Les composés organiques sont des composés du carbone, associé le plus souvent à l'hydrogène et, fréquemment, à l'oxygène et à l'azote (composés dits CHON). L'analyse élémentaire a pour but d'identifier les éléments présents dans une molécule organique (analyse qualitative) puis de déterminer leurs proportions massiques afin d'établir la formule brute du composé (analyse quantitative).
On brûle une petite quantité du composé organique dans un excès de dioxygène et on teste les gaz/produits formés :
• Carbone : le dioxyde de carbone CO2 formé trouble l'eau de chaux (formation d'un précipité blanc de carbonate de calcium) : CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + H2O.
• Hydrogène : l'eau H2O formée fait bleuir le sulfate de cuivre anhydre (blanc), qui devient du sulfate de cuivre hydraté (bleu) : CuSO4 (blanc) + 5 H2O → CuSO4,5H2O (bleu).
• Azote : un traitement approprié (soude à chaud) libère de l'ammoniac NH3, reconnaissable à son odeur piquante et qui bleuit le papier pH (papier de tournesol rouge).
• Oxygène : il n'existe pas de test direct simple ; sa présence se déduit par différence lors de l'analyse quantitative (bilan massique).
On brûle complètement m = 4,6 g d'un composé organique de formule CxHyOz, de masse molaire M = 46 g/mol. On recueille m(CO2) = 8,8 g et m(H2O) = 5,4 g.
Masse de carbone : m(C) = m(CO2) × 12/44 = 8,8 × 12/44 = 2,4 g, soit n(C) = 2,4/12 = 0,20 mol.
Masse d'hydrogène : m(H) = m(H2O) × 2/18 = 5,4 × 2/18 = 0,60 g, soit n(H) = 0,60/1 = 0,60 mol.
Masse d'oxygène (par différence) : m(O) = m − m(C) − m(H) = 4,6 − 2,4 − 0,6 = 1,6 g, soit n(O) = 1,6/16 = 0,10 mol.
Rapport n(C) : n(H) : n(O) = 0,20 : 0,60 : 0,10 = 2 : 6 : 1, d'où la formule empirique C2H6O, de masse molaire 2×12+6+16 = 46 g/mol, identique à M : la formule brute du composé est donc C2H6O.
Connaissant les pourcentages massiques %C, %H, %O, %N (ou les masses de CO2 et H2O produites), on calcule les quantités de matière de chaque élément dans une masse fixée, on établit leur rapport le plus simple (formule empirique CxHyOzNt), puis, connaissant la masse molaire M du composé, on détermine le coefficient multiplicateur k tel que M(formule empirique) × k = M, ce qui donne la formule brute réelle du composé.
Les alcanes sont des hydrocarbures (composés uniquement de carbone et d'hydrogène) dont tous les atomes de carbone sont unis par des liaisons de covalence simples C–C et C–H : on dit qu'ils sont saturés. Leur formule générale est CnH2n+2 (n entier ≥ 1).
Dans le méthane CH4, l'atome de carbone central forme 4 liaisons simples C–H identiques, dirigées vers les sommets d'un tétraèdre régulier ; les angles H–C–H valent tous 109°28'. Dans l'éthane C2H6, chaque carbone est également tétraédrique ; la liaison simple C–C autorise une libre rotation des deux groupes CH3 les uns par rapport aux autres.
La chaîne carbonée d'un alcane peut être linéaire (carbones en file, alcanes « normaux »), ramifiée (présence d'un ou plusieurs groupes alkyles latéraux) ou cyclique (cycloalcanes, formule CnH2n). Deux alcanes de même formule brute mais de squelettes différents sont des isomères de chaîne.
Exemple : pour C4H10, deux isomères : le n-butane (chaîne linéaire) CH3–CH2–CH2–CH3 et le 2-méthylpropane (isobutane, chaîne ramifiée) CH3–CH(CH3)–CH3. Pour C5H12, trois isomères existent : pentane, 2-méthylbutane et 2,2-diméthylpropane.
Le nom d'un alcane associe un préfixe indiquant le nombre d'atomes de carbone de la chaîne principale (la plus longue) et le suffixe -ane. Pour un alcane ramifié : on repère la chaîne la plus longue, on la numérote de façon à donner aux ramifications les indices (numéros) les plus petits possibles, on nomme chaque ramification (groupe alkyle : méthyl, éthyl, propyl…) précédée de son indice de position, les groupes étant cités par ordre alphabétique.
| Nombre de C | Préfixe | Alcane (CnH2n+2) |
|---|---|---|
| 1 | méth- | méthane CH4 |
| 2 | éth- | éthane C2H6 |
| 3 | prop- | propane C3H8 |
| 4 | but- | butane C4H10 |
| 5 | pent- | pentane C5H12 |
| 6 | hex- | hexane C6H14 |
CH3–CH(CH3)–CH(CH3)–CH3 : chaîne principale de 4 carbones (butane) portant deux méthyles sur les carbones 2 et 3 → 2,3-diméthylbutane (formule brute C6H14).
