III- Interactions entre site donneur et accepteur d`électrons.

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TERMINALE S
TRANSFORMATION EN
CHIMIE ORGANIQUE
A) Modification de la structure d’une molécule.
Les grandes catégories de réactions chimiques.
1)- Les réactions de substitution.
Dans une réaction de substitution, un atome ou un groupement d’atomes est
remplacé par un autre atome ou groupement d’atomes.
- Exemple : synthèse du 2-méthylpropan-2-ol
+
H – OH
(ℓ)
→
+ H+ + Cl–
2-chloro-2-
méthylpropane
2-méthylpropan-2-ol
- L’atome de chlore – Cl du dérivé chloré a été remplacé par le groupe hydroxyle – OH
- Exemple : Synthèse du nitrobenzène
+
→
+
benzène
Acide nitrique
nitrobenzène
- Un atome d’hydrogène – H est remplacé par un groupe –NO2.

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2)- Réactions d’addition :
Dans une réaction d’addition, des atomes, ou groupes d’atomes, sont ajoutés aux
atomes d’une liaison multiple.
- Exemple : Addition de dibrome sur un alcène le 2-méthylbut-2-ène.
+
→
2-méthylbut-2-ène
Dibrome
2,3-dibromo-2-méthylbutane
- Le dibrome s’additionne sur la double liaison C = C.
3)- Les réactions d’éliminations.
Dans une réaction d’élimination, des atomes ou des groupes d’atomes, portés par
des atomes adjacents sont éliminés pour former une liaison multiple.
- Exemple : déshydratation d’un alcool.
H+
→
+
2,3-diméthylbutan-2-ol
Acide
sulfurique
2,3-diméthylbut-2-ène
B) Transformation chimique et la polarisation d’une
liaison chimique au sein d’une molécule.
1)- Électronégativité d’un élément chimique.
L’électronégativité d’un élément traduit la tendance d’un atome A de cet
élément à attirer le doublet d’électrons d’une liaison covalent qu’il forme avec
un autre atome B.
- Plus un élément est électronégatif, plus il attire à lui le doublet d’électrons
de la liaison covalent.
- L’électronégativité varie selon la place de l’élément dans la classification
périodique, ceci à l’exception des gaz nobles.
- On utilise le plus souvent l’échelle d’électronégativité  de Pauling.
- Sur une même ligne, l’électronégativité augmente de gauche à droite.
- Dans une même colonne, elle augmente de bas en haut.

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Remarque :
Les alcalins (Li, Na, K, …) ont tendance à perdre des électrons, alors que les halogènes (F, Cl,
Br, …) ont tendance à gagner des électrons. Ainsi, ils peuvent acquérir la structure des gaz
nobles.

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2)- Polarisation d’une liaison.
a)- Apparition de charges partielles :
Exemple : La molécule de chlorure d’hydrogène.
- Le chlorure d’hydrogène est constitué de molécules HCl dans lesquelles l’atome
d’hydrogène est lié à l’atome de chlore par une liaison covalente.
Représentation de Lewis
Caractéristiques géométriques
dH – Cl ≈ 127 pm
- Le chlore est beaucoup plus électronégatif que l’hydrogène.
- Il attire vers lui le doublet de liaison : on dit que la liaison H – Cl est polarisée.
- Cette polarisation fait apparaître :
- Un excédent de charge positive, noté + q = 2,8 x 10–20 C, sur l’atome d’hydrogène.
- Un excédent de charge négative, noté – q = – 2,8 x 10–20 C, sur l’atome de chlore.
- La charge q est inférieure à la charge élémentaire e = 1,6 x 10–19 C
- q représente une charge partielle.
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- La polarisation de la liaison peut être décrite par la donnée des charges partielles :
- On écrit : q = δ . e
- La charge δ . e est portée par l’atome de moins électronégatif et est notée :
- La charge – δ . e est portée par l’atome de plus électronégatif et est notée :
- Représentation :
H – Cl
b)- Dipôle électrique :
- La molécule de chlorure d’hydrogène a un caractère dipolaire : elle constitue un dipôle
électrique.
- Elle peut être représentée par un dipôle portant les charges – q et + q
Dipôle électrique équivalent
Conclusion :
Une liaison covalente est polarisée lorsque les deux atomes liés ont des électronégativités
différentes.

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- La détermination de la polarisation d’une liaison A – B se fait en attribuant à l’atome le plus
électronégatif une charge partielle négative et à l’atome le moins électronégatif une
charge partielle positive .
- Plus la différence d’électronégativité est importante entre les atomes liés, plus la liaison est
polarisée et plus les charges partielles portées par les atomes sont élevées.
c)- Exemples de liaisons polarisées :
Cas de la liaison C – H.
Les électronégativités des atomes de carbone C (2,5) et d’hydrogène H (2,2) sont assez
voisines.
En chimie organique, on considère que la liaison C – H est non polarisée.
Cas de la liaison C – Cl.
En chimie organique, on considère que la liaison C – Cl ( carbone chlore) est fortement
polarisée de même pour Mg- C ( magnésium – carbone)
C – Cl
Mg – C
3) Site donneur et site accepteur de doublet
d’électrons.
1)- Site donneur de doublet d’électrons.
a)- L’ion hydroxyde : HO–.
Représentation de Lewis
- L’atome d’oxygène
- Possède trois doublets non liants et un doublet liant (il respecte la règle de l’octet).
- Porte une charge électrique négative.
- Est un site riche en électrons.
b)- La molécule d’eau :
Représentation de Lewis
Caractéristiques géométriques
Molécule coudée
dH – O ≈ 96 pm
α ≈ 105 °
- L’atome d’hydrogène respecte la règle du DUET (un doublet liant).
- L’atome d’oxygène respecte la règle de l’OCTET (deux doublets liants et deux doublets non
liants).
- L’atome d’oxygène est plus électronégatif que l’atome d’hydrogène.
- Les deux liaisons H – O sont polarisées.