© e.v. blackburn, 2011 la chimie des composés organiques

La chimie des composés organiques

Qu’est-ce que la chimie organique?

• La chimie organique étudie les composés du carbone, origine de toute vie sur la Terre.

• Nous vivons à l’ère de la chimie organique:

• Nos vêtements – fibres naturelles ou synthétiques

• Nos médicaments

• Notre nourriture

• Les huiles, les parfums, les peintures, les plastiques, etc.

Qu’est-ce que la chimie organique?

OHOH alizarine: la première teinture

naturelle d’être synthétisée (1868)

indigo: les blue-jeans!

CH 3CH 2OH éthanol: produit du processus de fermentation

La théorie du “vitalisme”Friedrich Wöhler (1828):

Un problème! Le cyanate d’ammonium provenait de la calcination d’os!......mais la synthèse de l’acide acétique à partir des sources complètement inorganique par Kolbe (1845) donna le coup de grâce à cette théorie!

NH4+ NCO- H2N-C-NH2

cyanated'ammonium

Vitamine B12

La synthèse de la vitamine B12 était réalisée en 1972 par Woodward et Eschenmoser après 10 ans de travail et l’aide de presque une centaine d’étudiants du troisième cycle.

“A production of amino acids under possible primitive earth

conditions”

S.L. Miller, Science, 117, 528 (1953)

CH4 + NH 3 + H2O + H 2décharge

électriqueacides aminés: glycineet alanine + ?

Protéines

E. coli contient ~5 000 composés différents. Environ 3 000 sont des protéines.

Nous nous contenons ~2 000 000 types de protéines.

Il y a > 10 000 000 différents types de protéines qui font parti du processus de la vie!

http://www.wisegeek.com/how-many-proteins-exist.htm

Angiotensin II

L’angiotensin II, une hormone qui contrôle la tension artérielle, est formé à partir de 8 acides aminés.

Sa structure est: Asp-Arg-Val-Tyr-Ile-His-Pro-Phe.

Quel est le nombre de combinaisons possible? 40 320!

Chimie organique

La chimie organique est un sujet logique et ce sera notre but de percevoir les rapports non en fonction des similitudes extérieures mais en fonction des modes fondamentaux de fonctionnement.

Examinons l’acétone...

L’acétone

Voici l’acétone:

Mais…les carbones?…les hydrogènes?…où sont-ils?

L’acétone

Voici l’acétone:

Mais…les carbones?…où sont-ils?

L’acétoneMais…les hydrogènes?…où sont-ils?

C OH3C

CH3CH2CH3

La chimie de l’acétone

L’acétone - une base!

Les flèches montrent le déplacement des électrons.

Elles commencent à l’endroit d’où partent les électrons et finissent où arrivent ces électrons.

L’acétone - un acide de Lewis!

ONH3 C

La liaison chimique

Les atomes cherchent à accéder à la configuration électronique stable des gaz nobles.

La liaison chimique - la liaison ionique

Par exemple, LiF:

Li 1s2, 2s1 - e- donne la configuration de l’héliumF 1s2, 2s2, 2p5 + e- donne la configuration du néon

Li - e - Li +

F + e - F -

L’unité structurale des composés ioniques est l’ion.Cation et anion sont maintenus ensemble par attraction électrostatique.

Quand les deux atomes liés ont presque la même électronégativité, il semble n’y avoir pas de raison pour qu’un transfert complet conduit à la configuration électronique d’un gaz rare.

La liaison chimique - la liaison covalente

Électronégativité - la capacité d’attraction d’un atome envers les électrons de liaison.

Dans une liaison covalente les électrons sont partagés par les noyaux.

l’unité structurale est la “molécule.”

Structures de Lewis1. Faire la somme des électrons de valence de tous les atomes.

