Table des matières Table des matières 1 LES ALCANES 1.1 Nomenclature . . . . . . . . . . . . . . 1.2 Isoméries . . . . . . . . . . . . . . . . 1.3 Propriétés physiques . . . . . . . . . . 1.4 Propriétés spectrales . . . . . . . . . . . 1.5 Réactions chimiques des alcanes . . . . 1.6 Synthèse des alcanes et des cycloalcanes 1.7 Exemples d’alcanes . . . . . . . . . . . i . . . . . . . Bibliographie . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1 2 4 5 6 17 26 27 32 i Chapitre 1 LES ALCANES 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 1.7 Nomenclature . . . . . . . . . . . . . . Isoméries . . . . . . . . . . . . . . . . Propriétés physiques . . . . . . . . . . Propriétés spectrales . . . . . . . . . . . Réactions chimiques des alcanes . . . . Synthèse des alcanes et des cycloalcanes Exemples d’alcanes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2 . 4 . 5 . 6 . 17 . 26 . 27 Figure 1.1 – Le méthane es hydrocarbures aliphatiques saturés, ou alcanes, ont pour formule générale : Cn H2n+2 . Ils ne possèdent pas de groupement fonctionnel proprement dit et sont exclusivement constitués de liaisons simples non polaires C − C et C − H. On les représente souvent par le symbole général : R − H dans lequel R désigne un radical alkyle, et on les appelle également paraffines. L Figure 1.2 – Exemples d’alcanes 1 2 1.1 LES ALCANES Nomenclature La nomenclature des alcanes sert de base à celle de toutes les fonctions en série aliphatique. Les alcanes sont désignés par le suffixe -ane : méthane (CH4 ), éthane (C2 H6 ), propane (C3 H8 ), butane(C4 H10 ), pentane (C5 H12 ), hexane (C6 H14 ), heptane (C7 H16 ), octane (C8 H18 )... Ces dénominations supposent que la chaîne de carbones est linéaire, série dite normale. Les groupes alkyles correspondants formés par la perte d’un atome d’hydrogène sur un carbone terminal sont appelés respectivement méthyle (CH3 ou Me), éthyle (C2 H5 ou Et), n-propyle (n − C3 H7 ou n-Pr), n-butyle (C4 H9 ou n-Bu), Dans les systèmes bicycliques deux atomes de carbone sont communs à deux cycles. Ils sont nommés en énonçant le préfixe « bicyclo » devant l’hydrure fondamental acyclique qui comporte le nombre total d’atomes du squelette. Les hétéroatomes sont indiqués, le cas échéant, par la nomenclature par remplacement en utilisant des termes en « a ». Le nombre d’atomes du squelette de chacune des trois chaînes acycliques (ponts) reliant les deux atomes communs (tête de pont) est indiqué par des chiffres arabes énoncés dans l’ordre décroissant, séparés par des points et placés entre crochets. La numérotation commence par un atome tête de pont suivant la branche la plus longue. Elle se poursuit le long de la branche la plus courte en passant par le deuxième tête de pont pour terminer vers le pont principal. Nomenclature Pour les composés spirocycliques, les anneaux ont en commun un seul atome de carbone. Ils sont nommés en plaçant « spiro » devant le nom de l’hydrure fondamental acyclique possédant le même nombre d’atomes du squelette ; les hétéroatomes sont désignés par la nomenclature par remplacement, c’est-à-dire au moyen de préfixe placés devant le préfixe spiro. Les nombres d’atomes du squelette liés à l’atome spiranique dans chacun des cycles sont indiqués par des chiffres arabes séparés par des points, cités dans l’ordre croissant et placés entre crochets. Ce descripteur est placé entre le préfixe spiro- et le nom de l’hydrure fondamental. La numérotation commence par un atome cyclique voisin de l’atome spiranique et se poursuit d’abord par le plus petit cycle, puis par l’atome spiranique et enfin par le second cycle. Le tableau 1.1 résume les préfixes en « a » utilisés en nomenclature par remplacement, pour quelques éléments. 3 4 LES ALCANES Element Préfixe « a » F fluora Cl chlora Br broma O oxa S thia N aza P phospha Table 1.1 – Nomenclature par remplacement 1.2 Isoméries En chimie organique, on parle d’isomérie lorsque deux molécules possèdent la même formule brute mais ont des formules développées différentes. Ces molécules, appelées isomères, ont des propriétés physiques, chimiques et biologiques différentes. On distingue différentes isoméries, principalement les isoméries de constitution et de configuration (stéréoisomérie). La figure 1.3 résume les différentes isoméries. Isomerie de constitution Isomeres contenant un centre de chiralité Isomeres Stereoisomerie Isomerie cis-trans Figure 1.3 – Diagramme des différentes isoméries Il est possible de déterminer tous les isomères de constitution à partir d’une formule brute donnée, en utilisant la formule 1.1 pour le calcul du degré d’insaturation noté D.I. D.I = 1 + nombre d0 atome tetravalent + nombre d0 atome trivalent nombre d0 atome monovalent − 2 2 (1.1) Propriétés physiques 1.3 Propriétés physiques Les alcanes contiennent seulement des liaisons C-C et C-H non polaires, et