Réactions, mécanismes et intermédiaires

Objectifs du chapitre

À la fin de ce chapitre, vous serez capable de:

reconnaître le nucléophile et l'électrophile d'une réaction, la classer et en écrire les flèches courbes;
expliquer la géométrie et l'ordre de stabilité des carbocations, des carbanions et des radicaux, et lire les énergies de dissociation de liaison comme une mesure de la stabilité des radicaux;
lire un profil énergétique et relier la barrière à la constante de vitesse par la relation d'Eyring, avec la règle des $5, 708 kJ mo l^{- 1}$ par facteur 10;
appliquer le postulat de Hammond, distinguer contrôle cinétique et contrôle thermodynamique, utiliser le principe de Curtin–Hammett et dire ce qu'un catalyseur change et ne change pas;
écrire le mécanisme en chaîne de l'halogénation radicalaire, en calculer les enthalpies de propagation et prévoir la composition des produits;
employer le vocabulaire de la sélectivité et calculer l'économie d'atomes, le facteur $E$ et la PMI d'une préparation.

Les quatre premiers chapitres ont décrit des molécules immobiles. Celui-ci les met en mouvement. Une réaction organique est une réorganisation d'électrons, parfois en une seule étape, plus souvent par une suite d'étapes qui passent par des espèces fugaces, les intermédiaires réactifs. Le mécanisme en est le récit, écrit avec les flèches courbes du chapitre 2, et le profil énergétique la comptabilité. Un mécanisme reste une comptabilité des électrons, pas un film de la réaction, et un postulat n'est pas une loi. Nous terminerons par la question de l'ingénieur: combien de matière une réaction transforme-t-elle en déchet?

Nucléophiles et électrophiles

Une paire d'électrons rencontre une case vide

La définition de Lewis (Chimie générale, chapitre 12, définition 12.2) a élargi la notion d'acide et de base au-delà du proton: une base de Lewis cède un doublet, un acide de Lewis l'accepte. Presque toutes les réactions polaires de la chimie organique sont de ce type, et elles ont reçu leur vocabulaire propre.

La distinction n'est pas une subtilité. La basicité est thermodynamique: elle se mesure par une constante d'équilibre, le $p K_{a}$ de l'acide conjugué (chapitre 2). La nucléophilie est cinétique: elle se mesure par une constante de vitesse, et dépend du solvant, de l'encombrement et de la polarisabilité. Les deux vont souvent ensemble, pas toujours: l'iodure, base très faible, est un excellent nucléophile (chapitre 6).

Une lecture orbitalaire. La théorie des orbitales frontières en donne une image qualitative: le doublet qui réagit est en général celui de l'orbitale la plus haute occupée du nucléophile (la HO: un doublet non liant ou une liaison $π$ ), et il se loge dans l'orbitale la plus basse vacante de l'électrophile (la BV: une orbitale $p$ vide, ou l'antiliante $σ^{*}$ ou $π^{*}$ d'une liaison polarisée), là où elle a son plus gros lobe. C'est pourquoi un nucléophile attaque le carbone d'un carbonyle et non son oxygène, et arrive à l'opposé du groupe partant dans une substitution $S_{N} 2$ (chapitre 6). Nous n'en ferons pas d'usage quantitatif.

Reconnaître les sites réactifs

Nucléophiles: les anions ( $H O^{-}$ , $C H_{3} O^{-}$ , $B r^{-}$ , $C N^{-}$ ); les molécules qui portent un doublet non liant (, , amines, alcools, thiols); les liaisons riches en électrons (alcènes, aromatiques activés, énols et énolates); les carbanions et les organométalliques.

Une même molécule porte souvent les deux sortes de sites. La propanone (acétone) est électrophile par son carbone de carbonyle et devient nucléophile par son carbone $α$ une fois transformée en énolate (chapitre 12): c'est le partenaire qui décide du rôle.

Question 5.1

Dans la réaction $C H_{3} O^{-} + C H_{3} C H_{2} Br ⟶ C H_{3} OC H_{2} C H_{3} + B r^{-}$ , quelles affirmations sont correctes?

Plusieurs réponses possibles

Classer les réactions

On classe d'abord une réaction par ce qu'elle fait au squelette, en comparant réactifs et produits:

une addition réunit deux molécules en une et fait perdre une insaturation (HBr sur un alcène, chapitre 7; un hydrure sur une cétone, chapitre 10);
une substitution remplace un atome ou un groupe par un autre (chapitres 6 et 8, et l'halogénation des alcanes de ce chapitre);
une élimination fait l'inverse d'une addition et crée une insaturation (déshydratation d'un alcool, chapitre 6);
un réarrangement fait migrer un groupe d'un atome à l'autre dans une même molécule (déplacement d'hydrure dans un carbocation, chapitre 6; d'autres au chapitre 12);
une oxydoréduction change le degré d'oxydation d'un carbone (éthanol en éthanal, chapitre 9).