2. Utiliser un doublet d’électrons pour former une liaison entre chaque paire d’atomes liés.

3. Répartir les électrons résiduels de façon telle que l’hydrogène soit régi par la règle du doublet et les éléments de la deuxième période, par la règle de l’octet.

p.e. CH4

p.e. C2H4

Structures de Lewis(CH3)2CHCH2OH

1. Faire la somme des électrons de valence de tous les atomes.

4 x 4 + 10 x 1 + 6 = 32

2. Utiliser un doublet d’électrons pour former une liaison entre chaque paire d’atomes liés.

28 électronsC C

Structures de Lewis

3. Répartir les électrons résiduels de façon telle que l’hydrogène soit régi par la règle du doublet et les éléments de la deuxième période, par la règle de l’octet.

(CH3)2CHCH2OH

La charge formelleOù se trouve la charge positive de l’ion hydronium? Il faut identifier les atomes dont le nombre d’électrons qui les entourent n’est pas égal à la charge nucléaire.

H3O+ - pour l’oxygène, la charge formelle = 6 - 2 - 0.5x6 = +1

Calculer la charge formelle de l’azote de l’ion ammonium.

charge = électrons - électrons non- - 0.5 x électronsformelle de valence impliqués dans liants dans l’atome les liaisons

La charge formelle de l’atome 1 = 6 - 6 - 0.5 x 2 = -1La charge formelle de l’atome 2 = 6 - 2 - 0.5 x 6 = +1La charge formelle de l’atome 3 = 6 - 4 - 0.5 x 4 = 0

charge = électrons - électrons non- - 0.5 x électronsformelle de valence impliqués dans liants dans l’atome les liaisons

Structures de résonanceConsidérons l’ion carbonate, CO3

2-. On peut écrire trois structures qui sont équivalentes:

-O O O-

En réalité, l’ion est parfaitement symétrique.

Toutes les liaisons C-O présentent une longueur identique et la charge est distribuée de manière uniforme entre les trois oxygènes.

La structure est un hybride des trois structures.

Théorie de résonance

• La molécule est un hybride de toutes ces structures et ne peut pas être représentée d’une manière satisfaisante par n’importe laquelle des ces structures.

• Chaque fois qu’une molécule peut être représentée par 2 structures ou plus qui diffèrent seulement dans l’arrangement des électrons, la résonance est possible.

-O O O-

Benzène

E + H2

Ho = -120 kJ/mol

Benzène

E + H2

Ho = -120 kJ/mol

Ho = -232 kJ/mol

Benzène

E + H2

Ho = -120 kJ/mol

Ho = -232 kJ/mol

Ho = -360 kJ/mol

BenzèneE + H2

Ho = -120 kJ/mol

Ho = -232 kJ/mol

Ho = -360 kJ/mol

benzène + 3H2

Ho = -208 kJ/mol

et + ???

• L’hybride est plus stable que n’importe laquelle des structures participantes. Cette augmentation de stabilité est appelée “énergie de résonance.”

• Quand ces structures ont presque la même stabilité, la résonance est importante, p.e.

+Cependant:

Anniversaires en chimie

le 16 septembre 1893 Albert Szent-Gyorgyi - Prix Nobel 1937 - pour sa découverte de la vitamine C. 1853 Albrecht Kossel - Prix Nobel 1910 - auteur de travaux sur les dérivés des acides nucléiques et sur la formation de l'urée.

Structures de résonance

CH2=CH-O-CH3

CH2=CH-CH2

- CH2-CH=CH2

CH2-CH=O-CH3

CH2=CH-CH2 CH2-CH=CH2

Structures de résonance - 1,3-diènes

CF = 4 - 2 - 0,5x6 = -1

CF = 4 - 0 – 0,5x6 = +1

Structures de résonance - benzène

Structures de résonance - le cation allylique

CH2=CH-CH2

+ CH2-CH=CH2

Ecrivez les structures de résonance de:

Orbitales atomiques

Schrödinger a calculé les expressions mathématiques pour décrire le mouvement des électrons.