par conséquent les seules forces qui existent sont les forces de Van der Waals. Ces forces intermoléculaires affectent les propriétés physiques des alcanes. A la température ordinaire les homologues inférieurs sont des gaz ou des liquides incolores tandis que les homologues supérieurs sont des solides. Les chaînes carbonées peuvent adopter une conformation en zigzag. La régularité dans les structures des alcanes conduit à penser que leurs propriétés physiques doivent évoluer selon des tendances prévisibles. Les points de fusion et d’ébullition ainsi que leurs densités augmentent en parallèle avec leur masse molaire en raison de l’attraction croissante entre les molécules linéaires. Ceci résulte de l’augmentation du volume de la molécule qui s’accompagne d’une superficie moléculaire plus importante. Plus la superficie est grande plus les forces attractives de London entre les molécules sont importantes. Cela veut dire qu’il faut plus d’énergie pour séparer les molécules et ainsi permettre la vaporisation. Les nuages électroniques des molécules interagissent pour créer de petites charges partielles de signe opposé. Lorsque la surface de contact est importante, elle se traduit par un point d’ébullition plus grand. Par contre, pour les formes sphériques la surface de contact est petite, et se traduit par un point d’ébullition faible. 5 6 LES ALCANES Ces corrélations ne sont pas valables dans le cas des isomères ramifiés des alcanes linéaires, parce que les alcanes ramifiés présentent des surfaces de contact moindres et qu’ils peuvent, dans certains cas (symétrie), avoir des points de fusion anormalement élevé. C’est le cas du 2,2,3,3-tétraméthylbutane par exemple : (Pf = 100,7˚C et Peb = 106,3˚C). Constitués exclusivement de carbone (hybridé sp3 ) et de l’hydrogène, les alcanes et les cyclcoalcanes sont totalement apolaires, et donc totalement insolubles dans l’eau. 1.4 1.4.1 Propriétés spectrales Spectroscopie IR L’infrarouge est une méthode spectroscopique simple à mettre en œuvre et qui permet de connaître les différents groupements fonctionnels dans une molécule (aldéhydes, cétones, nitriles, etc.). L’absorption de radiation électromagnétique par une molécule induit une transition vibrationnelle s’il s’agit de radiation infrarouge. Ceci est à la base de la spectroscopie infrarouge. Le mouvement de vibration d’une molécule diatomique (formée de deux atomes reliés entre eux par un ressort (liaison) figure 1.4) peut s’interpréter dans le cadre de la mécanique classique. Figure 1.4 – Molécule diatomique Pour l’étude des vibrations moléculaires, on utilise le modèle de l’oscillateur harmonique, décrit par l’équation différentielle 1.2, qui admet comme solution l’équation 1.3 où ν est la fréquence d’oscillation (loi de Hooke). Propriétés spectrales 7 dx2 = −kx dt2 x(t) = x0 cos(γt + ϕ) m (1.2) (1.3) En pratique, on utilise plutôt le nombre d’onde (équation 1.4). s 1 ν̄ = 2πc k µ (1.4) La masse réduite est calculée par la relation 1.5. La loi de Hooke permet donc de conclure que, pour un même couple d’atomes, la fréquence de vibration augmente avec k, et donc avec la force de liaison. µ = m1 × m2 . m1 + m2 (1.5) ν = fréquence vibrationnelle en nombres d’ondes (cm−1 ) k = constante de force indiquant la force de la liaison entre les atomes en dynes.cm−1 (1N = 105 dynes) NA nombre d0 Avogadro NA = 6.0231023 ) ; c = 3.1010 cm.s−1 et µ en g En spectrophotométrie infrarouge, on effectue un balayage de fréquence (comprises entre 4000 cm−1 et 400 cm−1 ). 1. Modes de vibration Élongation Appelé aussi vibration de valence ou "stretching", ce mode concerne la vibration de la molécule le long des liaisons. La fréquence de l’onde électromagnétique qui induit la vibration d’élongation est donnée par la relation 1.4. Déformations En plus de la vibration de valence, l’angle des liaisons peut varier : il y a flexion ou déformation. Ces déformations peuvent avoir lieu dans le plan des deux liaisons concernées (on les note δ ) ou hors du plan (on les note γ ou ρ ). Il y a aussi possibilité de déformations symétriques et asymétriques Pour une meilleure visualisation des différents modes de vibrations vous pouvez consulter l’adresse suivante : http://www.pslc.ws/macrog/irabs.htm 2. Exploitation d’un spectre IR L’ensemble des diverses vibrations rend les spectres IR très riches et propres à chaque molécule ; on peut distinguer approximativement deux parties : 8 LES ALCANES • La région 600 à 1400 cm−1 est plus complexe ; elle est appelée empreinte digitale. Cette zone est caractéristique de la molécule, mais il est en général difficile d’attribuer les pics observés à des groupes d’atomes précis. Elle ne sera pas prise en compte par la suite. • La zone 1400 à 4000 cm−1 correspondant aux vibrations caractéristiques d’élongation ou de valence permettant d’identifier une liaison ou un groupe