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Université Sultan Moulay Slimane Faculté Polydisciplinaire Béni Mellal Départem

Université Sultan Moulay Slimane Faculté Polydisciplinaire Béni Mellal Département de Chimie Filière SMC/SMP-S3 COURS DE CHIMIE ORGANIQUE GENERALE Pr. S. ATLAS Année universitaire : 2020/2021 1 Introduction Le mot chimie dérive du terme ancien "alchimie", directement tiré de l'arabe (al- kemi). C'est la science qui étudie la composition de la matière et ses transformations par réactions chimiques. La chimie est une science divisée en plusieurs branches : • la biochimie qui étudie les réactions chimiques dans les milieux biologiques (cellules, protéines…). • la chimie analytique est l’étude des méthodes d'analyses qualitatives et quantitatives qui permettent de connaître la composition d'un échantillon. • la chimie des matériaux est la préparation et l'étude de substances et leur utilisation en tant que matériau. • la chimie inorganique ou chimie minérale, concerne la description et l'étude des éléments chimiques. • la chimie organique est la description et l'étude des composés comportant un squelette d'atomes de carbone (composés organiques). • la chimie physique est l'étude des lois physiques des systèmes et procédés chimiques ; ses principaux domaines d'étude comprennent : la thermochimie, la cinétique chimique, l'électrochimie, la radiochimie et la spectroscopie. • la chimie théorique est l'étude de la chimie à travers un raisonnement théorique fondamental (à l'aide des mathématiques et de la physique). En particulier, l'application de la mécanique quantique à la chimie a donné naissance à la chimie quantique. La chimie existe en d'autres domaines plus spécifiques : agrochimie, catalyse homogène et hétérogène, chimie de l’environnement, chimie industrielle, chimie pharmaceutique, chimie nucléaire, chimie organométallique, chimie des polymères, chimie radicalaire, chimie supramoléculaire, électrochimie, pétrochimie... La chimie organique est la chimie des molécules contenant du carbone, et l’étude de leur structure, leurs propriétés, leur composition, leurs réactions et leur préparation. Les applications de la chimie organique sont nombreuses : 2 3 Chapitre I : Le carbone : structure électronique et liaison chimique I. VALENCE ET HYBRIDATION I.1. Rappel sur les orbitales : Dans un atome les électrons sont repartis dans des orbitales atomiques (OA). L’OA est l’espace autour du noyau dans lequel il y a une grande probabilité de trouver l’électron. Une orbitale ne peut contenir au maximum 2 électrons. En chimie organique les orbitales les plus importantes sont s et p. Orbitale s : le nombre quantique l = 0. Le domaine de probabilité de présence est une sphère centrée sur le noyau. Orbitale p : le nombre quantique l = 1 ; trois orbitales p (px, py et pz). le domaine de probabilité de présence est constitué de deux lobes symétriques par rapport au noyau. Dans une molécule le recouvrement des orbitaux atomiques conduits à des Orbitales Moléculaires (OM) :  Recouvrement axial (s et p) : conduit à la liaison σ. Figure 1: Exemples de recouvrements axiaux 4  Recouvrement latéral (p) : conduit à la liaison π. Figure 2 : exemples de recouvrement latéraux I.2. Hybridation de l’atome de carbone L’atome de carbone occupe une position centrale dans le tableau de la classification périodique des éléments. Il a sa couche externe à moitié remplie. Pour compléter sa couche périphérique, il pourra se lier à lui-même et/ou à d’autres éléments. Le numéro atomique du carbone est 6 par conséquent sa structure électronique est 1s2 2s2 2p2. Il a quatre électrons dans sa couche externe. Il a donc quatre électrons de valence (à ne pas confondre avec la valence d’un élément). Définitions :  Électron de valence : ce sont les électrons de la couche externe  Valence d’un élément : c’est le nombre de liaisons qu’il peut avoir. C’est à dire le nombre d’électrons seuls. Donc à l’état fondamental le carbone est bivalent (valence =2). On connaît des molécules dans lesquelles le carbone est bivalent comme les carbènes CH2, CCl2 ; mais elles sont instables (sauf le CO qui est stable). Dans tous les produits organiques le carbone est tétravalent (valence =4). Pour l’expliquer : le carbone se trouve dans un état excité dans lequel un électron de l’orbital 2s passe à l’orbital 2p : Le carbone peut donc former 4 liaisons. Comme exemple le méthane CH4. E Etat fondamental Etat excité Couche externe 5 I.2.1. Hybridation sp3 : Prenons l’exemple du méthane CH4 ; si on considère la structure électronique de la couche externe du carbone 2s12p3, les quatre électrons de valence