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ChimiePr. M. Choukri

Programme

� Chimie générale : structure des atomes classificati on périodique des éléments, liaisons chimiques et applications médicales. � Chimie organique : composés organiques et leurs différentes fonctions, isomérie et applications médicales.

2

Objectifs

1. Décrire la structure de la matière 2. Expliquer les propriétés réactives d’une molécul e 3. Classer les molécules selon leur structure chimi que 4. Caractériser les composés organiques d’intérêt b iologique et médical5. Identifier les composés organiques et étudier le ur relation structure/activité

CHIMIE GENERALE

3

AtomistiqueEtude de la structure et des

propriétés des atomes

I. Structure de l’atomeL'atome : entité fondamentale de la matièreL’atome est constitué d’un noyau et d’électronsLe noyau est lui-même constitué de nucléons ( proto ns et neutrons).

La cohésion des nucléons est assurée par des forces dites d'interaction forte.

Atomistique (1)

4

X Symbole chimique de l’élément considéré

Z est le nombre de proton = Numéro atomique

A = Nombre de masse = Z (nombre de proton) + nombre de neutrons

q = nombre de charge

Deux isotopes sont deux éléments chimiques de même Z mais pas de même A. Ils diffèrent donc par leur nombre de neutrons.

Exemples : et

Ions : la charge q ≠ 0. Le nombre d’électrons E = Z - q

Isobares : même A

Atomistique (2)

126C 1 2 3

1 1 1H H H136C 14

6C

II. DéfinitionsNombre d’Avogadro = N = nombre d’atomes de carbone dans 12,0000 g de 612C

N ≈≈≈≈ 6,022 1023 mol -1

Une mole d’un atome (ou d’un ion, molécule) est la quantité de matière correspondant à un nombre N de cet atome (ion, molécule).Masse atomique d’un élément chimique = masse d’un atome de cet élémentMasse molaire d’un élément chimique = masse d’une mole de cet élément

Exemple :

Les masses molaires sont souvent voisines de l’enti er A g mol -1

Atome hydrogénoïde (comme l’hydrogène) = atome auquel on a arraché tous ses électrons sauf un. C’est donc un ion:

12 136 6

1 161 8

1 1

1 1

) 12,0000 ) 13,0063

) 1,00797 ) 15,9994

( ; (

( ; (

C g mol C g mol

H g mol O g mol

M M

M M

− −

− −

= =

= =

( 1)A ZZ X − +

Atomistique (3)

5

III. Particules élémentairesA. Particules élémentaires de matière

Electron, proton, neutron, quark, leptons…!!!Caractérisées par:

� la charge électrique q� la masse m� et aussi le spin S: signification physique : rotation sur soi-même. � Exemple de valeur de S : 0, 1/2, 1, 3/2, 2, …

Il existe des centaines de particules de ce type, qui peuvent être des bosons (spin entier) ou des fermions (spin demi entier).

Exemple : l’électron est un fermion (spin S = ½)- une particule de spin entier . Exemple : le photon est un boson (spin S =1)Selon les connaissances actuelles, les particules de matière les plus élémentaires sont des fermions des deux types suivants :� Les leptons , insensibles à l’interaction forte� Les quarks , sensibles à l’interaction forte

Atomistique (4)

III. Particules élémentairesA. Particules élémentaires de matière (suite)

Atomistique (5)

électron proton neutron

m (kg) me = 9,1 10-31 ≈1800 me ≈ mp

q (C) -1,6 10-19 1,6 10-19 0

taille (m) 10-18 10-15 10-15

spin 1/2

Unités1 pm = 10-12 m1 Å = 10-10 m = 100 pm

Ordres de grandeuratome : 100 pmnoyau : 10-2 pmneutron/proton : 10-3 pmélectron : 10-6 pmquark : 10-7 pm

6

III. Particules élémentaires (suite)B. Les particules d’échange Véhiculent les 4 interactions fondamentales de l’Univers, connues de nos jours qui sont :

• la gravitation (graviton : pas encore mis en évidence: hypothèse)• l’interaction électromagnétique (photon )• l’interaction forte (gluon : à l’intérieur des particules de matière)• l’interaction faible (boson Z et W, désintégration bêta)

Ces particules d’échange sont toutes des bosons .

Beson de Higgs: découverte le 4 juillet 2012

Atomistique (6)

IV. Structure électroniqueA. Modèle de Bohr (Hydrogène)Répartition des électrons autour du noyau -Détermination de l’énergieEnergie dans un état stationnaire donné.L’électron décrit une orbite circulaire centrée sur le noyau immobile.-L’électron est soumis à la force d’attraction électrostatique F1-L’électron est aussi soumis à la force centrifuge F2-ε0 = 8,85 10-12 C2 N-1 m-2 (permittivité du vide) -r = rayon de l’orbite-A l’équilibre : F1 = F2

Atomistique (7)

7

IV. Structure électroniqueA. Modèle de Bohr (suite)1) L’électron ne peut se situer que sur certaines orbites bien précises ou permises, de telle sorte que son énergie reste constante.2) Lorsque l’électron absorbe ou émet de l’énergie, il change d’orbite ou de niveau d’énergie .

Atomistique (8)

IV. Structure électroniqueB. Modèle ondulatoire

- Le modèle de Bohr ne s’applique pas aux atomes autres que l’hydrogène, ni en présence d’un champ électrique ou magnétique

L'électron est une particule à caractéristiques ondulatoires dont la longueur d'onde est déterminée par la relation de « de Broglie » λ=h/mvC’est la dualité onde / corpuscule-Le caractère ondulatoire de l’électron se décrit par une fonction d'onde Ψobtenue à partir de l’équation de Schrödinger: H Ψ =E Ψ- L’électron ne possède pas de trajectoire.-Seule sa probabilité de présence est mesurable.

Atomistique (9)

8

λ.νλ.νλ.νλ.νλ.νλ.νλ.νλ.ν = c= c hh .ν.ν.ν.ν.ν.ν.ν.ν = E= E I I ≅≅≅≅≅≅≅≅ kAkA 22

c = c = 22,,997925997925..101088 m.sm.s --11..h est la constante de Planck h est la constante de Planck h = h = 66,,626626 1010--3434 J.sJ.s..

