chapitre 1 : rappels

CHIMIE ORGANIQUE I CHAPITRE 1 : RAPPELS
L'ATOME
1.1 : Composition - Essentiel de la masse concentrée dans le noyau (protons + neutrons).
- Noyau chargé +; charge unitaire : proton.
- Électrons autour du noyau, chargés négativement.
- Les électrons sont les seules particules mises en jeu dans les
réactions chimiques.
1.2 : Représentation électronique - La position des électrons autour du noyau est définie par une région
de forte probabilité de présence, appelée orbitale atomique.
- Les orbitales (s, p, d, f, ...) sont situées à divers niveaux
principaux d'énergie (1, 2, 3, ...)
- On peut écrire la configuration électronique des éléments : C : 1s2 2s2 2p2 ou C : 1s2 2s2 2px 2py - Les orbitales « s » sont de forme sphérique;
- Les orbitales « p » se présentent sous la forme de ballons allongés
orientés perpendiculairement selon les axes x, y et z . Voir figure 1.1 page 4. - Électrons du dernier niveau énergétique appelés électrons
périphériques;
- Les autres sont des électrons internes.
- Dans les électrons périphériques, distinguons les électrons
célibataires (seuls dans une orbitale) et les électrons appariés (2
dans une orbitale).
- Les orbitales à demi-remplies ont tendance à gagner ou perdre un
électron, pour que le dernier niveau énergétique de l'atome soit
complet (règle de l'octet). Représentation de Lewis - Seuls les électrons périphériques sont représentés : 1.3 : Propriétés
Énergie d'ionisation
- L'énergie requise pour arracher un électron (périphérique) d'un atome
est appelée énergie d'ionisation.
- Celle-ci varie selon :
o La charge nucléaire;
o Le niveau d'énergie de l'orbitale considérée;
o L'effet d'écran;
o La répulsion électronique.
Voir tableau 1.1 page 5. - La connaissance de l'énergie d'ionisation permet de comprendre la
formation d'ions.
- En chimie organique, le proton (H+) et les carbones chargés
positivement, appelés ions carboniums, sont rencontrés fréquemment. Taille des atomes
- La taille des atomes varie selon la position dans le tableau
périodique.
- La dimension est reliée au nombre d'électron de l'atome, et à sa
charge nucléaire.
Voir tableau 1.2 page 6. Électronégativité
- L'électronégativité est la tendance relative d'un élément à attirer
vers lui le doublet d'électrons de la liaison.
- On considère généralement l'électronégativité selon Pauling.
- Propriété qui permet de prévoir le sens du déplacement des doublets
d'électrons lors de transformations chimiques.
Voir tableau 1.3 page 7. LA MOLÉCULE 1.4 : Propriétés - Les propriétés des molécules dépendent du type de liaisons
intramoléculaires et intermoléculaires qui les caractérisent. Exemple : solubilité de différents produits dans l'eau - L'eau dissout facilement les substances ioniques, à cause de sa grande
efficacité à solvater les ions positifs et négatifs.
- L'eau dissout également les substances covalentes polaires; ici, ce
sont plutôt les interactions dipôle-dipôle qui prédominent et
favorisent la dissolution.
- L'eau ne dissout pas les substances covalentes non polaires car il est
pratiquement impossible pour l'eau d'entrer en interaction avec elles.
Voir tableau 1.4 page 8.
1.5 : Liaisons intramoléculaires - L'électronégativité (en fait, la différence d'électronégativité entre
les 2 atomes qui constituent la liaison) joue ici un rôle capital.
- Deux atomes de même électronégativité partagent un doublet
électronique de manière égale.
- On a donc une liaison covalente non polaire.
- Si les 2 atomes n'ont pas la même électronégativité, il peut se
produire 2 choses :
1) La différence d'électronégativité est grande (1,7 et plus);
- Il se produit un transfert d'électrons d'un atome à un autre.
- Il en résulte la production d'ions, qui s'unissent par attractions
électrostatiques. 2) La différence d'électronégativité est faible (moins de 1,7);
- Il y a un partage inégal des électrons entre les 2 atomes;
- Toutefois, il n'y a pas production d'ions.
- On obtient alors une liaison covalente polaire.
Voir le tableau 1.5 page 9 (IMPORTANT).
1.5.1 : Liaison covalente : cas du carbone - L'atome de carbone a la capacité de se lier à lui-même soit par
liaison simple, soit par liaisons multiples (voir tableau 1.6 page
10).
- Le nombre de liaisons entre les atomes de carbone définit la géométrie
des molécules.
- Comment une liaison entre deux atomes de carbone peut-elle conduire à
une molécule plane, linéaire ou tridimentionnelle?
o Hybridation des orbitales atomiques. HYBRIDATION DU CARBONE
- Il y a 3 possibilités d'hybridation pour le carbone : sp3, sp2 et sp. IMPORTANT : tableau 1.7 page 12.
