cours de chimie en solution les acides et les bases...ii.3. calcul du ph des acides et des bases...

Acides et bases

1

Cours de chimie en solution Les acides et les bases

1ére Année Biologie 2019-2020

Acides et bases

2

II.1. Définition

Selon la théorie de Brönsted (1923) :

- Un acide est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de céder un proton.

AH = A- + H+

- Une base est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de capter un proton.

B + H+ = BH+

A tout acide correspond une base dite conjuguée et réciproquement : les deux forment un

couple acide/base.

Selon la théorie de Lewis (1875) :

- Un acide est une espèce chimique dont un des atomes la constituant possède une

lacune électronique, ou case quantique vide, ce qui la rend susceptible d'accepter

un doublet d'électrons (composé électrophile).

- Une base est une espèce chimique dont un des atomes la constituant possède un

doublet ou plus d'électrons libres ou non liants sur sa couche de valence. Donneuse

de doublet électronique provenant d'un doublet non liant (composé nucléophile).

Il existe des cas particuliers :

• Polyacide

C’est une espèce capable de libérer plusieurs protons (H2SO4, H2CO3, H2S,

H3PO4)

H2SO4 + H2O HSO4- + H3O

+ (H2SO4/ HSO4-)

HSO4- + H2O SO42- + H3O

+ (HSO4-/ SO4

2-)

• Polybase

C’est une espèce capable de capter plusieurs protons (CO32-, SO4

2-…)

CO32- + H2O H CO3

- + OH- (HCO3- / CO3

2-)

HCO3- + H2O H2CO3

+ OH- (H2CO3 / HCO3

-)

• Un ampholyte (ou une espèce amphotère)

C’est une espèce capable de jouer à la fois le rôle d’un acide dans un couple et de

base dans un autre couple. HSO4- (H2SO4/ HSO4

-) et (HSO4-/SO4

2-)

https://fr.wikipedia.org/wiki/Lacune_%C3%A9lectronique

https://fr.wikipedia.org/wiki/Couche_de_valence

Acides et bases

3

II.2. Couples de l’eau L’eau est un ampholyte : elle est la base conjuguée de l’ion oxonium H3O

+ et l’acide

conjuguée de l’ion hydroxyle HO-. (H3O+/H2O) et (H2O/HO-)

Une solution aqueuse est toujours le siège d’un équilibre chimique appelé équilibre

d’autoprotolyse de l’eau. Cet équilibre s’interprète donc comme une réaction acido-basique

d’échange protonique.

2 H2O (l) = H3O+ (aq) + HO- (aq)

La constante d'équilibre thermodynamique de cet équilibre est le produit ionique de l'eau :

Ke = [H3O+]eq .[HO-]eq = 10-14 (25°C) donc pKe = - log Ke = 14 (25°C)

Remarque : Ke ne dépend que de la température et est sans dimension.

Dans l'eau pure, seule la réaction d'autoprotolyse de l'eau forme des ions oxonium et des ions

hydroxyde ; on a donc

[H3O+]eq = [OH-]eq d'où

[H3O+]eq = [OH-]eq = √𝑲𝒆 = 10−7𝒎𝒐𝒍. 𝑳−1

On appelle acide (ou base) faible tout acide (ou base) qui réagit partiellement avec l’eau.

Un couple acido-basique est caractérisé par une constante d’acidité Ka qui est la constante de

l’équilibre suivant : AH (aq) + H2O (l) = A- (aq) + H3O

+ (aq)

Ka = [𝐻3𝑂+][𝐴−]

[𝐴𝐻] et pKa= - log Ka

Ka ne dépend que de la température (et du solvant si on ne travaille pas en milieu aqueux) et

est sans dimension.

Plus l'acide est fort, plus il est dissocié en A-, plus Ka est grand et plus pKa est petit.

De façon symétrique, il est possible de définir la constante de basicité Kb caractérisant

l’équilibre suivant :

A-(aq) + H2O (l) = HA (aq) + HO- (aq)

Kb = [𝐻𝑂−][𝐴𝐻]

[𝐴−] et pKb = -log Kb

Pour un même couple acide/base les constantes d’équilibre Ka et Kb ne sont pas

indépendantes :

Ka. Kb = [H3O+].[OH−] = Ke = 10−14 (25°C)

Et donc : pKa + pKb = pKe = 14 (25°C)

Acides et bases

4

La base conjuguée d’un acide fort est faible et celle d’un acide faible est forte.

L’acide conjugué d’une base forte est faible et celui d’une base faible est fort.

Acide Base

Fort (e) pKa faible pKb faible

Faible pKa grand pKb grand

II.3. Calcul du pH des acides et des bases

II.3.1. Définition du pH

Cette notion a été définie par Sörensen en 1909 pour évaluer l'acidité d'une solution.

Pour toute solution aqueuse suffisamment diluée :

pH = - log [H3O+]

Une solution aqueuse est dite neutre si [H3O+]] = [OH-

] alors pH = 7. (25°C)

Une solution aqueuse est dite acide si [H3O+] > [OH-

] alors pH 7. (25°C)

Une solution aqueuse est dite basique si [H3O+] [OH-

] alors pH >7. (25°C)

II.3.2. pH d’acide fort

Un acide HA est appelé acide fort lorsque sa réaction avec l’eau est quantitative :

HA (aq) + H2O (l) = A- (aq) + H3O+ (aq)

Un acide fort mis en solution est donc quantitativement converti en ions oxoniums.

La base conjuguée d’un acide fort est une base indifférente. (Cl-, Br-, NO3-)

- L’équation d’électro neutralité, appliquée à la solution :

[H3O+] = [OH-] + [A-] (1)

Acides et bases

5

Puisqu’il s’agit d’un acide fort on néglige la concentration des ions hydroxydes par rapport

à la concentration des ions oxoniums : [H3O+] >> [OH-]

L’équation (1) devient : [H3O+] = [A-] (2)

- La conservation de la matière : Ca = [A-] = [AH]

avec (Ca la concentration initiale en acide).