Cha mpElectrique

Direction duCh amp rayon lumi neuxMagné tique

Longueu r d'ond e λ

A

Atomistique (10)IV. Structure électroniqueB. Modèle ondulatoire (suite)

Intérêt médical: Analyse, Radiologie, TraitementIntérêt médical: Analyse, Radiologie, Traitement

IV. Structure électroniqueC. Conséquences1. Transition électroniqueD’après l’hypothèse de Bohr, le passage d’un e- d’une orbite définie par nià une orbite définie par nf, se fait par un échange d’un quantum d’énergie :

Atomistique (11)

9

IV. Structure électroniqueC. Conséquences2. Le Spectre électromagnétique

Atomistique (12)

5 10

9 10

11 10

13 10

17 10

Radio Micro Infra-Rouge.

lointain; proche

Ultra-Violet Rx Rγ

15 10

Visible

Rouge Orange Jaune Vert Bleu Violet 14 4,3 4,8 5,2 5,7 6,4 7, 10

3km 30cm 3mm 0,03mm 300nm 3nm 3pm

νννν

λλλλ

Diagnostic, Traitement Communication, Divers

IV. Structure électroniqueC. Conséquences2. Le Spectre électromagnétique (suite)

Atomistique (13)

CollimateurPrisme

Film enregistreur

La lumière est émise ou absorbéeLa lumière est émise ou absorbée

10

IV. Structure électroniqueD. Applications1. Méthodes spectroscopiques Méthodes basées sur l’interaction des radiations électromagnétiques avec la matièreSpectre = graphique qui représente l’absorption, l’émission ou la fluorescence en fonction de la longueur (ou du nombre d’onde pour l’IR)-spectre de raies / atomes: Spectrométrie d’absorption atomique-spectres de bandes / molécules:

+ Emission atomique: Spectrométrie d’émission atomique+ Fluorescence: Fluorimétrie

Méthodes d’analyse qui permet la détection et la quantification de la grande majorité des éléments de la classification périodique.

Atomistique (14)

IV. Structure électroniqueD. Applications1. Méthodes spectroscopiques (suite) La spectrométrie atomique étudie les absorptions de lumière par l'atome libre, lorsque celui-ci voit son énergie varier au cours d'un passage d'un de ses électrons d'une orbite électronique à une autre

Atomistique (15)

Schéma de principe du spectrophotomètre d'absorptio n atomique

FlammeFlamme

LectureLecture

11

IV. Structure électroniqueD. Applications1. Méthodes spectroscopiques (suite) La spectrométrie d’émission de flamme est une méthode d’analyse spectrale fondée sur la mesure de l’intensité d’émission de radiations spécifiques des atomes dans une flamme utilisée comme source d’excitation.

Atomistique (16)

Schéma de principe du la spectrométrie d’émission d e flamme

IV. Structure électroniqueD. Applications2. RadiologieLa radiographie standard: Cet examen utilise les rayons X. Son principe consiste à impressionner sur un film radiographique les différences de densité d'un organe. Le film sera plus ou moins noirci selon l'organe radiographié. Les os apparaîtront blancs, les tissus mous seront dans différents tons de gris et l'air sera noir.

L'échographie est une technique d'imagerie médicale qui utilise des ultrasons. Cet examen indolore est couramment pratiqué en médecine pour visualiser différents organes et, pendant la grossesse, pour s’assurer du bon développement du fœtus..

Atomistique (17)

12

IV. Structure électroniqueD. Applications2. RadiologieL’IRM (Imagerie par résonnance magnétique) est une technique de diagnostique médical puissante qui fournit des images tridimensionnelles et en coupe de grande précision anatomique. basée sur le phénomène physique de résonance magnétique nucléaire. Il s'agit simplement d'observer la résonance magnétique nucléaire (RMN) des protons de l'eau contenus dans l’organisme soumis à un champ magnétique extérieur et à une excitation électromagnétique.

Atomistique (18)

IV. Structure électroniqueD. Applications2. RadiologieLe Scanner appelé aussi tomodensitométrie est un examen qui utilise les rayons X.Son principe consiste à réaliser des images en coupes fines du corps..

Atomistique (19)

13

IV. Structure électronique

E. Configuration électronique

Modèle ondulatoire: Le comportement de l’électron de l’atome d’hydrogènec’est-à-dire : son énergie, ses mouvements autour du noyau, la forme del’orbitale atomique (OA), se décrit au moyen de 4 nombres quantiques: n, l, m,s. solution de la fonction Ψ symbolisée par « Ψn,l,m» dont:

n: est le nombre quantique principal.

l: est le nombre quantique azimutal.

m: est le nombre quantique magnétique.

s: est le nombre quantique de spin. Il décrit une caractéristique intrinsèque del’électron

Atomistique (20)

IV. Structure électroniqueE. Configuration électronique (suite)1) Le nombre n, nombre quantique principal : n = 1, 2, …. ∞- quantifie l’énergie de l’électron,- définit une couche électronique ou un niveau d’énergie.n = 1 ⇒ couche K ; n = 2 ⇒ couche L ; n = 3 ⇒ couche M ; etc...2) Le nombre l, nombre quantique secondaire, avec : 0 < l < n – 1. Ilcaractérise la "forme" de l’orbitale; il définit une sous-couche électronique, ouun sous-niveau d’énergie.l = 0 ⇒ sous-couche s l = 1 ⇒ sous-couche pl = 2 ⇒ sous-couche d l = 3 ⇒ sous-couche f

Atomistique (21)

14

IV. Structure électroniqueE. Configuration électronique

Atomistique (22)

IV. Structure électroniqueE. Configuration électroniqueL’électron est caractérisé par :- son état énergétique,- sa probabilité de présence à un endroit donné (OA)

Atomistique (23)

Les OA sont des modes de vibration en 3D de l’atome

15

Solution de l’équation : forme et symétrie des OA

I II III

IV. Structure électroniqueF. Règles de remplissage des niveauxDans l’état fondamental de l’atome, ses Z électrons vont occuper

certaines OA, en respectant les règles suivantes :1. Principe de stabilité : remplissage à partir de la plus basse OA

(la plus stable)2. Principe d’exclusion de Pauli : Dans un atome, deux électrons

ne peuvent avoir leur quatre nombres quantique (n,l,m,s) égaux: Une même OA peut recevoir 2 électrons au maximum, avec des spins antiparallèles.

Atomistique (25)

3. Règle de HundSi plusieurs électrons doivent se répartir sur des orbitales de même énergie, la configuration la plus stable est celle où ils occupent des orbitales différentes avec

des spins parallèlesExemple : si 2 électrons doivent remplir le niveau 2p, il y a 3 possibilités :la règle de Hund prévoit une meilleure stabilité pour la répartition III

Non Oui

Non OuiNon

16

IV. Structure électroniqueF. Règles de remplissage des niveaux (suite)4. Règle de Klechkowski :Dans l’état fondamental, les électrons occupent les niveaux d’énergie minimale . L’ordre de

remplissage se fait suivant les valeurs de (n+l) croissant. En cas d’égalité c’est celle qui possède la plus petite valeur de n qui se remplit la première.

