Description des principales fonctions EC1 : Chimie organique PACES 2016-2017

UE1 : Atome - Biomolécules – Génome - Bioénergétique – Métabolisme
EC1 : Chimie organique
Description des principales fonctions
PACES 2016-2017
Professeur Pascal Marchand
IICiMed, Laboratoire de Chimie Thérapeutique
Faculté de Pharmacie de Nantes
Les dérivés halogénés
I- Définition et nomenclature
• Remplacement d’un ou de plusieurs H par un ou plusieurs X sur un carbone
• Formule générale :
R
≡
X
C
X
1. Dérivés halogénés non aromatiques
Nomenclature systématique : halogène considéré comme un substituant de l’alcane
= halogénoalcanes
Nomenclature plus ancienne : halogénures d’alkyle
Exemples : •Acycliques : CH3Cl
CHCl3
CH3
H3C
C
CH2
Br
CBrCl3
CH3
1-bromo-2,2-diméthylpropane
Chlorométhane (chlorure de méthyle)
Trichlorométhane (trichlorure de méthyle)
Chloroforme
Bromotrichlorométhane (bromure de trichlorométhyle)
H3C
CH
CH3
I
2-iodopropane
• Dérivés aromatiques « à halogènes séparés » : halogénures benzyliques
Exemple :
CH2Br
(bromométhyl)benzène
(bromure de benzyle)
II- Structure
C
X
-I
C
+
δ
δ
X
Polarisation de la liaison
Electronégativité : les halogènes sont plus électronégatifs que le C
ELCF > ELCCl > ELCBr > ELCI
Taille de l’halogène croissante
Electronégativité décroissante
Existence de 3 classes de monohalogénoalcanes :
R
R
R
CH2
CH X
X
R'
R'
Primaire
R"
Secondaire
Taille de la liaison :
Tertiaire
1,76 Å
Exemple :
C
C
Cl
X
III- Propriétés chimiques
1. Réactivité générale
δ
CH2
1.1 Polarisabilité de la liaison
C
+
δ
H2C
δ
X
CH
δ
Cl
δ
δ
CH2 Cl
Exemples :
C
Cl
δ
δ
Les dérivés chlorés, bromés et iodés représentent une
source potentielle de carbocations
= ce sont des composés électrophiles (sites pauvres en électrons)
La polarisabilité augmente en fonction :
De la diminution de l’énergie de liaison
De l’augmentation de la taille de X
F
<<
Cl
<
Br
<
I
Réactivité croissante
Dérivés R-F sont presque inertes chimiquement
La liaison C-F est très stable
Pas de SN ni de β-élimination
1.2 Réactivité des RX saturés
H
R3
C
H
Bβ-E1 ou β-E2
obtention d’alcènes
R1
δ
C X
δ
R2
EFFET -I
Nu- ou B-
SN1 ou SN2
Les composés organométalliques
I- Structure générale et définition
Exemples :
C
M
Et-Zn-Et
M : métal
Me-Mg-Me
Liaison Carbone -Métal
Diéthylzinc
Diméthylmagnésium
PbEt4
Tétraéthylplomb
C6H5Li
Phényllithium
CH3CO2Li et EtONa ne sont pas des organométalliques
Sel d’acide
Polarisation de la liaison :
δ
C
..
δ
M
Effet +I
Alcoolate
Inversion de la polarisation / dérivé halogéné
.
C.
δ
C
Alcane : pas d’effet
C
. δX
.
Dérivés halogénés effet -I
Liaison polaire-covalente avec un caractère ionique
Polarisation parfois décrite sous forme de % de caractère ionique
Exemple :
C-Li : ≈ 40 % de caractère ionique
C-Mg : ≈ 30 % de caractère ionique
II- Les différents organométalliques
1. Issus de métaux monovalents
Na
K
Li
RLi
Organolithiens : très réactifs
Non isolables
2. Issus de métaux bivalents
Mg
Cd
Il en existe 2 sortes :
Zn
Hg
(Ba Ca)
• organométalliques symétriques R-M-R
• organométalliques mixtes
R-M-X
Les plus utiles en synthèse :
R-Cd-R
Organocadmiens
R-Mg-X
Organomagnésiens
R-Zn-X
Organozinciques
Les organomagnésiens mixtes (réactifs de Grignard)
I- Définition et nomenclature
R
R =
Mg X
• Chaîne alkyle (saturée ou insaturée)
• Chaîne cycloalkyle
• Chaîne aryle ou hétéroaryle
X = Halogène : Cl, Br, I
Le plus fréquent
Nomenclature :
Halogénure d’alkylmagnésium
d’aryl
H3C
CH Mg Br
H3C
Mg Cl
HC
C
Mg
I
Iodure d’éthynylmagnésium
Bromure de prop-2-ylmagnésium Chlorure de phénylmagnésium
II- Structure
. Mg .