fonctionnel. C’est la partie utile à l’œil nu donc à notre niveau. Lorsque la fréquence de la radiation infrarouge est égale à la fréquence de résonance de la liaison, il y a absorption de l’énergie lumineuse et amplification des vibrations. Chaque type de liaison possède une fréquence de vibration qui lui est propre. Le spectre infrarouge est donc extrêmement important pour l’identification des groupements fonctionnels. Les absorptions principales des hydrocarbures saturés, sont situées dans la région des C-H en dessous de 3000 cm−1 et le spectre est très simple. On observe seulement des absorptions vers 1450, 1375 et peut-être 720 cm−1 . Figure 1.5 – Spectre IR du décane Pour la simulation, ainsi qu’une librairie de molécules non négligeable, vous pouvez consulter : http: //www.le.ac.uk/spectraschool et aussi : https://www2.chemistry.msu.edu/faculty/ reusch/virttxtjml/Spectrpy/InfraRed/infrared.htm? 1.4.2 Spectroscopie UV-visible L’absorption de radiation électromagnétique par une molécule induit une transition électronique s’il s’agit de visible ou d’ultra-violet. Ceci est à la base de la spectroscopie d’absorption UV-visible. Figure 1.6 – Domaine de l’UV-Visible Propriétés spectrales 9 Quand la lumière traverse le composé, l’énergie de la lumière est employée pour favoriser le passage d’un électron d’une orbitale liante ou non-liante dans une des orbitales anti-liantes vides. Les différents types de transitions dans les composés organiques : • transitions σ −→ σ∗ : λmax < 150 nm (UV lointain) • transitions n −→ σ∗ : 150 nm < λmax < 250 nm, intensité moyenne (50 < < 2000 L.mol−1 .cm−1 ) • transitions π −→ π∗ : λmax > 190 nm (> 400 nm pour systèmes très conjugués), forte intensité (1000 < < 10000 L.mol−1 .cm−1 ) • transitions n −→ π∗ : λmax > 190 nm, faible intensité (10 < < 100 L.mol−1 .cm−1 ) Figure 1.7 – Transition dans l’UV-visible Transition σ −→ σ∗ Un électron d’orbitale liante σ peut être promu par absorption d’une énergie ∆E dans l’orbitale antiliante σ∗ . L’énergie requise pour une telle transition est élevée et ne se trouve normalement qu’à des longueurs d’onde inférieures au domaine de travail habituel. Figure 1.8 – Exemple et allure d’un spectre UV Les alcanes absorbent en dessous de λ = 130 nm et sont (avec les alcools et les éthers-oxydes) de très bons solvants d’analyse UV : analyse possible des alcènes (180 nm ou plus si conjugaison), acides et dérivés (205-230 nm), aromatiques (215-255 nm), aldéhydes et cétones (270-300 nm). 1.4.3 RMN du 1 H RMN signifie résonance Magnétique Nucléaire. Les molécules organiques, placées dans un champ magnétique B0 sont soumises à une onde électromagnétique. Pour une certaine fréquence ν de cette onde, les protons de la molécule absorberont l’énergie et entrent en résonance. Cette fréquence de résonance donnera un signal sur le spectre RMN. 10 LES ALCANES 1. Déplacement chimique Le déplacement chimique δ d’un signal est un moyen de repérer les fréquences de résonance de l’échantillon étudié par rapport à une substance de référence, le tétraméthylsilane (TMS). La relation qui existe entre le déplacement chimique et les fréquences est donnée par l’équation 1.6. δ= νechantillon − νre f rence × 106 νappareil (1.6) où νechantillon est la fréquence de résonance du noyau à l’étude dans un échantillon donné, νre f erence est la fréquence de résonance d’un standard interne (TMS) et νappareil est la fréquence de l’appareil utilisé pour réaliser le spectre RMN. Le facteur 106 permet de manipuler des valeurs plus simples, exprimées en ppm (partie par million) par rapport à la fréquence du spectromètre. Le déplacement chimique d’un atome d’hydrogène dépend des atomes présents dans son environnement. Le pic d’absorption du TMS constitue l’origine de l’échelle de mesure. On lui attribue par défaut une valeur de 0 ppm. Le TMS est une substance de référence introduite en petite quantité (1 à 2%) dans l’échantillon. Cet étalon interne présente de nombreux avantages : • Ses douze protons sont équivalents et fournissent un seul signal, qui tient lieu de point de référence ; • Son absorbance est intense : on peut donc l’utiliser en faible quantité ; • Sa résonance à lieu à champ plus fort que la plupart des autres composés organiques, car l’atome de silicium est moins électronégatif que les éléments habituellement rencontrés en chimie organique • le TMS est inerte et ne risque donc pas de réagir avec la plupart des composés organiques ; • Enfin, il est très volatil et peut ainsi être éliminé facilement de l’échantillon à la fin de l’analyse. Des protons qui ont un environnement chimique différent résonnent à des fréquences différentes. Ils donnent des signaux différents correspondants à des déplacements chimiques différents. Ainsi, le déplacement chimique augmente si un atome ou un groupe d’atomes voisins du proton est très électronégatif. Le