Atomistique (26)

H H 11ee-- →→→→→→→→ 11ss 11

He He 22ee-- →→→→→→→→ 11ss 22

Li Li 33ee -- →→→→→→→→ 11ss 22 22ss 11

B B 55ee-- →→→→→→→→ 11ss 2 2 22ss 2 2 22pp 11

Be Be 44ee-- →→→→→→→→ 11ss 22 22ss 22

C C 66ee-- →→→→→→→→ 11ss 2 2 22ss 2 2 22pp 22

N N 77ee-- →→→→→→→→ 11ss 2 2 22ss 2 2 22pp 33

O O 88ee-- →→→→→→→→ 11ss 2 2 22ss 2 2 22pp 44

F F 99ee-- →→→→→→→→ 11ss 2 2 22ss 2 2 22pp 55

Ne Ne 1010ee-- →→→→→→→→ 11ss 2 2 22ss 2 2 22pp 66

CoucheCoucheKK

n=n=11

CoucheCoucheLL

n=n=22

1s

2s

4s

3p

3s

2p

IV. Structure électroniqueG. Construction du tableau périodique

On rempile les électrons de l’atome en respectant ces règles

Atomistique (27)

17

Ex du Fer: 26 électrons

K

L

M

s p d

N

1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

On cherche à placer Z électrons (atome neutre) sur les différents niveauxUne couche n contient 2n2 électrons à placerUn niveau n contient n2 case quantiqueUne sous couche l contient 2l+1 case quantiqueUne case quantique correspond à une valeur de mUne case quantique ne peut contenir au maximum que deux électrons

1

2

3

4

Dans la représentation classique, on a extrait le bloc f (14 colonnes, 2 lignes) en dehors du tableau, pour réduire la représentation en longueur: tableau périodique (18 colonnes, 7 périodes)

Le tableau périodique étendu (32 colonnes, 9 périod es)

18

Classification périodique des éléments

12

3 4 10

11 16 17 18

La

A

19

Z Symbole Nom Structureélectronique

Configurationélectronique

Couche devalence

Notation deLewis

Valence

1 H Hydrogène 1s1 1s1 H• 1

2 He Hélium 1s2 1s2 0

3 Li Lithium 1s22s1 2s1 Li• 1

4 Be Béryllium 1s22s2 2s2 2

5 B Bore 1s22s22p1 2s2 2p1 3

6 C Carbone 1s22s22p2 2s2 2p2 ou 4

7 N Azote 1s22s22p3 2s2 2p3 3

8 O Oxygène 1s22s22p4 2s2 2p4 2

9 F Fluor 1s22s22p5 2s2 2p5 1

10 Ne Néon 1s22s22p6 2s2 2p6 0

11 Na Sodium [Ne] + [Ne] 3s1 3s1 Na• 1

12 Mg Magnésium [Ne] + [Ne] 3s2 3s2 2

1s

1s

1s2s

1s2s

1s2s

2p

1s2s

2p

1s2s

2p

1s2s

2p

1s2s

2p

1s2s

2p

3s

3s

He

Be

•B

C•• C

••

••

N•

••

O••

F •

Ne

Mg

Période

1ère

2ème

3ème

20

Elément chimique Pourcentage en poids Où trouver ces élément dans le corps humain?

Oxygène 65 fluides et tissus (carbohydrates, protéines, graisses, ADN, ARN, eau corporelle, os)

Carbone 18 partout (carbohydrates, protéines, graisses, ADN, ARN)Hydrogène 10 fluides et tissus (carbohydrates, protéines, graisses, ADN, ARN, eau corporelle, os)

Azote 3 fluides et tissus (protéines, graisses, ADN, ARN)

Calcium 1.5 partout (os en particulier)Phosphore 1 urine, protéines, graisses, ADN, ARN, os

Potassium 0.4 eau corporelle

Soufre 0.3 protéines

Sodium 0.2 fluides et tissus (eau corporelle en particulier)Chlore 0.2 eau corporelle

Magnésium 0.1 partout (enzyme permettant synthèse ADN)

Iode 0.1 enzymes aidant la synthèse d' hormonesFer 0.1 enzymes permettant transport oxygène du sangCuivre trace enzymesZinc trace enzymes (stabilise ces dernières)Sélénium trace enzymesMolybdène trace enzymesFluor trace os et dentsManganèse trace enzymes permettant synthèse ADNCobalt trace enzymesLithium trace infime enzymesStroncium trace infime enzymesAluminium trace infime enzymesSilicium trace infime muscles et peauPlomb trace infime enzymesVanadium trace infime enzymesArsenic trace infime enzymesBrome

trace infime enzymes

Les gaz rares (Colonne 18) : He, Ne, Ar, …Configuration électronique ns2 np6 avec n=1,2,…Ces éléments sont très stables (couche s et p complètes, règle de l’octet), chimiquement inertes .Les métaux alcalins (1ère colonne) : Li , Na , K….Configuration électronique ns1 avec n=2,3,…L’électron unique de la couche de valence peut être perdu facilement, selon la réaction d’ionisation : X → X+ + e-

L’énergie d’ionisation Ei nécessaire pour arracher cet électron est très faibleLes alcalinos-terreux (2ème colonne) : Mg , Ca ….Configuration électronique ns2 avec n=2,3,…Les 2 électrons de la couche de valence peuvent être perdus facilement, selon la réaction :

X → X2+ + 2e-

L’ion obtenu X2+ (cation bivalent) est très stableLes halogènes (colonne 17) : F , Cl , Br, I ….Configuration électronique ns2np5 avec n=2,3,…Il leur manque un électron pour avoir une couche de valence complète. Ils peuvent donc facilement capter un électron, selon la réaction : X + e- → X-

Leur affinité électronique est donc élevée.Les chalcogènes (colonne avant les halogènes) : O , S ….Configuration électronique ns2np4 avec n=2,3,…Il leur manque deux électrons pour avoir une couche de valence complète. Ils peuvent donc facilement capter deux électrons, selon la réaction : X + 2e- → X2-

Les familles d’éléments

21

Couche de valence

Ce sont les OA occupées les plus hautes.

Ces couches donnent les propriétés chimiques à l’élément.

Souvent la couche de valence est l’ensemble des dernières orbitales occupées de même n .