+
R
.. .. X
.. X
R Mg
Dans les solvants oxygénés : solvatation
En solution diluée :
Et
O Et
R
Mg
Et
O Et
Et
Mg
R
X
Organomagnésien
MONOMERE
O Et
Et
O Et
Et
O Et
R
Mg
X
X
Mg
En solution concentrée :
2 R
R
DIMERE
Et
O Et
+ ….
III- Propriétés physiques
Peu d’intérêt car les organomagnésiens sont préparés extemporanément.
Analyses physiques très difficiles (trop réactifs).
IV- Propriétés chimiques
1. Réactivité générale
Et
O Et
R
Mg
Et
O Et
X
Et
O Et
Mg
R
Et
O Et
R
Peut agir comme BASE FORTE
R
Peut agir comme NUCLEOPHILE FORT
composés nucléophiles (sites riches en électrons)
SN2 et AN
2. Réactions avec les composés à hydrogène acide ou mobile
2.1. Modalités
A
H
+
2.2. Exemples
R
RMgX
H
+
A-MgX
R MgX
+ H
R
OH
H
+ [HOMgX]
½ Mg(OH)2+ ½ MgX2
+ H
R MgX
OR'
R
H
+ R’OMgX
+ ArOMgX
+ H
OAr
R
H
+ H
NH2
R
H
+ NH2MgX
+ H
NHR'
R
H
+ R’NHMgX
+H
C
CR'
R
H
+ R’C≡CMgX
3. Action sur les sites électrophiles
3.1. Modalités
Deux possibilités :
δ
C
R
1)
R
δ
C
Z
δ
SN2
2)
Z
δ
AN
Les alcools
I- Définition et nomenclature
C hybridé sp3
C
OH
Si OH est porté par un C sp2 :
OH
H
OH
O
Cétone
Enol
Phénol
3 classes d’alcools :
R CH2 OH
R
Alcool Iaire
CH OH Alcool IIaire
R1
R2
R
C
R1
OH
Alcool IIIaire
II- Propriétés chimiques
1. Réactivité générale :
δ
C
Coupure C/OH
Surtout avec les alcools IIIaires
R2
R
C
O
H
R1
O
δ
δ
H
Coupure CO/H
Surtout avec les alcools Iaires
IIaires
H
R
O
H
O
H
H
H
3 effets +I
⇒ Permet la formation d’un C+
(compensation de l’effet –I
de la liaison O–H)
C
R
C
R1
Moins d’effet +I
2. Rupture de la liaison CO/H (mobilité du H) :
2.1. Acidité :
HO-H
CH3
H3C
CH O H
CH3O-H
H3C
C
H3C
Eau
Iaire
IIaire
Pka = 14
Pka = 16
Pka = 18
O
H
CH3
IIIaire
Pka = 19
Acidité décroissante
(mobilité de H décroissante)
3.2. Formation d’alcoolates :
R-O-H
+ Na
K
Li
R-O Na + 1/2H2
K
R-O-H
Li
R-O-H
+ R’ MgX
R-O MgX + R’H
R-O-H
+ Na NH2
R-O Na + NH3
R-O-H
+ NaH
R-O Na + H2
.
Na
+
1e-
.
2H
Na + 1eR-O + H
H2
.