De l’équation (2) on tire : Ca = [H3O+]

pH= -log [H3O+] = -log Ca

II.3.3. pH d’une base forte

Une base B est appelée base forte lorsque sa réaction avec l’eau est quantitative :

B + H2O (l) = BH+ (aq) + HO

- (aq)

Une base forte mise en solution est donc quantitativement convertie en ions hydroxydes.

L’acide conjugué d’une base forte est un acide indifférent. (NH3)


[OH-] = [H3O+] + [BH+

] (1) Puisqu’il s’agit d’une base forte on néglige la concentration des ions oxoniums par rapport

à la concentration des ions hydroxydes : [OH-] >> [H3O+]

L’équation (1) devient : [OH-] = [BH+] (2)

- La conservation de la matière : Cb = [OH-] = [BH+]

avec (Cb : la concentration initiale de la base).

De l’équation (2) on tire : Cb = [OH-]

- Le produit ionique de l’eau Ke = [OH-] [H3O+] = 10-14

[H3O+] =

10−14

[OH−] pH= -log

10−14

[OH−] = -log 10-14 + log [OH-]

pH = 14 + log Cb

II.3.4. pH d’acide faible

HA + H2O A- + H3O+


[H3O+] = [OH-] + [A-] (1)

Puisqu’il s’agit d’un acide on néglige la concentration des ions hydroxydes par rapport à la

concentration des ions oxoniums : [H3O+] >> [OH-]

Acides et bases

6

L’équation (1) devient : [H3O+] = [A-] (2)

- La conservation de la matière : Ca = [A-] + [AH]r à l’équilibre ([AH]r >>[A-])

avec (Ca : la concentration initiale en acide et [AH]r concentration d’acide restante).

Ca = [H3O+] + [AH]r

- La loi d’action de masse : Ka = [A-] [H3O+]/[AH] = [H3O

+]2/[AH]

- log Ka = -log [H3O+]2 /[AH]

pKa = -(log [H3O+]2 – log [AH])

pKa = -2log [H3O+] + log [AH]

pKa = 2pH + log Ca

pH= ½ (pKa -log Ca)

II.3.5. pH d’une base faible

Une base B est appelée base faible lorsque sa réaction avec l’eau est partielle :

B + H2O (l) = BH+ (aq) + HO

- (aq)


[OH-] = [H3O+] + [BH+

] (1) Puisqu’il s’agit d’une base forte on néglige la concentration des ions oxoniums par rapport

à la concentration des ions hydroxydes : [OH-] >> [H3O+]

L’équation (1) devient : [OH-] = [BH+] (2)

- La conservation de la matière : Cb = [B] = [B]r + [BH+] à l’équilibre ([[B]r >> [BH+

])

avec (Cb : la concentration initiale de la base et [B]r concentration de la base restante).

- La loi d’action de masse : Kb = [OH-] [BH+]/[B] = [HO-]2/[B]

- log Kb = -log [HO-]2/[B]

pKb = -(log [HO-]2 – log [B])

pKb = -2log [HO-] + log [B]

pKb = 2pOH + log Cb

pKb = 2(14-pH )+ log Cb

14 - pH = 1/2 (pKb - log Cb)

pH = 14 - ½ (pKb -log Cb)

On a: pKa + pKb = 14 (25°C)

pH = ½ (14+ pKa + log Cb)

Oxydoréduction

L. Ouksel et S. Khellaf

1

Cours de chimie en solution

Oxydoréduction


Oxydoréduction


2

III.1. Définition

Un oxydant : est une espèce susceptible de gagner un ou des électrons.

Un réducteur : est une espèce susceptible de perdre un ou des électrons.

Réduction

Ox + n.e- = Red Oxydation

Ox et Red sont dits conjugués. Ils forment un couple d’oxydoréduction Ox/Red dit couple

redox.

Oxydation : l’oxydation est une perte d’électrons. Na Na+ +1e-

Réduction : la réduction est un gain d’électrons. Fe3+ +1e- Fe2+

Celui qui perd des électrons est l’agent réducteur Red.

Celui qui gagne des électrons est l’agent oxydant Ox.

Pour qu’il y ait échange d’électrons, il faut qu’au moins un élément constitutif de l’espèce

change de nombre d’oxydation.

III.2. Nombre d’oxydation (no) :

Le nombre d’oxydation (ou degré d’oxydation) d’un atome correspond à la

différence d’électrons de valence entre l’atome isolé et l’atome lorsque l’édifice est

formé, toutes les liaisons étant considérées comme purement ioniques.

La somme des nombres d’oxydation est égale à la charge de l’espèce.

Nombre d’oxydation d’un atome dans une molécule simple est égale à zéro.

Nombre d’oxydation d’un atome ou d’une molécule neutre est égale à zéro.

Nombre d’oxydation d’un ion monoatomique ou poly atomique est égale à sa charge.

Somme algébrique des nombre d’oxydation des atomes dans une molécule est égale à zéro.

Somme algébrique des nombre d’oxydation dans un ion composé est égale à sa charge.

III.2.1. Généralisation

Dans la grande majorité des composés, no (H) = +I et no (O) = -III. On en déduit le no

des autres atomes en utilisant le fait que la somme des nombres d’oxydation est égale à la charge

de l’espèce.

Exemple: ion hydrogénosulfate HSO4-

no (S) + no (H) + 4×no (O) = -1

Soit no(S) + 1 – 8 = -1

D’où no (S) = + VII.

Oxydoréduction


3

7

III.2.2. Exception

Exemple: H2O2 no (H) = +I, no (O) = -I, NaH no (Na) = +I, no (H) = -II.

Suivant le composé dans lequel il est considéré, un élément peut prendre de très nombreuses

valeurs de no.

no -III -II -I 0 +I +II +III +IV +V

Azote

(N)

NH3,

NH4+

H2N-NH2 H2NOH N2 N2O NO HNO2,

NO2-

NO2 HNO3,

NO3-

Lorsque le no d’un élément augmente, il subit une oxydation (il perd donc des électrons).

Lorsque le no d’un élément diminue, il subit une réduction (il gagne donc des électrons).

La valeur absolue de la variation du no est égale au nombre d’électrons transférés.

