Лист за преговор: Introduction à la chimie organique

📋 Plan du Cours

1. Structure atomique et principes de remplissage électronique
2. Règle de l’octet et exceptions dans les liaisons covalentes
3. Méthodes de dénombrement des électrons autour d’un atome lié
4. Liaison covalente s : recouvrement axial d’orbitales s et énergie de liaison
5. Liaison covalente p : recouvrement latéral d’orbitales p et contraintes de rotation
6. Hybridation sp3 : formation, géométrie tétraédrique et exemples (C, N, O)
7. Hybridation sp2 : formation, géométrie plane et exemples (C, N)
8. Comparaison des forces et longueurs des liaisons simples, doubles et triples
9. Conséquences chimiques des liaisons p sur la réactivité des alcènes
10. Représentation spatiale des molécules organiques selon l’hybridation (représentation de Cram)

📖 1. Structure atomique et principes de remplissage électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal (n) : Nombre entier à partir de 1 qui caractérise la couche électronique dans laquelle se trouve un électron.
• Nombre quantique magnétique (m) : Nombre entier relatif compris entre -l et +l qui détermine l’orientation spatiale d’une orbitale.
• Nombre quantique de spin (s) : Valeur de ± ½ qui décrit le sens de rotation intrinsèque d’un électron sur lui-même.
• Nombreux insectes comme moyen : Le mandélonitrile est utilisé par de nombreux insectes comme moyen de défense chimique (par exemple le mille-pattes apheloria-corrugata).

📝 Points essentiels

• Le numéro atomique Z correspond au nombre de protons (ou d’électrons dans un atome neutre) et définit l’identité de l’atome.
• Le remplissage électronique suit la règle de Klechkowski, avec les électrons occupant les sous-couches de plus basse énergie en premier.
• Pour un atome considéré X, on définit la lettre Z pour le nombre de protons (ou d’électrons) et A le nombre de nucléons (protons + neutrons dans le noyau) X ❑ L’atome peut également perdre ou gagner des électrons: on parlera alors d’ions (cations pour les ions positifs, anions pour les ions négatifs) ❑ On parlera d’isotopes lorsque 2 atomes ont le même nombre Z mais un nombre différent de neutrons.

💡 À retenir

Le numéro atomique Z correspond au nombre de protons (ou d’électrons dans un atome neutre) et définit l’identité de l’atome.

📖 2. Règle de l’octet et exceptions dans les liaisons covalentes

🔑 Notions clés & Définitions

• Règle de l’octet : Tendance d’un atome de numéro atomique supérieur à 4 à posséder 8 électrons sur sa couche de valence lors d’une liaison chimique, afin d’atteindre la configuration électronique stable du gaz rare le plus proche.
• Lacune électronique : Situation d’un atome qui, à l’état neutre, ne possède pas 8 électrons sur sa couche de valence et forme un nombre limité de liaisons covalentes, comme le bore qui en fait 3.
• Avoir un intérêt particulier dans : Expression utilisée pour indiquer qu’une molécule ou un composé présente une importance spécifique dans un contexte donné, par exemple dans certaines maladies.
• Intérêt particulier dans les maladies : Importance spécifique d’une molécule ou d’un composé dans le contexte de certaines pathologies, comme le rôle d’un composé dans la régulation de la biosynthèse de la dopamine dans la maladie de Parkinson.
• Atome de carbone C dans : Référence à l’atome de carbone dans son état fondamental (Z=6), en particulier à sa couche externe qui est impliquée dans les liaisons chimiques et l’hybridation.

📝 Points essentiels

• La règle de l’octet stipule qu’un atome tend à avoir 8 électrons de valence pour atteindre une configuration stable.
• Certains atomes comme le bore peuvent présenter une lacune électronique et ne pas respecter cette règle.
• Des atomes comme le soufre ou le phosphore peuvent avoir un octet étendu en utilisant leurs orbitales 3d, acceptant plus de 8 électrons.
• 1. 8 électrons dans la couche de valence de l’atome d’oxygène (règle de l’octet satisfaite) ( Il faudra donc connaître l’ordre relatif de l’électronégativité des atomes pour pouvoir être capable de polariser les liaisons (voir chapitre sur les effets électroniques).

