Chimie organique - Cours - Numilog

Chapitre 1
Les molécules organiques
Dans ce chapitre, des notions de base de chimie organique sont rappelées afin de
pouvoir aborder les thèmes des chapitres suivants. Les différents types de liaisons,
la géométrie d’un groupe d’atomes au sein d’une molécule et la formation de la
liaison par la théorie des orbitales moléculaires sont évoqués. L’écriture de
formules développées planes permet la représentation des isomères de
constitution. Les règles de la nomenclature couramment employées sont abordées
afin de nommer les molécules simples.
1.1. Rappels sur la configuration électronique des atomes
1 Les éléments
2 Répartition des électrons d’un atome
1.2. Constitution des molécules organiques
1 Représentation de Lewis des atomes
2 Nature des liaisons
3 Représentation de Lewis des molécules
4 Théorie V.S.E.P.R. Géométrie des molécules
5 Théorie quantique de la liaison chimique
1.3. Description des molécules organiques
1 Types de chaînes carbonées et fonctions
2 Représentation des molécules
3 Nomenclature
1.4. Isomérie plane
1 Isomérie de squelette
2 Isomérie de position d’une fonction
3 Isomérie de fonction
4 Tautomérie
Mots-clés
● Représentation de Lewis ● Électrons de valence ● Liaison covalente ● Liaison ionique
● Liaison polarisée ● Liaison hydrogène ● Règle de l’octet ● Théorie V.S.E.P.R ● Paire
d’électrons liante ● Paire d’électrons non liante ● Orbitale atomique ● Orbitale
moléculaire ● Hybridation ● Liaison σ ● Liaison π ● Formule développée ● Degré
d’insaturation ● Isomérie de constitution ● Tautomérie ● Prototropie
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1.1. Rappels sur la configuration
électronique des atomes
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Les éléments
Un élément est représenté par son symbole X. En haut à gauche du symbole figure le
nombre de masse A (c’est-à-dire la somme du nombre de neutrons et de protons constituant
le noyau) et en bas à gauche figure le numéro atomique Z, représentatif du nombre de
protons présents : A ZX. L’atome neutre possède également Z électrons, compensant la
charge des Z protons. Le numéro atomique Z est caractéristique de l’élément, alors que le
nombre de masse A dépend de l’isotope considéré.
Les éléments sont classés dans le tableau périodique selon leur numéro atomique. Les
périodes (lignes du tableau) sont remplies une à une de gauche à droite par des éléments de
numéros atomiques croissants (et ayant par conséquent un nombre croissant d’électrons).
Les éléments placés dans une même colonne du tableau constituent une famille. Ils
possèdent des propriétés chimiques analogues.
Période
1 1H 2He
2 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
3 11Na 12Mg 13Al 14Si
15P
16S
17Cl 18Ar
4
19K
35Br 36Kr
5 37Rb
53I
54Xe
6 55Cs
alcalins
alcalinoterreux
halogènes
gaz rares
Fig. 1.1. Extrait de la classification périodique des éléments suivant leur numéro atomique. Certaines familles
d’éléments portent des noms, précisés ici.
Un peu d’histoire
La représentation de la matière
Les savants ont mis plus de 2000 ans à
s’accorder sur une représentation de la
matière et une description des réactions. La
constitution microscopique de la matière a
été pressentie au quatrième siècle avant J.-C.
par Platon (428-348 avant J.-C.), mais,
jusqu’au XVII e siècle, les alchimistes en ont
imposé leur conception parfois intuitive.
Au XVIII e siècle, Lavoisier apporte une véritable
révolution en se fondant sur des observations
précises. On lui doit ainsi le principe de conservation
de la matière. Les scientifiques du
XIX e siècle, poussés par la nécessité de communiquer
leurs observations et leur savoir, proposent
un symbolisme. Dans ce contexte, en
1869, Dimitri Mendeléev, chimiste russe,
publie une classification périodique des éléments
fondée sur leur masse atomique. Il
s’appuie sur l’observation que certains groupes
d’éléments possèdent les mêmes propriétés. Il
prévoit également la découverte prochaine de
nouveaux éléments qui rempliraient les emplacements
vides de son tableau. Mendeléev définit
les notions de corps simple, d’élément,
d’atome et de molécule, éclaircissant des
notions jusqu’alors très mal comprises.
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En 1913, le Britannique Henry Moseley, suite
à ses travaux dans le domaine des rayons X,
établit que la caractéristique pertinente pour
classer les éléments est le numéro atomique et
non la masse atomique. Outre le concept
d’élément, les notions de liaison et de géométrie
des molécules ont dû également être
mises au point afin de permettre une représentation
de la matière et de disposer d’outils
pour en décrire les transformations.