III.3. Réactions d’oxydoréduction

III.3.1. Obtention des demi-équations redox

- Equilibrer l’élément chimique oxydé ou réduit.

- Equilibrer l’élément oxygène O avec des molécules d’eau.

- Equilibrer l’élément hydrogène H avec des ions H+ (aq) (ou des H3O

+).

- Equilibrer la charge (électro neutralité de demi-réaction) avec des électrons e - .

Fe3+ + 1.e- Fe2+ Couple (Fe3+/ Fe2+)

(+III) (+II)

Cl2 + 2.e- 2Cl- Couple (Cl2/ Cl-)

2x (0) 2x (-I)

Dans les deux demi-réactions le no diminue donc on a une réduction.

Cr2O72- Cr3+

Cr2O72- 2.Cr3+

Equilibre d’atome de Cr

Cr2O72- 2.Cr3+

+ 7.H2O Equilibre d’atome de O

Cr2O72- + 14.H+ (aq) 2.Cr3+

+ 7.H2O Equilibre d’atome de H

Cr2O72- + 6.e- + 14.H+ (aq) 2.Cr3+

+ 7.H2O Equilibre de charge

III.3.2. Equilibre des réactions redox

III.3.2.1. Equilibre des réactions redox en milieu acide

Exemple 1 : Réaction de l’oxydation des ions Fe2+ par les ions Cr2O

2- ?

Fe2+ Fe3+ +1.e- Demi-équation A

Cr2O72- +6.e- + 14.H+(aq) 2.Cr3+ + 7.H2O Demi-équation B

Oxydoréduction


4

6.Fe2+ + Cr2O72- + 14.H+

(aq) 6.Fe3+ + 2.Cr3+ + 7.H2O A x (6) + B x (1)

no (+II) no (+VI) no (+III) no (+III)

Exemple 2 :

SO32- + H2O

SO42- + 2H+ + 2.e- Demi-équation A

MnO4- + 3.e- + 4.H+ MnO2 + 2.H2O Demi-équation B

3.SO32- + 2.MnO4

- + 2.H+ 3.SO4

2- + 2. MnO2 + H2O A x (3) + B x (2)

no (+IV) no (+VII) no (+VI) no (+IV)

III.3.2.2. Equilibre des réactions redox en milieu basique

Étape 1 : Écrire la demi-équation du couple en milieu acide.

3.SO32- + 2.MnO4

- + 2.H+ 3.SO4

2- + 2. MnO2 + H2O

Étape 2 : Ajouter les ions OH- de part et d’autre du signe égal.

Il y a 2 ions H+ à gauche, il faut donc ajouter à droite comme à gauche 2 ions OH-.

3.SO32- + 2.MnO4

- + 2.H+ +2.OH- 3.SO4

2- + 2. MnO2 + H2O+ 2. OH-

Étape 3 : Faire apparaitre les molécules d’eau.

3.SO32- + 2.MnO4

- + 2.H2O 3.SO4

2- + 2. MnO2 + H2O+ 2. OH-

Il y a deux molécules d’eau à gauche et une molécule d’eau à droite, il faut simplifier cette

équation en enlevant une molécule d’eau de chaque côté.

3.SO32- + 2.MnO4

- + H2O 3.SO4

2- + 2. MnO2 + 2. OH-

III.4. Potentiel redox

III.4.1. Pile

Une pile est un générateur électrique qui résulte de l’association par une jonction

électrolytique (pont salin, paroi poreuse, électrolyte fixé dans un gel…) de 2 demi- piles.

Chaque demi-pile est siège soit d’une oxydation soit d’une réduction.

Une demi-pile est l’ensemble constitué par les deux espèces Ox et Red d’un couple

redox en contact avec un conducteur (le conducteur peut éventuellement être l’une des

espèces Ox ou Red du couple considéré).

On appelle électrode le conducteur assurant la jonction avec le circuit extérieur.

Exemples :

Oxydation

Réduction

Oxydation

Réduction

Oxydoréduction


5

- Lame d’argent plongeant dans une solution contenant des ions Ag+.

- Lame de cuivre plongeant dans une solution contenant des ions Cu2+.

- Lame de zinc plongeant dans une solution contenant des ions Zn2+.

- Fil de platine plongeant dans une solution contenant des ions Fe3+ et Fe2+.

Dans une Pile OxydAtion

Electrode Anode

réduCtion Cathode

Figure III.1 : Pile Daniell.

Le pont salin c’est une solution gélifié de KCl les ions K+ et Cl- sont chimiquement

inertes, n’interviennent pas dans la réaction redox qui est la source de l’énergie électrique.

La force électromotrice (f.e.m) d’une pile, notée E, est la différence entre les deux

potentiels des électrodes (oxydation et réduction) de la pile à courant nul.

III.4.2. Potentiel redox

III.4.2.1. Définition

Le potentiel d’oxydoréduction d’un couple E, aussi appelé potentiel d’électrode ou

potentiel redox est égal à la f.e.m d’une pile dans laquelle :

Une demi-pile est celle du couple redox considéré. L’autre demi-pile est une demi-pile de

référence dite électrode standard à hydrogène (ESH). Electrode standard à hydrogène (ESH) :

lame de platine plongeant dans une solution de pH=0 mais se comportant comme une solution

diluée, et dans laquelle barbote du dihydrogène H2(g) à la pression de 1 bar.

III.4.2.2. Potentiel standard E0

Oxydoréduction


6

C’est le potentiel redox lorsque tous les constituants de la demi-pile du couple redox

sont dans leur état standard.

Par convention, et pour toute température, E0 (H+ (aq) / H2 (g)) = 0V.

E(ESH) = 0V.

Tableau III.1 : Exemples de potentiel standard.