déplacement chimique d’un proton dans un environnement R − CHO se situe Propriétés spectrales 11 autour de 9, 5 − 11 ppm. La proximité de liaisons doubles entraîne aussi une augmentation du déplacement chimique d’un proton. La figure 1.9 regroupe les déplacements chimiques des protons dans les différents environnements possibles. Figure 1.9 – Régions dans le spectre RMN du 1 H 2. L’intégration En RMN du proton, la surface présente en dessous d’un signal est proportionnelle au nombre de protons équivalents. Elle est représentée par une courbe constituée de paliers successifs. La hauteur relative des paliers indique les proportions de protons dans chaque groupe de protons équivalents. La figure 1.10 illustre le cas d’une courbe d’intégration pour le spectre de C2 H6 O. Pour déterminer le nombre de H équivalents d’un signal, on exploite les paliers de la courbe d’intégration et on utilise la formule 1.7. Nombre de H equivalents = hauteur du palier × nombre de H dans la f ormule brute S omme des hauteurs des paliers (1.7) Figure 1.10 – Courbe d’intégration 12 LES ALCANES En appliquant la relation 1.7 on aura 43 + 21 + 64 = 128 mm ; 128 mm = 21 mm/proton 6 protons Par conséquent on aura 3H pour le premier signal, 1H pour le deuxième signal et enfin 2H pour le dernier. 3. Le couplage spin-spin L’autre information importante est la multiplicité des signaux. Le signal de résonance peut comporter plusieurs pics et est alors appelé multiplet (doublet, triplet, quadruplet, . . .). Cette démultiplication des signaux est due aux interactions entre des protons voisins non équivalents. La multiplicité des pics dans un signal permet d’identifier précisément un proton ou les protons équivalents avec une molécule en fonction des protons sur les carbones voisins. A partir d’un spectre, on accède ainsi avec précision à la formule développée d’une molécule. Définition : Dans la plupart des molécules, la résonance de protons équivalents produit non pas un pic unique à δi (ou singulet) mais un groupe de pics, centré sur δi et équidistants les uns des autres (multiplet). Le spin des protons voisins interagit avec le spin du proton en résonance : couplage spin-spin Règle des n+1 : Un proton ou des protons équivalents ayant pour voisins n protons équivalents (séparés par des atomes de carbone voisins) apparaît sous la forme d’un multiplet de (n+1) pics. Des protons identiques ne se couplent pas. Considérons deux protons HA et HX séparés par n liaisons et résonnant à des fréquences νA et νX suffisamment éloignées (d’où le choix des lettres A et X éloignées). Leur couplage est caractérisé par la constante de couplage n JAX (variant de 0 à 20Hz). On rencontre essentiellement des couplages 3 J, c’est à dire entre protons portés par des C voisins vicinaux. Le spectre de la figure 1.11 illustre le couplage entre deux protons différents dans la molécule. Il s’agit d’un groupe méthylène (CH2 ) couplé à un groupe méthyne (CH). Selon la règle de (n + 1), le méthylène apparaît donc comme un doublet (2 raies) et le méthyne apparaît comme un triplet (3 raies). Propriétés spectrales 13 Figure 1.11 – Exemple de spectre RMN du 1 H Concernant les déplacements chimiques, ils sont directement liés à la densité électronique électronique au niveau du proton ou groupe du proton concerné. Ainsi, la présence dans une molécule d’un groupement fonctionnel exerçant un effet inductif attracteur, tels que les halogènes, l’azote ou l’oxygène, va diminuer la densité électronique sur les protons. Ceci se traduit par un déblindage et le signal apparait à un champ plus faible. Dans le cas de la figure 1.11, le groupement méthylène est lié à un atome de chlore, il sort à δ = 3.95 ppm. Par contre pour le groupe méthyne, l’effet inductif (−I) des deux chlore se renforcent, ce qui se traduit par un fort déblindage de ce proton et un déplacement chimique δ de 5.75 ppm. D’une manière générale, plus l’électronégativité augmente, plus la densité électronique sera appauvrie et les protons concernés sont de plus en plus déblindés et leur déplacement chimique augmente. 3. Couplage spin-spin les plus fréquemment observés avec les groupes alkyles courants Le tableau 1.2 de la page 14 résume les couplages fréquemment observés avec les groupes alkyles. Pour aller plus loin, vous pouvez consulter le site suivant : http://www.unice.fr/cdiec/cours/ rmn_web/c_rmn.htm 1.4.4 RMN du 13C Dans le cas des spectres RMN 13C, les signaux des atomes de carbone des alcanes se situent dans une région assez étendue allant de 0 ppm à 60 ppm. Les pics peuvent, en général, être aisément associés au carbone correspondant. A l’instar de l’hydrogène, le carbone présente des déplacements chimiques caractéristiques de son environnement structural. Comme dans la RMN du 1 H, les groupes électroattracteurs provoquent le déblindage et les déplacements chimiques augmentent selon l’ordre carbone primaire < carbone secondaire < carbone tertiaire. 