Combustion complète (excès de dioxygène) : donne du dioxyde de carbone et de l'eau, avec dégagement de chaleur (réaction exothermique) :
CnH2n+2 + (3n+1)/2 O2 → n CO2 + (n+1) H2O
Exemple : CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O.
Combustion incomplète (dioxygène insuffisant) : produit du monoxyde de carbone CO (gaz toxique) et/ou du carbone (suie), en plus ou à la place du CO2.
Halogénation par substitution : sous l'action de la lumière ultraviolette (UV), un atome d'hydrogène est remplacé par un atome d'halogène, avec formation d'un halogénure d'hydrogène :
CH4 + Cl2 →(UV) CH3Cl + HCl
La réaction peut se poursuivre (substitutions successives) jusqu'au tétrachlorure de carbone CCl4. Les alcanes sont, en revanche, inertes envers l'addition (aucune liaison multiple à ouvrir).
Les hydrocarbures insaturés contiennent au moins une liaison multiple carbone-carbone. Les alcènes possèdent une double liaison C=C (suffixe -ène), formule générale CnH2n. Les alcynes possèdent une triple liaison C≡C (suffixe -yne), formule générale CnH2n−2.
Éthène (éthylène) C2H4 — CH2=CH2 : molécule plane, chaque carbone (hybridation sp2) forme des angles voisins de 120° ; la double liaison est plus courte et plus rigide qu'une liaison simple (pas de libre rotation).
Éthyne (acétylène) C2H2 — H–C≡C–H : molécule linéaire, carbones hybridés sp, angles de 180°.
| Famille | Formule générale | Liaison | Suffixe | Exemple |
|---|---|---|---|---|
| Alcanes | CnH2n+2 | C–C simple | -ane | méthane CH4, éthane C2H6 |
| Alcènes | CnH2n | C=C double | -ène | éthène C2H4 |
| Alcynes | CnH2n−2 | C≡C triple | -yne | éthyne (acétylène) C2H2 |
Le nom se forme comme pour les alcanes, en numérotant la chaîne pour donner à la liaison multiple l'indice le plus petit possible (ex. but-2-ène). Outre l'isomérie de chaîne, les alcènes présentent une isomérie de position de la double liaison (ex. but-1-ène / but-2-ène).
Lorsque chacun des deux carbones de la double liaison porte deux substituants différents, la libre rotation étant bloquée, deux arrangements géométriques distincts existent : la diastéréoisomérie Z/E. Si les groupes prioritaires (règles CIP) sont du même côté du plan de la double liaison, l'isomère est Z (zusammen, « ensemble ») ; s'ils sont de part et d'autre, il est E (entgegen, « opposé »).
Exemple : le but-2-ène CH3–CH=CH–CH3 existe sous deux formes, le (Z)-but-2-ène (les deux CH3 du même côté) et l'(E)-but-2-ène (les deux CH3 de part et d'autre).
Combustion complète : CnH2n + 3n/2 O2 → n CO2 + n H2O (alcènes) ; exemple C2H4 + 3 O2 → 2 CO2 + 2 H2O. Pour les alcynes : 2 C2H2 + 5 O2 → 4 CO2 + 2 H2O.
Réactions d'addition sur la double (ou triple) liaison : un réactif A–B s'additionne, chaque fragment se fixant sur l'un des deux carbones ; la liaison multiple est « ouverte » (double devient simple, triple devient double puis simple avec un excès de réactif).
• Hydrogénation catalytique (Ni ou Pt) : CH2=CH2 + H2 →(cat.) CH3–CH3.
• Addition de dichlore (décolore le dibrome/dichlore — test caractéristique d'insaturation) : CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl–CH2Cl (1,2-dichloroéthane).
• Addition d'un hydracide HX : CH2=CH2 + HCl → CH3–CH2Cl (chloroéthane) ; pour un alcène dissymétrique, règle de Markovnikov : l'hydrogène se fixe préférentiellement sur le carbone déjà porteur du plus grand nombre d'hydrogènes.
• Hydratation (catalyse acide) : CH2=CH2 + H2O →(H⁺, cat.) CH3–CH2OH (éthanol, synthèse industrielle).