On appelle ces expressions, qui nous disent la probabilité de trouver l’électron à un endroit spécial, “équations d’onde”.

Nous appelons la région dans l’espace où un électron est susceptible d’être trouvé une “orbitale”.

Pour comprendre la nature de la liaison covalente il faut étudier les configurations électroniques des atomes.

Orbitales atomiquesL’équation d’onde comprend trois nombres quantiques décrivant les orbitales atomiques:

Le nombre quantique principal, n, qui représente le niveau d’énergie de l’électron. Il peut avoir toute valeur positive entière, à l’exclusion de zéro.

Le nombre quantique du moment angulaire, l, qui dépend de la valeur de n: l = 0, 1, 2 ... n-1. Il correspond à une forme géométrique de l’orbitale.

Le nombre quantique magnétique, ml, qui représente l’orientation de l’orbitale par rapport aux trois axes. ml = -l, -l + 1 … 0 … +l - 1, +l.

Orbitales atomiques

On classe les orbitales d’après les valeurs de n et de l en employant un chiffre et une lettre. Le chiffre représente la valeur de n et la lettre représente la valeur de l.

Les électrons dans une orbitale dont l = 0 sont appelés électrons s.

Les électrons dans une orbitale dont l = 1 sont appelés électrons p.

Les électrons dans une orbitale dont l = 2 sont appelés électrons d.

Orbitales atomiques

n = 1, l = 0, ml = 0 une orbitale 1s

n = 2, l = 0, ml = 0 une orbitale 2s

n = 2, l = 1, ml = -1, 0, ou +1 trois orbitales 2p!

Orbitales atomiquesy

Signes de phaseLorsqu’on applique l’équation d’onde à un point particulier de l’espace par rapport au noyau, le résultat peut prendre une valeur positive, négative ou nulle.

Configurations électroniques

Le principe de Pauli: Une orbitale atomique ne peut être occupée que par deux électrons est ces électrons doivent de spins opposés - “électrons appariés”.

La règle de Hund: Chaque orbitale dégénérée est d’abord occupée par un électron.

Le “Aufbauprinzip”: Les orbitales de plus faible énergie sont remplies avant celles de plus haute énergie.

La configuration électronique de carbone est donc...

1s2 2s2 2p1 2p1

Représentation de la formation d’une liaison

Représentation de la formation d’une liaison H-H par mise en commun des électrons respectifs des atomes et recouvrement des orbitales correspondantes.

Orbitales moléculaires

r (Å)

436 kJ

absence d’attraction

longueur de liaison

La liaison H-H

répulsion

Représentation de la formation d’une liaison

L’orbitale moléculaire antilianteQuand deux orbitales atomiques se combinent elles forment deux orbitales moléculaires.

Dans le cas de l’orbitale moléculaire liante, les orbitales atomiques s’additionnent parce qu’elles ont le même signe de phase.

L’orbitale moléculaire antiliante se forme par le recouvrement d’orbitales de signe opposé:

Diagramme d’énergie de la molécule d’hydrogène

Le méthane - sa structure

La configuration électronique du carbone:

1s 2s 2p

Le méthane - sa structure

La promotion d’un électron 2s a pour conséquence la création de 4 orbitales remplies avec un seul électron:

1s 2s 2p

Les orbitales hybridesUne orbitale atomique hybride est le résultat d’une combinaison mathématique des fonctions décrivant deux ou plus de deux orbitales atomiques.

Des combinaisons sont possibles entre orbitales s et p d’un même atome, conduisant à des liaisons plus stables que le ferait séparément ces orbitales.

Examinons le méthane.....

Orbitales hybrides sp3

1s 2s 2p

Les quatre orbitales sont mélangées (hybridées) pour fournir 4 nouvelles orbitales appelées orbitales hybrides sp3. Les axes de ces orbitales hybrides forment entre eux des angles de 109,5o.