Ox/Red F2(g)/F- H2O2/H2O MnO4-/Mn2

+ Cr2O7-/Cr 3+ O2(g)/H2O H+/H2(g)

E0(V) +2,87 +1,77 +1,51 +1,33 +1,23 0,00

Ox/Red Pb2+/Pb Ni2+/Ni Fe2+/Fe Al3+/Al Mg2+/Mg Li+/Li

E0(V) -0,13 -0,26 -0,44 -1,68 -2,36 -3,04

III.4.3. Formule de Nernst

Permet d’accéder, par le calcul, à la valeur du potentiel redox d’un couple dans des

conditions données.

a.Ox + n.e- b.Red

EOx/Red = EOx/Red0 +

RT

nFln

[Ox]a

[Red]b

EOx/Red0 : Potentiel standard.

R : Constante des gaz parfait. 8,314 J/K/mol.

T : Température en Kelvin.

n : Nombre d’électrons échangés.

F : Constante de Faraday 1F = 96500 C /mol.

[Ox] : Concentration de l’oxydant.

[Red] : Concentration du réducteur.

A 25°C (298K)


0,0256

nln

[Ox]a

[Red]b

ln (x) = ln 10 × log (x) ≈ 2,3 × log (x). L’équation devient :


0,059

nlog

[Ox]a

[Red]b EOx/Red0 +

0,06

nlog

[Ox]a

[Red]b

Exemples :

Fe3+ + 1.e- = Fe2+ E = EFe3+/Fe2+

0 + 0,06 log[𝐹𝑒3+]1

[Fe2+ ]1

Cu2+ + 2.e-

= Cu (s) E = ECu2+/Cu 0 +

0,06

2log [𝐶𝑢2+]

Oxydoréduction


7

Cl2 (g) + 2.e- = 2 Cl- E = ECl2(g)/Cl−

0 + 0,06

2log

𝑃𝐶𝑙2

[𝐶𝑙− ]2

Cr2O72- + 6.e- + 14.H+ (aq) 2.Cr3+

+ 7.H2O

𝐸 = 𝐸𝐶𝑟2𝑂72−/𝐶𝑟3+

0 + 0,06

6log

[𝐶𝑟2𝑂72−]1𝑋[𝐻+]14

[𝐶𝑟3+ ]2

III.4.3. Application de la loi de Nernst à la pile Daniell

𝐸Zn2+/Zn0 = −0,76 𝑉

𝐸Cu2+/Cu0 = +0,34 𝑉

𝐸Cu2+/Cu0 > 𝐸Zn2+/Zn

0

Donc l’oxydation à l’anode ⊖: Zn Zn2+ +2.e-

Et la réduction à la cathode ⊕ : Cu2+ + 2.e- Cu

L’équation de Nernst :

𝐸⊕ = ECu2+/Cu 0 +

0,06

2log [𝐶𝑢2+]

𝐸⊕ = 0,34 + 0.03 log [𝐶𝑢2+]

𝐸⊖ = EZn2+/Zn 0 +

0,06

2log [𝑍𝑛2+]

𝐸⊖ = −0,76 + 0,03 log [𝑍𝑛2+]

III.4.3.1.La force électromotrice (f.e.m)

La force électromotrice est la différence entre le potentiel de la réaction de réduction et

le potentiel de la réaction d’oxydation, ou bien le potentiel de la réaction globale

d’oxydoréduction.

a.Ox1 + n.e- b.Red1 c.Red2 d.Ox2 + n.e-

𝐸⊕ = E⊕0 +

0,06

nlog

[Ox1]a

[Red1]b 𝐸⊖ = E⊖

0 + 0,06

nlog

[Ox2]d

[Red2]c

a.Ox1 + c.Red2 d.Ox2 + b.Red1

𝑓. 𝑒. 𝑚 = ∆𝐸 = 𝐸⊕ − 𝐸⊖ = E⊕0 − E⊖

0 + 0,06

nlog

[Ox1]a[Red2]c

[Red1]b[Ox2]d

III.4.3.2. Constante d’équilibre redox

A l’équilibre la pile s’arrête de fonctionner : ∆E = 0

a.Ox1 + c.Red2 d.Ox2 + b.Red1

Oxydoréduction


8

𝐾 =[Ox2]d[Red1]𝑏

[Red2]c[Ox1]a

∆𝐸 = 𝐸⊕ − 𝐸⊖ = 0 = E⊕0 − E⊖

0 + 0,06

nlog

[Ox1]a[Red2]c

[Red1]b[Ox2]d

0 = E⊕0 − E⊖

0 − 0,06

nlog

[Ox2]d[Red1]𝑏

[Red2]c[Ox1]a

0 = E⊕0 − E⊖

0 − 0,06

nlog 𝐾

E⊕0 − E⊖

0 = ∆𝐸0 → ∆𝐸0 = 0,06

nlog 𝐾 → log 𝐾 =

𝑛. ∆𝐸0

0,06

𝐾 = 10𝑛.∆𝐸0

0,06 𝐶𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑′é𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑒

𝑓. 𝑒. 𝑚 = ∆𝐸0 − 0,06

nlog 𝐾

III.4.3.3. Schéma d’une pile

On schématise une pile comme suit :

⊖ Pt/Red1, Ox1//Ox2, Red2/Pt ⊕

⊖ Pt/Fe2+, Fe3+// Ag+, Ag /Pt⊕

⊖ Zn/Zn, Zn2+// Cu2+, Cu /Cu ⊕ Pile Daniell

Chimie Organique


1

Cours de chimie Organique


Chimie Organique


2

Chapitre IV : Chimie Organique

IV.1. Introduction

La chimie organique est la chimie des composés du carbone et d’hydrogène. Ces

composés comportent aussi des hétéroatomes comme l’oxygène, l’azote, d’halogène,

phosphore, soufre, de métaux et non-métaux.

La chimie organique est la source de presque la moitié de l’activité industrielle mondiale

(fabrication du plastique, des verres, des colles, des textiles, parfums, des colorants). Par

ailleurs, la chimie organique constitue un outil indispensable au biologiste, elle lui permet de

mieux comprendre les phénomènes en biochimie, ainsi qu’en pharmacologie et en agro-

alimentaire.

IV.2. Caractérisation d’un composé organique

Un composé organique est caractérisé par une formule chimique qui peut être brute,

développée, semi-développée, compacte et topologique.

