Vous lisez un « bon article » labellisé en 2008.

Pour la famille de composés dérivés, voir Azine (famille d'hétérocycles).

Pyridine
Structures de la pyridine
Identification
Nom UICPA	Azine
Synonymes	Pyridine, azobenzène
No CAS	110-86-1
No ECHA	100.003.464
No CE	203-809-9
PubChem	1049
FEMA	2966
SMILES	C1=CC=NC=C1 PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1S/C5H5N/c1-2-4-6-5-3-1/h1-5H
Apparence	liquide hygroscopique, incolore, d'odeur caractéristique[1]
Propriétés chimiques
Formule	C5H5N  [Isomères]
Masse molaire[5]	79,099 9 ± 0,004 6 g/mol C 75,92 %, H 6,37 %, N 17,71 %,
pKa	5,229[2]
Moment dipolaire	2,215 ± 0,010 D[3]
Diamètre moléculaire	0,522 nm[4]
Propriétés physiques
T° fusion	−41,15 °C[6]
T° ébullition	115,35 °C[6]
Solubilité	dans l'eau : miscible[1]
Paramètre de solubilité δ	21,9 MPa1/2 (25 °C)[7]
Masse volumique	0,98 g cm−3 à 20 °C[8] équation[9] : ${\displaystyle \rho =0.9815/0.24957^{(1+(1-T/619.95)^{0.29295})}}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 231,51 à 619,95 K. Valeurs calculées : 0,97799 g·cm-3 à 25 °C. T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 231,51 −41,64 13,193 1,04358 257,41 −15,74 12,87759 1,01863 270,35 −2,8 12,71674 1,00591 283,3 10,15 12,5537 0,99301 296,25 23,1 12,38834 0,97993 309,2 36,05 12,22051 0,96665 322,15 49 12,05004 0,95317 335,09 61,94 11,87673 0,93946 348,04 74,89 11,70038 0,92551 360,99 87,84 11,52074 0,9113 373,94 100,79 11,33753 0,89681 386,89 113,74 11,15046 0,88201 399,83 126,68 10,95917 0,86688 412,78 139,63 10,76323 0,85138 425,73 152,58 10,56218 0,83548 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 438,68 165,53 10,35544 0,81913 451,63 178,48 10,14235 0,80227 464,57 191,42 9,92209 0,78485 477,52 204,37 9,69367 0,76678 490,47 217,32 9,45584 0,74797 503,42 230,27 9,20704 0,72829 516,37 243,22 8,94521 0,70758 529,31 256,16 8,66761 0,68562 542,26 269,11 8,37039 0,66211 555,21 282,06 8,04793 0,6366 568,16 295,01 7,69139 0,6084 581,11 307,96 7,28552 0,57629 594,05 320,9 6,79942 0,53784 607 333,85 6,1486 0,48636 619,95 346,8 3,933 0,3111
T° d'auto-inflammation	482 °C[1]
Point d’éclair	20 °C (coupelle fermée)[1]
Limites d’explosivité dans l’air	1,7–10,6 %vol[8]
Pression de vapeur saturante	20,5 mbar à 20 °C 35 mbar à 30 °C 95 mbar à 50 °C[8] équation[9] : ${\displaystyle P_{vs}=exp(82.154+{\frac {-7211.3}{T}}+(-8.8646)\times ln(T)+(5.2528E-6)\times T^{2})}$ Pression en pascals et température en kelvins, de 231,51 à 619,95 K. Valeurs calculées : 2 771,67 Pa à 25 °C. T (K) T (°C) P (Pa) 231,51 −41,64 20,535 257,41 −15,74 196,85 270,35 −2,8 505,22 283,3 10,15 1 172,68 296,25 23,1 2 496,94 309,2 36,05 4 935,13 322,15 49 9 143,75 335,09 61,94 16 013,18 348,04 74,89 26 693,06 360,99 87,84 42 606,27 373,94 100,79 65 451,26 386,89 113,74 97 193,83 399,83 126,68 140 050,55 412,78 139,63 196 467,01 425,73 152,58 269 094,06 T (K) T (°C) P (Pa) 438,68 165,53 360 765,08 451,63 178,48 474 476,88 464,57 191,42 613 376,41 477,52 204,37 780 754,59 490,47 217,32 980 048,26 503,42 230,27 1 214 850,71 516,37 243,22 1 488 930,94 529,31 256,16 1 806 261,45 542,26 269,11 2 171 054,55 555,21 282,06 2 587 806,86 568,16 295,01 3 061 351,93 581,11 307,96 3 596 920,99 594,05 320,9 4 200 211,97 607 333,85 4 877 467,23 619,95 346,8 5 635 600
Viscosité dynamique	0,95 mPa·s (à 20 °C)
Point critique	56,6 bar à 345,85 °C[6]
Thermochimie
S0liquide, 1 bar	177,9 J K−1 mol−1[6]
ΔfH0gaz	140,2 kJ mol−1[6]
ΔfH0liquide	99,96 kJ mol−1[6]
ΔfusH°	8,278 5 kJ mol−1 à −41,66 °C[6]
ΔvapH°	35,09 kJ mol−1 à 115,25 °C[6]
