La chimie des composés organiques

1. La chimie des composés organiques

2. 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.

3. Qu’est-ce que la chimie organique? alizarine: la première teinture naturelle d’être synthétisée (1868) indigo: les blue-jeans! éthanol: produit du processus de fermentation

4. 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!

5. Vitamine B12 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.

6. “A production of amino acids under possible primitive earth conditions” S.L. Miller, Science, 117, 528 (1953) acides aminés: glycine et alanine + ?

7. 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

8. Angiotensin II L’angiotensin II, une hormone qui contrôle la tension artérielle, est formé à partir de 8 acides aminés. Quel est le nombre de combinaisons possible? 40 320! Sa structure est: Asp-Arg-Val-Tyr-Ile-His-Pro-Phe.

9. 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...

10. L’acétone Voici l’acétone: Mais…les carbones?…les hydrogènes?…où sont-ils?

11. L’acétone Voici l’acétone: Mais…les carbones?…où sont-ils?

12. L’acétone Mais…les hydrogènes?…où sont-ils?

14. La chimie de l’acétone

15. 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.

16. L’acétone - un acide de Lewis! d+

17. La liaison chimique Les atomes cherchent à accéder à la configuration électronique stable des gaz nobles.

18. La liaison chimique - la liaison ionique Par exemple, LiF: Li 1s2, 2s1 - e- donne la configuration de l’hélium F 1s2, 2s2, 2p5 + e- donne la configuration du néon L’unité structurale des composés ioniques est l’ion. Cation et anion sont maintenus ensemble par attraction électrostatique.

19. La liaison chimique - la liaison covalente 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. Électronégativité - la capacité d’attraction d’un atome envers les électrons de liaison. Dans une liaison covalente les électrons sont partagés par les noyaux. l’unité structurale est la “molécule.”

20. Structures de Lewis 1. 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 p.e. C2H4

21. Structures de Lewis (CH3)2CHCH2OH • 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 électrons

22. Structures de Lewis (CH3)2CHCH2OH 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.

23. La charge formelle Où 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. charge = électrons - électrons non- - 0.5 x électrons formelle de valence impliqués dans liants dans l’atome les liaisons H3O+ - pour l’oxygène, la charge formelle = 6 - 2 - 0.5x6 = +1 Calculer la charge formelle de l’azote de l’ion ammonium.

24. charge = électrons - électrons non- - 0.5 x électrons formelle de valence impliqués dans liants dans l’atome les liaisons La charge formelle de l’atome 1 = 6 - 6 - 0.5 x 2 = -1 La charge formelle de l’atome 2 = 6 - 2 - 0.5 x 6 = +1 La charge formelle de l’atome 3 = 6 - 4 - 0.5 x 4 = 0

25. Structures de résonance Considérons l’ion carbonate, CO32-. On peut écrire trois structures qui sont équivalentes: 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.

26. Théorie de résonance • 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. • 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.

27. Benzène

28. Benzène

29. Benzène

30. Benzène

31. Théorie de résonance

32. Théorie de résonance • Quand ces structures ont presque la même stabilité, la résonance est importante, p.e. Cependant: • L’hybride est plus stable que n’importe laquelle des structures participantes. Cette augmentation de stabilité est appelée “énergie de résonance.”

33. 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.

34. Structures de résonance

35. Structures de résonance

36. Structures de résonance - 1,3-diènes CF = 4 - 0 – 0,5x6 = +1

37. Structures de résonance - benzène

38. Structures de résonance - le cation allylique

39. Structures de résonance Ecrivez les structures de résonance de:

40. Orbitales atomiques Pour comprendre la nature de la liaison covalente il faut étudier les configurations électroniques des atomes. 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”.

41. Orbitales atomiques L’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.

42. 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.

43. 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!

44. Orbitales atomiques

45. 1s 2s 2p

46. Signes de phase Lorsqu’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. noeud Y (+) Y (-)

47. Configurations électroniques Le “Aufbauprinzip”: Les orbitales de plus faible énergie sont remplies avant celles de plus haute énergie. 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. La configuration électronique de carbone est donc... 1s2 2s2 2p1 2p1

48. 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.

49. Orbitales moléculaires absence d’attraction longueur de liaison La liaison H-H

50. Représentation de la formation d’une liaison s