Exercices corrigés : les composés aromatiques (chimie organique)

Le composé doit être CYCLIQUE ; il doit être PLAN, faute de quoi les orbitales $p$ ne peuvent pas se recouvrir latéralement de façon continue ; il doit être entièrement CONJUGUÉ, c'est-à-dire que chaque atome du cycle doit porter une orbitale $p$ disponible ; et il doit posséder $4n+2$ électrons $\pi$ délocalisés, avec $n$ entier positif ou nul.

Le benzène est cyclique, plan, et chacun de ses six carbones est $sp^{2}$ donc porteur d'une orbitale $p$ pure perpendiculaire au plan : la conjugaison est complète sur tout le cycle. Il compte 6 électrons $\pi$, provenant des trois doubles liaisons. On résout $4n+2=6$, d'où $n=1$ : la condition est satisfaite. Le benzène est AROMATIQUE.

Le cyclobutadiène a 4 électrons $\pi$. Or $4n+2=4$ donnerait $n=0{,}5$, qui n'est pas entier : la règle n'est pas satisfaite. Comme $4=4\times 1$, il compte $4n$ électrons et se trouve donc dans le cas ANTIAROMATIQUE : il est moins stable que le butadiène ouvert correspondant, et de fait il n'existe qu'à très basse température. Le cyclooctatétraène a 8 électrons $\pi$, soit $4n$ avec $n=2$ : le même raisonnement le rendrait antiaromatique s'il était plan.

Oui. Le cycle à cinq carbones porte quatre carbones $sp^{2}$ issus des deux doubles liaisons, et le cinquième, après perte d'un proton, porte un doublet dans une orbitale $p$ qui s'intègre à la conjugaison. On compte donc $4+2=6$ électrons $\pi$, soit $n=1$ : l'anion est AROMATIQUE. La conséquence est spectaculaire sur l'acidité : le cyclopentadiène a un $pK_{a}$ voisin de 16, comparable à celui de l'eau, alors qu'un alcane ordinaire dépasse 50. Sa base conjuguée est stabilisée par l'aromaticité, ce qui rend l'arrachement du proton bien plus facile. C'est l'illustration la plus nette de ce que l'aromaticité vaut en énergie.

Cela change la catégorie, pas la leçon. En se pliant en baignoire, le cyclooctatétraène BRISE la planéité : ses orbitales $p$ ne se recouvrent plus de façon continue, la conjugaison cyclique est rompue, et il n'est donc ni aromatique NI antiaromatique, mais simplement NON aromatique. Il se comporte alors comme un polyène ordinaire, avec des liaisons simples et doubles alternées bien distinctes, et il fait les additions que le benzène refuse. C'est un bel exemple de molécule qui se déforme pour ÉCHAPPER à l'antiaromaticité, laquelle est énergétiquement défavorable.

Si les trois doubles liaisons étaient indépendantes, chacune libérerait la même énergie qu'une double liaison isolée, soit celle du cyclohexène : $3\times\left(-120\right)=-360$ kJ/mol.

La valeur mesurée n'est que $-208$ kJ/mol. Le benzène libère donc $360-208=152$ kJ/mol de MOINS que prévu. Cet écart est l'ÉNERGIE DE RÉSONANCE : c'est l'énergie dont le benzène réel est déjà plus bas que le modèle hypothétique à liaisons localisées. Autrement dit, il partait de plus bas, il lui reste donc moins à libérer.

Pour le 1,3-cyclohexadiène, deux doubles liaisons indépendantes donneraient $2\times\left(-120\right)=-240$ kJ/mol, alors que la mesure donne $-232$ : l'écart n'est que de 8 kJ/mol. Cette petite stabilisation est celle de la CONJUGAISON simple entre deux doubles liaisons voisines, qui existe dans tout diène conjugué. La comparaison est éclairante : 8 kJ/mol pour une conjugaison ouverte contre 152 pour le benzène. L'aromaticité n'est donc pas une conjugaison un peu meilleure, c'est un phénomène d'une tout autre ampleur, environ vingt fois plus stabilisant.

Parce que la chaleur d'hydrogénation mesure la DESCENTE énergétique entre le composé de départ et le produit. Or tous ces composés donnent le MÊME produit, le cyclohexane, donc le même point d'arrivée. Si la descente est plus courte, c'est nécessairement que le point de départ était plus BAS, donc plus stable. C'est toute l'astuce de la méthode : en fixant l'état final, on transforme une comparaison de chaleurs de réaction en une comparaison de stabilités des réactifs.

NON. Le cyclohexène décolore instantanément l'eau de brome par addition sur sa double liaison ; le benzène ne réagit pas dans ces conditions. La raison est énergétique : additionner $Br_{2}$ sur le benzène romprait le système conjugué cyclique et détruirait donc les 152 kJ/mol d'énergie de résonance. Le gain apporté par la formation de deux liaisons $C-Br$ ne suffit pas à compenser cette perte, et la réaction n'est pas favorable. C'est précisément pour cette raison que le benzène fait des SUBSTITUTIONS, qui restaurent l'aromaticité à la fin, plutôt que des additions, qui la détruiraient définitivement. Ce test à l'eau de brome est d'ailleurs une façon simple de distinguer un aromatique d'un alcène au laboratoire.

