Leseffetsélectroniques 1 I. Rappel 1. Liaison non polarisée Si deux atomes d’une liaison covalente identiques ⇒ le doublet électronique de la liaison équitablement partagé entre les deux atomes ⇒ liaison non polarisée. 2. Liaison polarisée Électronégativité (e.n.) : aptitude d’un élément à attirer vers lui les ede liaison Si les deux atomes sont ≠ ⇒ le plus e.n. attire les e- de la liaison vers lui ⇒ Le nuage électronique n’est plus symétrique ⇒ la liaison est polarisée ⇒ La polarisation de la liaison caractérisée par son moment dipolaire µ 2 Molécule polyatomique Ø les moments dipolaires comme des vecteurs. s’additionnent Ø Une molécule peut avoir un µ = 0 bien que ses liaisons soient polarisées. Exercice : comment faire pour différencier ces deux molécules? II. Effet inductif Le Cl (3.2) plus e.n. que C1 (2.5) ⇒ polarisation de la liaison C1-Cl ⇒ La polarisation de la liaison C1-Cl, entraine la polarisation de C2-C1…. e.n. (Na) = 0.9 La polarisation d’une liaison (attraction du doublet électronique d’une liaison par l’un des atomes) se propage (en diminuant progressivement) au fil des liaisons σ : effet inductif 2 types d’effet inductif : effet inductif attracteur (-I) effet inductif donneur (+I) 4 1. Effet inductif attracteur -I Définition : Les éléments qui ont un indice d’e.n. supérieur à celui du carbone exercent un effet inductif attracteur noté -I Groupe électroactracteur -I Y= Ø Halogène : -F, -Cl, -Br, -I Ø Groupes neutres ou chargés constitué à partir d’un hétéroatome (O, S, N) -OR, -SR, -NRR’ Ø Groupes neutres ou chargés constitué de plusieurs hétéroatomes -NO, -NO2, -N3+, -SO3H Ø Groupe dérivés d’alcènes, d’alcynes ou cycles aromatiques C O(S)R ; Ø Groupe constitué d’un carbone lié à un ou plusieurs hétéroatomes ou halogènes CH2X ; O(S) C ; R CHX2 ; O(S) C ; O(S)R CX3 ; C N; CH2N N R C R 2. Effet inductif donneur +I δ− C δ+ Z v Définition : Les éléments qui ont un indice d’e.n. inférieur à celui du carbone exercent un effet inductif donneur noté +I Groupe électrodonneur +I Z= Ø Groupes alkyles H C H H < méthyle Ø métaux Li, Na, K, MgX H H H C H H H H isopropyle H H C H C C H C H H H H H < tert-butyle 3. Conséquence de l’effet inductif a. Acidité et basicité des composés Acidité et basicité selon BrØnsted Ø L’acidité selon Brönsted traduit la capacité pour une entité à donner un proton (ion H+) à un réactif basique (l’eau ou une base). Un acide est donc un composé susceptible de donner un proton et l’acidité est liée à la vitesse à laquelle ce proton est libéré. Plus la vitesse est grande plus l’acide est fort (Acide acétique). Ø La basicité traduit l’affinité d’une entité pour les protons. Une base sera donc un composé riche en électrons susceptible de capter un proton d’un réactif acide. Acidité et basicité selon Lewis Ø Un acide de Lewis est une espèce contenant un atome possédant une case électronique vide et susceptible d’interagir avec un doublet électronique libre Ex : BF3, AlCl3 Ø Une base de Lewis est une espèce possédant un doublet libre susceptible de se coordiner avec un acide de Lewis. Ex : NR3, Et2O L’effet inductif influence l’acidité des composés Les groupements à effet inductif –I rende le H plus acide (plus facilement arrachable par une base) donc l’acide carboxylique plus acide L’effet inductif influence la basicité des composés Dans le cas des amines, par exemple, les groupements alkyles rendent l’amine plus basique que les H (enrichissement du doublet non liant de l’azote et/ou stabilisation par effet inductif +I de l’ammonium) b. Réactivité La polarisation et son prolongement par effet inductif joue un rôle important dans la réactivité. Ils sont responsable de l’existence de site riche en e- (δ-, centre nucléophile) et pauvre en e- (δ+, centre électrophile). III. Mésomérie 1. Définition L’écriture de Lewis impose une position aux e-. En chimie organique, on rencontre souvent des molécules qui sont décrites correctement par plusieurs structures de Lewis. Exemple de l’ion carbonate CO32- O O O O O O O O O formes limites de résonance ou