Éthane - C2H6

HH C C H

Orbitales hybrides sp2

La configuration électronique du bore est 1s2 2s2 2p1. Quelle est la structure du BF3?

1s 2s 2p

Structure - éthylène - C2H4

Orbitales hybrides sp

- structure linéaire

H Be H

Acétylène - C2H2

H C C H

L’ammoniac est une molécule pyramidale où l’angle des liaisons H-N-H est de 107o.

Il y a quatre doublets valentiels...

L’angle des liaisons H-O-H est de 104,5o.

Orbitales hybrides et carboneEn employant les carbones sp, sp2 and sp3, on peut construire les chaînes carbonés et les cycles carbonés.

L’hystrionicotoxine est une des composés isolés de la peau de la grenouille poison de flèches. Une grenouille peut fournir la toxine pour tuer dix personnes! Identifier les orbitales hybrides qui forment les liaisons C-C, C-H, C-O et O-H dans ce composé. Donner les angles de liaison.

Groupes fonctionnels

Les composés organiques sont divisés en différentes classes selon les groupes d’atomes que contiennent leurs molécules.

HydrocarburesLes hydrocarbures sont des composés dont les molécules comportent seulement des atomes de carbone et d’hydrogène.

• alcanes

• alcènes

• alcynes

• composés aromatiques

Alcanes

Les alcanes se distinguent par l’absence de liaisons multiples entre les carbones.

Ces composés sont appelés « composés saturés ».

CH3CH2CH2CH3

butane

Alcènes

Les alcènes présentent une liaison double carbone - carbone.

Ces composés sont appelés « composés insaturés ».

-pinèneun composant de la térébenthine

Alcynes

Les alcynes présentent une liaison triple carbone – carbone et ils sont « insaturés ».

Capilline

un agent antifongique

Benzène – un hydrocarbure aromatique typique

Au deuxième semestre, nous étudierons en détail cette classe d’hydrocarbures cycliques insaturés.

Structures de Kekulé du benzène

Les électrons sont « délocalisés » car ils sont partagés par les six carbones du cycle.

Les groupes alkyle

Ces groupes sont nommés en remplaçant la terminaison -ane de l’alcane par -yle. On a ainsi les groupes “alkyle”.

• CH3- méthyle (Me-)

• CH3CH2- éthyle (Et-)

• CH3CH2CH2- propyle (Pr-)

Un groupe alkyle est obtenu quand on enlève un atome d’hydrogène dans un alcane.

« R » est le symbole général pour représenter tout groupe alkyle.

Les groupes phényle et benzyle

« Ar » est le symbole général pour représenter tout cycle aromatique.

phényle

benzyle

Ar-CH2-

Groupes fonctionnels

Un groupe d’atomes et leurs liaisons dont le comportement chimique est le même quelle que soit la molécule dont ils font partie.

R-X halogénure d’alkyle

R = groupe d’alkyle substitué ou non substitué.

Halogénures d’alkyle

Les carbones

• “secondaire” - relié à deux carbones

• “tertiaire” - relié à trois carbones

• “primaire” - le carbone n’est que relié à un C

R OH alcool

phénol

Alcools et phénols

R O R étherR H

Oaldéhyde

Océtone

O acidecarboxylique

Oester

O halogénure d'acyle

R = alkyle ou aryle

Oamide O

Ranhydride

R C N nitrile R NH2 amine

Le Crixivan agit en inhibant une enzyme essentielle au virus du sida, que l’on appelle protéase du virus de l’immunodéficience humaine. Voici le Crixivan :

Nommez les groupes fonctionnels présents dans cette molécule.

C(CH3)3

HHO HOH HC6H5

Propriétés des liaisons

Energies de liaison

De l’énergie est consommée quand une liaison est sectionnée.

Cette énergie est l’énergie de liaison, D.

De l’énergie est libérée quand les atomes se combinent pour former une liaison.