Hybridation sp3 : - géométrie tétraédrique
- 4 voisins
- angles de liaison : 109°28'
- 4 liaisons ?
- Rotation continuelle autour de l'axe de liaison
- Exemple : méthane
Hybridation sp2 : - géométrie plane
- 3 voisins
- angles de liaison : 120°
- 3 liaisons ?
- 1 liaison ?
- Isomérie cis-trans
- Exemple : éthylène
Hybridation sp : - géométrie linéaire
- 2 voisins
- angles de liaison : 180°
- 2 liaisons ?
- 2 liaisons ?
- Importante densité électronique entre atomes liés par lien triple
- Exemple : acétylène Présence de plusieurs types d'hybridation
- chaque hybridation conserve ses propriétés;
- la géométrie d'une telle molécule est plus complexe. Voir exemple page 15, repris en classe. Théorie de la répulsion électronique - Hypothèse : autour d'un noyau central, les nuages électroniques qui
l'entourent se disposent dans l'espace de façon symétrique la moins
encombrante possible.
- Nuages électroniques pertinents : ceux des liaisons ?, et ceux des
doublets libres de l'élément central.
- Ces nuages sont appelés voisins.
- Le nombre de voisins détermine la géométrie autour de l'atome central
et par le fait même, le type d'hybridation. o 4 voisins : géométrie tétraédrique, sp3
o 3 voisins : géométrie plane, sp2
o 2 voisins : géométrie linéaire, sp.
1.5.2 : Polarité des molécules - Le carbone et l'hydrogène (principaux constituants des composés
organiques) forment des liaisons covalentes polaires avec des éléments
tels l'oxygène, l'azote et les halogènes.
- Il y a donc une déformation du nuage électronique causée par la
différence d'électronégativité entre les atomes liés.
- Il y a donc création d'un dipôle (voir page 17 pour la représentation
graphique). Comment détermine-t-on si une molécule est polaire ou non? - Il faut tenir compte de la géométrie de la molécule, et de
l'électronégativité des atomes présents. Ex : CH3Cl vs CH4. Voir également tableau 1.8 page 19 pour longueur et énergie de liaison. 1.6 : Attractions intermoléculaires - Pourquoi certains produits sont solides, d'autres liquides, et
d'autres gazeux à des conditions normales de pression et de
température?
- Les attractions intermoléculaires (London, Debye, Keesom) peuvent
expliquer en partie cette situation (surtout pour les solides et les
liquides). Le tableau 1.9 page 20 permet de comparer les propriétés physiques de
quelques produits organiques. Voir aussi la comparaison entre méthane (CH4) et méthanol (CH3OH) page 20. - En général, les petites molécules non polaires sont des gaz;
- Les molécules polaires ou très grosses sont généralement des solides.
- La polarité des molécules influence beaucoup leur solubilité dans un
solvant.
- Il est important de mentionner que même si les attractions
intermoléculaires sont importantes et influencent l'état physique des
substances, leur énergie demeure faible par rapport aux liaisons
covalentes et ioniques.
- Il est donc plus facile de briser une liaison intermoléculaire qu'une
liaison intramoléculaire. EXERCICES : Section 1.1 et 1.2 : 1-3-4 Section 1.3 : 1 à 6 Section 1.4 : 1à 4, 6 Section 1.5 : 1 à 19 Section 1.6 : 1 à 3 Problèmes supplémentaires : au choix! CHAPITRE 2 : L'ÉCRITURE ORGANIQUE
REPRÉSENTATION DES MOLÉCULES ORGANIQUES 2.1 : Formules empiriques et formules moléculaires Formule empirique : indique quels atomes forment la molécule, et leurs
nombres relatifs. Ex : (C2H4O)n
Formule moléculaire : renseigne sur le nombre réel d'atomes de chaque
sorte, et non seulement leurs nombres relatifs. Ex : C4H8O2, ou C10H20O5 - La valeur de « n » est déduite à l'aide de la masse molaire du composé
(qui peut être déterminée expérimentalement).
- Il existe donc des règles pour déterminer si une formule est possible
ou non
- Voir ces règles à la page 38 + exemples (important). PROBLÈME
Faire no 1 p. 38 2.2 : Formules structurales - Une formule moléculaire ne donne aucun renseignement sur la position
relative des atomes dans la molécule, ni sur l'arrangement
tridimensionnel de ces atomes dans la molécule.
- Ainsi, plusieurs arrangements sont possibles pour une même formule
moléculaire. Ex : C2H6O ou
- Ces composés sont représentés dans la forme d'écriture appelée formule
développée.
o Tous les atomes sont représentés;
o Toutes les liaisons sont indiquées;
o La géométrie n'est pas montrée.
- De plus, ce mode d'écriture peut devenir ennuyeux pour des molécules
qu