Première étape : l'électrophile $E^{+}$ est attaqué par le nuage $\pi$ du cycle, ce qui forme un CARBOCATION cyclique appelé ion arénium, ou complexe sigma. Ce cation n'est plus aromatique, car le carbone attaqué est devenu $sp^{3}$ et rompt la conjugaison, mais il est stabilisé par mésomérie sur trois positions. Seconde étape : une base, souvent l'ion $HSO_{4}^{-}$, arrache le proton porté par ce carbone $sp^{3}$, qui redevient $sp^{2}$ et RESTAURE l'aromaticité.

Parce qu'ajouter un nucléophile sur le carbocation donnerait un produit d'ADDITION, dans lequel deux carbones seraient $sp^{3}$ et l'aromaticité définitivement perdue. Perdre un proton, au contraire, ne coûte presque rien et récupère les 152 kJ/mol d'énergie de résonance. Le système choisit donc systématiquement cette voie. C'est la totalité de l'explication du comportement des aromatiques, et elle tient dans cette comparaison énergétique.

L'acide sulfurique, plus fort, protone l'acide nitrique, qui perd ensuite une molécule d'eau pour engendrer l'ion NITRONIUM $NO_{2}^{+}$, véritable électrophile de la réaction : $HNO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow NO_{2}^{+}+HSO_{4}^{-}+H_{2}O$. Sans lui, l'acide nitrique seul est un électrophile trop faible pour attaquer un cycle aussi peu réactif.

L'HALOGÉNATION, par $Cl_{2}$ ou $Br_{2}$ avec un acide de Lewis comme $FeCl_{3}$ ou $FeBr_{3}$, qui polarise la molécule d'halogène. L'ALKYLATION de Friedel-Crafts, par un halogénoalcane avec $AlCl_{3}$, qui engendre un carbocation. L'ACYLATION de Friedel-Crafts, par un chlorure d'acyle avec $AlCl_{3}$, qui engendre un ion acylium. Dans les trois cas, le catalyseur sert à créer ou à renforcer un électrophile suffisamment fort.

La PREMIÈRE étape est déterminante. C'est elle qui détruit l'aromaticité pour former le carbocation, ce qui exige de franchir une barrière élevée ; son énergie d'activation est de loin la plus grande des deux. La seconde, la perte du proton, est au contraire très rapide et fortement exothermique puisqu'elle restaure l'aromaticité. Cette dissymétrie a une conséquence pratique majeure : la vitesse de la réaction, comme l'orientation du produit, sont entièrement gouvernées par la stabilité du carbocation intermédiaire. C'est pourquoi il suffit de dessiner ce carbocation pour prédire les effets directeurs, sujet de l'exercice 4.

ACTIVANTS : $-CH_{3}$, faiblement, par effet inductif donneur ; $-OH$ et $-NH_{2}$, fortement, par effet mésomère donneur du doublet libre. DÉSACTIVANTS : $-NO_{2}$ et $-COOH$, fortement, par effet attracteur ; $-Cl$, modérément.

Orienteurs ORTHO-PARA : $-CH_{3}$, $-OH$, $-NH_{2}$ et $-Cl$. Orienteurs MÉTA : $-NO_{2}$ et $-COOH$. La règle générale associe activant et ortho-para d'une part, désactivant et méta d'autre part ; les halogènes sont la seule famille à y échapper.

Un groupe donneur enrichit le cycle en électrons, ce qui stabilise le carbocation intermédiaire chargé positivement. Mais cette stabilisation n'est possible que si la charge positive peut se retrouver SUR le carbone qui porte le groupe donneur. Or, en dessinant les formes limites de l'ion arénium, la charge se répartit sur les positions ortho et para par rapport au point d'attaque. Attaquer en ortho ou en para place donc la charge, dans l'une des formes limites, précisément sur le carbone substitué, où le donneur peut la neutraliser : cette forme supplémentaire abaisse fortement l'énergie. Une attaque en méta ne le permet pas. Le chemin ortho-para est donc plus rapide.

Parce que le chlore exerce DEUX effets de sens opposés. Par effet INDUCTIF, il est très électronégatif et attire les électrons du cycle, ce qui l'appauvrit et RALENTIT toute substitution : d'où son caractère désactivant. Par effet MÉSOMÈRE, il possède des doublets libres qu'il peut donner au système $\pi$, ce qui stabilise le carbocation lorsque la charge se trouve sur le carbone porteur, donc pour les attaques ortho et para. L'effet inductif l'emporte sur la VITESSE globale, l'effet mésomère décide de l'ORIENTATION. Les deux questions étant indépendantes, il n'y a aucune contradiction : la première porte sur la hauteur de la barrière, la seconde sur laquelle des trois barrières est la plus basse.