Cp	133 J K−1 mol−1 (liquide, 25 °C)[6] équation[9] : ${\displaystyle C_{P}=(107850)+(-34.787)\times T+(0.39565)\times T^{2}}$ Capacité thermique du liquide en J·kmol-1·K-1 et température en kelvins, de 231,51 à 388,41 K. Valeurs calculées : 132,649 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 231,51 −41,64 121 000 1 530 241 −32,15 122 446 1 548 247 −26,15 123 396 1 560 252 −21,15 124 209 1 570 257 −16,15 125 042 1 581 262 −11,15 125 895 1 592 268 −5,15 126 944 1 605 273 −0,15 127 841 1 616 278 4,85 128 757 1 628 283 9,85 129 692 1 640 289 15,85 130 842 1 654 294 20,85 131 821 1 666 299 25,85 132 820 1 679 304 30,85 133 839 1 692 309 35,85 134 878 1 705 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 315 41,85 136 150 1 721 320 46,85 137 233 1 735 325 51,85 138 335 1 749 330 56,85 139 457 1 763 336 62,85 140 829 1 780 341 67,85 141 994 1 795 346 72,85 143 179 1 810 351 77,85 144 384 1 825 357 83,85 145 856 1 844 362 88,85 147 105 1 860 367 93,85 148 373 1 876 372 98,85 149 661 1 892 377 103,85 150 969 1 909 383 109,85 152 564 1 929 388,41 115,26 154 030 1 947 équation[10] : ${\displaystyle C_{P}=(23.262)+(1.1251E-1)\times T+(3.7351E-4)\times T^{2}+(-4.5402E-7)\times T^{3}+(1.4286E-10)\times T^{4}}$ Capacité thermique du gaz en J·mol-1·K-1 et température en kelvins, de 50 à 1 500 K. Valeurs calculées : 79,105 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 50 −223,15 29 765 376 146 −127,15 46 302 585 195 −78,15 56 244 711 243 −30,15 66 641 842 291 17,85 77 468 979 340 66,85 88 757 1 122 388 114,85 99 863 1 262 436 162,85 110 852 1 401 485 211,85 121 796 1 540 533 259,85 132 122 1 670 581 307,85 141 948 1 795 630 356,85 151 368 1 914 678 404,85 159 926 2 022 726 452,85 167 766 2 121 775 501,85 174 994 2 212 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 823 549,85 181 298 2 292 871 597,85 186 834 2 362 920 646,85 191 714 2 424 968 694,85 195 779 2 475 1 016 742,85 199 191 2 518 1 065 791,85 202 081 2 555 1 113 839,85 204 424 2 584 1 161 887,85 206 397 2 609 1 210 936,85 208 164 2 632 1 258 984,85 209 804 2 652 1 306 1 032,85 211 523 2 674 1 355 1 081,85 213 549 2 700 1 403 1 129,85 216 007 2 731 1 451 1 177,85 219 157 2 771 1 500 1 226,85 223 336 2 823
PCI	−2 725 kJ mol−1[6]
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation	9,25 eV (gaz)[11]
Propriétés optiques
Indice de réfraction	${\displaystyle {\textit {n}}_{D}^{25}}$ 1,507[4]
Précautions
SGH[13]
Danger H225, H302, H312 et H332 H225 : Liquide et vapeurs très inflammables H302 : Nocif en cas d'ingestion H312 : Nocif par contact cutané H332 : Nocif par inhalation
SIMDUT[14]
B2, D2B, B2 : Liquide inflammable point d'éclair : 20 °C coupelle fermée (méthode non rapportée) D2B : Matière toxique ayant d'autres effets toxiques irritation des yeux chez l'animal ; irritation de la peau chez l'animal ; toxicité chronique : néoplasmes hepatocellulaires malins chez la souris Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients
NFPA 704
3 3 0
Transport[8]
33    1282    Code Kemler : 33 : matière liquide très inflammable (point d'éclair inférieur à 23 °C) Numéro ONU : 1282 : PYRIDINE Classe : 3 Étiquette : 3 : Liquides inflammables Emballage : Groupe d'emballage II : matières moyennement dangereuses ;
Classification du CIRC
Groupe 3 : Inclassable quant à sa cancérogénicité pour l'Homme[12]
Inhalation	nocif
Peau	se laver immédiatement et abondamment avec de l’eau
Yeux	idem
Ingestion	nocif
Écotoxicologie
DL50	1,5 g kg−1 (souris, oral) 360 mg kg−1 (rat, i.v.) 1,25 g kg−1 (souris, s.c.) 950 mg kg−1 (souris, i.p.)[2]
LogP	0,65[1]
Seuil de l’odorat	bas : 0,23 ppm haut : 1,9 ppm[15]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
modifier