H HeLi Be B C N 0 F NeNa Mg Al Si P S Cl ArK Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru~ Rh~ Pd~ Ag Cd In Sn Sb Te I XeCs Ba La Hf Tu W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po Al RnFr Ru Ac*

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Cd Tb Dy Ho Er Tm Yb LuTh* Pa* U* Np* Pu Am Cm* Bk Cf Es Fm Md No Lr

L’électronégativitéL’électronégativitéDéfinie par Pauling : Mesure la tendance des atomes, au sein des molécules, à attirer vers soi les électronsLe concept d’électronégativité est très important. Il permet de prévoir et d’interpréter: � les propriétés physiques et chimiques des atomes� l’évolution et la vitesse des réactions chimiques

H B C N O F Si P S Cl Br I

2,2 2,04 2,55 3,04 3,44 3,98 1,90 2,19 2,58 3,16 2,96 2,66

22

Liaison chimique

LA LIAISON CHIMIQUE : MODELE DE LEWIS

Principes de base du modèle deLewis

• Le modèle de Lewis ne s’intéresse qu’aux électrons périphériques des atomes, c’est-à-dire aux électrons de la dernière couche électronique de chaque atome.

• Dans une molécule , les atomessont liés par des liaisons chimiques covalentes .

Atome Nombre de doublets

liants

Nombre de doublets non liants

C 4 0

N 3 1

O 2 2

F et Cl 1 3

H 1 O

Règles du duet et de l’octet :• Pour Z ≤ 18, les atomes qui n’ont

pas la structure en duet ou en octet captent, cèdent ou mettent en commun des électrons pour l’acquérir .

23

Z Symbole Nom Structureélectronique

Configurationélectronique

Couche devalence

Notation deLewis

Valence

1 H Hydrogène 1s1 1s1 H• 1

2 He Hélium 1s2 1s2 0

3 Li Lithium 1s22s1 2s1 Li• 1

4 Be Béryllium 1s22s2 2s2 2

5 B Bore 1s22s22p1 2s2 2p1 3

6 C Carbone 1s22s22p2 2s2 2p2 ou 4

7 N Azote 1s22s22p3 2s2 2p3 3

8 O Oxygène 1s22s22p4 2s2 2p4 2

9 F Fluor 1s22s22p5 2s2 2p5 1

10 Ne Néon 1s22s22p6 2s2 2p6 0

11 Na Sodium [Ne] + [Ne] 3s1 3s1 Na• 1

12 Mg Magnésium [Ne] + [Ne] 3s2 3s2 2

1s

1s

1s2s

1s2s

1s2s

2p

1s2s

2p

1s2s

2p

1s2s

2p

1s2s

2p

1s2s

2p

3s

3s

He

Be

•B

C•• C

••

••

N•

••

O••

F •

Ne

Mg

Période

1ère

2ème

3ème

Le cortège électronique

11+ 17+

Sodium : 11Na

Na+

Chlore : 17Cl

K(2) L(8) M(1)

K(2) L(8) M(7)

1- De l’atome neutre

2- De l’ion

11+

K(2) L(8) Cl-

17+ K(2) L(8) M(8)

Perte d’électron

gain d’électron

24

Pour former une macromolécule les différents atomes interagissent entre eux.Il y a différents types d'énergies.

Liaisons et énergies d'interactions

-interaction de Van de Walls (~0.4-4 kJ/mol) -liaisons covalentes (~300 kJ/mol)-liaisons ioniques (~20 kJ/mol)-interactions dipolaires-liaisons hydrogène (~12-30 kJ/mol)-Interactions hydrophobe (~12-15 kJ/mol)

L'interaction de Van Der Waals

Un atome est composé d'un noyau (+) et d'un nuage é lectronique (-)

Lorsque 2 atomes s'approchent. Il y a une répulsion entre leurs nuages électroniques.

Lorsque que 2 atomes s'éloignent, il y a une attraction (dipolaire)

Le rayon de Van Der Waals correspond à la distance minimale d'approche de 2 molécules

25

Une liaison covalente est uneliaison chimique dans laquellechacun des atomes liés met encommun un ou plusieurs doubletsd'électrons de ses couchesexternes . C'est ce qui produitl'attraction mutuelle entre atomes.La nature de ces liaisons(hybridation) va influencer l'énergieet la géométrie de ces liaisons(angles, longueurs)

La liaison covalente

Liaison longueur énergie

Å kJ/mol

C-H 1.09 411

C-C 1.54 348

C=C 1.4Å 614

C-N 1.47 308

C-O 1.43 360

C=O 1.2Å 799

C-S 1.82 272

N-H 1.01Å 386

N-O 1.4Å 201

O-H 0.96 459

S-H 1.34 363

P-O 1.63 335

Hybridation SP 2

Plan trigonal

3 liaisons σ σ σ σ et une liaison ππππ

Pas de rotations possible autour de la liaison

Hybridation SPlinéaire

C C

C C

2 laissons σσσσ et 2 liaisons ππππ

Pas de rotations possible autour de la liaison

Le carbone peut faire 4 liaisons

éthylène

éthyne ou acétylène

Le carbone possède 6 électrons: 1S 2+2S2+2P2

Il manque 4 électrons pour compléter la dernière co uche

Hybridation SP 3

Structure tétraédriqueEx méthyle

26

Les liaisons ioniques

Une particule chargée génère un champs électrique.

ur

qE

r

rr

204

1

επε=

PermittivitéDépend du milieu

Décroit en 1/r 2

Une particule chargée dans un champs électrique sub ie une force F=qE (force de coulomb)L'interaction entre 2 particule chargées q1 et q2 e st donc:

+q

r

qqU

ur

qqF

r

r

2.1

4

1

2.1

4

1

0

20

επε

επε

=

= rr

+q -q

Répulsif pour 2 charges de même signeAttractif pour 2 charges de signe opposéLa force décroit en 1/r 2

Ex: Groupe carboxylique (asp, glu) et ammonium (lys )

C

O

O

- NH3+

Dans les macromolécules, il y a des groupes chargés .Ions, guanidinium, amine, carboxylate, métaux,…Interaction ionique entre 2 atomes

Les liaisons ioniques

Les interactions électrostatiques seront affaiblies dans: -les solvant avec des grande constante diélectrique (D) -dans des tampons de sels (grande force ionique).Le pH est très important car il modifie les charges des groupement ionisables.Le pKa est influencé par:

-nature du solvant (constante diélectrique)-force ionique-environnement électrostatique

27

Le dipôle électrostatique

un dipôle électrostatique est un ensemble de deux c harges opposées -q et +q séparée d'une distance a

Un atome d'hydrogène lié avec un atome électronégatif (donneur) va former un dipôle.(ex O-H, N-H).

D Hδδδδ- δδδδ+

Ce dipôle va pouvoir interagir avec un autre dipôle formé par un atome électronégatif (accepteur). (ex C=0, C=N-C)

- D — H Aδδδδ- δδδδ+ δδδδ- δδδδ+

La liaison hydrogène

Liaison hydrogèneLiaison hydrogène

28

Pour réduire l’effet négatif sur le bilan d’énergie dans l’eau, les molécules non-polaires cherchent à interagir avec d’autres molécu les non-polaires et à réduire la surface exposée au solvant polaire.