Pour le 1,3-DINITROBENZÈNE, les deux groupes sont en méta. Il faut nitrer d'abord, puis nitrer à nouveau : le premier $-NO_{2}$, orienteur méta, envoie le second en position 3. L'ordre est imposé et il n'y a pas d'alternative. Pour le 4-NITROTOLUÈNE, le méthyle et le nitro sont en para. Il faut ALKYLER D'ABORD, pour installer le méthyle, puis nitrer : le méthyle, orienteur ortho-para, envoie le nitro en position 4. L'ordre inverse échouerait doublement, car le nitro enverrait le méthyle en méta, et surtout parce que l'alkylation de Friedel-Crafts ne fonctionne pas sur un cycle fortement désactivé. La leçon générale est que l'ordre des étapes n'est jamais indifférent en synthèse aromatique.

Avec le chlorure d'acyle : $CH_{3}CH_{2}COCl+AlCl_{3}\rightarrow CH_{3}CH_{2}CO^{+}+AlCl_{4}^{-}$. L'électrophile est l'ion acylium, ici l'ion propanoylium. Avec l'halogénoalcane : $CH_{3}CH_{2}CH_{2}Cl+AlCl_{3}\rightarrow CH_{3}CH_{2}CH_{2}^{+}+AlCl_{4}^{-}$. L'électrophile est un carbocation, ici le cation propyle, primaire. Dans les deux cas, le chlorure d'aluminium ne fait que capter l'ion chlorure : il est régénéré à la fin et joue bien un rôle de catalyseur, même si on l'emploie en quantité importante.

Le cation propyle formé en a) est PRIMAIRE, donc très instable. Un hydrogène du carbone voisin migre avec son doublet, ce qu'on appelle un glissement d'hydrure, et transforme le cation primaire en cation isopropyle, secondaire et bien plus stable. C'est ce cation réarrangé qui attaque le cycle, d'où l'isopropylbenzène. Le réarrangement est ici quasi total parce qu'il est très favorable et bien plus rapide que l'attaque du benzène, nucléophile médiocre. En acylation, rien de tel ne peut se produire : l'ion acylium est stabilisé par mésomérie, la charge positive étant partagée entre le carbone et l'oxygène, ce qui lui donne un caractère de triple liaison carbone-oxygène. Il n'a donc aucune raison de se réarranger, et le squelette introduit est exactement celui du réactif.

Un groupe alkyle est DONNEUR par effet inductif et par hyperconjugaison : il active le cycle. Le produit monoalkylé est donc plus réactif que le benzène de départ, et il se fait attaquer une deuxième puis une troisième fois avant que tout le benzène ait réagi. On obtient un mélange, et il faut un large excès de benzène pour limiter les dégâts. Un groupe acyle, au contraire, est fortement ATTRACTEUR : la cétone formée est nettement moins réactive que le benzène de départ, elle se protège donc elle-même et la réaction s'arrête d'elle-même au produit monosubstitué. C'est un cas rare et précieux où la désactivation du produit est un avantage.

On contourne le réarrangement en passant par l'acylation, qui est fidèle, puis en réduisant la fonction cétone. Première étape : benzène plus chlorure de propanoyle en présence de chlorure d'aluminium, ce qui donne la 1-phénylpropan-1-one, proprement et sans polysubstitution. Seconde étape : réduction de Clemmensen, par l'amalgame de zinc en milieu chlorhydrique, ou réduction de Wolff-Kishner en milieu basique, qui transforment le groupe carbonyle en groupe $CH_{2}$ sans toucher au cycle. On obtient le propylbenzène pur. Cette séquence acylation puis réduction est la méthode standard pour installer une chaîne alkyle linéaire sur un cycle aromatique. Quant au nitrobenzène, il porte un groupe très fortement désactivant : le cycle est trop pauvre en électrons pour attaquer un électrophile aussi médiocre qu'un carbocation, et de plus l'azote et l'oxygène du groupe nitro complexent le chlorure d'aluminium et le neutralisent. Aucune réaction de Friedel-Crafts ne fonctionne sur un cycle portant un désactivant fort, ce qui impose l'ordre des étapes dans toute synthèse : on acyle ou on alkyle AVANT de nitrer, jamais après.

Le mécanisme comporte une première étape d'attaque de l'électrophile par le cycle, qui donne l'ion arénium, aussi appelé complexe sigma, puis une seconde étape de perte du proton porté par le carbone attaqué, qui restaure l'aromaticité. La liaison $C-H$ n'est rompue que dans la SECONDE étape. Un rapport $k_{H}/k_{D}$ égal à 1,0 signifie que remplacer les hydrogènes par des deutériums ne change strictement rien à la vitesse : la rupture de cette liaison n'intervient donc pas dans l'étape lente. C'est bien la PREMIÈRE étape, la formation de l'ion arénium, qui est cinétiquement déterminante. L'expérience tranche sans ambiguïté, et elle serait tout aussi concluante dans l'autre sens : un rapport voisin de 7 aurait imposé la conclusion inverse.