Exemples : CH3O-Na+ : méthanolate de sodium, t-BuO-K+ t-butanolate de potassium
Ce sont des bases fortes et des Nu forts (alcoolates Iaires et IIaires)
3. Réactions d’oxydation :
R CH2 OH
R2
R
CH OH
R
R1
Oxydation par
C
OH
R1
HNO3
CrO3 / CH3COOH
KMnO4
NaIO4
Déshydrogénation catalytique : 250°C sur Cu réduit
1 aldéhyde
1 acide
1 cétone
2 acides
RIEN
Les dérivés carbonylés
I- Définition et nomenclature
Remplacement de deux H sur un C sp3 par un O
O
R
CH2
R'
R
C
R'
O
Ar
CH2
Ar'
Ar
C
Ar'
Si R’ et Ar’ = H : ALDEHYDES
II- Structure
120 °
c’est le groupement carbonyle
C
120 °
120 °
1,24 Å
O
III- Préparation
1. Méthode générale
1.1. Oxydation des alcools
OH
O
R
CH2
OH
R
R
C
H
alcool Iaire
aldéhyde
CH
R'
alcool IIaire
O
R
C
R'
cétone
IV- Propriétés chimiques
1. Réactivité générale
1.1. Polarisation du carbonyle
O plus électronégatif que C : effet -M et effet -I
δI I
O
Site d’attaque pour
électrophiles (E )
-M
Site d’attaque pour
nucléophiles (Nu )
C
δ+
1.2. Influence sur la chaîne : acidité du CH2 en α
O
H
C
α
C
B
O
O
C
C
C
C
1.3. Tautomérie céto-énolique : cas particulier d’isomérie fonctionnelle
par catalyse acide
I
I
I
C
C
O
H
H
O
C
C
H
-H
H
C
C
énol
I
H
I
H
I
C
H
O
C
cétone
par catalyse basique
C
C
C
C
BH
H
C
I
I
O
I
I
I
énol
I I
C
O
B
I
C
H
O
C
cétone
I
O
I
O
2. Réactivité commune des aldéhydes et des cétones
2.1. Additions nucléophiles
a – Action des hydrures
O
OH
1) H
C
C
2) H
H- : LiAlH4, NaBH4, KBH4
H
b – Addition d’acide cyanhydrique
O
CN
HCN
C
cyanhydrine
C
OH
catalysé par KCN
c – Addition d’organomagnésien
O
1) R
R
MgX
C
C
2) H2O / H
OH
d– Addition d’alcools
O
OR
2 ROH
C
C
H
OR
e – Addition d’amines primaires
H
H
NH
C
OH
I
R
N
R
I
C
C
O
I
O
I
I
I
H
I
RNH2
H
H
(-H )
C
N
R
+ H2O
Réaction d’addition-élimination
Exemples
R-NH2
C
N
R
imine
I
amine
C
I
O
aldéhyde ou cétone
HO-NH2
C
N
OH
oxime
C
N
NHR
hydrazone
hydroxylamine
RHN-NH2
hydrazine
f – Réduction de carbonyle (C=O) en carbure (CH2)
Réaction de WOLF-KISHNER
H
H2N-NH2, NaOH, ∆
I
C
O
C
H
I
carbure
aldéhyde ou cétone
Réaction de CLEMMENSEN
I
C
Zn-Hg
O
I
HCl, ∆
H
C
H
3. Propriétés distinctes des aldéhydes et des cétones
3.1. Oxydation
Aldéhydes : oxydants faibles (Ag2O), O2 de l’air ⇒ acide carboxylique.
Cétones : difficile, oxydants forts à chaud (KMnO4) ⇒ 2 acides carboxyliques.
Acides carboxyliques et dérivés
I- Définition et nomenclature
O
Groupement fonctionnel
C
OH
- Aliphatiques : R-COOH
- Aromatiques : Ar-COOH
- « Mixtes » : Ar-(CH2)n-COOH ; Ar-CH=CH-COOH
Nomenclature des acides aliphatiques :
- Officielle : acide alcanoïque
- Commune : nom trivial
Nomenclature des acides aromatiques :
- Officielle : acide arénoïque ou acide arène carboxylique
- Commune : nom trivial
II- Structure
Effet -M
II
O
R = alkyle ou aryle
C
H
R
I
O
I
I
I
I
O-H
O
Association en dimères
stables même en phase
vapeur.
Effet -I
I
R
T °C de fusion ou d’ébullition
R plus élevées que celles des
alcools correspondants.
