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Structure des molécules organiques
Chapitre 1
Les molécules organiques ne comportent le plus souvent qu’un très petit nombre d’atomes
différents. La plus part des composés organiques ne renferment que du carbone et de
l’hydrogène et par ordre décroissant :
Les éléments : O, N
Des non métaux : Cl, Br, I, S, P….
Des métaux : Na, Mg, Li, Zn, Cd, Pb,….
Nous proposons d’étudier dans ce chapitre la façon dont les différents atomes sont liés les
uns par rapport aux autres, ainsi que la représentation plane des molécules organiques.
I) Les liaisons dans les molécules organiques :
1) Orbitale atomique :
a) Définition :
Une orbitale atomique indique la probabilité de présence d'un électron autour du noyau
d'un atome isolé. Elle dépend de la fonction d'onde de l'électron (et plus précisément de son
module au carré), déterminée par l'équation de Schrödinger.
L’état d’un électron dans un atome est fonction de quatre paramètres discrets qui sont des
nombres quantiques.
Parmi ces quatre paramètres les indices n, l et m sont les trois nombres quantiques décrivant
une orbitale atomique de l’électron ; ce sont des entiers sans dimension, dont la
combinaison avec le numéro atomique du noyau permet de définir le niveau d’énergie de
l’électron dans cet état quantique :
-
Le nombre quantique principal n avec n ≥ 1
-
Le nombre quantique secondaire ou azimutal avec 0 ≤ l ≤ n-1
-
Le nombre quantique tertiaire ou magnétique m avec -l ≤m ≤+l
-
Le quatrième nombre quantique magnétique appelé spin noté S : deux
valeurs sont possibles +1/2 et -1/2
Les nombres quantiques principal et secondaire (ou azimutal) définissent ce que l’on appelle
une sous couche électronique que l'on note souvent en accolant la valeur numérique de n et la
lettre associée à l. Quelques exemples :

l'orbitale de paramètres n=1 et l=0 forme la sous-couche électronique 1s ;
-2

l'orbitale de paramètres n=2 et l=0 forme la sous-couche électronique 2s ;
les orbitales de paramètres n=2 et l=1 forment la sous-couche électronique 2p ;
Pour l = 0, m = 0, 1 orbitale atomique s, forme sphérique
Pour l=1, m=-1, 0, +1 orbitales atomiques px, py, pz
Connaissant le numéro atomique d’un atome donné, on peut remplir ses niveaux d’énergie.
Cependant, l’ordre de remplissage des orbitales par les électrons est régi par 3 règles
essentielles :
-
les électrons occupent d’abord les orbitales atomiques de plus basse
énergie
-
chaque orbitale ne peut comporter plus de 2 électrons avec des spins
anti parallèles
-
les électrons occupent le maximum d’orbitaux atomique de mêmes
niveaux d’énergie
Exemple :
L’atome de carbone à la configuration électronique suivante (z=6) 1s 2 2s2 2p2
L’atome de carbone a 6 électrons dont 4 sur sa couche externe. Sa structure électronique est
la suivante:
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Cette configuration électronique ne permet pas d’expliquer la tétravalence du carbone.
L'hybridation du carbone permet d'expliquer la géométrie des molécules organiques et la
nature des liaisons au sein des molécules organiques
b) hybridation des orbitales atomique du carbone :
Lorsque deux atomes se lient entre eux pour former une liaison covalente, chaque atome
participe avec un électron de sa couche externe.
L’atome de carbone forme toujours 4 liaisons or la configuration électronique donnée cidessus ne peut donner seulement que deux liaisons.
Il faut donc envisager le carbone dans un état excité avec la formation d’orbitale hybride.
Dans cette configuration, on remarque que les quatre électrons célibataires du carbone ne
sont pas dans le même état énergétique, l'un est un électron "s" alors que les trois autres
sont des électrons du type p. Le carbone devrait alors former trois liaisons orientées selon
les trois axes orthogonaux Ox, Oy et Oz avec ses trois orbitaux p et une quatrième liaison
sans orientation déterminée. Or l'expérience montre que dans la molécule de CH4, les 4
liaisons sont identiques et indiscernables. Elles sont dirigées vers les sommets d'un tétraèdre
régulier dont le centre est occupé par le noyau du carbone
La combinaison linéaire d’orbitale atomique (CLOA) conduit à la formation d’orbitaux
hybrides.
Hybridation du carbone
Hybridation sp3 : les orbitales p et s de la couche externe du carbone vont se recombiner
pour former 4 orbitales hybrides sp3. La géométrie de cet état d’hybridation est un tétraèdre et
correspond au groupe d’arrangement AX4 dans la théorie de Gillespie (VSEPR). Les liaisons
forment entre elles un angle de 109°28’.