Oui, le profil énergétique le laissait prévoir. La première étape détruit l'aromaticité : elle fait perdre au cycle son énergie de résonance, environ 150 kJ/mol pour le benzène, ce qui la rend fortement endothermique et lui donne une barrière élevée. La seconde étape, au contraire, RESTAURE l'aromaticité : elle récupère cette même énergie de résonance, elle est donc très exothermique et sa barrière est faible. Sur le diagramme, le premier sommet est nettement plus haut que le second, et c'est lui qui commande la vitesse globale. Tout le raisonnement sur les effets directeurs découle d'ailleurs de là : on discute la stabilité de l'ion arénium parce que c'est l'intermédiaire dont la formation est l'étape lente, et le postulat de Hammond permet de transposer sa stabilité à celle de l'état de transition qui y mène.

La sulfonation est la seule des substitutions électrophiles usuelles à être réversible dans des conditions accessibles, parce que le groupe $SO_{3}H$ est un bon groupe partant sous forme de trioxyde de soufre, aussitôt hydraté en acide sulfurique par l'eau du milieu, et parce que le bilan énergétique de la réaction est proche de zéro. Les autres, nitration, halogénation, alkylation, forment des liaisons bien plus solides et sont pratiquement irréversibles. On déplace l'équilibre par le principe de Le Chatelier, en jouant sur l'eau : en acide sulfurique concentré ou fumant, l'eau est absente et l'équilibre est poussé vers l'arène sulfoné ; en acide dilué et à chaud, l'excès d'eau tire l'équilibre en sens inverse et le groupe sulfonique s'en va. Un même réactif, à deux dilutions différentes, fait donc la réaction et son contraire.

Cette réversibilité fait du groupe sulfonique un GROUPE BLOQUANT temporaire : on l'installe là où on ne veut pas de substitution, on fait la vraie réaction ailleurs, puis on l'enlève. Première étape : sulfonation du toluène par l'acide sulfurique concentré. Le méthyle oriente en ortho et para, et le groupe sulfonique, très encombrant, se place presque exclusivement en para. La position que la bromation aurait attaquée est maintenant occupée. Deuxième étape : bromation par le dibrome en présence de tribromure de fer. La position para étant bloquée, l'électrophile n'a plus que les positions ortho au méthyle, et on obtient l'acide 3-bromo-4-méthylbenzènesulfonique. Troisième étape : chauffage dans l'acide sulfurique dilué, ce qui hydrolyse la liaison carbone-soufre et libère le groupe sulfonique. Il reste le 2-bromotoluène pur. La démarche générale, protéger, transformer, déprotéger, est l'une des plus fécondes de toute la synthèse organique, et la sulfonation en est l'exemple le plus économique puisque le groupe protecteur ne coûte que de l'acide sulfurique.

Par facilité d'arrachement croissante, donc par énergie de liaison décroissante : primaire 423, secondaire 412, tertiaire 400, benzylique 375, allylique 372. Les hydrogènes allylique et benzylique sont de très loin les plus faciles à arracher, et l'écart avec un hydrogène primaire ordinaire vaut $423-375=48$ kJ/mol pour le benzylique. La raison est la même dans les deux cas : le radical formé n'est pas localisé sur un seul carbone. Le radical allylique est délocalisé sur trois carbones par ses deux formes limites, le radical benzylique sur le carbone benzylique et sur les positions ortho et para du cycle, soit quatre formes limites au total. Un électron célibataire délocalisé est bien plus stable qu'un électron confiné, et la liaison qui l'a libéré s'en trouve d'autant affaiblie.

La lumière ou un peroxyde amorce une réaction RADICALAIRE, et non ionique. Le radical brome arrache l'hydrogène le plus faible disponible, c'est-à-dire un hydrogène benzylique, et jamais un hydrogène du cycle, dont la liaison $C-H$ aromatique est très solide. Le radical benzylique formé réagit ensuite avec le dibrome et donne le bromure de benzyle en régénérant un radical brome : c'est une réaction en chaîne. Une bromation du CYCLE exige au contraire des conditions ioniques, avec un acide de Lewis comme le tribromure de fer pour polariser la molécule de dibrome et engendrer un électrophile, et à l'obscurité. Le même toluène et le même dibrome donnent donc deux produits totalement différents selon qu'on éclaire ou qu'on catalyse : la lumière attaque la chaîne, l'acide de Lewis attaque le cycle. C'est l'un des cas où les conditions expérimentales sont plus informatives que les réactifs eux-mêmes.