IV.2.1. Formule brute d’un composé organique

La formule brute d’un composé organique est constitué de x atomes de carbones, y

atomes d’hydrogène et z atomes d’oxygène s’écrit de la manière suivante :

Cx Hy Oz : C4H8, C8H6O2

Cette formule est insuffisante pour définir un composé. Elle ne précise pas suivant quel

enchainement sont liés les atomes.

IV.2.2. Formule développée d’un composé organique

La formule développée d’un composé organique permet de donner les positions relatives

des atomes dans la molécule considérée figure IV.1.

Figure IV.1 : Formule développée du propane.

IV.2.3. Formule semi-développée d’un composé organique

La formule semi-développée est utilisée lorsque la formule développée devient

encombrante. Dans le cas du butane par exemple, la formule semi-développée de celui-ci est

donnée par la figure IV.2.

CH3-CH2-CH2-CH3

Figure IV.2 : Formule semi-développée du butane.

Chimie Organique


3

IV.2.4. Formule compacte d’un composé organique

La formule compacte d’un composé organique simplifie l’écriture des formules

développées, les liaisons ne sont pas représentées et les groupes identiques sont mis entre

parenthèses avec un indice qui indique leur multiplicité.

CH3 (CH2)3 CH3

Figure IV.3 : Formule compacte du pentane.

IV.2.5. Formule topologique

Permet de pousser encore plus loin la simplification de l’écriture. Les liaisons carbone-

carbone sont représentées par seule trait, les doubles liaisons par deux traits et les triples liaisons

par trois traits. Les groupements fonctionnels et les hétéroatomes sont représentés ainsi que

leurs liaisons.

(a)

(b)

Figure IV.4 : Formule topologique du (a) pentane et (b) 5-chlorohexan-2-one.

IV.2.6. Squelette

IV.2.6.1.Chaines linéaires

IV.2.6.2. Chaines ramifiées

IV.2.6.3. Chaines cycliques

IV.3. Nomenclature

Afin de nommer des entités chimiques, des règles très précises ont été données par un

organisme international appelé IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry).

IV.3.1. Alcanes

Chimie Organique


4

Sont des hydrocarbures saturés acyclique leurs nomenclature est : préfixe correspondant

au nombre de carbone de la chaine plus la terminaison ane de formule brute CnH2n+2.

Tableau IV.1 : Préfixes de quelques chaines de carbone.

Nombre

de carbone

Préfixe Nombre

de carbone

Préfixe Nombre

de carbone

Préfixe

1 Méth 7 Hept 13 Tridécane

2 Eth 8 Oct 20 Eicosane

3 Prop 9 Non : :

4 But 10 Déc 30 Triacontane

5 Pent 11 Undéc : :

6 Hex 12 Dodéc 40 Tetracontane

Exemple : CH3-CH2-CH2-CH3 comporte 4 carbones Préfixe : But + terminaison ane = Butane

IV.3.1.1. Alcanes ramifiés acycliques

La chaine principale est celle qui possède le plus grand nombre de carbone (elle n’est

pas toujours écrite en ligne droite).

Les indices indiquant la position des substituants doivent être les plus petits possibles.

Le nom des substituants ne prend pas de ane mais la terminaison yle.

Les noms des substituants sont placés avant le groupe principal.

S’il y a plusieurs substituants, ils seront placés par ordre alphabétique.

S’il y a des substituants identiques : 2 = Di, 3= Tri, 4 = Tétra…, n’entrent pas dans

l’ordre alphabétique. Les termes iso, sec, tertio, cyclo…, entrent dans l’ordre

alphabétique.

S’il existe plusieurs chaînes d’égales longueurs susceptibles de constituer la chaine

principale on choisit :

a) Celle qui porte le plus grand nombre de substituants.

b) Lorsque deux ou plusieurs chaînes vérifient la condition (a), on choisit celle pour

laquelle les substituants ont les indices les plus petits.

c) Lorsque deux ou plusieurs chaînes vérifient la condition (b), on choisit celle pour

laquelle les indices les plus faibles sont donnés aux substituants nommés les

premiers par ordre alphabétique.

Exemple :

Chimie Organique


5

IV.3.1.2. Nomenclature des radicaux complexes ou ramifiés

Le principe de la nomenclature des radicaux complexes ou ramifiés est identique à celui

utilisé dans le cas des alcanes à substituants linéaires, la seule différence réside dans la

numérotation.

1) L’atome de carbone ayant la valence libre porte le numéro 1’.

2) Le nom du radical complexe est considéré à partir de la première lettre, c'est-à-dire

les termes Di, Tri, Tétra…, entrent dans l’ordre alphabétique.

3) Dans le cas où le nom de radicaux complexes sont composés de mots identiques, la

priorité de citation est donnée au radical qui possède l’indice de position le plus

faible dans son squelette à l’occasion de la première différence.

4) Pour indiquer la multiplicité des radicaux complexes (ramifiés), on utilise les termes

Bis, Tris, Tetrakis, Pentakis…, ces préfixes ne rentrent pas dans l’ordre

alphabétique.

5) Le nom du radical complexe est mis entre parenthèses précédé d’un indice de

position.

IV.3.1.3. Nomenclature des radicaux les plus courants

Isopropyle

Secbutyle

Isobutyle

Tertiobutyle

Néopentyle

Exemples :

Chimie Organique


6

N.B : Selon l’ordre alphabétique, les termes méthyl sont identiques, cependant le

substituant méthyl est prioritaire sur le méthylpropyl.

IV.3.2. Les alcanes cycliques

Les alcanes cycliques sont simplement désignés par le préfixe cyclo suivi du nom de

l’alcane linéaire correspondant aux nombres de carbones du cycle : cyclopropane,

Chimie Organique


7

cyclopentane, cyclohexane…

Quand le cyclo alcane est un radical il devient : cyclopropyl, cyclopentyl, cyclohexyl…

Exemples :

IV.3.3.Composés insaturés acyclique

IV.3.3.1.Les alcènes

Le nom d’un composé insaturé avec double liaison de formule brute CnH2n est formé

par le préfixe du composé saturé avec le changement de la terminaison ane par éne. S’il y a

plusieurs doubles liaisons le suffixe éne est précédé par l’indice de position de la double liaison

puis de Di, Tri, Tétra…

Sens de la numérotation est du côté le plus proche de la double liaison.