⇒ Ce sont des interactions hydrophobes interactions hydrophobes

Interactions hydrophobes

Formation du spectre d’émission moléculaire

29

Exemple d’application médicaleExemple d’application médicale

L’intensité du faisceau après avoir traverser la cuve obéit à la loi de Beer Lambert :A = Log I 0/I = Ɛ L C

La spectrométrie moléculaire regroupe toutes les mé thodes analytiques fondées sur l’exploration des spectres de bande produits par les molécules en solution.On distingue la spectrométrie d’absorption moléculaire et la spectrofluorométrie.

- A : absorbance- ε: le coefficient d’absorption molaire en L.mol -1.cm -1

- l : la largeur de cuve en cm- c : la concentration de la solution en mol/L

Les acides est les bases

30

L'eau H 2O est capable de se dissocier en acide et en base ( amphotère).

Ion hydronium (acide)

Ion hydroxyde (base)

Un acide est une espèce capable de donner un protonUne base est une espèce capable d'accepter un proto n

L'eau est en équilibre

Définition du pH

[H[H33OO++] .[OH] .[OH --]=Ka=]=Ka=1010 --1414

2H2O���� H3O+ + OH-

pH =pH =--loglog 1010 [H[H33OO++] ]

Dans l'eau, chaque couple acide/base faible possède leur propre constante d'équilibre

HA ���� A- + H+

baseacide

[ ][ ][ ]AH

HAKa

+−

= .

[ ][ ]−−=A

AHpKapH 10log

(Ka)

A pH=pKa, il y a 50% de forme acideet 50% de forme basique

31

Le pouvoir tampon

pKa

pH

% acide

[ ][ ]−−=A

AHpKapH 10log

Autour du pKa, la solution est stable à la variatio n de pH:(Dilution, ajout de base ou d'acide)

Systèmes tamponA) Système tampon chimique• Système Instantané et constitue la première ligne de défense contre

variations de concentration en H+ mais limité- Couple ac.Carbonique / bicarbonate (milieu extra-cellulaire)

Equilibre acidobasique

Composante acide H2CO3 H+ HCO3-+

Ion hydrogène

Ion bicarbonate

Acide carbonique

Composante basique NaHCO3 Na+ HCO3-+

Ion sodium

Bicarbonate de sodium

Ion bicarbonate

- Protéines/protéinates (milieu intra-cellulaire) PH ↔ P- + H+- Hémoglobine-oxyhémoglobine (sang) Hb-NH2 + CO2 → Hb-NH-COO- + H+- Tampon phosphate (urine et milieu intra-cellulaire ) H2PO4↔ HPO4

2- + H+

32

B) Système tampon respiratoire• Action sur le débit de CO2 (Hyperventilation ou Hypoventilation)

• Système plus lent (quelques minutes) et plus puissant que le précédant

Equilibre acidobasique

C) Système tampon rénal• Puissante ligne de défense • Adaptation en plusieurs heures voire jours• Moyens de régulation:- Excrétion des ions H+ - Réabsorption des ions HCO3-- Sécrétion d’ammoniac (tampons)

CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+

Oxydoréduction

33

Relation entre électronégativité et pouvoir oxydant /réducteur

Un réducteur est un élément qui peut perdre facilement un ou plusieurs électrons. Un oxydant est un élément qui peut gagner facilement un ou plusieurs électrons.

Ox + n e- ↔ Red

Les éléments peu électronégatifs (partie gauche du tableau) sont des réducteurs. Les éléments très électronégatifs (partie droite) s ont des oxydants.

Relation entre électronégativité et caractère acido -basique des oxydes

Tous les éléments, sauf les gaz rares, s’associent avec l’oxygène (O) et forment des oxydes ayant des propriétés acides et/ou basiques .

La liaison entre X et O peut être: - très ionique lorsque la différence d'électronégativité ∆χ = χ(O) - χ(X) est élevée.(ex: Na2O, MgO)- très covalentes lorsqu'elle est faible (ex: H2O, ClO2).

Les métaux alcalins, et les alcalinoterreux , conduisent à des oxydes ioniques , dans lesquels l’oxygène est sous la forme de l’ion oxyde O2-, ayant une forte propriété basique : O2- + H2O → 2 OH-

Les oxydes des métaux de transition, et de la colon ne du bore (B, Al,…) donnent desoxydes amphotères (à la fois acides et basiques)

Ex : ZnO + 2 H+ = Zn2+ + H2O et ZnO + 2 OH- + H2O = Zn(OH)42-

Les non métaux (H, C, S, halogènes…) conduisent à des oxydes covalents qui sont souvent acides.

Ex : CO2 (+ H2O donne l’acide carbonique H2CO3) SO3 (+ H2O donne l’acide sulfurique H2SO4)

34

Réducteur

Red2

Red1

Oxydant

Ox1

Ox2

Ox1 + Red2 → Red1 + Ox2

Règle du γγγγ

E02

E01

E01 > E0

2

E0

Réaction spontanée

Al 3+ Al -1,66Cr2+ (ion chromeux) Cr -0,91Zn 2+ Zn -0,76Fe2+ (ion ferreux) Fe -0,44Cr3+ (ion chromique) Cr2+ (ion chromeux) -0,41Sn 2+ (ion stanneux) Sn -0,14Pb 2+ Pb -0,13H+ H2 0S4O6

2- (ion tétrathionate) S2O32- (ion thiosulfate) 0,09

CH3-COOH (acide acétique) CH3-CH2-OH (éthanol) 0,11Sn 4+ (ion stanique) Sn 2+ (ion staneux) 0,14Cu 2+ (ion cuivrique) Cu+ (ion cuivreux) 0,15Cu 2+ Cu 0,34I2 I- 0,53O2 H2O2 (eau oxygénée) 0,69Fe3+ (ion ferrique) Fe2+ (ion ferreux) 0,77Hg 2

2+ (ion mercureux) Hg 0,79Hg 2+ (ion mercurique) Hg 0,79Ag + Ag 0,80NO3

- (ion nitrate) NO (monoxyde d’azote) 0,96Br 2 Br - 1,07

Forme Oxydante Forme Réductrice E0 ( V )