L'oxydation par le permanganate à chaud coupe la chaîne latérale au ras du cycle et transforme le carbone benzylique en groupe carboxyle, quelle que soit la longueur de la chaîne : tout ce qui dépasse est oxydé jusqu'au dioxyde de carbone. Le toluène et le propylbenzène donnent donc tous deux l'acide benzoïque, ce qui explique au passage que cette réaction fasse perdre l'information sur la chaîne de départ. La condition indispensable est la présence d'au moins un hydrogène sur le carbone benzylique, car l'oxydation commence par son arrachement. Or le tert-butylbenzène porte un carbone benzylique entièrement substitué par trois méthyles, sans le moindre hydrogène : la réaction ne peut pas démarrer et le composé reste intact. Cette différence de comportement sert d'ailleurs de test.

Le para-xylène $C_{8}H_{10}$ possède deux méthyles, tous deux oxydés : $C_{8}H_{10}+3\,O_{2}\rightarrow C_{8}H_{6}O_{4}+2\,H_{2}O$, l'acide téréphtalique étant $HOOC-C_{6}H_{4}-COOH$, de formule $C_{8}H_{6}O_{4}$. Le décompte des carbones est conservé, 8 de chaque côté, ce qui est normal puisque aucun carbone n'est perdu : les méthyles ne portent pas de carbone excédentaire à éliminer. Pour l'alcool benzylique, on exploite la faiblesse de la liaison $C-H$ benzylique établie en a). Première étape : bromation radicalaire du toluène par le N-bromosuccinimide en présence d'un peroxyde, qui donne le bromure de benzyle $C_{6}H_{5}CH_{2}Br$ sans toucher au cycle. Deuxième étape : substitution du brome par l'ion hydroxyde en solution aqueuse ; le carbone benzylique est primaire, peu encombré, et son état de transition est stabilisé par le cycle, la substitution est rapide et donne l'alcool benzylique. L'oxydation directe par le permanganate ne s'arrête jamais à l'alcool : comme en c), elle pousse le carbone benzylique jusqu'au groupe carboxyle. On passe donc par le dérivé halogéné, qui installe la fonction au degré d'oxydation voulu.

Première étape : nitration du benzène par le mélange d'acide nitrique et d'acide sulfurique, ce qui donne le nitrobenzène. Deuxième étape : réduction du groupe nitro en groupe amino, par l'étain en milieu chlorhydrique, par le fer et l'acide chlorhydrique, ou par hydrogénation catalytique, ce qui donne l'aniline. Troisième étape : diazotation, par le nitrite de sodium en milieu chlorhydrique, qui donne le chlorure de benzènediazonium. La basse température est impérative parce que le sel de diazonium est thermiquement instable : au-delà d'une dizaine de degrés, il perd spontanément son diazote, ce qui engendre un cation phényle extrêmement réactif et détruit le réactif avant qu'on ait pu l'utiliser. On prépare donc ces sels dans un bain de glace et on les emploie immédiatement, sans jamais les isoler.

Avec $CuCl$ on obtient le chlorobenzène, avec $CuBr$ le bromobenzène : ce sont les réactions de Sandmeyer. Avec $CuCN$, le benzonitrile. Avec $KI$, l'iodobenzène, sans catalyseur au cuivre. Avec de l'eau chaude, le phénol. Avec l'acide hypophosphoreux, le benzène lui-même, le groupe étant simplement remplacé par un hydrogène : c'est une désamination. Parmi ces six produits, le chlorobenzène et le bromobenzène étaient accessibles par halogénation directe, mais les quatre autres ne l'étaient pas. Il n'existe aucune substitution électrophile qui installe un iode, un groupe hydroxyle ou un groupe nitrile sur un cycle, et la désamination n'a évidemment pas d'équivalent. C'est ce qui fait la valeur du relais diazonium : il donne accès à des substituants que la chimie du cycle refuse.

Le doublet libre de l'azote du groupe amino est conjugué avec le cycle : il s'y délocalise et enrichit massivement les positions ortho et para en électrons. Le cycle devient si nucléophile qu'il n'a plus besoin d'un électrophile puissant : une molécule de dibrome non polarisée lui suffit, alors que le benzène nu exige qu'un acide de Lewis crée un électrophile bien plus réactif. L'activation est même excessive du point de vue du chimiste : la réaction ne s'arrête pas au produit monosubstitué, car chaque bromation laisse un cycle encore très activé, et les trois positions ortho et para sont occupées d'un coup. On obtient donc la 2,4,6-tribromoaniline en une seule opération, à froid, avec précipitation immédiate. Contrôler cette réaction est d'ailleurs un problème classique, qu'on résout en acétylant d'abord l'amine pour tempérer son pouvoir donneur.