Exemple :

Chimie Organique


8

IV.3.3.2.Les radicaux issus des alcènes

Le nom du radical s’obtient en remplaçant la terminaison éne par ényle.

CH2=CH- éthényle

CH3-CH=CH- propényl.

IV.3.3.3. Composés monocyclique insaturés

Désigné par le préfixe cyclo suivi du nom de l’alcène.

IV.3.3.4. Les alcynes

Le nom d’un composé insaturé avec triple liaison de formule brute CnH2n-2 est formé par

le préfixe du composé saturé avec le changement de la terminaison ane par yne. Les règles de

la nomenclature sont identiques à celles utilisées pour les alcènes, sauf que la position de la

triple liaison impose le sens de la numérotation. S’il y a plusieurs triples liaisons le suffixe yne

est précédé par l’indice de position des triples liaisons puis de Di, Tri, Tétra…

IV.3.3.5. Les radicaux issus des alcynes

Le nom du radical s’obtient en remplaçant la terminaison yne par ynyle.

IV.3.3.6. Composés ayant des doubles et triples liaisons

La fonction alcène est prioritaire sur la fonction alcyne. La chaine principale contient le

maximum de doubles et triples liaisons.

IV.3.3.3. composés monocyclique aromatique

Un composé cyclique est aromatique lorsqu’il possède des doubles liaisons alternées.

Chimie Organique


9

Le plus simple étant le benzène C6H6.

Les noms commerciaux du benzène

Méthyl benzène

Toluène

Isopropyle Benzène

Cumène

Styrène

Durène

Si le noyau benzénique comporte deux substituants on peut utiliser la terminologie ortho (o),

méta (m) et para (p) au lieu des indices.

Les radicaux dérivés des hydrocarbures benzéniques les plus utilisés sont :

IV.3.4. Nomenclature des fonctions organiques

IV.3.4.1.Dérivés halogénés

Les halogènes sont le fluor F, chlore Cl, le brome Br et l’iode I, ils sont désignés par le

symbole X. On nomme les dérivés halogénés en faisant précéder le nom de l’hydrocarbure

correspondant des préfixes : fluoro, chloro, bromo et iodo précédés eux même des indices de

position.

Perfluoroéthane

Chimie Organique


10

Le préfixe (per) indique que tous les hydrogènes de la molécule sont remplacés par un halogène.

IV.3.4.2. Alcools

Les alcools ont pour formule générale R-OH, OH est le groupe hydroxyle. On les

nomme en faisant suivre le nom de l’hydrocarbure correspondant de la terminaison ol (on

supprime le e muet final de l’hydrocarbure) précédé de l’indice de position de la fonction qui

doit être le plus faible possible. Si la molécule contient plusieurs fonctions alcool, la terminaison

sera (diols, triols…) et l’hydrocarbure conservera son (e) muet. Le degré de substitution du

carbone porteur de groupe OH permet de distinguer trois classes d’alcools.

Si la fonction alcool n’est pas prioritaire elle est désignée par le préfixe hydroxy.

Exemples :

IV.3.4.3. Ethers oxydes

Les éthers ont pour formule générale R-O-R (symétrique) ou R-O-R’ (mixte). Pour les

nommer, on détermine un nom de base qui est celui de l’hydrocarbure correspondant au groupe

R prioritaire, c'est-à-dire le groupe qui contient le plus grand nombre de carbones ou une

insaturation ou une fonction. Le groupe RO- groupe alkoxy qui contient l’autre R est considéré

comme un substituant.

H3C-O-CH2-CH3

Méthoxyéthane

H3C-CH2-O-CH= CH-CH3

Ethoxypropéne

Chimie Organique


11

On peut aussi nommer les éthers-oxydes en faisant précéder les noms des groupes R et R’ de

terme oxyde de…Les groupes alkyles sont nommés dans l’ordre alphabétique et cette

appellation est surtout utilisée pour les éthers symétriques.

H3C-O-CH=CH2

Oxyde de méthyl et vinyle

H3C-H2C-O-CH2-CH3

Oxyde de diéthyl

IV.3.4.4. Aldéhydes

Les aldéhydes ont pour formule générale (R- CHO).

a) Le nom d’un aldéhyde acyclique est formé en ajoutant la terminaison al (ou dial, trial,…) au

nom de l’hydrocarbure correspondant. Le carbone du groupe CHO porte le numéro 1 et l’indice

de position de la fonction est généralement omis.

b) Les aldéhydes cyclique dans lesquels la fonction est liée directement au cycle, sont nommées

en ajoutant la terminaison carbaldéhyde au nom du cycle.

c) Si la fonction aldéhyde n’est pas prioritaire elle est désignée par le préfixe formyle

O

OH

CH3

O

Acide 4-formyl-3-méthyl butanoïque

VI.3.4.5. Cétones

Les cétones ont pour formule générale R-CO-R (symétriques) ou R-CO-R’ (mixtes).

a) Le nom d’une cétone se forme en ajoutant la terminaison one, précédé de l’indice de position,

à celui de l’hydrocarbure correspondant. La chaine principale est la chaine la plus longue qui

contient le groupe CO.

b) Si les groupes R et R’ sont simples, on peut aussi nommer les cétones en faisant suivre

leurs noms dans l’ordre alphabétique du mot cétone.

Chimie Organique


12

c) Lorsque la fonction cétone n’est pas prioritaire, le groupe CO est alors appelé oxo.

VI.3.4.6. Amines

Une amine est un composé organique dérivé de l’ammoniac NH3 dont au moins un

atome d’hydrogène est remplacé par un groupe carboné. Il existe trois classes d’amines :

a) Les amines primaires sont nommés en ajoutant la terminaison amine au groupe R, si R est

ramifié, sa chaine principale doit contenir le carbone lié à –NH2 et qui porte l’indice 1.

b) Lorsque les amines secondaire et tertiaire sont symétriques (les groupe R identiques), elles

sont nommées comme les amines primaires précédés des préfixes : di, tri, tétra…

c) Dans le cas où les amines sont mixtes (groupes R non identiques), elles sont considérées

comme des dérivés de l’amine primaire qui comporte le groupe R le plus long ou le plus

complexe. On place les noms des autres groupes devant celui de l’amine primaire en les faisant

précéder de la lettre N.