Pou

voir

Réd

ucte

ur

Pou

voir

Oxy

dant

Quelques couples oxydoréducteurs et leur potentiel de référence

35

IO3- (ion iodate) I2 1,19

O2 H2O 1,23Cr2O7

2- (ion dichromate) Cr3+ (ion chromique) 1,33Cl2(aq) Cl- 1,34MnO4

- (ion permanganate) Mn2+ 1,51BrO3

- (ion bromate) Br2 1,52Ce4+ (ion cerrique) Ce3+ (ion cerreux) 1,61ClO - (ion hypochlorite -Javel) Cl2 1,72H2O2 (eau oxygénée) H2O 1,77F2 F- 2,87

Forme Oxydante Forme Réductrice E0 ( V )

Pou

voir

Réd

ucte

ur

Pou

voir

Oxy

dant

Quelques couples oxydoréducteurs et leur potentiel de référence

• Porteurs d ’hydrogèneporteur + 2H porteur -H2

• Porteurs d ’électronsporteur - Fe 3+ + H porteur -Fe2+ + H+

Chaine respiratoire

36

Oxydoréduction et stress oxydatif

Chimie organique

37

I. DéfinitionsMolécule organiqueUne molécule organique comportera donc une chaîne carbonée sur laquelle pourra se greffer un ou plusieursgroupes caractéristiques.Chimie organiqueBranche de la chimie qui étudie la structure, les propriétés, les caractéristiques, la composition, les réactions et les préparation par synthèse ou autres moyens des molécules organiques

Chimie organique

page 74

Principales fonctions de la chimie organique

38

Formule brute : du type CxHyOzNt….Ne donne pas d’information sur les liaisons entre les atomes

Formule planeDonne la nature des liaisons entre les atomes, mais pas leur répartition dans l’espace

� développéeC’est la notation de Lewis. On représente tous les atomes, toutes les liaisons, les DNL, les charges, les électrons célibataires…

� semi-développéeOn ne représente pas les liaisons C-H

� compacteOn ne représente pas les liaisons, seulement les groupements : CH3COCH3

Représentation des molécules

Formule plane (suite)� topologiqueC’est la représentation la plus importante , mais demande un peu d’habitude avant d’être maitrisée.On ne représente pas les atomes d'hydrogène, ni de carboneSeuls les hétéroatomes (atomes autres que C et H: O, N, Cl...) ainsi que les H qu’ils portent, sont représentés On cherche ici à représenter la géométrie du squelette (enchaînement des atomes de carbones) de la molécule. On pensera aux angles de 109°pour des carbones tétravalents, 120°pour des carbones tr ivalents (liaison double), et 180°pour des carbones divalents (liaison triple) .

La molécule précédente s’écrira :

Autre exemple :

Représentation des molécules

O

C CC

O

O

ClN

HH H

H

H

H H2N

O

OH

Cl

39

Formule en 3DPour représenter un carbone tétraédrique dans l’espace, on utilise deux représentations principales :

la représentation de Cram la projection de Newman

Représentation des molécules

CG1G2

G3 G4

représentation de Lewis(à plat) ne contenant aucune

information dans l'espace

C

G4

G2G3

projection de Newmanselon l'axe C-G1

(G1 est caché par C)

G3 derrière P

G4 devant P

plan P contenant G1, G2 et C

(plan de la feuille ou du tableau)

représentation de Cram

direction du regard(axe C-G1)

pour la projection de Newman

C

G1

G2

G3

G4

Cas des cycles cyclobutaneCram en vue de dessus

cyclobutaneCram en perspective

Notion d’Isomérie

Souvent une formule brute donnée correspond à plusieurs molécules possibles appelées isomères .

On distingue deux types d'isomérie.

� L’isomérie de constitution (ou de structure) Deux isomères de constitution ont même formule brut e

mais des formules planes différentes.

� La stéréoisomérieDeux stéréoisomères ont la même formule développée

plane, mais diffèrent par l’arrangement tridimensio nnel des atomes .

40

Isomérie de constitution

Il y a 3 types d’isomérie de constitution.

Isomérie Définition Propriétés physiques

Propriétés chimiques

de chaineL'enchaînement des carbones (squelette)

est différent

butane 2-méthylpropane≠≠≠≠ ====

de position

Même squelette, mais les fonctions chimiques ne sont pas aux mêmes

positions.

propan-1-ol propan-2-ol

≠≠≠≠ ====

de fonction

Même squelette mais les fonctions

chimiques sont différentes.

propan-1-ol méthyléthyloxyde≠≠≠≠ ≠≠≠≠

OH OH

OOH

StéréoisomérieIl y a 2 types de stéréoisomérie.

Stéréoisomérie de conformationDu fait de la libre rotation des liaisons simples, les molécules n'ont pas une structure figée dans l'espace. Leurs atomes peuvent être disposés d'une infinité de façons dans l'espace, chaque disposition possible correspond à un conformère de la molécule.

Deux Deux conformèresconformères représentent la même molécule, dans des représentent la même molécule, dans des dispositions spatiales et état d’énergie différents . dispositions spatiales et état d’énergie différents .

On peut passer d’un On peut passer d’un conformèreconformère à l’autre sans rupture de liaison.à l’autre sans rupture de liaison.

Stéréoisomérie de configurationDans tous les autres cas où les stéréoisomères sont des molécules différentes, on parle de stéréoisomérie de configuration, plus souvent simplement nommés stéréoisomères.

Pour passer d’un Pour passer d’un stéréoisomèrestéréoisomère (de configuration) à un autre il faut (de configuration) à un autre il faut nécessairement casser des liaisons. Ce sont des mol écules différentes.nécessairement casser des liaisons. Ce sont des mol écules différentes.

41

Stéréoisomérie de conformationCas de l’éthane

Libre rotation de la liaison simple C1 – C2. L’angle de torsion de cette liaison . Il y a une infinité de conformère, autant que d’ang le ααααOn peut tracer l’énergie de la molécule en fonction de α. Cela s’appelle une étude conformationnelle .

Les conformations les plus classiqueséclipsée (α=0°) , la moins stable; décalée (α=60°), la plus stable.

α

Stéréoisomérie de conformationCas du cyclohexane

Etude conformationnelle du cyclobutane C 6H12

Caractéristiques� chaise : plus stable, toutes liaisons décalées� bateau : moins stable, présence de liaisons éclipsées� (enveloppe : autre conformation encore moins stable)

H H

H

HH

H

HH H

H

H

H

42

⇄⇄⇄⇄

Chaise 1 Chaise 2

H

H

Stéréoisomérie de conformationCas du cyclohexane

Représentation en perspective du cyclohexane chaise� Les positions axiales des groupements sont en bleu.

Il y a alternance axial haut et axial bas.� Les positions équatoriales sont en rouge.