La bromation directe du benzène est sans espoir pour cette cible. Le brome est certes désactivant, mais il est orienteur ORTHO-PARA : le premier brome installé oriente le second en ortho ou en para de lui-même, jamais en méta. On obtiendrait le 1,2- et le 1,4-dibromobenzène, puis des dérivés 1,2,4-trisubstitués, mais jamais l'arrangement 1,3,5, qui exige que chaque brome soit en méta des deux autres. Aucune répétition ne peut y remédier, car l'orientation est fixée par la nature du substituant. La solution consiste à obtenir la disposition voulue avec un groupe qui l'impose, puis à effacer ce groupe. Première étape : nitration du benzène, qui donne le nitrobenzène. Deuxième étape : réduction en aniline. Troisième étape : bromation par l'eau de brome à froid, qui donne la 2,4,6-tribromoaniline, exactement l'arrangement 1,3,5 cherché, le groupe amino occupant la sixième position. Quatrième étape : diazotation à froid par le nitrite de sodium en milieu chlorhydrique. Cinquième étape : traitement par l'acide hypophosphoreux, qui remplace le groupe diazonium par un hydrogène et laisse le 1,3,5-tribromobenzène. Le groupe amino n'apparaît pas dans le produit final : il n'a servi qu'à imposer l'orientation, puis il a été retiré. C'est un groupe directeur temporaire, cousin du groupe bloquant vu plus haut avec la sulfonation.

Le groupe $-OH$ est fortement ACTIVANT et orienteur ORTHO-PARA. Les produits majoritaires sont donc le 2-nitrophénol et le 4-nitrophénol, ce dernier étant en général prépondérant car moins gêné stériquement. La réaction est BEAUCOUP plus rapide que sur le benzène, à tel point qu'elle se fait avec de l'acide nitrique dilué et sans acide sulfurique, alors que le benzène exige un mélange sulfonitrique concentré et chauffé.

Le groupe $-NO_{2}$ est fortement DÉSACTIVANT et orienteur MÉTA. Le produit majoritaire est le 1,3-dinitrobenzène. La réaction est BEAUCOUP plus lente que sur le benzène et exige des conditions plus dures, acide fumant et chauffage prolongé. C'est d'ailleurs ce qui rend la mononitration du benzène facile à contrôler : dès qu'un premier nitro est installé, il protège le cycle contre une seconde attaque.

Cible : un $-COOH$ et un $-NO_{2}$ en position méta l'un de l'autre. Il faut donc que le groupe présent au moment de la nitration soit un orienteur MÉTA. On OXYDE D'ABORD le méthyle en acide carboxylique, par exemple au permanganate de potassium à chaud, puis on NITRE. Le $-COOH$, orienteur méta, envoie alors le nitro en position 3, et l'on obtient l'acide 3-nitrobenzoïque.

Cible : les deux groupes en position para. Il faut cette fois que le groupe présent au moment de la nitration soit orienteur ORTHO-PARA. On NITRE D'ABORD le toluène : le méthyle, orienteur ortho-para, conduit majoritairement au 4-nitrotoluène, que l'on sépare de son isomère ortho. On OXYDE ENSUITE le méthyle en acide carboxylique, l'oxydation ne modifiant pas la position des substituants. On obtient l'acide 4-nitrobenzoïque.

Les deux synthèses partent du MÊME réactif et utilisent les MÊMES deux réactions, dans l'ordre inverse, pour donner deux isomères différents. La règle générale est donc que, en série aromatique, c'est le groupe DÉJÀ PRÉSENT qui commande la position du suivant : on choisit l'ordre des étapes en fonction de l'orientation voulue, et non de la commodité. Pratiquement, on raisonne à REBOURS depuis la cible en se demandant, pour chaque substituant, lequel a dû être installé en dernier et quel orienteur devait alors être présent.

Pour le naphtalène, $4n+2=10$ donne $n=2$ : la condition est satisfaite. Pour l'anthracène, $4n+2=14$ donne $n=3$ : elle l'est aussi. Les deux composés sont par ailleurs cycliques, plans et entièrement conjugués, tous leurs carbones étant $sp^{2}$. Ils sont donc AROMATIQUES.

Le degré d'insaturation vaut $\dfrac{2\times 10+2-8}{2}=\dfrac{22-8}{2}=7$. Ce nombre se décompose : deux cycles, plus cinq doubles liaisons, ce qui correspond bien à la formule développée du naphtalène, où l'on dessine deux hexagones accolés portant cinq doubles liaisons au total et non six, les deux cycles partageant une liaison.

Le double de l'énergie de résonance du benzène vaudrait $2\times 152=304$ kJ/mol, alors que le naphtalène n'atteint que 255. La stabilisation par cycle est donc MOINDRE : environ 128 kJ/mol par cycle au lieu de 152. Interprétation : les deux carbones de la jonction sont partagés, si bien que la délocalisation n'est pas aussi efficace que dans deux benzènes indépendants. Conséquence pratique, le naphtalène est plus RÉACTIF que le benzène : on peut l'hydrogéner ou le substituer plus facilement, car le sacrifice d'aromaticité y est moins coûteux.