ne sont pas dans le même état : un électron dans l’état s et 3 électrons dans l’état p. En conséquence le carbone devrait former 3 liaisons orientées selon les axes x, y et z (90) et une liaison sans orientation déterminée (électron s) : donc les 4 liaisons C-H ne sont pas identiques. Ceci est contradictoires avec l’expérience car les 4 liaisons C-H sont identiques et indiscernables et forment entre elles des angles de 12928’. On admet que les orbitales atomiques s et p se réorganisent en quatre nouvelles orbitales identiques appelées orbitales hybrides sp3. Remarque : l’orbital hybride est formé par un grand et un petit lobe. L’hybridation est donc une combinaison linéaire des orbitales atomiques. Cependant un orbitale 2s et trois orbitales 2p conduisent à quatres orbitales sp3. Ces orbitales identiques sont dirigées du centre vers les sommets d’un tétraèdre formant entre elles des angles de 12928’. Elles peuvent former des liaisons de type «  ». Figure 3 : Représentation d'un carbone à l'état d'hybridation sp3 La molécule de méthane CH4 est obtenue par le recouvrement des 4 orbitales sp3 du carbone et des orbitales "s" de l'hydrogène. On obtient 4 liaisons σ localisées dans des 6 orbitales à symétrie axiale. Figure 4: Formation, représentation spatiale et modèles de la molécule de méthane I.2.2. Hybridation sp2 : La combinaison linéaire de l’orbitale 2s et de deux orbitales 2p (2px et 2py par exemple) conduit à trois orbitales sp2 dirigées du centre vers le sommet d’un triangle équilatéral (suivant l’exemple, le triangle se trouve dans le plan xy). Elles peuvent former des liaisons de type «σ». L’orbitale 2p qui reste (ici 2pz) peut former une liaison de type «». Figure 5 : Représentation d'un carbone à l'état d'hybridation sp2. Les 3 orbitales hybrides sp2 sont coplanaires et forment entre elles un angle de 120°. L'orbitale pz est orthogonale Exemple: La molécule d'éthylène associe deux carbones hybridés sp2. 7 Figure 6: formation, représentations spatiales et modèles de la molécule d'éthylène I.2.3. Hybridation sp : L’orbitale 2s et une orbitale 2p s’hybrident pour donner deux orbitales sp identiques formant un angle de 180°. Les deux orbitales 2p restantes peuvent former des liaisons de type . Figure 7 : Représentation d'un carbone à l'état d'hybridation sp. Les 2 orbitales hybrides sp sont linéaires (180°). Les 2 orbitale py et pz sont orthogonales Exemple: La molécule la plus simple associant 2 carbones hybridés sp est celle de l'acétylène HCCH. 8 Figure 8 : formation de la molécule d'acétylène Figure 9 : représentation spatiale et les modèles de la molécule d'acétylène I.3. Hybridation des autres éléments: Elément Configuration Valence hybridation H 1 - O 2 sp3, sp2 N 3 sp3, sp2, sp II. LES LIAISONS EN CHIMIE ORGANIQUE : La liaison entre deux atomes résulterait de leur tendance à acquérir chacun la configuration électronique externe du gaz rare le plus proche. Le système des deux atomes est ainsi stabilisé. On distingue plusieurs types de liaisons : II.1 Liaison COVALENTE Elle correspond à la mise en commun d’un ou plusieurs couples d’électrons entre les deux atomes. Ex. : H2 : H H donne H-H chaque atome fournit un e-) 9 a) liaison covalente  Quand le recouvrement des orbitales contenant les deux électrons est axial on obtient une liaison «  ». Exemple : entre les deux C de l’éthane H3C-CH3  Le recouvrement est maximum : donc la liaison est forte.  L’orbitale  à une symétrie par rapport à l’axe interatomique : il y’a une libre rotation autour de la liaison : C C H H H H H H C C H H H H H H Rotation 180° b) liaison covalente  Quand le recouvrement des orbitales contenant les deux électrons est latéral on obtient une liaison «  ». La liaison  est plus faible que la liaison  : rupture plus facile. Donc les composés contenant la liaison «  » sont plus réactifs. Ex. double liaison : éthylène H2C=CH2 II.2 Liaison dative ou de coordination ou donneur-accepteur : C'est la mise en commun de deux électrons entre deux atomes A et B. Un des atomes fournit les deux électrons. Soit l’ammoniaque NH3 dans lequel l’azote possède un doublet libre. En présence d’un proton (H+) le doublet libre de l’azote forme une liaison avec l’hydrogène. C C H H H H     sp2 sp2 10 Cette liaison qui résulte de l’action d’un donneur de doublet (ici N) sur un accepteur de doublet (ici H+) est appelée liaison dative. Une fois cette liaison est formée, elle est identique aux trois autres liaisons (les liaisons N-H sont semblables). II.3 Liaison ionique : Elle résulte de l’interaction électrostatique entre des ions de charges opposées (entre un uploads/s3/ cours-chimie-organique-m15.pdf