La pyridine ou azine, de formule brute C₅H₅N, est un composé hétérocyclique simple et fondamental qui se rapproche de la structure du benzène où un des groupes CH est remplacé par un atome d’azote. Elle existe sous la forme d’un liquide limpide, légèrement jaunâtre ayant une odeur désagréable et pénétrante (aigre, putride et évoquant le poisson). Elle est très utilisée en chimie de coordination comme ligand et en chimie organique comme réactif et solvant. Les dérivés de la pyridine sont très nombreux dans la pharmacie et dans l’agrochimie. La pyridine est utilisée comme précurseur dans la fabrication d’insecticides, d’herbicides, de médicaments, d’arômes alimentaires, de colorants, d’adhésifs, de peintures, d’explosifs et de désinfectants. Elle est un composé aromatique qui possède une réactivité différente du benzène.

La pyridine a été découverte en 1851 par le chimiste Thomas Anderson grâce à des études sur la distillation de l’huile d’os et de matières animales. Le mot pyridine provient du grec « pyr » le feu et « idine » est le suffixe utilisé pour les bases aromatiques^[16]. Un radical de la molécule est appelé pyridyle. La pyridine ainsi que plusieurs pyridines alkylées ont ainsi été obtenues au début par la pyrolyse des os grâce à une condensation entre l’ammoniac et les aldéhydes ou les cétones, produits par la décomposition du glycérol et des dérivés azotés contenus dans les ossements. La pyridine peut aussi être obtenue par distillation du charbon, du goudron de charbon d’os, le goudron de houille et le goudron à distillation lente, dans les huiles pyrogénées d’origines diverses, (les huiles des schistes bitumineux ainsi que l’huile de café contiennent de la pyridine). La pyridine est ensuite récupérée par lavage de goudron de houille au moyen d’acide sulfurique dilué, la séparation étant ensuite effectuée à l’aide d’alcalins^[17]. La structure de la pyridine a été établie en 1869-1870 par Wilhelm Körner et James Dewar^[18]. La découverte de la structure de la pyridine a permis le développement de plusieurs voies de synthèse^[16] : en 1877, William Ramsay réalise la synthèse de la pyridine à partir d’acétylène et d’acide cyanhydrique. Puis en 1882, Arthur Hantzsch réalise lui aussi une synthèse de la pyridine. Cependant, la pyridine est restée très peu utilisée pendant des décennies et les petites quantités de pyridine utilisées étaient obtenues par distillation du charbon. La pyridine est devenue importante dans les années 1930 avec la découverte de la niacine (vitamine B₃), qui prévient les démences. Depuis les années 1940, la 2-vinylpyridine est utilisé dans la synthèse de latex^[16]. La demande en pyridine n’a cessé d’augmenter jusqu’à nos jours grâce à la découverte de nombreuses biomolécules pyrimidiques^[16].