💡 À retenir

La règle de l’octet est une tendance générale, mais elle comporte des exceptions importantes qui influencent la structure et la réactivité des molécules.

📖 3. Méthodes de dénombrement des électrons autour d’un atome lié

🔑 Notions clés & Définitions

• Doublet non liant : Une paire d'électrons appariés appartenant exclusivement à un seul atome et ne participant pas à une liaison covalente, représentée par un trait porté sur cet atome.
• Électrons autour : Les électrons situés autour d'un atome, incluant ceux des liaisons covalentes et des doublets non liants, qui sont comptés pour vérifier la règle de l’octet et déterminer la charge formelle.
• Hybridation de chaque atome : La configuration des orbitales atomiques d’un atome dans une molécule, résultant de la combinaison d’orbitales s et p pour former des orbitales hybrides (sp, sp2, sp3) qui déterminent la géométrie des liaisons.

📝 Points essentiels

• Pour vérifier que la règle de l’octet est respectée, on compte 2 électrons par liaison covalente et 2 électrons par doublet non liant autour de l’atome.
• Le dénombrement précis des électrons autour d’un atome permet d’identifier si celui-ci est chargé ou neutre dans une molécule.

💡 À retenir

Le dénombrement précis des électrons autour d’un atome est essentiel pour comprendre sa charge et sa conformité à la règle de l’octet.

📖 4. Liaison covalente s : recouvrement axial d’orbitales s et énergie de liaison

🔑 Notions clés & Définitions

• Recouvrement axial de 2 orbitales : Le recouvrement axial de deux orbitales s ou p se produit lorsque ces orbitales se chevauchent le long de l'axe de liaison, formant une liaison sigma avec un nuage électronique cylindrique.

📝 Points essentiels

• La liaison covalente sigma résulte du recouvrement axial de deux orbitales s, formant un nuage électronique cylindrique autour de l’axe de liaison.
• Chaque électron dans une orbitale moléculaire liante contribue à l’attraction entre les atomes, tandis que dans une orbitale antiliante il contribue à la répulsion.
• La longueur de la liaison H-H est de 0,74 Å avec une énergie de liaison de 436 kJ/mol, illustrant la stabilité de la liaison sigma.

💡 À retenir

La liaison sigma issue du recouvrement axial d’orbitales s est la base des liaisons covalentes simples, caractérisée par une forte attraction et stabilité.

📖 5. Liaison covalente p : recouvrement latéral d’orbitales p et contraintes de rotation

🔑 Notions clés & Définitions

• Libre rotation : La capacité d'une liaison simple à tourner autour de son axe sans restriction, ce qui est empêché lorsqu'une liaison pi est présente.
• Liaison Chimique : Et le deutérium D qui possède en plus 1 neutron (Z = 1, A
• Arbre originaire d’Asie Catalpa : Une espèce d'arbre originaire d'Asie, nommée Catalpa Ovata, dont le bois a été utilisé dans certaines études publiées en 1971.

📝 Points essentiels

• Le recouvrement latéral est plus faible que le recouvrement axial, rendant la liaison pi plus fragile que la liaison sigma.
• La présence d’une liaison pi empêche la libre rotation autour de la liaison sigma associée, ce qui a des conséquences en stéréochimie.

💡 À retenir

La liaison pi, par son recouvrement latéral, impose des contraintes géométriques et énergétiques qui influencent la flexibilité moléculaire.

📖 6. Hybridation sp3 : formation, géométrie tétraédrique et exemples (C, N, O)

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation sp3 : De l’atome d’azote N Atome d’azote N dans son état fondamental Z
• Hybridation en combinant la fonction : Méthode théorique qui consiste à fusionner les fonctions d’onde des orbitales atomiques s et p pour obtenir des orbitales hybrides adaptées à la formation de liaisons chimiques.
• Théorie de l’hybridation : Modèle expliquant la formation d’orbitales hybrides par combinaison linéaire des orbitales atomiques, permettant de justifier la géométrie et la valence des atomes dans les molécules.

📝 Points essentiels

• Les orbitales sp3 se disposent selon une géométrie tétraédrique avec des angles d’environ 109,5° pour minimiser la répulsion électronique.
• Exemples : carbone dans le méthane (4 liaisons simples), azote dans l’ammoniac (3 liaisons + 1 doublet non liant), oxygène dans l’eau (2 liaisons + 2 doublets non liants).