On la classe ensuite par la façon dont ses liaisons se rompent, ce qui suppose de connaître le mécanisme. Dans une réaction polaire, une liaison se rompt par hétérolyse: le doublet part entier avec l'un des atomes; les flèches sont à tête pleine, et c'est l'immense majorité des réactions du cours. Dans une réaction radicalaire, elle se rompt par homolyse: chaque atome emporte un électron, il apparaît des radicaux, et les flèches sont des demi-flèches, une par électron. Dans une réaction péricyclique, toutes les liaisons se rompent et se forment ensemble par un état de transition cyclique, sans intermédiaire: c'est la réaction de Diels–Alder (chapitre 7, figure 7.4).

Les intermédiaires réactifs

Les carbocations

Un carbocation alkyle porte trois groupes et aucun doublet: il est trigonal plan, son carbone est hybridé $s p^{2}$ , et l'orbitale $p$ perpendiculaire au plan est vide. Elle attire les nucléophiles par ses deux faces avec la même facilité — d'où la perte de configuration de la substitution $S_{N} 1$ (chapitre 6). L'ordre de stabilité, établi par des mesures en phase gazeuse et par les vitesses de réactions qui passent par un carbocation, est

C H_{3}^{+} < primaire < secondaire < tertiaire,

au point que le cation méthyle et les cations primaires ne se forment pratiquement jamais en solution. Deux effets l'expliquent, le premier dominant.

Dans le cation méthyle, aucune liaison $C - H$ n'est portée par un carbone voisin. Le cation éthyle en a trois, le cation isopropyle six, le cation tert-butyle neuf (figure 5.1). Chaque recouvrement étale un peu la charge sur les atomes voisins, et une charge étalée coûte moins qu'une charge concentrée. Le second effet est l'effet inductif donneur des groupes alkyle ( $+ I$ , chapitre 2), qui va dans le même sens.

Allyle et benzyle. Un carbocation voisin d'une double liaison ou d'un cycle aromatique est stabilisé par un effet plus puissant, la résonance: dans le cation allyle, la charge est partagée entre les deux carbones terminaux,

C H_{2} = CH - C H_{2}^{+} ⟷^{+} C H_{2} - CH = C H_{2},

et dans le cation benzyle $C_{6} H_{5} C H_{2}^{+}$ , entre le carbone benzylique et les positions ortho et para du cycle.

Les carbocations se réarrangent. Un carbocation secondaire voisin d'un carbone tertiaire devient volontiers tertiaire par migration d'un hydrure ou d'un méthyle, parfois plus vite qu'un nucléophile ne le capture (chapitres 6 et 7).

Question 5.2

Classez ces carbocations du moins stable au plus stable.

Glissez les éléments pour les mettre dans le bon ordre

C H_{3} C H_{2}^{+}

(éthyle, primaire)

(C H_{3})_{3} C^{+}

(tert-butyle, tertiaire)

(C H_{3})_{2} C H^{+}

(isopropyle, secondaire)

C H_{3}^{+}

(méthyle)

Les carbanions

Un carbanion porte un doublet et trois liaisons: comme l'azote d'une amine, il est pyramidal. Son ordre de stabilité est l'inverse de celui des carbocations — méthyle, puis primaire, secondaire, tertiaire —, car les groupes alkyle donneurs déstabilisent une charge négative. Les carbanions alkyle simples sont des bases extrêmes: le méthane et l'éthane ont un $p K_{a}$ d'environ 50 (chapitre 2), dont seul l'ordre de grandeur a un sens. On ne les rencontre que sous forme d'organométalliques, organomagnésiens et organolithiens, «carbanions équivalents» du chapitre 10. Trois facteurs, ceux de l'acidité au chapitre 2, rendent un carbanion accessible: l'hybridation (l'éthyne, $p K_{a} \approx 25$ , est bien plus acide que l'éthène, $\approx 44$ , car un doublet est plus proche du noyau: l'acétylure du chapitre 7); la avec un carbonyle (la propanone, , donne un énolate, chapitre 12); l' de groupes électronégatifs voisins.

Les radicaux

Un radical alkyle est presque plan (le radical méthyle l'est), son électron célibataire dans une orbitale de type $p$ . Avec sept électrons de valence, il manque d'électrons comme un carbocation, mais moins; il suit le même ordre de stabilité, pour les mêmes raisons:

C H_{3}^{∙} < primaire < secondaire < tertiaire < allyle \approx benzyle .