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Répartition des électrons d’un atome
Orbitales atomiques
En mécanique quantique, un électron autour d’un atome se comporte comme une onde et
est décrit par une fonction d’onde, appelée aussi orbitale atomique. Cette fonction dépend
de trois nombres quantiques n, l et m. Les trois nombres n, l et m sont entiers et tels que :
n > 0
0 ≤ l ≤ n − 1
− l ≤ m ≤ + l
L’électron occupant une orbitale est décrit par les mêmes trois nombres quantiques n, l, m
et par un nombre supplémentaire appelé nombre quantique de spin s. Le spin provient du fait
que l’électron se comporte comme s’il tournait sur son axe en générant un champ magnétique.
Il est comparable à un petit aimant ayant deux orientations possibles : s = + 1/2 ou s = − 1/2.
L’énergie de l’électron et donc d’une orbitale le décrivant est quantifiée et ne peut donc
prendre que certaines valeurs. Elle dépend uniquement de n et de l. Une valeur donnée de
n définit une couche électronique (n = 1, 2, 3… correspond aux couches K, L, M…).
Des orbitales de même n mais ayant des l différents appartiennent à des sous-couches différentes.
Les sous-couches sont désignées par la valeur de n suivie d’une lettre représentant l :
pour l = 0 : s
pour l = 1 : p
pour l = 2 : d
Dans la couche L (n = 2), on aura par exemple les sous-couches 2s (l = 0) et 2p (l = 1).
Dans une sous-couche, lorsqu’il y a plusieurs orbitales (correspondant à des valeurs de m
différentes), alors elles ont la même énergie. On dit qu’elles sont dégénérées. Par exemple,
la sous-couche 2p est dégénérée trois fois (m peut prendre 3 valeurs : − 1 ; 0 ; + 1).
Configuration électronique
La configuration électronique d’un atome est la répartition des électrons dans les orbitales.
Le remplissage de ces orbitales par les électrons se fait selon trois règles.
1. On remplit les orbitales par ordre d’énergie croissante. Pour les trois premières
couches, l’ordre des énergies des orbitales est le suivant :
1s
2s
2p
3s 3p 3d
4s
1. LES MOLÉCULES ORGANIQUES 7

2. Le principe d’exclusion de Pauli indique que des électrons d’une orbitale ne
peuvent pas avoir quatre nombres quantiques identiques. Puisque n, l et m sont fixés
pour une orbitale, et que seules deux valeurs de spin sont possibles, il ne peut y avoir
que deux électrons dans une orbitale, de spins d’orientations opposées.
3. La règle de Hund précise que si l’on doit remplir des orbitales dégénérées, on en
occupe un nombre maximal avec des électrons de spins parallèles, avant de les apparier,
c’est-à-dire d’en placer deux (de spins antiparallèles) par orbitale.
Tableau 1.1. Localisation des électrons dans des couches
et sous-couches électroniques.
Couche
(n)
Sous-couches
(l)
Dégénérescence Nom des orbitales Nombre d’électrons
1 l = 0 1 1s 2
2
l = 0
l = 1
1
3
2s
2p x
, 2p y
, 2p z
8
3
l = 0
l = 1
l = 2
1
3
5
3s
3p x
, 3p y
, 3p z
5 orbitales 3d
8
10
Ainsi, dans la première période du tableau périodique, correspondant au remplissage
de la première couche électronique, on place jusqu’à 2 électrons dans une orbitale
1s, et dans la deuxième, on place jusqu’à 8 électrons dans les orbitales atomiques
(2 électrons 2s et 6 électrons 2p). La troisième période correspond au remplissage des
orbitales 3s et 3p, on y place jusqu’à 8 électrons (2 électrons 3s, 6 électrons 3p). Les
OA 3d seront remplies dans la 4 e période.
La position d’un élément dans le tableau périodique permet de déterminer sa configuration
électronique. Celle des atomes des trois premières périodes est indiquée dans le
tableau 1.2. En progressant dans une période, le nombre d’électrons de valence augmente
de 1 à 8. La dernière couche remplie d’un atome est la couche externe ou couche de valence.
Elle contient les électrons dits de valence, qui sont ceux qui participent à la création des
liaisons et aux réactions chimiques. Les éléments d’une même famille ont le même nombre
d’électrons sur leur couche externe, ce qui leur confère des propriétés chimiques analogues.
Les gaz rares ont une couche de valence complète, ce qui explique leur grande stabilité.
Tableau 1.2. Configuration électronique des atomes
des trois premières périodes.
1H
1s 1
2He
1s 2
3Li
1s 2 2s 1
4Be
1s 2 2s 2
5B
1s 2 2s 2 2p 1
6C
1s 2 2s 2 2p 2
7N
1s 2 2s 2 2p 3
8O
1s 2 2s 2 2p 4
9F
1s 2 2s 2 2p 5
10Ne
1s 2 2s 2 2p 6
11Na
[Ne]3s 1
12Mg
[Ne]3s 2
13Al
[Ne]3s 2 3p 1
14Si
[Ne]3s 2 3p 2
15P
[Ne]3s 2 3p 3
16S
[Ne]3s 2 3p 4
17Cl
[Ne]3s 2 3p 5
18Ar
[Ne]3s 2 3p 6
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