Sur un alcyne, l'addition peut se faire en deux étapes successives : HC≡CH + Cl2 → CHCl=CHCl, puis CHCl=CHCl + Cl2 → CHCl2–CHCl2 (avec excès de dichlore).
Sous l'effet d'un catalyseur et d'une pression élevée, un grand nombre de molécules insaturées (monomères) s'additionnent les unes aux autres pour former une longue chaîne (macromolécule ou polymère) : c'est la polymérisation.
n CH2=CH2 →(cat., P) −(CH2−CH2)n− (polyéthylène, PE)
De même : le propène donne le polypropylène (PP), le chlorure de vinyle CH2=CHCl donne le PVC, le styrène donne le polystyrène (PS). Ces polymères constituent l'essentiel des matières plastiques utilisées dans l'emballage, les tuyaux, les textiles synthétiques, etc.
Le benzène C6H6 est un hydrocarbure formé d'un cycle hexagonal plan de six atomes de carbone, chacun lié à un atome d'hydrogène. Les six électrons π ne sont pas localisés entre des paires de carbones précises mais délocalisés sur l'ensemble du cycle, ce qui rend les six liaisons C–C strictement équivalentes (longueur intermédiaire entre une liaison simple et une liaison double). On le représente traditionnellement par la formule de Kekulé (cycle à liaisons simples et doubles alternées, en résonance entre deux formes équivalentes), ou plus fidèlement par un hexagone portant un cercle inscrit symbolisant la délocalisation.
• Naphtalène C10H8 : deux cycles benzéniques accolés (fusionnés) ; utilisé dans les boules antimites.
• Anthracène C14H10 : trois cycles benzéniques fusionnés en ligne.
• α-naphtol et β-naphtol (C10H7OH) : naphtalène substitué par un groupe hydroxyle en position 1 (α) ou 2 (β), utilisés notamment en synthèse de colorants et comme réactifs de caractérisation.
Combustion (riche en carbone, flamme fumeuse et souvent incomplète) : C6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2O.
Addition : possible mais plus difficile que sur un alcène « classique », car elle détruirait la délocalisation électronique stabilisante du cycle (énergie de résonance) — il faut des conditions plus dures (catalyseur, forte pression, forte température, ou UV) :
• Hydrogénation : C6H6 + 3 H2 →(Ni, P, T élevées) C6H12 (cyclohexane).
• Chloration par addition (sous UV, sans catalyseur) : C6H6 + 3 Cl2 →(UV) C6H6Cl6 (hexachlorocyclohexane).
Substitution : c'est la réaction caractéristique du benzène (et des composés aromatiques en général), car elle conserve le cycle aromatique et sa stabilité :
• Chloration : C6H6 + Cl2 →(FeCl3) C6H5Cl + HCl (chlorobenzène).
• Nitration : C6H6 + HNO3 →(H2SO4) C6H5NO2 + H2O (nitrobenzène).
• Sulfonation : C6H6 + H2SO4 → C6H5SO3H + H2O (acide benzènesulfonique).
• Alkylation (Friedel-Crafts) : C6H6 + CH3Cl →(AlCl3) C6H5CH3 + HCl (toluène).
Le benzène et ses dérivés (toluène, xylènes — dits « BTX ») sont des solvants industriels majeurs et des matières premières essentielles pour la synthèse de colorants, médicaments, matières plastiques et explosifs. Le benzène est cependant volatil, inflammable, toxique par inhalation et reconnu cancérogène (leucémies) : sa manipulation est strictement encadrée (ventilation, protections) et il est, dans de nombreux usages, remplacé par le toluène, moins dangereux.
1) Écrire la formule semi-développée du 2,3-diméthylbutane.
2) Nommer l'alcane de formule semi-développée : CH3–CH(CH3)–CH2–CH2–CH3.
1) La chaîne principale (butane, 4 C) porte un méthyle sur C2 et un méthyle sur C3 :
CH3–CH(CH3)–CH(CH3)–CH3 (formule brute C6H14).
2) La chaîne la plus longue comporte 5 atomes de carbone (pentane) ; elle porte un groupe méthyle sur le deuxième carbone en partant de la gauche (numérotation donnant l'indice le plus petit : 2 plutôt que 4 en partant de la droite). Le composé est donc le 2-méthylpentane (formule brute C6H14).
On considère le but-2-ène, CH3–CH=CH–CH3.
1) Chaque carbone de la double liaison porte deux substituants différents (un CH3 et un H) et la rotation autour de C=C est bloquée : deux arrangements géométriques distincts existent. Le (Z)-but-2-ène (les deux CH3 du même côté du plan de la double liaison) et l'(E)-but-2-ène (les deux CH3 de part et d'autre).