Pour les radicaux, cet ordre se mesure. L'énergie de dissociation $D (R - H)$ est l'enthalpie de la rupture homolytique $R - H ⟶ R^{∙} + H^{∙}$ en phase gazeuse, à 298 K. L'atome d'hydrogène étant toujours le même, une liaison plus faible signifie, en première approximation, un radical plus stable. Le tableau donne les valeurs du cours: compilation critique de Blanksby et Ellison (2003), convertie des $kcal mo l^{- 1}$ avec 4,184, sauf les trois dernières lignes de droite (, , ), calculées à partir des enthalpies de formation CODATA (NIST Chemistry WebBook).

Liaison rompue	$D$ ( $kJ mo l^{- 1}$ )	Liaison rompue	$D$ ( $kJ mo l^{- 1}$ )
$C H_{3} - H$

De $C H_{3} - H$ à la liaison tertiaire, l'énergie baisse de $35, 5 kJ mo l^{- 1}$ ; les liaisons allylique et benzylique sont de $64$ à $68$ sous celle du méthane. Les liaisons $C - H$ d'un carbone $s p^{2}$ (vinyle, phényle) sont au contraire les plus fortes: on n'arrache pas un hydrogène d'un cycle benzénique par voie radicalaire. La lecture «liaison faible, radical stable» suppose que l'alcane de départ ne change pas lui-même de stabilité d'une ligne à l'autre: c'est une approximation.

Les carbènes

Un carbène $R_{2} C :$ est neutre mais n'a que six électrons de valence. Le méthylène $C H_{2}$ existe sous deux états: singulet (les deux électrons non liants appariés dans une orbitale) et triplet (deux électrons de spins parallèles dans deux orbitales, comme un double radical). On les engendre sur place — le dichlorocarbène $C l_{2} C :$ à partir du trichlorométhane et d'une base forte — et on les piège par addition sur une double liaison, qui donne un cyclopropane. Retenez qu'ils existent et qu'ils sont électrophiles par leur orbitale vide.

Profils énergétiques

Deux grandeurs, deux questions

Chimie générale, chapitre 10, a introduit le profil réactionnel: l'énergie en fonction d'une coordonnée de réaction, l'état de transition au sommet de chaque barrière et l'intermédiaire au fond de chaque vallée intérieure (définition 10.4). Nous utilisons désormais l'enthalpie libre $G$ , qui gouverne à la fois l'équilibre et la vitesse. Un profil porte deux informations à ne jamais confondre:

$Δ G^{\circ}$ , l'écart entre produits et réactifs, dit où va la réaction: $Δ G^{\circ} = - R T ln K$ (Chimie générale, chapitre 9). Il ne dit rien de la vitesse;
$Δ G^{‡}$ , l'écart entre l'état de transition le plus haut et les réactifs, dit à quelle vitesse elle y va. Il ne dit rien de l'équilibre.

Dans la réaction en deux étapes de la figure 5.2, l'étape déterminante (Chimie générale, chapitre 10, définition 10.6) est celle dont l'état de transition est le plus haut, mesuré depuis les réactifs — ici la première —, et non celle dont la barrière, comptée depuis son propre point de départ, est la plus grande.

La relation d'Eyring

La loi d'Arrhenius (Chimie générale, chapitre 10, théorème 10.3), $k = A e^{- E_{a} / R T}$ , est empirique. La théorie de l'état de transition (Eyring, Evans et Polanyi, années 1930) en donne une forme dont tous les termes ont un sens.

Justification. La relation repose sur la thermodynamique statistique et n'est pas démontrée ici. Sa structure se retient: une fréquence universelle $k_{B} T / h$ , de l'ordre de $1 0^{13} s^{- 1}$ , multipliée par un facteur de Boltzmann. En écrivant $Δ G^{‡} = Δ H^{‡} - T Δ S^{‡}$ , on retrouve la forme d'Arrhenius, avec à quelques kilojoules près et une entropie d'activation dans le facteur préexponentiel.

Diviser $k$ par 10, c'est augmenter $Δ G^{‡}$ de

R T ln 10 = 2, 479 \times 2, 3026 = 5, 708 kJ mo l^{- 1} \overset{a}{ˋ} 298 K . (5.2)

Chaque tranche de $5, 708 kJ mo l^{- 1}$ de barrière divise la vitesse par 10, et chaque tranche de $5, 708$ de $Δ G^{\circ}$ multiplie ou divise $K$ par 10. Quelques repères, calculés par (5.1) à 298 K pour une étape d'ordre 1:

$Δ G^{‡}$ ( $kJ mo l^{- 1}$ )	$k$ ( $s^{- 1}$ )	$t_{1/2} = ln 2/ k$

Vers $85 kJ mo l^{- 1}$ , une réaction se fait en une minute ou deux à température ambiante; vers $100$ , il faut chauffer ou attendre une nuit; au-delà de $120$ , rien ne se passe à l'échelle d'une vie de laboratoire.

Question 5.3

Un catalyseur abaisse de $20, 0 kJ mo l^{- 1}$ l'enthalpie libre d'activation d'une étape, à $298 K$ . Par quel facteur sa constante de vitesse est-elle multipliée?