14 Motif de fragment pour Ha LES ALCANES Structure Table 1.2 – Couplage spin-spin Motif de fragment pour Hb Propriétés spectrales 15 Type de C δ en ppm alkyle primaire, RCH3 5-20 alkyle secondaire, RCH2 R0 20-30 alkyle tertiaire, R3CH 30-50 alkyle quaternaire, R4C 30-45 allylique, 20-40 Table 1.3 – RMN du 13C pour quelques groupements alkyles Mis à part l’utilité diagnostique de telles valeurs de δ, le fait de pouvoir ainsi connaître le nombre d’atomes différents de carbone qui sont présents dans une molécule peut aider à en identifier la structure. Considérons, par exemple, la différentiation analytique des différents isomères répondant à la même formule brute C7 H14 . Plusieurs formules, parmi celles qui sont possibles dans leur structure des nombres différents de carbones non équivalents et donneront, de ce fait, des spectres du carbone totalement différents. On remarquera l’influence de la symétrie (ou de manque de symétrie) d’une molécule sur la complexité du spectre du carbone. 1.4.5 Spectrométrie de masse La spectrométrie de masse est une technique analytique très puissante et très sensible permettant d’analyser des composés organiques solides, liquides ou gazeux. Elle permet de déterminer la masse moléculaire, de corréler le spectre d’un composé avec sa structure, d’expliquer des mécanismes de ruptures de liaisons, de trouver les facteurs rendant plus ou moins probable la formation de l’un ou l’autre des fragments ioniques. Par spectrométrie de masse, on peut réaliser des analyses qualitatives et quantitatives. La spectrométrie de masse joue aujourd’hui un rôle important dans les études de pollution de l’environnement et de dopage grâce à sa sensibilité, sa sélectivité et sa possibilité de faire des analyses quantitatives rapides. La plupart des travaux de spectroscopie de masse ont porté sur les hydrocarbures intéressant l’industrie pétrolière. Les molécules à l’état gazeux subissent un bombardement d’électrons, sous vide poussé. Les 16 LES ALCANES fragments ioniques formés sont ensuite triés selon leur rapport masse/charge, et le pic pour lequel ce rapport est plus important permet de déterminer la masse molaire. M + e −→ M + + 2e (1.8) Le pic de l’ion moléculaire d’un hydrocarbure saturé à chaîne linéaire est toujours présent, bien que de faible intensité pour les composés à longue chaîne (m/z 226, spectre de C16 H34 ). Le mode de fragmentation est caractérisé par des amas de pics et les pics correspondants à chaque amas sont distants entre eux de 14 unités de masse (CH2 ). Le pic le plus intense de chaque amas représente un fragment Cn H2n+1 et apparaît à m/z = 14n+1 ; il est accompagné par des fragments Cn H2n et Cn H2n−1 . Les fragments les plus abondants sont en C3 et C4 et les abondances des fragments décroissent progressivement jusqu’à M − C2 H5 . Typiquement, le pic M − CH3 est faible voire inexistant. Les composés contenant plus de huit atomes de carbone présentent des spectres assez similaires. Leur identification dépend donc du pic de l’ion moléculaire. Figure 1.12: Fragmentation dans le pentane et le décane Les spectres des hydrocarbures saturés ramifiés sont essentiellement similaires à ceux des composés Réactions chimiques des alcanes 17 à chaîne linéaire, mais l’abondance des fragments ne diminue pas régulièrement, Figure 1.13 – Spectre de masse du 2,2,4-triméthéthylpentane Les fragmentations se font préférentiellement aux points de ramification. Les pics à m/z 41, 43 et 57 de la figure 1.13, représentent le clivage de part et d’autre de la ramification avec une rétention de charge sur le carbone substitué. En soustrayant du poids moléculaire la somme de ces fragments en rend compte du fragment −CH2 − CH3 . 1.5 1.5.1 Réactions chimiques des alcanes Prévisions des réactions des alcanes Les alcanes étant saturés, les réactions d’addition sont impossibles. Les seules réactions qui peuvent se produire sont des réactions de substitution, de dégradation ou de combustion. Toutes les liaisons sont de types σ (c’est-à-dire C − C et C − H) et par conséquent, les électrons de liaison sont peu disponibles ; de plus, du fait de la faible différence d’électronégativité entre l’atome de carbone et l’atome d’hydrogène les liaisons C − H sont peu polarisées. On peut ainsi exclure la rupture hétérolytique de ces liaisons et envisager seulement leur rupture homolytique et par suite des réactions radicalaires. Enfin, les alcanes sont des composés très stables car leur énergie de liaison C − C et C − H sont très fortes (relation 1.9). EC−C = 346K J/mole EC−H = 435K J/mole (1.9) Les alcanes sont peu réactifs par rapport aux autres composés organiques. Pour cette étude concernant les réactions de substitution radicalaire, nous choisissons la chloration du méthane. 