Chimie Organique


13

Lorsque la fonction amine n’est pas prioritaire, le groupe NH2 est alors appelé amino.

IV.3.4.7. Acides carboxyliques

Ce sont des composés organiques comportant le groupe carboxyle lié à un groupement

aliphatique R ou un groupe aromatique Ar.

On les nomme en faisant suivre le mot acide de nom de l’alcane de même squelette carboné

ou le « e » final est remplacé par le suffixe « oïque ».

Acide 2-méthyl but-3-én-1-oïque Acide 2-methylbut-1,4-dioïque

Quand, dans un composé polyfonctionnel, plusieurs groupes carboxyliques se répartissent sur

plusieurs chaines, le préfixe carboxy est utilisé pour désigner la fonction appartenant à une

ramification.

Ce sont des composés qui contiennent le groupe carboxyle COOH.

a) En série acyclique, les acides sont nommés en faisant suivre le nom de l’hydrocarbure

correspondant de la terminaison oïque (dioïque, trioïque…), et en le faisant précéder du mot

acide. Le carbone du groupe COOH porte toujours l’indice 1, car la fonction acide est la plus

prioritaire Tableau IV.1.

Chimie Organique


14

b) En série cyclique, les acides dont la fonction est directement liée à un cycle sont nommés en

faisant suivre le mot acide du nom de l’hydrocarbure cyclique correspondant auquel est ajouté

le suffixe carboxylique.

c)De nombreux acides portent des noms d’usage tels :

IV.3.4.8. Esters

Ils résultent de la réaction des acides avec les alcools :

Les esters ont deux chaines carbonées séparées par un atome d’oxygène. Les deux

chaines doivent être nommées séparément ; dans la dénomination d’un ester apparait deux

termes : l’un alkanoate, l’autre un groupe alkyle.

Chimie Organique


15

IV.3.4.9. Halogénures d’acide

La substitution dans un acide carboxylique, du groupe OH par un halogène X engendre

un halogénure d’acide de formule générale R- CO-X.

Les halogénures d’acide sont nommés en faisant précéder le nom de l’hydrocarbure

correspondant du terme : Halogénure de, et la terminaison oïque devient oyle.

VI.3.4.10. Amides

La substitution dans un acide carboxylique, du groupe OH par un groupe NH2 engendre

un amide primaire R-CO-NH2. Les hydrogènes peuvent être remplacés par des groupes alkyles.

Lorsque l’amide est substitué R-CO-NR’-R’’, on énonce les noms des groupes alkyles devant

celui de l’amide en les faisant précéder de la lettre N.

IV.3.4.11. Nitriles

Les nitriles ont pour formule générale R-C≡N, on les nomme en ajoutant la terminaison

nitrile au nom de l’hydrocarbure correspondant.

H3C-CH=CH-CH2-C≡N pent-3-éne nitrile

On peut aussi nommer les nitriles en faisant précéder le nom du radical R du terme cyanure

de, mais dans ce cas le groupe C≡N ne fait pas partie de la chaine principale.

Chimie Organique


16

Lorsque la fonction nitrile n’est pas prioritaire, le groupe C≡N est alors appelé cyano.

Les composés à fonction mixtes comportent dans la même molécule des fonctions

différentes. On choisit la chaine la plus longue qui contient la fonction principale. Celle-ci est

désignée par un suffixe et le sens de la numérotation de la chaine principale est choisi de façons

à lui donner l’indice le plus petit possible, les autres fonctions présentes sont désignées par des

préfixes qui sont indiqués dans le tableau IV.1.

Tableau IV.2 : Classement des fonctions par priorité.

Fonction Formule Préfixe Non prioritaire Suffixe Prioritaire

Acide

carboxylique

R-COOH Carboxy… Acide…oïque

Ester R-COOR’ Alcoxycarbonyl… ...oate de …yle

Halogénures

d’acide

R-COOX Halogénocarbonyl

Halogénure…oyle

Amides R-CO-NH2 …amido …amide

Nitriles R-C≡N Cyano… …nitrile

Aldéhydes R-CHO Formyl… …al

Cétones R-CO-R Oxo… …one

Alcools R-OH Hydroxy… …ol

Amines R-NH2 …amino …amine

oxydes R-O-R’ Alkoxy… Oxyde de …

Alcènes -CH=CH- - …éne

Alcynes -C≡C- - …yne

Alcanes CH3-CH2- - …ane

Halogénures R-X Halogéno…

IV.4. Stéréochimie

La stéréochimie est le domaine de la chimie qui étudié l’architecture et la conformation

tridimensionnelle des molécules, ainsi que leurs conséquences sur les propriétés physico-

chimiques. Les composés qui ont la même formule brute mais des formules développées

différentes sont appelés « des isomères ». Ils diffèrent par la nature des liaisons chimiques

(isomérie plane) ou par l’arrangement spatial des atomes (stéréo-isomérie).

IV.4.1. Isomérie plane

Deux isomères plans sont des isomères qui ont la même formule brute mais des formules

semi-développées différentes. Ces cas d’isoméries pouvant être représentés par des schémas

Chimie Organique


17

plans. Cette isomérie peut être de chaine, de position ou de fonction.

IV.4.1.1.Isomérie de chaîne

Dans ce cas l’enchainement des carbones est différent exemple C4H10

H3C-CH2-CH2-CH3

n-butane

2-méthyl propane

IV.4.1.2 Isomérie de position

Dans ce cas on trouve la même fonction mais occupe des positions différentes :

IV.4.1.3. Isomérie de fonction

Si les isomères diffèrent par la fonction chimique présente dans la molécule, on dit

qu’il s’agit d’isomère de fonction. C’est le cas des trois molécules suivantes qui répondent

toutes à la formule brute C4H8O. La première est un alcool, la deuxième un aldéhyde et la

troisième un éther-oxyde.