Explorateur 5.1 · Profil énergétique, constante de vitesse et équilibre

Déplacez la barrière $Δ G^{‡}$ et l'écart $Δ G^{\circ}$ entre réactifs et produits, puis ajoutez le catalyseur. La constante de vitesse suit la relation d'Eyring à 298 K, la demi-vie suppose une étape d'ordre 1, et le catalyseur abaisse la barrière de 30 kJ/mol, une valeur didactique. Regardez la constante d'équilibre $K$ pendant que vous basculez le catalyseur: elle ne bouge pas, alors que les deux constantes de vitesse sont multipliées par le même facteur.

Barrière ΔG^‡84,5kJ/mol

Écart ΔG°−20,0kJ/mol

Catalyseur

Constante de vitesse k (Eyring)

9, 74 \times 1 0^{- 3}

s⁻¹

Demi-vie (ordre 1)

71,1 s

Constante d'équilibre K

3, 19 \times 1 0^{3}

Constante inverse k₋ = k/K

3, 05 \times 1 0^{- 6}

s⁻¹

Accélération par le catalyseur

—

L'explorateur 5.1 montre l'échelle des temps — de $70$ à $100 kJ mo l^{- 1}$ , la demi-vie passe d'une fraction de seconde à une dizaine d'heures — et l'effet du catalyseur: les constantes directe et inverse sont multipliées par le même facteur, et $K$ ne bouge pas.

Le postulat de Hammond

On ne peut pas observer un état de transition: il ne dure que le temps d'une vibration. Pour raisonner sur sa structure, on dispose d'un principe qualitatif, énoncé par Hammond en 1955.

Justification. C'est un postulat: il exprime seulement que l'énergie varie continûment avec la géométrie. Si une étape monte beaucoup, le sommet est atteint près du point d'arrivée. Il ne dit rien de quantitatif et devient muet pour une étape presque thermoneutre. Il justifie pourtant une grande partie du cours: si l'étape déterminante forme un carbocation, l'état de transition lui ressemble, et la réaction est d'autant plus rapide que le carbocation est stable. La règle de Markovnikov (chapitre 7), la réactivité des substrats tertiaires en $S_{N} 1$ (chapitre 6) et l'orientation des substitutions aromatiques (chapitre 8) reposent sur ce passage du stable au rapide, légitime seulement par ce postulat. La figure 5.4, dans la section sur l'halogénation radicalaire, en donne une illustration calculée.

Contrôle cinétique et contrôle thermodynamique

Sous contrôle cinétique, pour deux voies parallèles issues du même réactif, (5.1) donne

\frac{[ P _{1} ]}{[ P _{2} ]} = \frac{k _{1}}{k _{2}} = e^{(Δ G_{2}^{‡} - Δ G_{1}^{‡}) / R T} . (5.3)

Un cas chiffré (données fictives): $P_{1}$ se forme par une barrière de $80 kJ mo l^{- 1}$ , $P_{2}$ par une barrière de $86$ , mais $P_{2}$ est plus stable de . À froid et sur un temps court, , soit de . À chaud et sur un temps long, les produits s'équilibrent: , soit de . Le chapitre 7 en donne l'exemple classique, l'addition de au buta-1,3-diène (section «Addition 1,2 ou 1,4»), et le chapitre 12 l'applique aux énolates (définition 12.4).

Le principe de Curtin–Hammett

Une molécule existe sous deux formes en équilibre rapide — deux conformations, deux rotamères — et chacune réagit vers son propre produit. La forme majoritaire donne-t-elle le produit majoritaire?

Justification. $A$ et $B$ restant en équilibre, $[B] = K [A]$ avec $K = e^{- (G_{B}^{\circ} - G_{A}^{\circ}) / R T}$ , et le rapport des vitesses vaut . En exprimant et par (5.1), les niveaux et s'éliminent avec ceux de : il ne reste que . Le principe échoue si l'interconversion est plus lente que la réaction.

Exemple (données fictives): $B$ est plus stable que $A$ de $3, 44 kJ mo l^{- 1}$ , soit $K = 4$ , et $A$ ne représente que $20 %$ du réactif; mais l'état de transition issu de $A$ est plus bas de $8, 0 kJ mo l^{- 1}$ . Le rapport des produits vaut en faveur de : la forme minoritaire, sans cesse renouvelée par l'équilibre, donne le produit très majoritaire. Le chapitre 6 rencontrera ce cas sur les cyclohexanes, où une élimination E2 exige un groupe partant porté par une chaise parfois minoritaire.