Rupture de liaison

A B A + B

Rupture homolytique

radicaux libres

A B A + B

Rupture hétérolytique

Rupture des liaisons incluant le carbone

carbocation

C Z C:- + Z+

carbanion

radical

Energies de dissociation des liaison

Homolyse à 25CLiaison H (kJ/mol) Liaison H (kJ/mol)

H - H 436 (CH3)2CH - H 401D - D 444 (CH3)2CH - F 439F - F 159 (CH3)2CH - Cl 339Cl - Cl 243 (CH3)2CH - Br 274Br - Br 193 (CH3)2CH - I 222I - I 151 (CH3)2CH - OH 385H - F 570 (CH3)2CH - OCH3 337H - Cl 432 (CH3)2CHCH2 - H 410H - Br 366 (CH3)3C - H 390H - I 298 (CH3)3C - Cl 330H3C - H 438 (CH3)3C - Br 263H3C - F 452 (CH3)3C - I 209H3C - Cl 351 (CH3)3C - OH 379H3C - Br 293 (CH3)3C - OCH3 326

Energies de dissociation des liaison

Liaison H (kJ/mol) Liaison H (kJ/mol)

H3C - I 234 C6H5CH2 - H 368H3C - OH 380 CH2=CHCH2 - H 361H3C - OCH3 335 CH2=CH - H 444CH3CH2 - H 420 C6H5 - H 464CH3CH2 - F 444 HCC - H 552CH3CH2 - Cl 338 H3C - CH3 376CH3CH2 - Br 285 CH3CH2 - CH3 355CH3CH2 - I 222 CH3CH2CH2 - CH3 355CH3CH2 - OH 380 CH3CH2 - CH2CH3 343CH3CH2 - OCH3 335 (CH3)2CH - CH3 351CH3CH2CH2 - H 410 (CH3)3C - CH3 339CH3CH2CH2 - F 444 HO - H 498CH3CH2CH2 - Cl 338 HOO - H 377CH3CH2CH2 - Br 285 HO - OH 213CH3CH2CH2 - I 222 CH3CH2O - OCH3 184CH3CH2CH2 - OH 380 CH3CH2O - H 436CH3CH2CH2 - OCH3 335

H = + 438 + 243 - 351 - 432 = -102 kJ

H - CH3 + Cl - Cl Cl - CH3 + H - Cl

438 kJ 243 kJ

681 kJ

351 kJ 432 kJ

783 kJ

Liaisons polaires

Une liaison polaire est une liaison covalente entre deux atomes qui diffèrent en électronégativité.

Moment dipolaire (

On utilise une flèche dont la pointe symbolise le foyer de charge négative et les ailerons, le foyer de charge positive:

= 1.75D

foyer de chargepositive

Propriété d’une molécule dont on peut représenter la distribution des charges par un foyer de charge positive et un foyer de charge négative.

Moments dipolaires

Cl ClCl

= 1.86D

Propriétés physiques

Les propriétés physiques telles que le point de fusion, le point d’ébullition et la solubilité sont déterminées par la polarité de la molécule et la nature de l’unité structurale.

Le point de fusion

La température à laquelle l’énergie thermique des particules dans le réseau cristallin est assez grande pour surmonter les forces inter cristallines qui les tiennent en position.

Point de fusion - unité structuralecomposés ioniques

Points de fusions très élevés. Pourquoi?

Le NaCl a un point de fusion de 801C. Chaque ion de sodium est entouré par six ions de chlore. Donc le cristal est très fort et a une structure rigide.

composés covalents

Points de fusions moins élevés..

Pourquoi? L’unité structurale est la molécule. Quelle est la nature des forces qui retiennent ces molécules ensemble?

Interaction dipôle - dipôle

L’attraction de l’extrémité positive d’une molécule polaire par l’extrémité négative d’une autre.

A cause de cette interaction, les molécules polaires sont retenues ensemble plus fortement que les molécules non-polaires de même poids moléculaire. Leurs F et Eb sont plus élevés.