Stéréoisomérie de conformationImportance biologique

La conformérie, c’est-à-dire la possibilité que les molécules peuvent subir des déformations (de longueurs ou d’angle de liaisons) sans que leur liaisons se cassent, a une énorme importance.

� les réactions de synthèse des protéines� de duplication de l’ADN� l’efficacité des enzymes � les mécanismes biocatalytiques� etc…

dépendent étroitement de la conformation des macromolécules mises en jeu.

43

Stéréoisomérie de configuration

Pour passer d’un stéréoisomère (de configuration) à un autre il faut nécessairement casser des liaisons. Contrairement aux conformères qui représentent la même molécule, deux stéréoisomères (de configuration) sont des molécule s différentes .

Il y a deux types de stéréoisomérie de configuration� L’énantiomérie� La diastéréoisomérie

Stéréoisomérie de configurationEnantiomérie – Définitions

EnantiomérieDeux stéréoisomères de configuration sont appelés énantiomères s’ils sont images dans un miroir et non superposables.

Exemple du 1-bromo-1-chloroéthaneCes deux molécules sont différentes

Chiralité d’une moléculeUne molécule non superposable à son image dans un miroir, c’est à dire une molécule qui possède un énantiomère, est dite chirale .Les deux molécules plus haut sont chirales.Une molécule égale à son image dans un miroir est achirale ou non chirale .

Si une molécule possède, dans l’une de ses conforma tions, un plan ou un centre de symétrie, alors elle est ac hirale.

44

Stéréoisomérie de configurationEnantiomérie – Pouvoir rotatoire

Deux énantiomères ont les mêmes propriétés chimiques et les mêmes propriétés physiques, sauf une : le pouvoir rotatoireSeule les molécules chirales ont un pouvoir rotatoireCette propriété se mesure avec le polarimètre de Laurent.

� Une lumière monochromatique (raie jaune du sodium) pénètre un polariseur. Elle ressort polarisée, c’est-à-dire que son champ électrique est orienté selon une direction unique.

� Elle pénètre ensuite la cuve contenant une solution de concentration c de de la molécule.� Si la molécule est chirale, elle est optiquement active , c’est-à-dire qu’elle est la propriété de faire tourner le plan de polarisation de la lumière (le champ E).

� A la sortie de la cuve, E a tourné de l’angle αααα, appelé pouvoir rotatoire de la solution.

Loi de Biot : αααα = [αααα] l c[α] est appelé pouvoir rotatoire spécifique de la moléculeMolécule chirale : [α] ≠ 0 ; achirale : [α] = 0Deux énantiomères ont leur [ αααα] opposé

Cas d’un mélange : (α est additif)

Mélange racémique = mélange en même quantité de deux énantiomères : α = 0

i[ ] ii

l cα α= ∑

polarimètre de Laurent.

Stéréoisomérie de configurationEnantiomérie – Carbone asymétrique

Un carbone est dit asymétrique lorsqu’il est tétraédrique et lié à quatre atomes ougroupes d’atomes différents.

Toute molécule possédant un seul carbone asymétrique est chiraleLa molécule suivante possède un carbone asymétriqueindiqué par une étoile.

Une molécule possédant plusieurs carbones asymétriquespeut ne pas être chiraleLa molécule suivante est achirale, pourtant elle a deux C *

Une molécule peut être chirale sans posséder de carboneasymétriqueLa molécule suivante est chirale, pourtant elle n’a pas de C*

*

* *

45

page 89

Stéréoisomérie de configurationEnantiomérie – Nomenclature R/S d’un C *

Un carbone asymétrique a deux configurations possibles.Exemple: deux énantiomères du 1-bromo-1-chloroéthane, molécule chirale à cause de son unique C*.

Détermination de la configuration absolue (R/S) d’u n C*

1. On classe les quatre substituants par ordre de priorité; le substituant prioritaire porte le numéro 1, le dernier dans l’ordre de priorité le numéro 4.2. On regarde la molécule dans l’axe de la liaison C* -substituant n°4, le carbone asymétrique étant au pr emier plan et le substituant n°4 étant dirigé vers l’arri ère.3. Les trois substituants se présentent alors :- soit dans le sens direct : le carbone est de configuration R (du latin rectus =droite) (cas du dessin). On indique (R) nom_molécule.- soit dans le sens indirect : le carbone est de configuration S (du latin sinister = gauche). On indique (S)-nom_molécule.

* *

Stéréoisomérie de configurationDiastéréoisomérie – Définition

DéfinitionDeux stéréoisomères de configuration sont appelés diastéréoisomèress’ils ne sont pas énantiomères (rappel : deux énantiomères ne diffèrent que par leur pouvoir rotatoire).

La diastéréoisomérie englobe donc tous les cas de stéréoisomérie de configuration hormis l’énantiomérie.

Deux diastéréoisomères sont des molécules aux propriétés physiques et chimiques différentes.

Il y a deux cas de diastéréoisomérie� molécules ayant plusieurs C *

�molécules ayant des doubles liaisons

46

LIAISON COVALENTE - EFFETS ELECTRONIQUES

M+ X:- δδδδ+Y :Xδδδδ- X : X

Formation sur les atomes des charges partielles: δδδδ+ sur l’atome le moins électronégatif et δδδδ- sur l’atome le plus électronégatif.

Liaison covalente non polarisée

Liaison covalente polarisée

Liaison ionique

En rouge:

Région de l’espace riche en électrons.

En bleu:

Région de l’espace pauvre en électrons

LIAISON COVALENTE - EFFETS ELECTRONIQUES

La polarisation d’une liaison donne naissance à un dipôle électrique caractérisé par un moment dipolaire:

δδδδ+Y Xδδδδ-

47

Deux types d'effets électroniques :

• les effets inductifs qui sont liés à la polarisation d'une liaison.

• les effets mésomères, qui sont dus à la délocalisation des électrons π .

Les deux effets peuvent exister ensemble dans une même molécule.

Un effet mésomère est toujours plus important qu'un effet inductif

I. Effet inductifC’est la transmission de la polarité d’une liaison le long de la chaîne carbonée. Cet effet s’annule généralement au niveau du quatrième atome

CY C C C

LIAISON COVALENTE - EFFETS ELECTRONIQUES

H

NHRORSR

X

F>Cl>Br>I

NO2NR3+

CR3 Metal

CR3 CHR2 CH2R CH3> > >

effet -I croissant effet +I croissant

L’effet inductif est additif:

C

C H 3

CH 3

C H 3

C H

CH 3

CH 3

CH 3 C H 2 CH 3

Groupements Attracteurs (-I ) Groupements Donneur s (+I)

+ +

Cations : -C , -N- -

- Anions: -O , -C

-C=O , -C≡N - Métaux : -B , -Na

- OH, -NO2 , -X (F, Cl , Br, I) - Radicaux alkyles : -R

48

ApplicationsInfluence sur l’acidité des acides carboxyliques:

Soit la réaction de dissociation suivante :

RO

O H

RO

O-

+ H+base

- Si le groupe « R » est électro - attracteur (-I): la liaison O—H est fragile ce qui facilite sa rupture et augmente l’acidité.- Si le groupe « R » est électro – donneur (+I): diminution de l’acidité.