Question 5.4

Un réactif peut donner $P_{1}$ par une barrière de $75 kJ mo l^{- 1}$ ou $P_{2}$ par une barrière de $82 kJ mo l^{- 1}$ ; $P_{2}$ est plus stable que $P_{1}$ . On opère à $- 20$ °C pendant quelques minutes, puis on chauffe longtemps à reflux en présence d'un catalyseur qui interconvertit $P_{1}$ et $P_{2}$ . Quelles affirmations sont correctes?

Plusieurs réponses possibles

La catalyse

Un catalyseur ouvre un chemin dont la barrière la plus haute est plus basse, et il est régénéré (Chimie générale, chapitre 10, définition 10.7). Ce que montre l'explorateur 5.1: il abaisse $Δ G^{‡}$ et laisse $Δ G^{\circ}$ , donc $K$ , inchangé. Les barrières directe et inverse, mesurées depuis le même état de transition, baissent du même montant; les deux sens sont accélérés du même facteur et leur rapport, la constante d'équilibre, ne change pas. Un catalyseur fait atteindre l'équilibre plus vite, il ne le déplace jamais; il peut en revanche choisir entre deux réactions en n'accélérant que l'une. Quatre familles reviennent dans ce cours:

acide: un proton se fixe sur un doublet (carbonyle, alcool, époxyde), rend le substrat plus électrophile ou transforme un mauvais groupe partant ( $H O^{-}$ ) en bon ( $H_{2} O$ ) — estérification (chapitre 11), acétals (chapitre 10), déshydratation (chapitre 6);
basique: une base crée un nucléophile plus réactif, par exemple un énolate (chapitre 12);
métallique: palladium, platine, nickel fixent les réactifs et ouvrent des étapes qu'aucune autre voie n'offre — hydrogénation (chapitre 7), carbonylation de la synthèse industrielle de l'ibuprofène (section «La chimie verte»);
enzymatique: le site actif est complémentaire de l'état de transition plutôt que du substrat; il le stabilise et combine souvent un acide, une base et un ion métallique placés où il faut (les protéases du chapitre 15).

L'halogénation radicalaire des alcanes

Les alcanes n'ont ni doublet non liant, ni liaison $π$ , ni liaison très polarisée. Ils réagissent pourtant à température ambiante avec le dichlore ou le dibrome sous lumière ultraviolette. Cette réaction est l'exemple du cours pour les radicaux, le mécanisme en chaîne et le lien entre énergétique et sélectivité.

Un mécanisme en chaîne

Suivons chaque électron dans la chloration du méthane, $C H_{4} + C l_{2} ⟶ C H_{3} Cl + HCl$ (figure 5.3).

Amorçage. Un photon ultraviolet rompt la liaison la plus faible du système, $Cl - Cl$ ( $242, 6 kJ mo l^{- 1}$ ): deux demi-flèches partent du milieu de la liaison, une vers chaque atome.
Propagation 1. Un atome de chlore arrache un hydrogène au méthane. Trois demi-flèches: l'électron du chlore et l'un des électrons de la liaison $C - H$ vont former la liaison $H - Cl$ ; l'autre électron reste sur le carbone, qui devient le radical méthyle.
Propagation 2. Le radical méthyle arrache un chlore à $C l_{2}$ . Trois demi-flèches: l'électron du carbone et l'un des électrons de forment la liaison ; l'autre reste sur le second chlore, qui recommence la propagation 1.

Le bilan énergétique des propagations

Chaque propagation rompt une liaison et en forme une autre:

Δ H_{\overset{e}{ˊ} tape} = \sum D (liaisons rompues) - \sum D (liaisons form \overset{e}{ˊ} es) . (5.4)

C'est la relation (5.8) de Chimie générale, chapitre 5, avec des valeurs spécifiques au lieu de moyennes. L'amorçage n'entre pas dans le bilan de la chaîne: il ne se produit qu'une fois pour de nombreux cycles.

La sélectivité: le propane

Le propane $C H_{3} C H_{2} C H_{3}$ porte six hydrogènes primaires et deux secondaires. Sa chloration donne donc deux isomères, et la question est leur proportion.

Pourquoi le brome est-il tellement plus sélectif? Dans l'étape qui décide, la différence entre un H primaire et un H secondaire est celle des énergies de dissociation, $423, 0 - 412, 5 = 10, 5 kJ mo l^{- 1}$ , et la part de cette différence que ressent l'état de transition dépend de sa position (figure 5.4).

Avec le chlore, l'arrachement est exothermique ( $- 8, 6$ pour un H primaire, $- 19, 1$ pour un H secondaire): l'état de transition est précoce, la liaison $C - H$ y est à peine étirée, et la stabilité du radical naissant y pèse peu. Lue à 25 °C par (5.3), la sélectivité de $3, 67$ ne correspond qu'à $R T ln 3, 67 = 3, 2 kJ mo l^{- 1}$ d'écart entre les barrières.