1.5.2 Chloration du méthane 1. Conditions expérimentales Le simple mélange du chlore et du méthane à température ambiante et sous la pression atmosphérique et à l’obscurité, n’entraîne aucune réaction. Par contre, une réaction très rapide se produit si l’on chauffe à 300˚C, ou bien si le mélange gazeux est irradié par une lumière riche en ultra-violet. Dans un premier temps, on va étudier la seule monosubstitution. 18 LES ALCANES 2. Etude de la monochloration du méthane CH4 + Cl2 −→ CH3Cl + HCl a. Mécanisme de la réaction Nous avons vu que le simple mélange du méthane et du chlore, à température ambiante et à l’obscurité ne conduit à aucune réaction. La vitesse de la réaction est pratiquement nulle et on dit que la réaction est cinétiquement bloquée. Par contre, si l’on chauffe à 300˚C ou si l’on irradié le mélange par de la lumière UV, une réaction se produit ; un apport d’énergie a donc été nécessaire pour déclencher la réaction. a.1.Initiation de la réaction Nous avons signalé que la chloration du méthane peut être déclenchée par irradiation UV, c’est-à-dire de longueur d’onde voisine de 3500 Å, permettent d’obtenir ce résultat. Cette donnée expérimentale rend possible la détermination approximative de l’énergie nécessaire pour l’initiation de la réaction. Nous savons que les échanges d’énergie entre un rayonnement électromagnétique et la matière s’effectuent par quanta d’énergie. Pour une mole de photons (N), cette énergie sera calculée par la relation (1.10). E = Nh c 6, 02.1023 × 6, 62.10−34 × 3.108 = = 342K J/mole λ 3500.10−10 (1.10) Autrement dit, les seules ruptures de liaison que peut produire un rayonnement du type précédent sont celles qui nécessitent moins de 342 KJ/mol, or le méthane et le chlore contiennent deux types de liaisons (H − CH3 et Cl − Cl) qui sont telles que : • La rupture homolytique de la liaison H − CH3 nécessite un apport d’énergie de 435K J/mol. Elle ne peut donc pas se produire. • Les ruptures hétérolytiques des deux types de liaisons sont encore plus difficiles. CH3 − H −→ CH3− + H + 0 ∆H298 = 1640 K J Cl2 −→ Cl− + Cl+ Réactions chimiques des alcanes 19 0 ∆H298 = 1140 K J En conclusion, les seules ruptures de liaisons susceptibles d’être provoquées par l’UV sont les ruptures homolytiques des liaisons Cl − Cl ; ECl−Cl = 243K J et la première étape du mécanisme de la substitution déclenchée de manière photochimique est nécessairement : Cette première étape fournit des atomes de chlore libres (ou radicaux) et nous pouvons ainsi prévoir un mécanisme en chaîne pour la réaction étudiée. a.2. Propagation de la réaction Nous pouvons envisager à priori deux types de réactions élémentaires succédant à la précédente. Pour la première réaction : ∆H1 = E H−CH3 − ECl−CH3 = 435 − 351 = 84K J Pour la deuxième réaction : ∆H2 = E H−CH3 − E H−Cl = 435 − 432 = 3K J Il en résulte, que la réaction qui succède à l’initiation est la suivante : Elle est même suivie de la réaction illustrée ci-dessous. a.3 Rupture de la chaîne Il se produit également dans le mélange réactionnel des rencontres de radicaux qui entraînent des réactions de ruptures de chaîne comme les réactions suivants : 20 LES ALCANES Ces réactions ne deviennent prépondérantes qu’en fin de substitution, lorsque la probabilité de rencontre de deux radicaux est devenue supérieure à la probabilité de rencontre d’un radical et d’une molécule CH4 ou Cl2 . 3. Activation Figure 1.14 – Collision entre deux centres Pour que cette réaction ait lieu, elle nécessite au préalable la collision d’une molécule A − B (CH4 ) avec une molécule C (Cl2 ). Mais la plupart des collisions entre A − B et C n’aboutissent pas à une réaction. Pour qu’une collision soit efficace, deux conditions doivent être remplies : • Au moment du choc, les deux molécules doivent être bien orientées l’une par rapport à l’autre pour que les atomes qui doivent se lier puissent correctement entrer en contact. Ce critère d’orientation est inclus dans le coefficient A de la loi d’Arrhénius. • L’énergie cinétique (donc la vitesse) des molécules doit être suffisante pour que, malgré les forces de répulsion qui se manifestent aux très courtes distances, les orbitales électroniques puissent se recouvrir pour former des liaisons. Réactions chimiques des alcanes 21 Figure 1.15 – Évolution de l’énergie potentielle Les produits initiaux doivent, pour réagir, franchir une barrière énergétique, passant par un état intermédiaire noté schématiquement, CH3 . . . H . . . Cl dans lequel l’atome d’hydrogène est partiellement lié à l’atome de carbone (dont il se détache) et l’atome de chlore auquel il va s’unir. L’énergie minimum qui doit être fournie par une collision pour qu’une réaction puisse se produire est appelée énergie d’activation, Ea . 