💡 À retenir

L’hybridation sp3 explique la tétravalence et la géométrie tridimensionnelle des molécules saturées courantes.

📖 7. Hybridation sp2 : formation, géométrie plane et exemples (C, N)

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation sp2 : Un état d'hybridation atomique résultant de la combinaison d'une orbitale s et de deux orbitales p de même énergie, formant trois orbitales hybrides équivalentes disposées dans un même plan avec des angles de 120°.
• Géométrie plane : La disposition spatiale des orbitales hybrides sp2 et des atomes liés dans un même plan, caractérisée par des angles de liaison d'environ 120°, favorisant la planarité des molécules.
• Liaison Chimique et l’Hybridation : Le phénomène par lequel les orbitales atomiques se combinent pour former des orbitales hybrides, expliquant la formation, la géométrie et la nature des liaisons chimiques, notamment les liaisons sigma et pi.

📝 Points essentiels

• L’hybridation sp2 combine une orbitale s et deux orbitales p pour former trois orbitales hybrides équivalentes dans un plan avec des angles de 120°.
• Exemples : carbone dans l’éthylène (C2H4) avec une double liaison, azote dans une imine avec 2 liaisons sigma et 1 liaison pi plus un doublet non liant.

💡 À retenir

L’hybridation sp2 combine une orbitale s et deux orbitales p pour former trois orbitales hybrides équivalentes dans un plan avec des angles de 120°.

📖 8. Comparaison des forces et longueurs des liaisons simples, doubles et triples

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison simple : liaison covalente caractérisée par le partage d’une seule paire d’électrons entre deux atomes, généralement formée par l’interaction d’orbitales s ou p. Elle est souvent représentée par une seule ligne dans une formule chimique. La force de cette liaison dépend de la nature des orbitales impliquées et de leur recouvrement. La longueur de la liaison simple est généralement la plus grande parmi les trois types, car le partage d’électrons est moins intense.

• Liaison double : liaison covalente impliquant le partage de deux paires d’électrons entre deux atomes, soit par hybridation sp2, soit par recouvrement simultané d’orbitales s et p. Elle est plus forte que la liaison simple, en raison de l’augmentation du recouvrement orbitalaire, et plus courte. La présence de deux paires d’électrons partageables augmente la stabilité de la liaison.

• Liaison triple : liaison covalente constituée du partage d’une paire s et de deux paires d’électrons, résultant d’un recouvrement simultané de trois orbitales. Elle est la plus forte et la plus courte des trois, car le recouvrement orbitalaire est maximal. La liaison triple est généralement formée par des orbitales hybrides s et p, avec un recouvrement axial plus efficace que latéral.

📝 Points essentiels

• La liaison triple est plus forte que la liaison double, qui elle-même est plus forte que la liaison simple. Cette hiérarchie est directement liée à la nature des orbitales impliquées : le recouvrement orbitalaire est optimal dans la liaison triple, puis dans la liaison double, et moindre dans la liaison simple. La force de la liaison décroît avec la diminution du recouvrement orbitalaire, ce qui explique que la liaison triple possède une énergie de liaison plus élevée et une longueur plus courte. La liaison pi, présente dans la liaison double et triple, est plus faible que la liaison sigma, car le recouvrement latéral des orbitales p est moins efficace que le recouvrement axial des orbitales s ou hybrides. La différence de recouvrement orbitalaire influence également la réactivité chimique : les électrons p, moins efficacement recouverts, rendent les alcènes (liaisons p) plus réactifs que les alcanes (liaisons sigma).

💡 À retenir

La nature et le nombre de liaisons covalentes déterminent directement la force et la longueur des liaisons chimiques, avec une liaison triple étant la plus forte et la plus courte, tandis que la liaison simple est la plus faible et la plus longue. La différence de recouvrement orbitalaire, notamment entre les liaisons sigma et pi, explique ces variations en force et en stabilité.

📖 9. Conséquences chimiques des liaisons p sur la réactivité des alcènes

🔑 Notions clés & Définitions

• Isolé pour la première fois : Expression utilisée pour indiquer la première identification ou extraction d'une substance ou d'un composé par un chercheur ou une équipe spécifique.