On en tire un principe réactivité–sélectivité (un réactif très réactif est peu sélectif), qui a de nombreuses exceptions mais décrit bien les halogènes: la chloration donne des mélanges, la bromation place un brome au carbone le plus substitué.

La bromation allylique

La liaison $C - H$ allylique ( $371, 5 kJ mo l^{- 1}$ ) est la plus faible du tableau, parce que le radical allyle est stabilisé par résonance. Un alcène peut donc être bromé à côté de sa double liaison, et non sur elle, si l'on maintient très basse la concentration de dibrome, ce qui empêche l'addition (chapitre 7) de concurrencer la substitution radicalaire. Le réactif usuel est le $N$ -bromosuccinimide (NBS), qui libère le dibrome au compte-gouttes: c'est la bromation allylique (réaction de Wohl–Ziegler). La position benzylique ( $375, 7$ ) se prête à la même chimie (chapitre 8).

Les radicaux dans le vivant

Les acides gras polyinsaturés des membranes (chapitre 15) portent, entre deux doubles liaisons, des groupes $C H_{2}$ dont les hydrogènes sont deux fois allyliques, donc particulièrement faibles. Un radical qui en arrache un amorce une peroxydation lipidique: le radical formé fixe le dioxygène, le radical peroxyle arrache un hydrogène à une chaîne voisine, et la chaîne se propage dans la membrane comme celle de la figure 5.3. Le tocophérol (vitamine E) l'interrompt: il cède l'hydrogène de son groupe phénol au radical peroxyle, et le radical qu'il devient, stabilisé par résonance sur le cycle, est trop peu réactif pour propager la chaîne. C'est un antioxydant briseur de chaîne, régénéré notamment par l'ascorbate (vitamine C).

Le vocabulaire de la sélectivité

Définition 5.6 · Chimiosélectivité, régiosélectivité, stéréosélectivité, stéréospécificité

Une réaction est chimiosélective lorsqu'elle transforme un groupe fonctionnel de préférence à un autre de la même molécule (un hydrure qui réduit une cétone sans toucher à un ester, chapitre 10).
Elle est régiosélective lorsqu'elle forme ou rompt une liaison de préférence à une position, donnant majoritairement l'un de plusieurs isomères de constitution (la bromation du propane au carbone 2; la règle de Markovnikov, chapitre 7).
Elle est stéréosélective lorsqu'elle forme majoritairement un stéréo-isomère parmi plusieurs possibles.
Elle est stéréospécifique lorsque des réactifs stéréo-isomères donnent, par une exigence du mécanisme, des produits stéréo-isomères différents: l'inversion de Walden de la $S_{N} 2$ (chapitre 6, théorème 6.1), l'addition anti du dibrome sur les but-2-ènes cis et trans (chapitre 7, exemple 7.2).

Une réaction stéréospécifique est toujours stéréosélective, pas l'inverse. L'halogénation radicalaire offre un contre-exemple instructif: le radical alkyle, presque plan, est attaqué par ses deux faces avec la même probabilité. La bromation du butane à son carbone 2 crée un stéréocentre mais donne le 2-bromobutane racémique (chapitre 4): très régiosélective, elle n'est pas du tout stéréosélective.

La chimie verte

Les douze principes

Une réaction qui donne le bon produit avec un bon rendement peut produire, par kilogramme de produit, des dizaines de kilogrammes de solvants, de sous-produits, de réactifs en excès et d'eaux de lavage. La chimie verte vise à réduire ces déchets et les risques à la source plutôt qu'à les traiter après coup.

Les douze principes de la chimie verte (Anastas et Warner, 1998)

Prévention: mieux vaut ne pas produire un déchet que de le traiter après coup.
Économie d'atomes: incorporer au produit final le maximum des atomes des réactifs.
Synthèses moins dangereuses: utiliser et produire des substances peu toxiques pour l'humain et l'environnement.
Produits plus sûrs: concevoir des produits efficaces et peu toxiques.
Solvants et auxiliaires plus sûrs: les éviter quand c'est possible, choisir les moins dangereux sinon.
Efficacité énergétique: travailler si possible à température et pression ambiantes.
Matières premières renouvelables: les préférer lorsque c'est techniquement et économiquement possible.
Moins de dérivés: éviter protections, déprotections et modifications temporaires.
Catalyse: préférer des réactifs catalytiques, aussi sélectifs que possible, aux réactifs stœchiométriques.
Dégradabilité: concevoir des produits qui se dégradent en fin d'usage en substances inoffensives.
Analyse en temps réel: suivre les procédés pour prévenir la formation de substances dangereuses.
Sécurité intrinsèque: choisir substances et formes qui réduisent le risque d'accident.

Traduction française résumée des principes énoncés par P. T. Anastas et J. C. Warner, Green Chemistry: Theory and Practice, Oxford University Press, 1998.

Le neuvième principe résume la catalyse: un catalyseur n'est pas consommé, il ne devient pas un déchet.

