
H HH
= 1.86D
© E.V. Blackburn, 2011
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.
© E.V. Blackburn, 2011
Point de fusion - unité structuralecomposés 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 non-polaires de même poids moléculaire. Leurs F et Eb sont plus élevés.
© E.V. Blackburn, 2011
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 WaalsLe 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
CH3CH=CH2 CH3CHClCH3
HCl
CH3CH=CH2 CH3CHICH3
HI
CH3CH=CH2 CH3CH(OH)CH3H2O/H+
CH3CH=CH2 CH3CH2CH2BrHBr
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L’effet peroxyde
CH3CH=CH2 CH3CHBrCH3
HBr
absence de peroxydes
CH3CH=CH2 CH3CH2CH2BrHBr
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
On peut déterminer l’identité d’un solide par co-chromatographie sur couche mince.
Mais.....
Un solide pur ne démontrera qu’une seule tache lors de la chromatographie sur couche mince.
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Analyse des élementsC H O
52,24% 13,05% 34,71%
100g contient 52,24g 13,05g 34,71g
ou 52,24mol 13,05mol 34,71 mol
12,01 1,008 16,00
4,36mol 12,93mol 2,16mol
C4,36H12,93O2,16
C2H6O
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
vibrations de déformation
A B< > A B<>
B
CA
B
CA
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Un spectreOn peut attribuer à une liaison donnée une absorption dans la région de 5000 et 1250cm-1.
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L’empreinte digitale
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.
Mais à quoi attribuer l’ensemble des pics, complexe, entre 1250 et 675cm-1?
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Principales absorptions infra-rouge
Famille decomposés
Fréquence(cm-1)
Intensité Vibrateur
acidescarboxyliques
2500 - 3000 F, b O-H élongation
aliphatique 1700 - 1725 F C=O élongationaromatique 1680 - 1700 F C=O élongation
ou non-saturé1250 C-O élongation
1400, 920 b O-H vib. angulaire
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Famille decomposés
Fréquence(cm-1)
Intensité Vibrateur
alcanes 2850 - 3000 F C-H élongation1450 - 1470 F CH2 et CH3 vib.
angulaire1370 - 1380 F CH2 et CH3 vib.
angulaire720 - 725 m CH2 et CH3 vib.
angulaire
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Famille decomposés
Fréquence(cm-1)
Intensité Vibrateur
alcènes a) RCH=CH2 3080 - 3140 m =C-H élongation1800 - 1860 m overtone
1645 m C=C élongation990 F C-H vib. angulaire910 F C-H vib. angulaire
b) R2C=CH2 3080 - 3140 m =C-H élongation1750 - 1800 m overtone
1650 m C=C élongation890 F C-H vib. angulaire
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Famille decomposés
Fréquence(cm-1)
Intensité Vibrateur
alcènes c) (Z)-RCH=CHR
3020 w =C-H élongation
1660 w C=C élongation675 - 725 m C-H vib. angulaire
d) (E)-RCH=CHR
3020 w =C-H élongation
1675 vw C=C élongation970 s C-H vib. angulaire
e) R2C=CHR 3020 f =C-H élongation1670 f C=C élongation
790 - 840 F C-H vib. angulaire
f) R2C=CR2 1670 tf C=C élongation
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Famille decomposés
Fréquence(cm-1)
Intensité Vibrateur
alcools a) RCH2OH 3600 v O-H non-associé3400 F O-H associé1050 F C-O élongation
b) R2CHOH 3600 v O-H non-associé3400 F O-H associé1150 F C-O élongation
c) R3COH 3600 v O-H non-associé3400 F O-H associé1200 F C-O élongation
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Famille decomposés
Fréquence(cm-1)
Intensité Vibrateur
alcynes a) RCCH 3300 F C-H élongation2100 - 2140 m CC élongation600 - 700 F C-H vib.
angulaireb) RCCR 2190 - 2260 tf CC élongation
aldéhydes 1690 - 1750 F C=O élongation2720 - 2850 m C-H élongation
amines 3300 - 3500 m N-H élongation1180 - 1360 C-N élongation
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Famille decomposés
Fréquence(cm-1)
Intensité Vibrateur
benzène 3000 - 3100 m C-H élongation1600, 1500 v C=C élongation690 - 710,730 - 770
C-H vib.angulaire, monosubst.
735 - 770 C-H vib.angulaire, o-subst.
690 - 710,750-810
C-H vib.angulaire, m-subst.
810 - 840 C-H vib.angulaire, p-subst
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Famille decomposés
Fréquence(cm-1)
Intensité Vibrateur
cétones 1690 - 1750 s C=O élongation
esters 1715 - 1740 s C=O élongation1050 - 1300 s C-O élongation, 2
pics
éthers 1070 - 1150 F C-O élongation
halogénuresa) fluorure 1000 - 1350 tF C-Fb) chlorure 750 - 850 F C-Clc) bromure 500 - 680 F C-Brd) iodure 200 - 500 F C-I
nitriles 2210 - 2260 v CN élongation
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C7H8O
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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
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Degré d’insaturationdegré d’insaturation = (2NC - NX + NN – NH + 2)/2
NC = nombre de carbones
NX = nombre d’halogènes
NN = nombre d’azotes
NH = nombre d’hydrogènesNH2
ClH
O
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C7H6O2
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C7H5N
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C7H9N