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Hybridation sp3 du carbone
Exemple : le méthane
Le carbone de la molécule de méthane forme 4 liaisons simples avec 4 atomes d’hydrogène
par recouvrement des 4 orbitales sp3 avec les orbitales 1s de l’hydrogène.
Hybridation sp2 : cet état permet la formation des doubles liaisons par recouvrement latéral
des orbitales p non hybridées. Les 3 orbitales hybrides sp2 sont coplanaires (dans le même
plan) et forment entre elles un angle de 120°. La géométrie correspond au groupe AX3.
2s
+
2p x+ 2py
hy1 +
hy2
+
hy3
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Hybridation sp2 du carbone
Exemple : l’éthylène C2H4
Le recouvrement axial de 2 orbitales sp2 forme une simple liaison σ et le recouvrement
latéral une double liaison π. La molécule est donc plane et rigide. La rotation autour de l’axe
C=C est impossible.
Carbone hybridé sp2
Hybridation sp : C’est l’état d’hybridation permettant la formation d’une triple liaison. Une
orbitale s et une orbitale p se combinent pour former 2 orbitales sp situées sur le même axe.
Elles permettent la formation de la liaison σ. Les 2 orbitales p non hybrides complètent la
triple liaison par recouvrement latéral et formation de 2 liaisons π. La géométrie correspond
au groupe AX2. La molécule formée est linéaire et rigide (pas de rotation possible)
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Hybridation sp du carbone
Exemple : acétylène C2H2
II- Représentation plane des molécules organiques :
1) Formule brute, développée, semi-développée :
a) Formule brute :
Toute molécule organique peut être représentée par une formule brute dans laquelle figure
uniquement la nature et la proportion des éléments de la molécule.
b) Formule développée :
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La formule développée permet, en plus de la nature et les proportions des éléments, de
connaitre la façon dont ces éléments sont liés les uns par rapport aux autres. Pour l’écrire
correctement il suffit :
-
Respecter la valence de chaque élément
-
Représenter les liaisons covalentes par des tirets.
Exemple : propane
H
H
H
|
|
|
H - C - C - C - H
|
|
|
H
H
H
Ethylène :
H
H
|
|
C = C
|
|
H
H
c) Formule semi-développée :
C’est une simplification de la formule développée en représentant que les liaisons
principales.
Exemple :
Propane
Ethylène :
H2C=CH2
2) Isomérie plane :
Deux composés organiques sont dits isomères, s’ils ont la même formule brute mais des
formules semi-développées différentes c à d s’ils correspondent à deux dispositions
différentes des atomes. En général, les isomères ont des propriétés physiques et chimiques
différentes.
Exemple :
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C3H8O possède 3 isomères qui sont :
CH3-CH2-CH2-OH ;
CH3-CH2-O-CH3 ;
CH3-CH(OH)-CH3
3) Chaines carbonées ouvertes ou fermées:
a) Chaines aliphatiques :
Ce sont des chaînes carbonées ouvertes ou acycliques, qui peuvent être linéaires ou
ramifiées.
Exemple :
Pentane C5H12 possède 3 isomères :
CH3
CH3 H3C
CH3
H3C
H3C
CH3
CH3
CH3
Remarque :
Un atome de carbone est dit :
-
Primaire, s’il est lié à un seul autre carbone.
-
Secondaire, s’il est lié à deux autres carbones.
-
Tertiaire, s’il est lié à trois autres carbones.
b) Chaines cycliques :
Ce sont des chaines carbonées refermées sur elles-mêmes. Il faut naturellement au
moins 3 carbones pour former un cycle.
On distingue, les chaines homocycliques, formées seulement d’atomes de carbones,
et les chaines hétérocycliques comportant un ou plusieurs hétéroatomes.
Exemples :
O
II) Groupes fonctionnels et radicaux :
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Un composé organique, peut être considéré comme constitué d’une chaine relativement
inerte : appelé radical et d’un groupe fonctionnel. Ce dernier est un atome ou un groupe
d’atome qui présente des propriétés chimiques similaires chaque fois qu’on change la
chaine carbonée. Il définit des propriétés physiques et chimiques des familles des
composés organiques.
Exemple:
CH3-CH2-CH2-OH +
HBr →
CH3-CH2-CH2-Br
+ H2O
Toutes les molécules organiques de formule R-OH, réagiront de la même façon, c
à d présenteront des propriétés chimiques analogues
R-OH
+
HBr
→
R-Br
+
H2O
On classe généralement les molécules par fonctions organiques