Mesurer le gaspillage

Le $E$ de Sheldon est un nombre sans dimension, à ne pas confondre avec l'électrophile E de la définition 5.1 ni avec le descripteur (E) du chapitre 4.

L'économie d'atomes se calcule sur le papier: elle suppose un rendement de 100 %, des proportions stœchiométriques et pas de solvant. Une addition vaut 100 %; une substitution ou une élimination, qui libèrent un sous-produit, moins. Le facteur $E$ et la PMI se calculent sur une préparation réelle, à partir des masses pesées: ils comptent le rendement, les excès, les solvants et les lavages. Tout ce qui entre et ne devient pas produit étant déchet,

PMI = \frac{m ( produit ) + m ( d e ˊ chets )}{m ( produit )} = 1 + E . (5.7)

Les ordres de grandeur de $E$ rassemblés par Sheldon: moins de $0, 1$ pour le raffinage du pétrole, $1$ à $5$ pour la chimie de base, $5$ à $50$ pour la chimie fine, $25$ à plus de $100$ pour l'industrie pharmaceutique, qui produit peu de tonnes avec beaucoup de déchets par kilogramme. L'eau est comptée ou non selon les conventions: il faut dire ce qu'on a compté, et l'exemple 5.4 donne les deux valeurs.

L'ibuprofène: deux synthèses, deux bilans

L'ibuprofène ( $C_{13} H_{18} O_{2}$ , $M = 206, 28 g mo l^{- 1}$ ), dont le chapitre 4 a étudié les énantiomères, est fabriqué en très grandes quantités. La synthèse de Boots (années 1960) comptait six étapes, dont plusieurs à réactifs stœchiométriques; son économie d'atomes est d', valeur couramment citée que nous ne recalculons pas, car elle dépend de la façon de compter les auxiliaires. La synthèse BHC (années 1990) n'a que trois étapes, toutes catalytiques — acylation du 2-méthylpropylbenzène (isobutylbenzène) par l'anhydride acétique, hydrogénation, carbonylation au palladium —, de bilan

C_{10} H_{14} + C_{4} H_{6} O_{3} + H_{2} + CO ⟶ C_{13} H_{18} O_{2} + C_{2} H_{4} O_{2},

équilibré ( $C_{15} H_{22} O_{4}$ de chaque côté). Avec $M (C_{10} H_{14}) = 134, 22$ , , et ,

E A = \frac{206 , 28}{266 , 34} \times 100 % = 77, 5 %.

Le seul sous-produit, l'acide acétique, est récupérable, et les catalyseurs sont recyclés: les principes 1, 2, 8 et 9 à la fois.

Question 5.5

Calculez l'économie d'atomes, en %, de l'estérification $C H_{3} COOH + C H_{3} C H_{2} OH ⟶ C H_{3} COOC H_{2} C H_{3} + H_{2} O$ , pour le produit éthanoate d'éthyle. Masses molaires: acide acétique $60, 05$ , éthanol $46, 07$ , éthanoate d'éthyle $88, 11 g mo l^{- 1}$ .

Synthèse

Une réaction polaire unit un nucléophile (base de Lewis) et un électrophile (acide de Lewis); la flèche courbe part des électrons. On la classe par ce qu'elle fait au squelette et par la rupture de ses liaisons (polaire, radicalaire, péricyclique).
Les carbocations sont plans, à orbitale $p$ vide, stabilisés du méthyle au tertiaire par l'hyperconjugaison et davantage par la résonance (allyle, benzyle); ils se réarrangent. Les carbanions, pyramidaux, suivent l'ordre inverse. Les radicaux suivent l'ordre des cations, que mesurent les énergies de dissociation: $439, 3$ pour $C H_{3} - H$ , $403, 8$ pour une liaison $C - H$ tertiaire, $371, 5$ en position allylique.

Série d'exercices du chapitre 5Exercice 1 sur 5

Question 5.6

Lesquelles de ces espèces sont des électrophiles?

Plusieurs réponses possibles

Exercices

Vous pouvez afficher le corrigé directement sous chaque énoncé après avoir cherché la solution.

Exercice 5.1 · Nucléophiles, électrophiles et classes de réactions

Classez chaque réaction (addition, substitution, élimination, réarrangement; polaire ou radicalaire) et nommez le nucléophile et l'électrophile de chaque étape polaire.

(a) $(C H_{3})_{3} C^{+} + H_{2} O ⟶ (C H_{3})_{3} CO H_{2}^{+}$

Exercice 5.2 · Lire un profil à deux étapes

Une réaction $R ⟶ P$ passe par un intermédiaire $I$ . Les enthalpies libres, mesurées depuis les réactifs à $298 K$ , sont (données fictives): premier état de transition $+ 92$ , intermédiaire $+ 40$ , second état de transition $+ 70$ , produits $- 25 kJ mo l^{- 1}$ .