L’enchaînement par liaison hydrogène

L’enchaînement par liaison hydrogène est un exemple d’une interaction dipôle - dipôle dans lequel un atome d’hydrogène sert comme “pont” entre deux atomes très électronégatifs. Cette attraction a une force de ~20 kJ/mol.

L’éthanol (CH3CH2OH) et l’oxyde de diméthyle (CH3OCH3) ont le même formule moléculaire. L’éthanol présente un point d’ébullition de 78,3oC tandis que le point d’ébullition de l’éther est de -24,8oC.

Forces de van der WaalsLe méthane n’a pas un moment dipolaire net.

Cependant, les électrons se promènent dans un sens et dans l’autre et à un moment donné, la distribution électronique sera probablement déformée et un petit dipôle existera.

Ce dipôle influencera la distribution électronique dans une deuxième molécule de méthane qui est proche.

L’extrémité négative du dipôle tend à repousser les électrons et l’extrémité positive tend à attirer les électrons. Donc le dipôle provoque un dipôle orienté contrairement dans la molécule voisine.

La pureté

Il faut employer des composés purs … si non, les résultats de vos expériences sont sans valeurs.

L’effet peroxyde

CH3CH=CH2 CH3CHClCH3

CH3CH=CH2 CH3CHICH3

CH3CH=CH2 CH3CH(OH)CH3H2O/H+

CH3CH=CH2 CH3CH2CH2BrHBr

L’effet peroxyde

CH3CH=CH2 CH3CHBrCH3

absence de peroxydes

CH3CH=CH2 CH3CH2CH2BrHBr

peroxydes

Point de fusion

- Un solide pur a un point de fusion très subit, dans une région très étroite (<1C).

- La pureté d’un solide peut être déterminée à l’aide des points de fusion mixtes. Pourquoi?

Point d’ébullition

Le point d’ébullition est la température à laquelle la pression de vapeur d’un liquide est égale à celle de l’atmosphère environnant. Le point d’ébullition est une propriété physique d’un composé mais il varie en fonction de la pression atmosphérique.

Indice de réfraction

L’indice de réfraction d’un liquide est une propriété physique unique qui peut être mesurée avec une très grande précision. Cette propriété est utilisée pour caractériser des composés organiques purs.

Chromatographie sur couche mince

On peut déterminer l’identité d’un solide par co-chromatographie sur couche mince.

Mais.....

Un solide pur ne démontrera qu’une seule tache lors de la chromatographie sur couche mince.

Analyse des élementsC H O

52,24% 13,05% 34,71%

100g contient 52,24g 13,05g 34,71g

ou 52,24mol 13,05mol 34,71 mol

12,01 1,008 16,00

4,36mol 12,93mol 2,16mol

C4,36H12,93O2,16

Formule brute

Spectrométrie de masse

- mesure de masse moléculaire

- identification de formules moléculaires

- élucidation de structures

Spectroscopie infrarouge

Le domaine infrarouge est celui des transitions dont les énergies varient de 10 à 50 kJ/mol. Ces énergies sont suffisantes pour exciter des liaisons.

Il y a deux types de vibrations.....

Vibrations

vibrations de élongation

vibrations de déformation

A B< > A B<>

Un spectreOn peut attribuer à une liaison donnée une absorption dans la région de 5000 et 1250cm-1.

L’empreinte digitale

Ces pics résultent de vibrations de déformation et d’élongation combinées et des rotations. Ils sont uniques pour tout composé particulier.

On appelle cette région le domaine des empreintes digitales.

Mais à quoi attribuer l’ensemble des pics, complexe, entre 1250 et 675cm-1?

