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Titre: Fonctions_cours_PM_3_light
Auteur: marchand-p

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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.



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