2) CH3–CH=CH–CH3 + H2 →(Ni) CH3–CH2–CH2–CH3 (butane).
3) CH3–CH=CH–CH3 + HBr → CH3–CHBr–CH2–CH3 (2-bromobutane). La molécule de but-2-ène étant symétrique (les deux carbones de la double liaison portent le même couple de substituants CH3/H), l'addition de HBr conduit à un seul produit constitutif, le 2-bromobutane.
4) C4H8 + 6 O2 → 4 CO2 + 4 H2O.
Un hydrocarbure gazeux A a une masse molaire M = 44 g/mol. La combustion complète de 2,2 g de A produit 6,6 g de dioxyde de carbone et 3,6 g d'eau.
1) n(CO2) = 6,6/44 = 0,15 mol → n(C) = 0,15 mol (1 atome de C par molécule de CO2).
n(H2O) = 3,6/18 = 0,20 mol → n(H) = 2 × 0,20 = 0,40 mol (2 atomes de H par molécule de H2O).
2) n(A) = m/M = 2,2/44 = 0,050 mol.
Nombre de C par molécule : 0,15/0,050 = 3. Nombre de H par molécule : 0,40/0,050 = 8.
Formule brute : C3H8. Vérification : M = 3×12 + 8×1 = 44 g/mol, conforme à l'énoncé.
3) Pour un alcane CnH2n+2, avec n = 3 : 2n+2 = 8, ce qui correspond. A est donc un alcane : c'est le propane.
1) L'éthyne (acétylène) C2H2 réagit avec un excès de dichlore Cl2. Écrire les deux équations successives d'addition et nommer les produits obtenus à chaque étape.
2) Le benzène C6H6 réagit lui aussi avec le dichlore, mais selon deux modes réactionnels distincts. Décrire ces deux modes (équations, conditions, produits), puis expliquer pourquoi le benzène résiste davantage à l'addition que l'éthyne.
1) Première addition : HC≡CH + Cl2 → CHCl=CHCl (1,2-dichloroéthène, un alcène halogéné).
Seconde addition (excès de Cl2) : CHCl=CHCl + Cl2 → CHCl2–CHCl2 (1,1,2,2-tétrachloroéthane, un alcane halogéné saturé).
2) • Addition, sous UV et sans catalyseur : C6H6 + 3 Cl2 →(UV) C6H6Cl6 (hexachlorocyclohexane) — les trois « doubles liaisons » du cycle sont saturées.
• Substitution (réaction caractéristique, en présence d'un catalyseur FeCl3 ou AlCl3) : C6H6 + Cl2 →(FeCl3) C6H5Cl + HCl (chlorobenzène) — un seul H est remplacé, le cycle aromatique restant intact.
Le benzène résiste davantage à l'addition car la délocalisation des électrons π sur les 6 carbones du cycle lui confère une stabilité particulière (énergie de résonance) : une réaction d'addition détruirait cette délocalisation, ce qui est énergétiquement coûteux. La substitution, elle, préserve le cycle aromatique et sa stabilité, ce qui en fait la réaction privilégiée du benzène.
Un hydrocarbure gazeux A, présent dans le gaz de pétrole liquéfié (GPL), a une masse molaire M = 58 g/mol. La combustion complète de 5,8 g de A produit 17,6 g de dioxyde de carbone et 9,0 g d'eau.
Données : M(C) = 12 g/mol ; M(H) = 1 g/mol ; M(O) = 16 g/mol ; volume molaire dans les conditions considérées Vm = 22,4 L/mol.
10 questions · Correction immédiate
Lors de l'analyse qualitative d'un composé organique, la présence de l'élément carbone est mise en évidence par le fait que :
La formule générale des alcanes est :
L'alcane de formule CH3–CH2–CH(CH3)–CH2–CH3 se nomme :
La réaction CH4 + Cl2 →(UV) CH3Cl + HCl est une réaction de :
Le test chimique caractéristique permettant de mettre en évidence une insaturation (alcène ou alcyne) est :
L'addition de dihydrogène (hydrogénation catalytique) sur l'éthène C2H4 donne :
Le polymère obtenu par polymérisation de l'éthène (éthylène) est :
La structure du benzène C6H6 est caractérisée par :
En raison de la stabilité de son cycle aromatique, la réaction typique et privilégiée du benzène est :
Le principal danger associé au benzène, qui justifie l'encadrement strict de son usage industriel, est qu'il est :