La synthèse à partir d’aldéhydes et/ou de cétones et d’ammoniac est le mode de production de la pyridine le plus courant. L’intérêt de ce type de réaction est l’accès à des réactifs bon marché. La réaction a lieu généralement en phase gazeuse à des températures comprises entre 350 °C et 550 °C en présence d’un catalyseur (composé de silice et d’alumine additionnée d’un métal) et avec un temps de passage dans le réacteur très court, de l’ordre de quelques secondes. Les rendements peuvent atteindre les 60-70 %^[16].

La réaction la plus utilisée est la condensation entre l’acétaldéhyde et le formaldéhyde en présence d’ammoniac^[19]. Cette réaction se déroule en deux étapes :

1. Formation de l’acroléine

   ${\displaystyle {\rm {CH_{3}CHO+H_{2}CO\rightarrow CH_{2}=CHCHO+H_{2}O}}}$

2. Réaction de l’acroléine avec l’acétaldéhyde en présence d’ammoniac

   ${\displaystyle {\rm {CH_{2}=CHCHO+CH_{3}CHO+NH_{3}\rightarrow \,{\text{pyridine}}+2H_{2}O+H_{2}}}}$

Le mélange d’acétaldéhyde, de formaldéhyde et d’ammoniac est d’abord préchauffé puis passe dans un réacteur à lit fixe contenant le catalyseur à une température de 400 à 450 °C. Le mélange réactionnel est ensuite refroidi afin de séparer les gaz (hydrogène et ammoniac principalement) des condensats. Une extraction liquide-liquide permet ensuite d’extraire la pyridine et ses dérivés avant qu’une série de colonnes de distillation sépare le solvant d’extraction, la pyridine puis les dérivés plus lourds. Le catalyseur est régulièrement régénéré par le passage d’un flux d’air^[19].

Le rendement en pyridine est de l’ordre de 38-63 % en fonction du catalyseur utilisé. Le principal coproduit est la 3-méthylpyridine (rendement entre 9 et 29 %). Si on utilise directement de l’acroléine avec de l’ammoniac, on favorise la synthèse du 3-méthylpyridine avec un rendement de 15-49 %. Et si on utilise uniquement de l’acétaldéhyde avec de l’ammoniac, on produit préférentiellement 2-méthylpyridine et le 4-méthylpyridine avec un rendement de 35-45 % et de 9-44 % respectivement selon le catalyseur utilisé^[19].

Les dérivés de la pyridine étant des coproduits facilement vendables, une grande sélectivité n’est pas recherchée durant la synthèse. Toutefois il arrive qu’une part importante des dérivés ayant une valeur trop faible sur le marché soit produite. Dans ce cas, on convertit ces derniers en pyridine par déalkylation oxydative. Les coproduits mélangés avec de l’air ou de l’hydrogène en présence d’eau sont convertis en pyridine avec des rendements compris entre 50 et 93 % en fonction des dérivés et des catalyseurs^[19].

Une autre voie de synthèse est la réaction entre un nitrile et l’acétylène en phase liquide avec un catalyseur au cobalt et permet un rendement d’environ 50 % pour la pyridine^[16]. La température de réaction se situe entre 120 °C et 180 °C à une pression comprise entre 0,8 et 2,5 MPa. Cette voie de synthèse est toutefois utilisée pour la production sélective de pyridines ortho-substituées. Ainsi l’acétonitrile et l’acétylène réagissent en présence de cobaltocène pour donner la 2-méthylpyridine avec un rendement de 76 %^[19]. L’acrylonitrile réagit avec l’acétylène en présence de (cyclopentadiényl)cobalt-1,5-cyclooctadiène pour donner la 2-vinylpyridine avec un rendement de 93 %^[20].

