Chimie organique MCC

Les méthodes examinées ci-dessus pour dessiner des structures de Lewis et déterminer des charges formelles sur des atomes sont un point de départ essentiel pour un chimiste organique novice, et fonctionnent très bien lorsqu’il s’agit de petites structures simples. Mais comme vous pouvez l’imaginer, ces méthodes deviennent déraisonnablement fastidieuses et chronophages lorsque vous commencez à traiter avec des structures plus grandes. Il serait irréaliste, par exemple, de vous demander de dessiner la structure de Lewis ci-dessous (de l’un des quatre blocs de construction nucléosidiques qui composent l’ADN) et de déterminer toutes les charges formelles en additionnant, atome par atome, les électrons de valence.

Et pourtant, en tant que chimistes organiques, et surtout en tant que chimistes organiques traitant de molécules biologiques, vous serez attendu bientôt à dessiner régulièrement la structure de grosses molécules comme celle-ci. De toute évidence, vous devez développer la capacité de dessiner rapidement et efficacement de grandes structures et de déterminer les frais formels. Heureusement, cette capacité n’est pas très difficile à trouver – il suffit de quelques raccourcis et d’une certaine pratique pour reconnaître les modèles de liaison communs.

Commençons par le carbone, l’élément le plus important pour les chimistes organiques. Le carbone est dit tétravalent, ce qui signifie qu’il a tendance à former quatre liaisons. Si vous regardez les structures simples du méthane, du méthanol, de l’éthane, de l’éthène et de l’éthyne dans les figures de la section précédente, vous devez rapidement reconnaître que dans chaque molécule, l’atome de carbone a quatre liaisons et une charge formelle de zéro.

C’est un modèle qui se retrouve dans la plupart des molécules organiques que nous verrons, mais il y a aussi des exceptions.

Dans le dioxyde de carbone, l’atome de carbone a des doubles liaisons avec l’oxygène des deux côtés (O = C = O). Plus loin dans ce chapitre et tout au long de ce livre, nous verrons des exemples d’ions organiques appelés « carbocations » et « carbanions », dans lesquels un atome de carbone porte une charge formelle positive ou négative, respectivement. Si un carbone n’a que trois liaisons et une coquille de valence non remplie (en d’autres termes, s’il ne remplit pas la règle de l’octet), il aura une charge formelle positive.

Si, par contre, il a trois liaisons plus une seule paire d’électrons, il aura une charge formelle de -1. Une autre possibilité est un carbone avec trois liaisons et un seul électron non apparié (radical libre): dans ce cas, le carbone a une charge formelle nulle. (Une dernière possibilité est une espèce hautement réactive appelée « carbène », dans laquelle un carbone a deux liaisons et une seule paire d’électrons, ce qui lui donne une charge formelle nulle. Vous pouvez rencontrer des carbènes dans des cours de chimie plus avancés, mais ils ne seront pas discutés plus loin dans ce livre).

Vous devez certainement utiliser les méthodes que vous avez apprises pour vérifier que ces frais formels sont corrects pour les exemples donnés ci-dessus. Plus important encore, vous devrez, avant de progresser beaucoup plus loin dans votre étude de la chimie organique, simplement reconnaître ces modèles (et les modèles décrits ci-dessous pour les autres atomes) et être capable d’identifier les carbones qui portent des charges formelles positives et négatives par une inspection rapide.

Le modèle des hydrogènes est facile: les atomes d’hydrogène n’ont qu’une seule liaison et aucune charge formelle. Les exceptions à cette règle sont le proton, H+, et l’ion hydrure, H-, qui est un proton plus deux électrons. Parce que nous nous concentrons dans ce livre sur la chimie organique appliquée aux êtres vivants, cependant, nous ne verrons pas de protons et d’hydrures « nus » en tant que tels, car ils sont trop réactifs pour être présents sous cette forme en solution aqueuse. Néanmoins, l’idée d’un proton sera très importante lorsque nous discuterons de la chimie acido-basique, et l’idée d’un ion hydrure deviendra très importante beaucoup plus tard dans le livre lorsque nous discuterons des réactions d’oxydation et de réduction organiques. En règle générale, cependant, tous les atomes d’hydrogène des molécules organiques ont une liaison et aucune charge formelle.

Passons ensuite aux atomes d’oxygène. En règle générale, vous verrez une liaison à l’oxygène de trois manières, qui remplissent toutes la règle de l’octet.

S’il a deux liaisons et deux paires solitaires, comme dans l’eau, il aura une charge formelle de zéro. S’il a une liaison et trois paires solitaires, comme dans l’ion hydroxyde, il aura une charge formelle de -1. S’il a trois liaisons et une seule paire, comme dans l’ion hydronium, il aura une charge formelle de +1.

Lorsque nous en arriverons à notre discussion sur la chimie des radicaux libres dans les sections suivantes, nous verrons d’autres possibilités, comme lorsqu’un atome d’oxygène a une liaison, une paire unique et un électron non apparié (radical libre), lui donnant une charge formelle nulle. Pour l’instant, cependant, concentrez-vous sur les trois principaux exemples non radicaux, car ceux-ci expliqueront pratiquement tout ce que nous voyons jusqu’à beaucoup plus tard.

L’azote a deux principaux motifs de liaison, qui remplissent tous deux la règle des octets:

Si un azote a trois liaisons et une paire unique, il a une charge formelle de zéro. S’il a quatre liaisons (et pas de paire unique), il a une charge formelle de +1. Dans un modèle de liaison assez rare, l’azote chargé négativement a deux liaisons et deux paires solitaires.

Deux éléments de troisième rangée sont couramment trouvés dans les molécules organiques biologiques: le soufre et le phosphore. Bien que ces deux éléments aient d’autres schémas de liaison pertinents en chimie de laboratoire, dans un contexte biologique, le soufre suit presque toujours le même schéma de liaison / charge formelle que l’oxygène, tandis que le phosphore est présent sous forme d’ion phosphate (PO43-), où il a cinq liaisons (presque toujours avec l’oxygène), aucune paire isolée et une charge formelle nulle. Rappelez-vous que les éléments de la troisième rangée du tableau périodique ont des orbitales d dans leur coquille de valence ainsi que des orbitales s et p, et ne sont donc pas liés par la règle des octets.

Enfin, les halogènes (fluor, chlore, brome et iode) sont très importants en chimie organique de laboratoire et médicinale, mais moins fréquents dans les molécules organiques naturelles. Les halogènes dans les composés organiques sont généralement observés avec une liaison, trois paires solitaires et une charge formelle de zéro. Parfois, en particulier dans le cas du brome, nous rencontrerons des espèces réactives dans lesquelles l’halogène a deux liaisons (généralement dans un cycle à trois chaînons), deux paires solitaires et une charge formelle de +1.

Ces règles, si elles sont apprises et intériorisées pour que vous n’ayez même pas besoin d’y penser, vous permettront de dessiner assez rapidement de grandes structures organiques, avec des charges formelles.

Une fois que vous avez réussi à dessiner des structures de Lewis, il n’est pas toujours nécessaire de dessiner des paires solitaires sur des hétéroatomes, car vous pouvez supposer que le nombre approprié d’électrons est présent autour de chaque atome pour correspondre à la charge formelle indiquée (ou à son absence). Parfois, cependant, des paires solitaires sont dessinées si cela aide à rendre une explication plus claire.