formes mésomères Ce phénomène est appelé mésomérie et permet de décrire la délocalisation des e- en utilisant des formules de Lewis ordinaires 12 2. Théorie et principes de la mésomérie O O O O O O O Ø On passe de l’une à l’autre : par le seul mouvement des esans changer la position des atomes en conservant la charge électrique globale en conservant le nombre de paires d’eØ chaque structure doit correspondre à une véritable structure de Lewis Ø Les atomes doivent être coplanaires O O Chaque forme limite • Pas de réalité physique • Pas d’existence indépendante • une écriture statique pour représenter un système dynamique La molécule réelle est un hybride de résonance H H H H H H H H H H H ou H 1 2 H 1 2 H H NB : l’énergie de chaque forme limite > à celle de la molécule réelle car la résonnance a pour propriété de stabiliser la molécule 3. Quels e- vont être délocalisés? Ø Des doublets d’e- π des doubles ou triples liaisons Ø Des doublets d’e- n des hétéroatomes (O, N et S) et des halogènes (I, Br, Cl et F) Ø Des doublets d’e- des anions 4. Dans quels cas intervient la mésomérie ? • dans les structures où les doubles liaisons sont conjuguées • Dans d’autres structures dans lesquelles une double liaison est conjuguée soit • dans les structures où les doubles liaisons sont conjuguées • Dans d’autres structures dans lesquelles une double liaison est conjuguée soit - avec un atome (hétéroélément ou halogène) possédant un doublet libre non liant - soit un atome chargé négativement - soit un atome chargé positivement - Soit un atome disposant d’un e- célibataire 16 5. Poids des formes limites de résonnance il existe des règles pour essayer de déterminer celle(s) qui aura (auront) la (les) contribution(s) la (les) plus impliquée(s). Règle 1 : les structures présentant un nombre maximal d’octets sont préférentielles N O N O Règle 2 : Les charges doivent être situées de préférence sur des atomes en concordance avec leur électronégativité Règle 3 : les structures préférées sont celles où la séparation de charge est minimale. 17 6. Conséquence de la délocalisation des électrons La délocalisation d’e- crée au sein de la molécule des sites riches ou pauvres en électrons : c’est l’effet mésomère 2 types d’effet mésomère : - attracteur (-M) de la part d’un atome qui reçoit des e- du reste de la molécule - donneur (+M) de la part d’un atome qui cède des e- au reste de la molécule a. Groupes à effet mésomère donneur +M Def : Tout élément possédant un doublet non liant, une charge négative, ou 1 e- célibataire directement conjugué à une double liaison C C 18 b. Groupes à effet mésomère attracteur -M Def : Si un hétéroélément est inclus dans une liaison multiple, alors c’est son caractère e.n. qui influe sur la délocalisation des e- π. R OR N O (S, NR') cétone, aldéhyde thiocétone, imine O ester, acide carboxylique nitrile O N O− gpt nitro c. réactivité • Les formes mésomères font apparaître les sites de réactivité potentiels avec des « charges entières ». • Contrairement à l’effet inductif (limité par la longueur), l’effet mésomère se propage de manière identique sur toute la chaîne de la molécule Cas de l’acroleine : - effet inductif δ+ principalement sur le carbone du C=O (effet inductif s’affaiblit ensuite rapidement) - effet mésomère δ+ sur le carbone du CH2 terminal. • Les charges crées par l’effet mésomère sont distinctes de celles de l’effet inductif et se superposent éventuellement. En cas de compétition l’effet mésomère, qui est plus puissant, l’emporte sur l’effet inductif III. La polarisabilité d’une liaison Def : mesure de l’aptitude à la déformation du nuage e- qui constitue la liaison sous l’effet d’un champ électrique (approche d’un réactif) Elle dépend de la force relative avec laquelle les e- sont retenus à leur noyau Dans la famille des halogènes la polarisabilité augmente dans l’ordre suivant : F < Cl < Br < I La liaison C-F peut polarisable (difficile à rompre) tandis que la liaison C-I est fortement polarisable (facilement rompue) : rupture facilité du fluor à l’iode. C X