Ces molécules sont PLANES, rigides et hydrophobes, avec un nuage $\pi$ étendu sur les deux faces. Ces caractéristiques leur permettent de s'INTERCALER entre deux paires de bases successives de la double hélice d'ADN, qui sont elles-mêmes des cycles aromatiques plans empilés à 340 pm les uns des autres. L'intercalation déforme localement l'hélice et perturbe la réplication. S'y ajoute, pour les plus gros d'entre eux comme le benzo[a]pyrène, une activation métabolique par le foie en époxydes très électrophiles qui se lient de façon covalente aux bases, provoquant des mutations. La planéité, propriété directement issue de l'aromaticité, est donc la cause structurale de la toxicité.

Parce qu'ils se forment par PYROLYSE : lorsque des matières organiques brûlent de façon incomplète, à haute température et en défaut d'oxygène, les fragments carbonés se recombinent en cycles aromatiques, forme la plus stable du carbone dans ces conditions. C'est le cas de la graisse qui tombe sur les braises et remonte avec la fumée, du tabac qui se consume, et de tout aliment carbonisé. Le geste simple : éviter le contact direct de l'aliment avec la flamme et les parties noircies, en éloignant la grille des braises, en limitant l'égouttement des graisses, et en retirant les zones carbonisées avant consommation. Cuire à plus basse température, ou précuire, réduit fortement la formation de ces composés.

Les cinq carbones et l'azote sont $sp^{2}$, chacun apporte un électron dans une orbitale $p$ : 6 électrons $\pi$, $4n+2$ avec $n=1$, la pyridine est aromatique. Le doublet libre de l'azote occupe une orbitale $sp^{2}$ DANS le plan du cycle, perpendiculaire au système $\pi$ : il n'y participe pas et reste disponible.

Les quatre carbones des deux doubles liaisons apportent 4 électrons ; l'azote, lié à trois atomes, place son doublet dans une orbitale $p$ conjuguée : $4+2=6$ électrons $\pi$. Le pyrrole est aromatique, et le doublet de l'azote est indispensable à cette aromaticité.

$10^{5{,}2-(-3{,}8)}=10^{9}$ : un milliard. Protoner le pyrrole oblige à engager son doublet dans une liaison $N-H$ : il quitte le système $\pi$, qui tombe à 4 électrons, et l'aromaticité est perdue. Protoner la pyridine utilise un doublet qui ne participait pas au cycle : l'aromaticité est intacte.

Un seul. L'oxygène, comme l'azote du pyrrole, place un doublet dans une orbitale $p$ conjuguée, ce qui donne $4+2=6$ électrons $\pi$ ; son second doublet reste dans le plan du cycle, hors du système $\pi$. Le furane est aromatique, moins que le benzène car l'oxygène retient fortement ses électrons.

Le doublet de la pipéridine est dans une orbitale $sp^{3}$, 25 % de caractère $s$ ; celui de la pyridine dans une orbitale $sp^{2}$, 33 %, plus proche du noyau et moins disponible : d'où le facteur $10^{5{,}9}$. Dans l'imidazole, l'azote de type pyrrole, $NH$, ne peut pas se protoner sans détruire l'aromaticité ; c'est l'azote de type pyridine, doublet dans le plan, qui se protone. Son $pK_{a}$ de 7,0 fait de l'imidazole, présent dans l'histidine, un tampon idéal au pH du vivant.

Les deux groupes sont ortho-para et leurs positions para sont occupées l'un par l'autre. Le méthoxy orienterait vers ses positions ortho, le méthyle vers les siennes. Le méthoxy, donneur mésomère, est bien plus activant que le méthyle : il décide. Le nitro se fixe en ortho du méthoxy, et le produit majoritaire est le 1-méthoxy-4-méthyl-2-nitrobenzène.

Par symétrie, les positions 4 et 6 sont équivalentes ; restent la position 2, entre les méthyles, et la position 5, en méta des deux : 3 positions différentes. La position 4 est ortho d'un méthyle et para de l'autre, les deux effets s'y additionnent ; la 5 n'est activée par aucun. Produit majoritaire : le 1-bromo-2,4-diméthylbenzène.

Le méthyle oriente vers ses positions ortho, les positions 2 et 6 ; le nitro, orienteur méta, oriente vers les positions situées en méta de lui, qui sont exactement les mêmes. Les effets se renforcent : un seul produit, le 2-bromo-1-méthyl-4-nitrobenzène.

Le méthoxy, en 4, oriente vers ses positions ortho, 3 et 5 ; le carboxyle, en 1, oriente vers ses positions méta, 3 et 5 elles aussi. Effets renforcés : le nitro se fixe en 3, et l'on obtient l'acide 4-méthoxy-3-nitrobenzoïque.

La position 2 est flanquée des deux méthyles : l'électrophile, puis le groupe installé, y seraient serrés entre deux voisins. Électroniquement favorable, elle est stériquement pénalisée, et la position 4, également activée par les deux méthyles mais dégagée d'un côté, l'emporte.