Cas particulier la tautomérie :

Un cas particulier d’isomérie de fonction est la tautomérie. C’est la relation entre deux

formes tautomères qui sont en équilibre et qui concerne un déplacement ou migration d’un

atome d’hydrogène et d’une liaison ou encore une transposition d’une liaison d’un groupe

fonctionnel. Exemple C2H4O.

IV.4.2. Représentation perspective (cavalière)

On appelle conformation d’une molécule les différentes dispositions des substituants

qui la composent, par suite de la libre rotation autour d’une liaison C–C.

Chimie Organique


18

On prend comme exemple l’éthane CH3-CH3 :

Cette représentation est aussi très utilisée pour les molécules cycliques :

IV.4.3. Représentation projective ou de Cram

Dans la représentation projective de Cram, les liaisons sont soit dans le plan de projection,

soit en avant ou en arrière de ce plan.

Liaison dans le plan de projection.

Liaison en arrière du plan.

Liaison en avant du plan.

IV.4.4. Projection de Newman

C’est une représentation dans laquelle on regarde selon l’axe de la liaison C-C suivant

un plan de projection orthogonal à l’axe de la liaison dont ils sont projetés en même point ; les

deux carbones sont représentés par un centre et un cercle. En outre les liaisons forment des

angles de 120° entre elles.

Chimie Organique


19

IV.4.5. Projection de Fischer

Toute les liaisons de cette représentation sont projetées selon des traits verticaux en

arrière du plan et horizontaux en avant du plan. La chaîne principale la plus longue doit être

présentée verticalement dont le substituant qui contient le degré d’oxydation le plus élevé est

placé en haut de la molécule. Cette représentation est généralement utilisée avec les sucres et

les acides aminés.

IV.5. Stéréo-isomères géométrique

Une double liaison C=C correspond à des carbones Sp2. L’existence de la liaison

double empêche la libre rotation de l’axe C=C. Il résulte l’existence de deux configurations

distinctes appelées Stéréo-isomères géométrique.

IV.5.1. Isomérie Cis-Trans

Le 1,2-dichlorométhane présente deux Stéréo-isomères :

Chimie Organique


20

ClCl

CH3 CH3

Cis

Cl

CH3 Cl

CH3

Trans

IV.5.2. Isomérie Z-E

La diastéréoisomérie Z-E traduit les relations stériques par rapport à une ou plusieurs

doubles liaisons.

1ère étape : On classe 2 à 2, par ordre de priorité décroissante, les groupes sur chaque C de

la double liaison, grâce aux règles séquentielles de Cahn-Ingold-Prelog.

CH3 > H et Cl > CH2CH3

2ème étape : On compare la position respective des 2 groupes prioritaires :

- S’ils sont du même côté, la double liaison est Z (Zusammen = ensembles) ;

- S’ils sont de part et d’autre, l’isomère est E (Entgegen = opposés).

Exemple :

IV.6. Stéréo-isomérie de configuration (chiralité)

Deux stéréo-isomères (même formule semi-développée mais structures spatiales

différentes) sont dits stéréo-isomères de configuration s’il est nécessaire de rompre des

liaisons pour passer de l’un à l’autre.

IV.6.1. La chiralité

Une molécule est dite chirale si et seulement si elle n’est pas superposable à son image

dans un miroir plan.

Chimie Organique


21

Ces deux molécules non superposables sont deux molécules chirales. La chiralité est

due à la présence d’un carbone asymétrique (noté C*, il porte 4 substituants différents).

Deux énantiomères ont toutes les propriétés physiques identiques à l’exception de leur

pouvoir rotatoire (les énantiomères n’interagissent pas de la même façon sur une onde plane

polarisée rectilignement).

Une molécule capable de changer la direction de polarisation d’une onde plane polarisée

rectilignement est dite optiquement active. Condition nécessaire et suffisante pour qu’un

composé soit optiquement actif : il doit être chiral.

Deux énantiomères sont optiquement actifs et si le pouvoir rotatoire de l’un vaut α

alors celui de l’autre énantiomère vaudra –α. Si α = 0, soit la molécule est achirale, soit il

s’agit d’un mélange racémique (mélange de deux Énantiomères à 50-50).

IV.6.1.2. Notations R et S : règles de Cahn-Ingold-Prelog (CIP)

Un carbone comportant quatre substituants différents présentes deux configurations

distinctes. Pour distinguer celles-ci, une règle introduite par Cahn-Ingold-Prelog associe à un

centre d’asymétrie un symbole R ou S.

a) On classe les quatre substituants du carbone asymétrique considéré par ordre de priorité

décroissante.

Règle 1 : On classe les atomes directement reliés au C* étudié par numéro atomique

décroissant.

Chimie Organique


22

Z (35Br) > Z (8O) > Z (12C) > Z (1H)

Règle 2 : Quand deux substituants sont liés au C* par des atomes identiques, on considère les

atomes en deuxième position. Celui de numéro atomique le plus élevé a priorité :

Le substituant CH3 ne porte en deuxième position que des atomes d’hydrogène, alors

que CH2OH porte des atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène. Celui-ci est prioritaire. D’où

le classement des substituants sur C* : OH > CH2OH > CH3 > H

Règle 3 : Si l’atome situé en deuxième position est lié au premier par une double liaison, on

considère celle-ci ouverte. On affecte à chaque atome de la double liaison son partenaire appelé

fantôme.

b) Pour obtenir la configuration absolue du C*, « regarder » la molécule selon l’axe C-4 avec

le groupement 4 en arrière. Si pour passer de 1 à 2 à 3, on tourne, dans le sens des aiguilles

d’une montre, le C* est R (rectus), dans le sens inverse des aiguilles d’une montre, le C* est S

(sinister).

Chimie Organique


23

Généralisation pour 2 C* : 4 stéréo-isomères

cours de chimie en solution les acides et les bases...ii.3. calcul du ph des acides et des bases...

Documents