4. Bilan de la chloration de méthane Il est difficile d’arrêter les halogénations radicalaires au stade de la monosubstitution. La réaction est dite en chaîne car chaque étape génère un radical cl prêt à réagir de nouveau. Avec le méthane, on observe les réactions suivantes : Figure 1.16 – Bilan de la chloration du méthane 22 LES ALCANES Un grand excès d’alcane favorise la formation du dérivé monohalogéné. 1.5.3 Halogénation des alcanes supérieurs : réactivité relative Les alcanes supérieurs réagissent avec les halogènes selon le mécanisme de réaction en chaîne que l’on vient d’étudier. La monochloration de l’éthane, par exemple, fournit, comme produit, le chloroéthane. Cette réaction se déroule selon un mécanisme radicalaire en chaîne, analogue à celui qui est observée dans le cas du méthane. A quoi doit-on s’attendre pour l’homologue suivant le propane ? Dans la molécule du propane, deux types d’hydrogènes sont disponibles pour réagir avec le chlore : Six hydrogènes primaires et deux hydrogènes secondaires. Si ces deux types d’hydrogènes réagissent avec la même vitesse, on doit s’attendre à obtenir trois fois plus de 1-chloropropane que de 2chloropropane. Ceci est une conséquence purement statistique : Il y a trois fois plus d’atomes d’hydrogènes primaires que de secondaires. Par ailleurs, comme la liaison C − H secondaire est plus faible que la liaison C − H primaire, on s’attend à obtenir plus de 2-chloro que de 1-chloropropane. Les liaisons C-H secondaires sont plus réactionnelles que les primaires. Réactions chimiques des alcanes 23 Recherchons à présent la réactivité relative d’un hydrogène tertiaire lors de la chloration des alcanes. A cet effet, exposons le cas du 2-méthylpropane, Une molécule contenant neuf hydrogènes primaires et un hydrogène tertiaire, en présence de chlore à 25˚C. Les deux produits qui en résultent sont : • Le 1-chloro-2-méthylpropane et • Le 2-chloro-2-méthylpropane sont formés dans les rapports relatifs de 36% et 64% respectivement. Les radicaux halogènes attaquent préférentiellement les liaisons C-H dont la rupture donne naissance aux radicaux les plus stables. Les réactivités relatives des alcanes sont : Tertiaires > secondaires > primaires. 1. Sélectivité Jusqu’ici nous n’avons traité que le cas de la chloration. Pour les autres halogènes, le fluor étant plus réactif que le chlore, lui-même plus réactif que le brome. L’iode étant le moins réactif. F > Cl > Br > I (1.11) Puisque Br est nettement moins réactif que le Cl, en ce qui concerne l’attaque des liaisons C − H, la bromation est beaucoup plus sélective que la chloration. A haute température, un atome de chlore réagit pratiquement avec chaque hydrogène de la molécule qu’il rencontre et la substitution se fait d’avantage au hasard. Considérons par exemple l’halogénation de l’isobutane. Des radicaux tertiaire et primaire peuvent se former. 24 LES ALCANES La bromation radicalaire de l’isobutane à 300˚C donne presque uniquement le 2-bromo-2-méthylpropane. Ce résultat s’explique par la sélectivité du brome et la plus grande stabilité du radical t-butyle. Au contraire, la chloration donne les deux produits possibles, en raison de la sélectivité bien plus faible de l’atome de chlore. 2. Stéréochimie de la chloration des alcanes Quand des molécules achirales réagissent pour produire un composé ayant un seul centre stéréogénique, le produit obtenu sera racémique. Cela est toujours vrai en l’absence d’un solvant chiral ou de toute influence chirale sur la réaction. La chloration du pentane illustre ce principe. Vous pouvez aussi, consulter l’excellent ouvrage de K. Peter C. Vollhardt et Neil E. Schore intitulé Réactions chimiques des alcanes 25 Taité de chimie organique, chapitre 3 page 93 : books.google.fr/books?isbn=2804145360 Autres réactions Substitution hydrogène-halogène Le remplacement d’un atome d’hydrogène par un atome d’halogène est une réaction radicalaire importante. La photohalogénation des dérivés méthylaromatiques en est un exemple. Les substitutions donneurs d’électrons favorisent la réaction et les substituants attracteurs la défavorisent : ainsi, le p-nitrotoluène réagit environ 20 fois moins vite que le toluène, tandis que le p-tert-butyltoluène réagit environ 1, 5 fois plus vite que le toluène. Substitution d’hydrogène par NO La nitrosation au niveau d’un atome de carbone saturé est une réaction radicalaire pouvant être effectuée avec le chlorure de nitrosyle ou les nitrites d’alkyle : Le mécanisme de la réaction comporte la formation d’un radical carboné : Les dérivés nitrosés qui présentent un atome d’hydrogène en α sont tautomères des oximes qui permettent d’accéder, soit aux dérivés carbonylés, soit aux amides. La réaction présente une importance industrielle dans le cas du cyclohexane. 26 LES ALCANES Substitution d’hydrogène par COCl D’autres réactions de substitution en série aliphatique procèdent par un mécanisme radicalaire, la chlorocarbonylation par exemple. 