Étape 1 : $NH_{2}^{-}$ arrache un hydrogène en ortho du chlore, formant un carbanion aryle. Étape 2 : le chlorure part, et les deux carbones voisins forment une triple liaison tendue : le benzyne. C'est une ÉLIMINATION. Étape 3 : $NH_{2}^{-}$ s'additionne sur l'un des deux carbones de la triple liaison, et le carbanion formé capte un proton de l'ammoniac : c'est une ADDITION. Le mécanisme est une élimination-addition.

Dans le benzyne, les deux carbones de la triple liaison sont le carbone marqué et son voisin, équivalents par symétrie. L'amidure attaque l'un ou l'autre avec la même probabilité : 50 % de l'aniline porte le groupe amino sur le carbone marqué, 50 % sur le carbone voisin. Ce partage moitié-moitié, observé par Roberts en 1953, est la preuve de l'intermédiaire symétrique.

Le chlore est en 4 ; ses deux voisins, les carbones 3 et 5, sont équivalents. Le benzyne relie les carbones 3 et 4, et l'amidure s'y fixe sur l'un ou l'autre : 2 produits, la 4-méthylaniline et la 3-méthylaniline.

Les deux carbones voisins du brome portent chacun un méthyle et aucun hydrogène. L'amidure ne trouve pas d'hydrogène en ortho à arracher : le benzyne ne peut pas se former, et la réaction n'a pas lieu. C'est un test direct du mécanisme.

Ici le nucléophile s'additionne sur le carbone portant le chlore lui-même, en formant un intermédiaire anionique stabilisé par les deux groupes nitro, puis le chlorure est éliminé : une addition-élimination. Le nucléophile arrive toujours sur le carbone qui portait le groupe partant. Le mécanisme du benzyne, lui, peut le déplacer sur le carbone voisin, et il n'exige aucun groupe attracteur, mais une base très forte.

$DI=\frac{2(8)+2-10}{2}=4$ : exactement un cycle benzénique, le reste est saturé. Deux carbones hors du cycle : soit un éthyle, l'éthylbenzène, soit deux méthyles, en ortho, méta ou para : les o-, m- et p-xylènes. Quatre isomères.

p-xylène : les quatre hydrogènes du cycle sont équivalents, 1 dérivé. o-xylène : deux paires équivalentes, les positions 3 et 6 d'une part, 4 et 5 d'autre part, 2 dérivés. m-xylène : les positions 4 et 6 sont équivalentes, les positions 2 et 5 sont chacune seule, soit 3 dérivés. Éthylbenzène : ortho, méta et para, 3 dérivés.

Un seul dérivé : la symétrie maximale, X est le p-xylène. Deux dérivés : W est l'o-xylène.

Le permanganate transforme chaque chaîne portant un hydrogène benzylique en groupe $COOH$. Un seul groupe carboxyle, l'acide benzoïque, signifie une seule chaîne : Y est l'éthylbenzène. Un diacide signifie deux chaînes : Z est le m-xylène, oxydé en acide isophtalique.

$M(C_{8}H_{10})=106{,}16$ g/mol, $n=\frac{2{,}12}{106{,}16}=0{,}0200$ mol. $M(C_{8}H_{6}O_{4})=166{,}13$ g/mol, masse théorique $0{,}0200\times 166{,}13=3{,}32$ g. Rendement : $\frac{2{,}99}{3{,}32}=90{,}1$ %.

L'isobutyle est un groupe alkyle, activant et orienteur ortho-para. Les positions ortho sont encombrées par ce groupe volumineux, et l'ion acylium est lui-même encombrant : le produit para est très largement majoritaire. De plus l'acylation, contrairement à l'alkylation, s'arrête à la monosubstitution.

Le cation primaire isobutyle se réarrangerait aussitôt, par glissement d'hydrure, en cation tert-butyle, tertiaire : on obtiendrait le tert-butylbenzène et non l'isobutylbenzène. On passe donc par une acylation suivie d'une réduction, qui gardent le squelette.

$M=13\times 12{,}01+18\times 1{,}008+2\times 16{,}00=206{,}27$ g/mol. Le carbone qui porte le méthyle, l'hydrogène, le cycle et le carboxyle est asymétrique : 1 carbone asymétrique, 2 stéréoisomères, le (R) et le (S).

Réactifs : $134{,}22+102{,}09+2{,}016+28{,}01=266{,}34$ g/mol. Économie d'atomes : $\frac{206{,}27}{266{,}34}=77{,}4$ %. La seule masse perdue est l'acide éthanoïque, $266{,}34-206{,}27=60{,}07$ g/mol, qui est récupéré et vendu : l'ancien procédé en six étapes plafonnait vers 40 %.

$n=\frac{0{,}200}{206{,}27}=9{,}70\times 10^{-4}$ mol. Racémique : moitié de chaque énantiomère, soit 100 mg de (S). L'organisme convertit en partie le (R) en (S), ce qui explique qu'on vende encore le mélange racémique.