La chimie organique est la chimie des composés du carbone. Ce premier chapitre pose les bases du module : ce qui distingue le carbone des autres éléments, puis la méthode qui permet, à partir d'une substance inconnue, de remonter à sa formule brute par l'analyse élémentaire. Les exercices de composition centésimale ouvrent presque tous les contrôles de Chimie organique S2.
1. Qu'est-ce que la chimie organique ?
Jusqu'au début du XIXe siècle, on pensait que les composés « organiques » ne pouvaient être fabriqués que par les êtres vivants grâce à une « force vitale » (théorie du vitalisme). En 1828, Wöhler synthétise l'urée, un produit d'origine animale, en chauffant du cyanate d'ammonium, un sel minéral : la frontière tombe. La définition contemporaine est plus simple : la chimie organique est l'étude des composés du carbone, à l'exception de quelques espèces minérales (CO, CO2, carbonates, cyanures). Ces composés associent le carbone à l'hydrogène, à l'oxygène, à l'azote, aux halogènes, au soufre et au phosphore.
Le domaine est immense : plusieurs dizaines de millions de composés organiques sont connus, contre quelques centaines de milliers de composés minéraux. Médicaments, plastiques, carburants, colorants, mais aussi glucides, lipides, protéines et acides nucléiques relèvent de la chimie organique — d'où sa place au S2 des filières SVI et STU, juste avant la biochimie.
2. Les particularités de l'atome de carbone
Le carbone (Z = 6) est tétravalent : il forme toujours quatre liaisons covalentes. Sa position au milieu de la deuxième période lui confère une électronégativité moyenne (2,55 sur l'échelle de Pauling), ce qui explique qu'il ne forme ni cations ni anions stables mais des liaisons covalentes solides avec lui-même comme avec les autres éléments. Sa propriété la plus remarquable est la caténation : la liaison C–C est forte (environ 350 kJ/mol) et le carbone peut s'enchaîner indéfiniment en chaînes linéaires, ramifiées ou cycliques, avec des liaisons simples, doubles ou triples. C'est cette aptitude qui rend possible la diversité du vivant.
3. L'analyse élémentaire qualitative et quantitative
Identifier une substance organique commence par déterminer quels éléments la composent (analyse qualitative), puis en quelles proportions (analyse quantitative). Pour le carbone et l'hydrogène, on utilise la méthode de Lavoisier–Liebig, perfectionnée par Pregl : une masse connue m de substance est brûlée à environ 800 °C dans un courant d'oxygène sur de l'oxyde de cuivre. Le carbone est oxydé en CO2, absorbé par l'hydroxyde de sodium (ascarite) ; l'hydrogène est oxydé en H2O, absorbée par le perchlorate de magnésium (anhydrone). La pesée des tubes absorbeurs avant et après combustion donne les masses de CO2 et de H2O formées.
L'azote est dosé par la méthode de Dumas : la substance est brûlée dans un courant de CO2, les oxydes d'azote sont réduits en N2 sur du cuivre porté au rouge, et le volume de diazote recueilli, assimilé à un gaz parfait, donne la masse d'azote. Les halogènes sont dosés par précipitation d'halogénure d'argent, le soufre par oxydation en sulfate. L'oxygène, lui, n'est pas dosé directement : on l'obtient par différence, en complétant à 100 % la somme des autres pourcentages.
4. Composition centésimale et formule brute
La composition centésimale est le pourcentage massique de chaque élément dans la substance. Puisque 1 mol de CO2 (44 g) contient 12 g de carbone, et 1 mol de H2O (18 g) contient 2 g d'hydrogène, on obtient les relations à retenir : %C = 12 × mCO₂ × 100 / (44 × m) et %H = 2 × mH₂O × 100 / (18 × m), où m est la masse de substance brûlée. Pour passer à la formule brute CxHyOzNt, on écrit, pour une masse molaire M connue : 12x / %C = y / %H = 16z / %O = 14t / %N = M / 100. Chaque indice se déduit alors directement.
Formule qui indique la nature et le nombre d'atomes de chaque élément dans la molécule (ex. C2H6O), sans préciser leur enchaînement. Deux composés différents peuvent partager la même formule brute : ce sont des isomères.
5. Masse molaire et degré d'insaturation
Sans la masse molaire, l'analyse ne donne que la formule la plus simple (formule « empirique »). M s'obtient par la cryoscopie (abaissement du point de congélation d'un solvant), par la densité gazeuse d par rapport à l'air (M = 29 × d) ou, aujourd'hui, par la spectrométrie de masse. Une fois la formule brute connue, le degré d'insaturation (ou nombre d'insaturations) renseigne sur la structure : pour CxHyOzNtXv (X = halogène), DI = (2x + 2 + t − y − v) / 2. Chaque insaturation correspond à une liaison double ou à un cycle ; une triple liaison en compte deux. Un DI de 4 fait immédiatement penser à un noyau benzénique.
Nombre de liaisons π et de cycles que contient une molécule, calculé à partir de sa formule brute en la comparant à l'alcane saturé de même nombre de carbones (CnH2n+2).
| Élément | Méthode | Produit dosé |
|---|---|---|
| Carbone | Combustion (Lavoisier–Liebig) | CO₂ absorbé par NaOH |
| Hydrogène | Combustion (Lavoisier–Liebig) | H₂O absorbée par Mg(ClO₄)₂ |
| Azote | Dumas (ou Kjeldahl) | Volume de N₂ (ou NH₃ titré) |
| Halogènes | Précipitation | AgX pesé |
| Oxygène | Par différence | 100 % − somme des autres |
Les méthodes de l'analyse élémentaire
- Wöhler (1828) synthétise l'urée : la chimie organique devient la chimie des composés du carbone.
- Le carbone est tétravalent et forme des chaînes stables (caténation) linéaires, ramifiées ou cycliques.
- Combustion : C → CO₂ (absorbé par NaOH), H → H₂O (absorbée par le perchlorate de magnésium).
- %C = 12 m(CO₂) × 100 / (44 m) ; %H = 2 m(H₂O) × 100 / (18 m) ; l'oxygène s'obtient par différence.
- Formule brute : 12x/%C = y/%H = 16z/%O = M/100 ; densité gazeuse : M = 29 d.
- DI = (2x + 2 + t − y − v)/2 ; une double liaison ou un cycle = 1, une triple liaison = 2.
L'exercice type : on te donne la masse brûlée, les masses de CO₂ et de H₂O, parfois la densité de vapeur, et on te demande la composition centésimale puis la formule brute. Pièges classiques : oublier de calculer l'oxygène par différence, confondre le rapport 12/44 avec 2/18, et donner la formule empirique au lieu de la formule brute quand M est fournie. Termine toujours par le degré d'insaturation, souvent demandé en dernière question.