1.6 1.6.1 Synthèse des alcanes et des cycloalcanes Hydrogénation des alcènes et des alcynes Les alcènes et les alcynes réagissent avec l’hydrogène en présence d’un catalyseur métallique comme le nickel, palladium, ou platine pour donner des alcanes. Les catalyseurs à base de nickel, moins couteux, sont plus souvent utilisés. Les principaux sont : • le nickel de Raney obtenu par action de la soude sur un alliage nickel-aluminium 50-50 : seuls les atomes d’aluminium sont oxydés en ions tétrahydroxoaluminate Al(OH)−4 qui passent en solution, le nickel restant sous forme métallique. Le nickel obtenu est pulvérulent (solide divisé). 2NiAl(s) + 2HO− + 6H2 O −→ 2Ni(s) + 2Al(OH)−4 + 3H2 (g) • Le nickel de Sabatier obtenu par chauffage du carbonate de nickel NiCO3 (s) −→ NiO(s) + CO2 (g) suivi de la réduction à 300˚C de l’oxyde de nickel par le dihydrogène : NiO(s) + H2 (g) −→ Ni(s) + H2 O(g) Exemples d’alcanes 27 . Exemple 1.6.1: Hydrogénation d’alcène 1.6.2 Réduction des halogénures d’alkyles La plupart des halogénures d’alkyles réagissent avec le zinc en solution aqueuse acide pour donner des alcanes. La réaction est une réduction de l’halogénure d’alkyle. Le mécanisme probable pour la réaction est la formation d’abord d’un halogénure d’alkylzinc, qui réagit avec l’acide pour former l’alcane. 1.7 Exemples d’alcanes Les phérémones : Substances chimiques sécrétées par les insectes pour communiquer 28 LES ALCANES (le 2-méthylheptadécane par exemple). Les alcanes à longue chaîne sont connus sous le nom de cires. Quelques exemples : le C27 H56 est la cire de la peau des pommes ; le C31 H64 se trouve dans les feuilles de tabac ; la cire d’abeille, elle, est un mélange. La plupart des alcanes à longue chaîne ont une texture cireuse ou huileuse. Source des alcanes Implantée dans la zone industrielle d’Arzew, sur une superficie de 150 hectares sur le plateau d’ElMahgoun, la raffinerie d’Arzew a démarré en 1972. Sa capacité de traitement est de 2, 5 millions de tonnes par an pour le pétrole brut et de 279.000 tonnes par an pour le brut réduit import. (BRI).Le gaz naturel, obtenu à partir des puits de gaz et de pétrole dispersés à travers le monde, est une source importante d’alcanes. Sa composition varie d’un champ de pétrole à l’autre, mais se situe toujours autour de 80% en méthane et 10% en éthane ; les alcanes de masse plus élevée, en particulier le propane, constituent la proportion restante. Exercices Exercice 1 Nommer les composés suivants selon la nomenclature officielle. Exercice 2 Dénombrer et identifier à l’aide d’indices a, b, c . . . les familles de protons équivalents (isochrones) dans les composés suivants : CH3CH2CH3 , CH3COCH3 , CH3CH2 OCH2CH3 , CH3COCH2CH3 , HOCH2CH2Cl. Prévoir les déplacements chimiques des différents groupements de protons ainsi que leur multiplicité. Exercice 3 On considère la monochloration du 2-méthylbutane. Combien de produits différents attendez-vous ? Estimer leurs rendements. Exercice 4 Considéreriez-vous la monochloration du methylcyclopentane, comme étant une réaction synthétiquement utile ? Exercice 5 Un composé de formule moléculaire C9 H10 O2 donne le spectre RMN du 1 H de la figure 1.17. Déterminer le nombre de proton pour chaque signal. 29 30 LES ALCANES Figure 1.17 – Spectre RMN du 1 H de C9 H10 O2 Exercice 6 Le composé de formule moléculaire C4 H8 O2 de la figure 1.18 présente une bande d’absorption à 1743cm−1 en IR . Déterminer la structure correspondante à cette formule brute . Calculez les constantes de couplage J, sachant que le spectre a été enregistré sur un appareil à 300MHz. Figure 1.18 – Spectre RMN du 1 H de C4 H8 O2 Exemples d’alcanes 31 Exercice 7 Parmi les molécules suivantes : CH3COCH3 , CH3CHO, CH3COOH, CH3COOCH3 , CH3CH2 OH ; laquelle peut correspondre au spectre de la figure 1.19 ? Justifier votre raisonnement. Figure 1.19 – Spectre RMN du 1 H de l’un des composés cités ci-dessus Exercice 8 En partant du spectre de masse de l’hexane, figure 1.20, donnez les équations de réactions qui permettent d’expliquer les différentes fragmentations observées. Figure 1.20 – Spectre de masse de l’hexane Bibliographie [1] Norman L Allinger, P Cava Mickael, Don C De Jongh, Carl R Johnson, and Eric Brown. Chimie organique... : Applications. Ediscience, 1976. [2] Paul Arnaud. Chimie organique : exercices résolus. Dunod, 2003. [3] Reinhard Brückner. Mécanismes réactionnels en chimie organique : méthodes synthétiques, stéréochimie et réactions modernes. De Boeck Supérieur, 1999. [4] William Henry Brown and Thomas Poon. Introduction to organic chemistry. Wiley, 2011. [5] Paula Yurkanis Bruice. Essential organic chemistry. Pearson Education, 2006. [6] Francis A Carey, Francis-A Carey, and Richard J Sundberg. Chimie organique avancée : Structures moléculaires et mécanismes réactionnels, volume 1. 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