📝 Points essentiels

• Les alcènes réagissent avec des espèces avides d’électrons pour former de nouvelles liaisons sigma, respectant la règle de l’octet.
• Les électrons pi des doubles liaisons sont plus accessibles et réactifs que les électrons sigma, favorisant les réactions d’addition.

💡 À retenir

Les liaisons pi confèrent aux alcènes une réactivité spécifique et une géométrie rigide essentielle en chimie organique.

📖 10. Représentation spatiale des molécules organiques selon l’hybridation (représentation de Cram)

🔑 Notions clés & Définitions

• Représentation de Cram : Une méthode graphique qui permet de visualiser la géométrie tridimensionnelle des molécules en indiquant les liaisons situées dans le plan, vers l’avant et vers l’arrière du plan.
• Ecriture spatiale des molécules organiques : Une technique de représentation qui illustre la disposition tridimensionnelle des atomes et des liaisons dans les molécules organiques.
• Molécules organiques contenant des carbones : Des composés chimiques qui possèdent des atomes de carbone, dont la géométrie peut être représentée en trois dimensions selon leur hybridation.

📝 Points essentiels

• Cette représentation est particulièrement utilisée pour les carbones hybridés sp3 et sp2 afin d’illustrer leur géométrie tétraédrique ou plane.
• La représentation de Cram permet de visualiser la géométrie spatiale des molécules en indiquant les liaisons dans le plan, vers l’avant et vers l’arrière.
• Coutrot - [email protected] - www.glycorotaxane.com La Liaison Chimique et l’Hybridation Ecriture spatiale des molécules organiques contenant des carbones tétraédriques hybridés sp3 en utilisant la représentation de Cram représentation de Cram C s ss s H HH H sp3 2 liaisons dans le plan (trait fin) 1 liaison vers l’avant du plan (triangle plein) 1 liaison vers l’arrière du plan (triangle pointillé) sp3 109,5° 19 C sp3 sp3 sp3 sp3 H H H Hcours HAC202C - F.
• Conclusion générale concernant la géométrie de l’atome de carbone C dans ses différentes hybridations Géométrie tétraédrique Angles H-C-H environ 109,5° 2 liaisons dans le plan (traits fins) 1 liaison vers l’avant du plan (triangle plein) 1 liaison vers l’arrière du plan (triangle pointillé) C sp3 Géométrie plane Angles H-C-H et H-C-C environ 120° Toutes les liaisons dans le même plan C sp2 Géométrie linéaire Angle H-C-C 180° C sp 30cours HAC202C - F.

💡 À retenir

La représentation de Cram est un outil clé pour comprendre et communiquer la géométrie tridimensionnelle des molécules organiques.

📊 Tableaux de Synthèse

Comparaison des liaisons covalentes

Hybridation et géométrie

⚠️ Pièges & Confusions Fréquentes

1. Confusion entre la liaison sigma et pi, notamment leur recouvrement et leur stabilité.
2. Erreur dans le dénombrement des électrons autour d’un atome, notamment en comptant doublets non liants.
3. Confusion entre hybridation sp3, sp2 et sp, notamment leur géométrie et exemples.
4. Mélanger la longueur et la force des liaisons covalentes.
5. Confusion dans la représentation spatiale des molécules, notamment la représentation de Cram.
6. Erreur dans la compréhension de la règle de l’octet et ses exceptions.
7. Mélanger les concepts de recouvrement orbitalaire axial et latéral.

✅ Checklist Examen

1. Revoir la règle de Klechkowski pour le remplissage électronique.
2. Vérifier la différence entre liaison sigma et pi.
3. Étudier la géométrie des hybridations sp3, sp2, sp.
4. Comparer la longueur et la force des liaisons covalentes.
5. Comprendre la représentation de Cram.
6. Identifier les exceptions à la règle de l’octet.
7. Distinguer orbitales hybrides et orbitales atomiques.
8. Analyser la stabilité des liaisons covalentes selon leur type.
9. Savoir dénombrer les électrons autour d’un atome lié.
10. Visualiser la géométrie moléculaire en 3D.