Exercice 5.3 · Contrôle cinétique, contrôle thermodynamique et Curtin–Hammett

Un substrat donne deux produits par deux voies irréversibles de barrières $68, 0$ et $73, 0 kJ mo l^{- 1}$ à $298 K$ . Quel est le rapport des produits?
Le produit formé le plus lentement est le plus stable, de $7, 0 kJ mo l^{- 1}$ . Que devient le rapport si les produits peuvent s'équilibrer?

Exercice 5.4 · Économie d'atomes de trois réactions

Calculez l'économie d'atomes de chaque réaction, pour le produit souligné, avec les masses molaires de Chimie générale ( $H$ 1,008; $C$ 12,011; $O$ 15,999; $Cl$ 35,45; $Br$ 79,90), et commentez.

(a) $C H_{4} + C l_{2} ⟶ \underline{C H_{3} Cl} + HCl$ ;

Exercice 5.5 · Bromation radicalaire du butane: mécanisme, sélectivité et stéréochimie

On irradie un mélange de butane et de dibrome (en défaut) et l'on isole les monobromobutanes.

Écrivez le mécanisme en chaîne (amorçage, deux propagations conduisant au 2-bromobutane, une terminaison) avec toutes les demi-flèches.
Calculez l'enthalpie de l'arrachement d'un hydrogène primaire et d'un hydrogène secondaire par $B r^{∙}$ , en prenant pour le butane les énergies de dissociation de l'éthane (primaire) et du propane (secondaire). Situez les états de transition selon Hammond.
Avec les sélectivités par hydrogène mesurées sur le propane, prévoyez la composition des monobromobutanes, puis des monochlorobutanes.
Le 2-bromobutane obtenu est-il optiquement actif? Justifiez, et qualifiez la réaction avec le vocabulaire de la définition 5.6.

Solution

Amorçage: $Br - Br h ν 2 B r^{∙}$ , deux demi-flèches du milieu de la liaison vers chaque atome. : ; une demi-flèche de l'électron du brome vers l'espace , une du milieu de la liaison vers le même espace, une de cette liaison vers . : ; une demi-flèche de l'électron de vers l'espace , une du milieu de vers le même espace, une vers le second brome qui repart. , par exemple: deux redonnent .

Références

Clayden, J., Greeves, N. & Warren, S., Chimie organique, De Boeck (trad. de Organic Chemistry, 2ᵉ éd., OUP) — nucléophiles et électrophiles, intermédiaires, profils énergétiques, réactions radicalaires.
Anslyn, E. V. & Dougherty, D. A., Modern Physical Organic Chemistry, University Science Books — relation d'Eyring, postulat de Hammond, contrôle cinétique et thermodynamique, principe de Curtin–Hammett.
Carey, F. A. & Sundberg, R. J., Advanced Organic Chemistry, Part A, Springer — stabilité des intermédiaires, énergétique des réactions radicalaires en chaîne.
McMurry, J., Chimie organique — les grands principes (avec E. Simanek), Dunod — halogénation radicalaire des alcanes et rapports de produits du propane.
Blanksby, S. J. & Ellison, G. B. (2003), «Bond Dissociation Energies of Organic Molecules», Acc. Chem. Res. 36, 255–263 — énergies de dissociation à 298 K.
Anastas, P. T. & Warner, J. C., Green Chemistry: Theory and Practice, Oxford University Press, 1998 — les douze principes de la chimie verte.

50	$1, 08 \times 1 0^{4}$	$64 μ s$
70	$3, 38$	$0, 21 s$
84,5	$9, 7 \times 1 0^{- 3}$	$71 s$
100	$1, 88 \times 1 0^{- 5}$	$10, 3 h$
120	$5, 9 \times 1 0^{- 9}$	environ 3,7 ans

Objectifs du chapitre

Nucléophiles et électrophiles

Une paire d'électrons rencontre une case vide

Reconnaître les sites réactifs

Classer les réactions

Les intermédiaires réactifs

Les carbocations

Les carbanions

Les radicaux

Les carbènes

Profils énergétiques

Deux grandeurs, deux questions

La relation d'Eyring

Le postulat de Hammond

Contrôle cinétique et contrôle thermodynamique

Le principe de Curtin–Hammett

La catalyse

L'halogénation radicalaire des alcanes

Un mécanisme en chaîne

Le bilan énergétique des propagations

La sélectivité: le propane

La bromation allylique

Les radicaux dans le vivant

Le vocabulaire de la sélectivité

La chimie verte

Les douze principes

Mesurer le gaspillage

L'ibuprofène: deux synthèses, deux bilans

Synthèse

Exercices

Références

1. La constante de vitesse

2. La demi-vie

3. L'effet d'un catalyseur

4. Ce que le catalyseur ne change pas