Centre réactif Centre réactif

Le groupe acétyle a un effet mésomère attracteur: -M

Le groupe amino a un effet mésomère donneur: +M

Classement des effets mésomères:

H

NHR,ORX

effet -M croissant effet +M croissant

NO2 O -OCORSO2R COR, COORCONHR CN

Le déplacement des doublets d’électrons de liaison ππππ ou des doublets non liantscrée au sein de la molécule des sites riches ou pauvres en élec trons. C’est l’effetmésomère

OO O

++

O NH 2

+M-M

LIAISON COVALENTE - EFFETS ELECTRONIQUES

II. Effet mésomère

49

LIAISON COVALENTE - EFFETS ELECTRONIQUES

O O O

OO

____

____

____

____

____

Exemple: l’ion phénolateConséquence de l’effet mésomère:-délocalisation de la charge négative sur l’ensemble de la molécule-Spectre d’absorption caractéristique: application de laspectrophotométrie moléculaire

LIAISON COVALENTE - EFFETS ELECTRONIQUES

CH2 CH2

CH2CH2CH2

++++

++++

++++

++++

++++

Exemple: Cation benzyleConséquence de l’effet mésomère:-délocalisation de la charge positive sur l’ensemble de la molécule-Spectre d’absorption caractéristique: application de laspectrophotométrie moléculaire

50

LIAISON COVALENTE - EFFETS ELECTRONIQUES

C

+ I - I

O- NR3+ F SH

COO- SR2+ Cl SR

CR3 NH3+ Br OH

CHR2 NO2I CR

CH2R SO2Ar OAr Ar

CH3CN COOR CH = CHR

SOR OR

COOH COR

+M - M

O- NO2

S- SO2R

NHR COR

NHCOR COOR

OR CONHR

OCOR CN

SR

NO

Ar

CH = CHR

CR

C

Effet inductif Effet mésomère

LIAISON COVALENTE – TAUTOMERIE

Contrairement à la mésomérie, la tautomérie est un équilibre entre deux isomères structuraux ayant une existence propre.

OH O Hcétone énol

OO

H+ +

HPrototropieRéarrangement

mésomérie

N OH

N O

H2-hydroxypyridine 2-pyridone imine enamine

R

NR1

H

R2H

R

NH

R2

H

R1

Autres exemples:

Le passage de l’un à l’autre se fait par réaction de réarrangement avec migration d’un proton.

Exemple:

51

LIAISON COVALENTE – TAUTOMERIE

L’équilibre tautomère peut être plus ou moins déplacé vers l ’une des deuxstructures en fonction de leur stabilité.

OH

H

O

HH

H

99%

maisO

HO

HHnon aromatique

O O

HO O

HH

formation d'uneliaison hydrogène

99%

mais

OH

O OHH

OCHCl 3

33% 66%Pas de liaison hydrogène possible

La conjugaison entre les deux doubles liaisons apporte unelégère stabilisation ce qui explique le pourcentage de formeénol

Contrôle de chargeL’espèce A est pauvre en e-, B est riche en e- . A et B s’attirent et vont réagir pour former un nouveau composé : A+δδδδ + B-δδδδ →→→→ A-B

Contrôle orbitalaireConditions pour que la réaction se fasse : les orbitales doivent être en phase , prochesen énergie , et de symétries « compatibles » .

Contrôle stériqueLe réactif A aura plus de mal à rejoindre le site +δ encombré (à gauche) que le site +δ de droite.On parle d’encombrement stérique .

Principaux facteurs contrôlant une réaction

gêne ou encombrementstérique

Me

MeMe

+δ A-δ

approche difficile

H

HH

+δapproche

facile

réaction possible entre A et C

52

Nucléophile Affinité pour les « noyaux » = centres chargés positivement: toute molécule possédant au moins un doublet non liant (riche en électron). Un nucléophile n’est pas forcément chargé <0.

ElectrophileAffinité pour les « électrons » = centres chargés négativement: toute molécule ayant une charge >0, une lacune électronique, un atome déficitaire en électrons. Un électrophile n’est pas forcément chargé >0.

Classification des réactifsNucléophiles et électrophiles

exemples

Les deux modes de rupture d’une liaison

exemple

Cassure hétérolytique :

Cassure homolytique :

CHH

HCl

CHH

H

carbocation

+ ClC

HHH

Li+ LiC

HHH

carbanion ion lithium

+cassure homolytique

(pas d'apparition de charge)A B radicaux libres

A B

CHH

HCl

carboradical

+ ClCHH

H

atome Cl

+Acassure hétérolytique

(apparition de charge) ionsA B B

53

Symbole de la réaction : il dépend du réactif A approchant le substrat BCSN : substitution nucléophile si A est un nucléophileSE : substitution électrophile si A est un électrophile

Classification des réactions

Substitution

Addition

A + B-C A-B + Csubstitution de C par A

sur l'atome B

Symbole de la réactionAN : addition nucléophile ; si le 1er atome s’approchant de C=D est un nucléophile (il faut voir le mécanisme pour le savoir)AE : addition électrophile ; si le 1er atome s’approchant de C=D est un électrophile

A-B + C=D C-Daddition

de AB sur C=D

A B

L’importance de la chimie organique (développement d’un médicament)

54

À la recherche de l’aiguille dans une botte de foin

Monde batracien

Monde végétalMonde des reptiles

Monde des insectes

ScreeningExtraction

de molécules

Screening: Tests in vitro et in vivo

- pas d’activité, toxicité élevée..

+Une nouvelle

Molécule active

In vivo

In vitro

55

Élucider la structure de la molécule(Identité moléculaire)

ChimieAnalytique:IdentificationPurificationCaractérisation

Nouvellemoléculeactive

Rendement

Extraction

Pls Kg donnent qlqs g ou mg

56

Semisynthèse et synthèse totale

Semisynthèse: tansformation de la matière première naturelle

Synthèse totale: origine purement synthétique

En résumé

Mère «Nature » Extraction

de molécules

Tests in vitro et in vivo

Résultat +

IdentificationPurification

caractérisation

ChimieOrganique

ChimieAnalytique

Semisynthèse

ou synthèsede dérivés

Nouveaux médicaments

Production

57

FINFIN