La synthèse de Hantzsch est une autre méthode classique pour obtenir des dérivés de la pyridine. On fait réagir deux équivalents d'un composé 1-3 dicarbonylé (ici l'acétoacétate d'éthyle) avec un équivalent d’ammoniac et un équivalent d’un aldéhyde comme le formaldéhyde pour former une dihydropyridine substituée (cycle ne comportant que deux doubles liaisons). L’action d’un oxydant doux sur cette dihydropyridine permet d’obtenir une pyridine substituée. La synthèse s’effectue à 25 °C et dure plusieurs jours. Les pyridines obtenues sont substituées de façon symétrique.

Un moyen d’obtenir une pyridine dissymétrique est de faire réagir une 3-aminoénone avec un composé 1,3-dicarbonylé. La 3-aminoénone attaque une des fonctions carbonyle du composé 1,3-dicarbonylé pour ensuite donner une imine qui cyclise la molécule en réagissant avec l’autre carbonyle. Au cours de la réaction, deux molécules d’eau sont éliminées^[16]. Une pyridine peut être aussi synthétisée à partir d’un composé 1,5-dicarbonylé avec de l’ammoniac pour former une dihydropyridine facilement oxydable en pyridine^[16].

La pyridine est un liquide dans les conditions normales de pression et de température. La pyridine est miscible avec l’eau et avec la plupart des solvants organiques habituels. La pyridine est une molécule de polarité moyenne, moins polaire que l’eau et les alcools mais plus polaire que l’acétate d'éthyle, le dichlorométhane, l’éther de pétrole et les alcanes. En RMN du proton, la pyridine se présente sous trois pics^[21] : 8,5 ppm pour les hydrogènes en α de l’azote, 7,6 ppm pour les hydrogènes en γ et 7,2 ppm en β. En RMN du carbone, la pyridine est encore sous trois pics : à 150 ppm pour les carbones 1 et 5, 139 ppm pour le carbone 3 et 123 ppm pour les carbones 2 et 4^[21]. En spectroscopie infrarouge, la pyridine présente une bande d’absorption autour de 3 000 cm⁻¹ pour les C-H des carbones sp^2[22]. Le seuil de détection olfactif est de 0,02 ppm (dans l’air)^[23]. L’indice de réfraction est de 1,510^[24]. La constante diélectrique à 25 °C est de 12,4^[25].

La pyridine est un composé aromatique qui vérifie la règle de Hückel. Les électrons délocalisés sont ceux des trois doubles liaisons soit six électrons. Chaque carbone apporte un de ses électrons pi dans la délocalisation et l’azote également hybridé sp² apporte le sixième électron. La pyridine possède une énergie de résonance de 117 kJ/mol, inférieure à celle du benzène mais supérieure à celles du thiophène, du pyrrole et du furane^[26].

Toutes les liaisons carbone-carbone sont de même longueur (139 pm), intermédiaire entre la longueur d'une liaison C-C simple (154 pm) et d'une liaison double C=C (134 pm). Les deux liaisons carbone-azote ont la même longueur (137 pm), plus courte qu'une liaison simple C-N (147 pm) et plus longue qu'une liaison double C=N (128 pm). La pyridine n’est pas un composé absolument plat à cause de la géométrie des liaisons de l’azote. L’atome d’azote possède un doublet électronique libre équatorial, non délocalisé dans le système π aromatique. La paire libre de l’azote est dans une orbitale sp² dans le plan de la molécule. Seul un électron dans l’orbital p complète l’arrangement électronique de manière à rendre le cycle aromatique.

L’azote ne fait donc pas jouer son caractère mésomère donneur, et seul son caractère inductif attracteur influence le reste du système π. L'atome d’azote exerce donc dans le cycle un effet inductif attracteur et mésomère attracteur. L’azote n’apporte pas de densité électronique supplémentaire. Un effet mésomère attracteur oriente la délocalisation des charges électroniques et affecte une charge électronique sur l’azote dans les quatre formes limites de la pyridine.

