Oxydation d'un alcool

Il existe deux oxydations d'un alcool.

• Soit l'oxydation est dite complète.
• Soit elle est ménagée.

Oxydation complète d'un alcool

Pour oxyder complètement un alcool, on le brûle à l'aide d'une flamme. À la fin de la réaction, tout l'alcool a réagi et les produits formés sont le dioxyde de carbone (CO₂) et la vapeur d'eau (H₂O).

Lors d'une oxydation complète la chaîne carbonée de l'alcool est modifiée.

Voici l'équation de la réaction générale et un exemple :

$\rm{C_nH_{2n+1}OH + \frac{3n}{2}O_2 \xrightarrow{flamme} nCO_2 + (n+1)H_2O}$

$\rm{C_4H_9OH + \frac{12}{2}O_2 \xrightarrow{flamme} 4CO_2 + 5H_2O}$

Oxydation ménagée d'un alcool

Par oxydation ménagée, on peut obtenir d'un alcool:

• si c'est un alcool primaire, un aldéhyde.
• si c'est un alcool secondaire, une cétone.
• si c'est un alcool tertiaire, il n'y a pas d'oxydation.

Pour réaliser une oxydation ménagée, il faut faire réagir l'alcool avec un oxydant comme le CrO2 (les ions permanganates ou dichromates oxydent de manière forte c'est-à-dire oxyde un alcool primaire en acide carboxylique et non en aldéhyde) ou le PCC. Il se produit alors une réaction d'oxydo-réduction.

Lors d'une oxydation ménagée seul le groupe caractéristique hydroxyle de l'alcool est concerné.

Oxydation ménagée d'un alcool primaire

exemple du propan-1-ol

Demi-équations d'oxydoréduction : il doit y avoir autant d'électrons pour l'oxydant que pour le réducteur (d'où les multiplications)

• ×2{MnO₄^- + 5e^- + 8H⁺ = Mn²⁺ + 4H₂O}
• ×5{CH₃-CH₂-CH₂-OH = CH₃-CH₂-CHO + 2e^- + 2H⁺}

équation de la réaction : on combine les deux demi-équations en enlevant les électrons

5CH₃-CH₂-CH₂-OH + 2MnO₄^- + 6H⁺ $\xrightarrow{acide}$ 5CH₃-CH₂-CHO + 2Mn²⁺ + 8H₂O

Le milieu acide permet la réaction. Le plus souvent, on utilise l'acide sulfurique (2H⁺ + SO₄^2-) pour acidifier la solution.
De plus, lorsque l'oxydant est en excès, il y a formation d'un acide carboxylique

Oxydation ménagée d'un alcool secondaire

exemple du propan-2-ol

Demi-équations d'oxydoréduction : il doit y avoir autant d'électrons pour l'oxydant que pour le réducteur (d'où les multiplications)

• ×2{MnO₄^- + 5e^- + 8H⁺ = Mn²⁺ + 4H₂O}
• ×5{CH₃-CHOH-CH₃ = CH₃-CO-CH₃ + 2e^- + 2H⁺}

équation de la réaction : on combine les deux demi-équations en enlevant les électrons

5CH₃-CHOH-CH₃ + 2MnO₄^- + 6H⁺ $\xrightarrow{acide}$ 5CH₃-CO-CH₃ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

Le milieu acide permet la réaction. Le plus souvent, on utilise une solution aqueuse d'acide sulfurique pour acidifier le milieu réactionnel.

Résumé pratique des différentes oxydations

Réaction	Réactifs	Utilité	Avantages	Inconvénients
Oxydation de Jones	Trioxyde de chrome, acide sulfurique,acétone	alcool I -> acide carboxylique, alcool II -> cétone	Rapide, rendements hauts	Résidus chromés toxiques
Oxydation de Collins	Trioxyde de chrome, pyridine, dichlorométhane	alcool I -> aldéhyde, alcool II -> cétone	Tolère beaucoup de groupements fonctionnels	Résidus chromés toxiques, risques d'inflammation, hygroscopique
Oxydation de Sarett	Trioxyde de chrome, pyridine	alcool I -> aldéhyde et/ou acide carboxylique, alcool II -> cétone		Résidus chromés toxiques, risques d'inflammation, hygroscopique
Oxydation de Swern	chlorure d'oxalyle, diméthylsulfoxyde, triéthylamine	alcool I -> aldéhyde, alcool II -> cétone	Conditions douces	Réactifs toxiques, dégagement de monoxyde de carbone
Oxydation de Corey	Chlorochromate de pyridinium	alcool I -> aldéhyde, alcool II -> cétone	Conduit rarement à la suroxydation en acide carboxylique	Toxicité du PCC

Voir aussi

• Chimie organique
• Chlorochromate de pyridinium
• Oxydation de Jones
• Oxydation de Sarett
• Oxydation de Swern
• Réactif de Collins
• Périodinane de Dess-Martin