Principales absorptions infra-rouge

Famille decomposés

Fréquence(cm-1)

Intensité Vibrateur

acidescarboxyliques

2500 - 3000 F, b O-H élongation

aliphatique 1700 - 1725 F C=O élongationaromatique 1680 - 1700 F C=O élongation

ou non-saturé1250 C-O élongation

1400, 920 b O-H vib. angulaire

Famille decomposés

Fréquence(cm-1)

alcanes 2850 - 3000 F C-H élongation1450 - 1470 F CH2 et CH3 vib.

angulaire1370 - 1380 F CH2 et CH3 vib.

angulaire720 - 725 m CH2 et CH3 vib.

angulaire

Famille decomposés

Fréquence(cm-1)

alcènes a) RCH=CH2 3080 - 3140 m =C-H élongation1800 - 1860 m overtone

1645 m C=C élongation990 F C-H vib. angulaire910 F C-H vib. angulaire

b) R2C=CH2 3080 - 3140 m =C-H élongation1750 - 1800 m overtone

1650 m C=C élongation890 F C-H vib. angulaire

Famille decomposés

Fréquence(cm-1)

alcènes c) (Z)-RCH=CHR

3020 w =C-H élongation

1660 w C=C élongation675 - 725 m C-H vib. angulaire

d) (E)-RCH=CHR

3020 w =C-H élongation

1675 vw C=C élongation970 s C-H vib. angulaire

e) R2C=CHR 3020 f =C-H élongation1670 f C=C élongation

790 - 840 F C-H vib. angulaire

f) R2C=CR2 1670 tf C=C élongation

Famille decomposés

Fréquence(cm-1)

alcools a) RCH2OH 3600 v O-H non-associé3400 F O-H associé1050 F C-O élongation

b) R2CHOH 3600 v O-H non-associé3400 F O-H associé1150 F C-O élongation

c) R3COH 3600 v O-H non-associé3400 F O-H associé1200 F C-O élongation

Famille decomposés

Fréquence(cm-1)

alcynes a) RCCH 3300 F C-H élongation2100 - 2140 m CC élongation600 - 700 F C-H vib.

angulaireb) RCCR 2190 - 2260 tf CC élongation

aldéhydes 1690 - 1750 F C=O élongation2720 - 2850 m C-H élongation

amines 3300 - 3500 m N-H élongation1180 - 1360 C-N élongation

Famille decomposés

Fréquence(cm-1)

benzène 3000 - 3100 m C-H élongation1600, 1500 v C=C élongation690 - 710,730 - 770

C-H vib.angulaire, monosubst.

735 - 770 C-H vib.angulaire, o-subst.

690 - 710,750-810

C-H vib.angulaire, m-subst.

810 - 840 C-H vib.angulaire, p-subst

Famille decomposés

Fréquence(cm-1)

cétones 1690 - 1750 s C=O élongation

esters 1715 - 1740 s C=O élongation1050 - 1300 s C-O élongation, 2

éthers 1070 - 1150 F C-O élongation

halogénuresa) fluorure 1000 - 1350 tF C-Fb) chlorure 750 - 850 F C-Clc) bromure 500 - 680 F C-Brd) iodure 200 - 500 F C-I

nitriles 2210 - 2260 v CN élongation

L’étude d’un spectre• ~3400 cm-1: élongation des liaisons O-H et N-H

• ~3100 cm-1: élongation des liaisons C-H sp et sp2

• ~2900 cm-1: élongation d’une liaison C-H sp3

• ~2750 cm-1: élongation de la liaison C-H d’un aldéhyde

• ~2200 cm-1: élongation des liaisons C≡C et C≡N

• ~1700 cm-1: élongation de la liaison C=O

• ~1600 cm-1: élongation des liaisons C=C des alcènes et des arènes

• ~1200 cm-1: élongation de la liaison C-O

Degré d’insaturationdegré d’insaturation = (2NC - NX + NN – NH + 2)/2

NC = nombre de carbones

NX = nombre d’halogènes

NN = nombre d’azotes

NH = nombre d’hydrogènesNH2

C7H6O2

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