L'atome d'azote de la pyridine peut être protoné par réaction avec des acides et forme un cation aromatique appelé ion pyridinium. Le nombre d’électrons délocalisés dans l'ion pyridinium est le même que pour la pyridine, soit six électrons. La charge positive de ce cation est alors stabilisée sur tout le cycle par effet mésomère. L’ion pyridium est isoélectronique au benzène à la différence que l’azote porte une charge. La charge positive diminue les densités électroniques des carbones du cycle notamment pour les carbones qui sont proches de l’azote. Les réactions avec les nucléophiles sont plus faciles avec le pyridinium qu’avec la pyridine, mais les réactions avec les électrophiles sont au contraire rendues plus difficiles. La délocalisation de la charge positive dans le cycle pyrimidique rend le cation plus stable et moins réactif qu'un cation non stabilisé.

La pyridine est l’hétérocycle qui a la réactivité la plus proche de celle du benzène. Cependant, la présence d’un atome d’azote dans le cycle déforme la distribution des électrons dans le cycle et la présence d’un doublet libre sur l’azote fournit un site pour la protonation et pour l’alkylation qui n’a aucune analogie vis-à-vis du benzène.

D’après la structure de la pyridine, trois types de réactivités sont attendues^[26] :

• la réactivité d’une amine tertiaire : protonation, alkylation, acylation, formation de N-oxyde et coordination avec les acides de Lewis ;
• la réactivité du benzène : réaction de substitution électrophile aromatique, résistance vis-à-vis des additions et des ouvertures du cycle ;
• la réactivité d’une imine conjuguée ou d’un carbonyle : attaque nucléophile en α ou γ.

Le doublet libre de l’azote étant dans une orbitale sp², il n’est pas délocalisé et confère à la pyridine des propriétés basiques. Cela a pour effet de donner à la pyridine et à ses dérivés des propriétés chimiques assez différentes des dérivés du benzène. L’azote comporte une charge électronique partielle élevée aux dépens des carbones du cycle, qui ont une densité électronique plus faible. En conséquence, la pyridine va réagir plus difficilement que le benzène avec les électrophiles mais plus aisément avec les nucléophiles. Le caractère électroattracteur exercé par l’azote appauvrit considérablement le noyau aromatique.

Les formes mésomères montrent que les positions 2,4 et 6 de la pyridine sont particulièrement appauvries en densité électronique, puisque l'on peut y faire apparaître des charges positives avec les formes de résonance. De plus, l'atome d'azote attirant les électrons du cycle, celui-ci est très désactivé. La pyridine possède du fait de cette attraction un moment dipolaire de 2,2 debye dont le pôle négatif est orienté vers l’azote^[26].

En conséquence, les substitutions électrophiles aromatiques telles que la nitration ou l’halogénation se feront plutôt en position 3, mais souvent dans des conditions dures en l’absence de groupements donneurs sur le cycle (amines, éthers…). De même, les alkylations et acylations de Friedel-Crafts sont inconnues sur la pyridine même. En contrepartie, les composés nucléophiles réagissent bien sur le cycle dans les positions appauvries 2, 4 ou 6, en addition ou en substitution.

La pyridine est une imine stable à cause de son aromaticité. En général, les imines sont des intermédiaires de réaction instables^[27].

L’azote est un atome très électronégatif qui a une forte tendance à attirer les électrons. Un azote portant une charge négative est donc plus stable qu’un azote avec une charge positive. La position où va s’effectuer une substitution dépend de la stabilité de l’intermédiaire de la réaction. L’écriture des formes mésomères des intermédiaires d’une substitution montre qu’une substitution électrophile aromatique s’effectue préférentiellement en position 3 parce que la présence d’une charge positive sur l’azote est très défavorable tandis qu’une substitution nucléophile aura plutôt lieu en position 2, 4 et 6 parce que la présence d’une charge négative sur l’azote est très favorable.

L'écriture des formes mésomères permet de situer les charges partielles positives de la pyridine en position 2, 4 et 6.