C
C
I
I
IO
H
I
O
I
H2O
H3O
R
R
C
O
O
R
R
C
I
H
C
O
I
O
≡
C
OI
O
I
I
H
I
I
O
+
I
C
O
O
I
R
I
O
I
I
Liaisons fortement polarisées : mésomérie
H
O
R
C
O
I
H
>
Exemples : Cl3C-COOH
H-COOH
C6H5-COOH
H3C-COOH
(H3C)3COOH
pKa = 0,7
pKa = 3,7
pKa = 4,2
pKa = 4,8
pKa = 6
Formation de sels
RCOO
M (M = Na, Li…) ⇒ métalliques
RCOO
NHR3 ⇒ d’amines
R2 > C
I
>C
R3
O
I
O
I
R3
O
I
C
Les substituants électroattracteurs
augmentent
l’acidité
et
les
électrodonneurs diminuent l’acidité.
R1
>
>
>
I
C
>
R2
O
>
R1
I
I
Influence des substituants sur l’acidité
H
1- Mobilité du OH
1. Estérification
Estérification
ALCOOL
+
ESTER
ACIDE
+
EAU
Hydrolyse
R’OH
+
R
δ
C
δ
O
O
R
OH
C
OR'
I
I
2. Halogénation (SOCl2, PCl5, PBr3…)
O
SOCl2
C
O
I
R
O
I
H
R
+
C
SO2 + HCl
Cl
chlorure d’alcanoyle
+ H2O
3. Formation d’amides
II
b)
II
O
O
+ INH3
R
a)
I
O-H
+
C
R
H2O
I
I
C
NH2
a)
amide
b)
Réaction peu efficace car compétition avec la
formation du sel d’ammonium : RCOO NH4
⇒ mauvaise méthode d’accès aux amides
II
O
OI
I
R
I
C
NH4
2. Esters
1. Propriétés chimiques
a – Réduction
RCOOR’
+
LiAlH4
RCH2OH +
R’OH
b – Addition-élimination
II
C
O-R'
I
O-R'
Nu
+
C
I
R
O
I I
+ Nu
C
R
II
O
O
R
Hydrolyse (H2O), saponification (NaOH)
Nu
R’-O
3. Amides
1. Préparation
a – Addition-élimination sur des dérivés activés d’acide carboxylique
II
II
O
O
+ R’’NH2
R
Y
C
R
I
C
NH-R''
Y=OR’ : ester ; Y=Cl : chlorure d’acide ; Y=OCOR’ : anhydride d’acide
b – Hydrolyse
OH
Sel de l’acide carboxylique (carboxylate)
Amide
H
Acide carboxylique
c – Dégradation d’HOFMANN
II
O
NaOBr in situ
I
C
R
NH2
(NaOH / Br2)
RNH2 + CO2
amine
d – Réduction
II
O
LiAlH4
R
I
C
R-CH2-NH-R’
NH-R'
amine
Les amines
I
I- Définition et nomenclature
Groupement fonctionnel
N
- Aliphatiques ou alkylamines : R-NH2
- Aromatiques ou arylamines : Ar-NH2
Amine primaire : R-NH2 ; Ar-NH2
Amine secondaire : R-NH-R’ ; Ar-NH-R ; Ar-NH-Ar’
Amine tertiaire : NRR’R’’ ; Ar-NRR’…
Nomenclature usuelle : - alkylamine, di- ou tri-alkylamine
- idem avec les arylamines
II- Structure
H
R = alkyle ou aryle
N
R
I
C-N : 1,47 Å
C-H : 1,01 Å
Effet +M
Effet -I
I
Cas des amines aromatiques
NH2
NH2
etc…
NH2 : o-, p- directeur en SEAr
NH2, mésomère donneur, augmente la densité électronique
au niveau du cycle aromatique ⇒ augmentation de la
réactivité en SEAr
III- Propriétés chimiques
1. Basicité
Variable selon la nature – Exemples :
I
pKa du couple BH+ / B
NH2
4,6
base faible
CH2 NH2
9,3
NH3
9,2
CH3-NH2
10,4
(CH3)2NH
10,7
base forte
I
Formation de sels (ammoniums)
NH2
NH3
Cl
+ HCl
chlorhydrate d’aniline
INEt3 + HBr
Et3NH , Br
bromhydrate de triéthylamine
ou bromure de triéthylammonium
2. Réactions nucléophiles
2.1. Sur les dérivés carbonylés
Aldéhydes et cétones ⇒ Imines (amine Iaire)
Esters, chlorures d’acides, anhydrides d’acides ⇒ Amides.