Les substitution électrophile aromatique sont difficiles à effectuer car la pyridine est moins réactive que le benzène et l’ion pyridinium est encore moins réactif que la pyridine pour les substitutions électrophiles. Lorsqu’une réaction de substitution électrophile a lieu, elle se déroule en position 3 et 5 de la pyridine, qui sont les positions les plus riches en électrons. Le produit cinétique est la pyridine complexée sur le doublet par l’électrophile^[26]. La réaction de substitution est difficile car elle doit avoir lieu sur le sel de pyridinium ou bien sur la petite quantité de pyridine non protonée qui est présente et non complexée avec l’électrophile. La présence de substituants donneurs d’électrons va augmenter la facilité de la réaction. Cependant, le passage par un N-oxyde de pyridine est préférable pour faire des réactions de substitutions électrophiles et permet d’obtenir de meilleurs rendements^[26].

Les réactions classiques de substitutions électrophiles aromatiques telles que l’alkylation de Friedel-Crafts ou l’acylation de Friedel-Crafts n’ont tout simplement pas lieu. En effet, les acides de Lewis catalysant celles-ci coordonnent l’azote pour le rendre encore plus électroattracteur et les réactions de Friedel-Crafts ont lieu sur l’azote et non sur les carbones de la pyridine^[26]. Il est aussi possible d’alkyler ou d’acyler l’azote avec un halogénure d’acide ou d’alkyle sans acide de Lewis et sans autre nucléophile dans le milieu réactionnel. La réaction de Mannich n’a pas lieu avec les pyridines sauf si elles sont substituées par des groupements électrodonneurs^[26].

La nitration de la pyridine est difficile et nécessite des conditions fortes. À 370 °C, la pyridine réagit avec l’acide nitrique en présence d’acide sulfurique concentré pour conduire à la 2-nitropyridine (94 %) et à la 3-nitropyridine (6 %). La présence de groupes méthyle sur la pyridine favorise la nitration mais ces groupes sont partiellement oxydés en acide carboxylique. Ces groupes peuvent être éliminés par décarboxylation. Ainsi la luthidine et la collidine permettent d’obtenir la 3-nitropyridine après une nitration et une décarboxylation. De même, la présence d’un groupe hydroxyde ou amine sur la pyridine favorise la nitration. La 4-aminopyridine est nitrée sur la fonction amine puis se transforme en 4-amino-3-hydroxypyridine par réarrangement. La 2-hydroxypyridine est nitrée en position 4. Cependant un autre moyen d’obtenir la 4-nitropyridine est d’utiliser une pyridine N-oxyde avec un rendement de 85 % en présence d’acide sulfurique et d’acide nitrique^[26].

À 320 °C, la sulfonation avec de l’oléum conduit à l’acide 3-sulfonique en petite quantité. À 360 °C le produit formé est l'acide 4-sulfonique. La réaction peut avoir lieu à plus basse température avec un catalyseur autour de 220 °C en présence de sulfate mercurique. La pyridine réagit avec les halogènes pour donner des composés cristallisés ou solubles dans le tétrachlorométhane.

Généralement, les réactifs nucléophiles effectuent une substitution : d’abord en position 2 et 6 puis en position 4 (bien que certains réactifs fassent l’inverse). L’attaque d’un nucléophile sur la pyridine est suivi de la perte d’un hydrure. La réaction n’est donc pas favorisée thermodynamiquement car l’hydrure est un très mauvais groupe partant et le départ de l’hydrure nécessite des conditions expérimentales vigoureuses. Par contre, si la réaction a lieu sur une pyridine halogénée, la réaction est plus facile car l’ion halogénure est un bon groupe partant. Les 2-halopyridines sont de très bon substrats pour les réactions de substitution nucléophile. Les 4-halopyridines sont des substrats un peu moins bons. Les 3-halopyridines sont très peu réactives^[26].

La réaction de Chichibabin, du nom du chimiste soviétique Aleksei Chichibabin, est une réaction de substitution nucléophile où un hydrure est remplacé par un groupe amidure. L’action de l’amidure de sodium, de baryum ou de potassium sur la pyridine conduit à la 2-aminopyridine. La réaction peut avoir lieu à sec mais en général, elle s’effectue dans les solvants aromatiques en ébullition. Les groupes hydroxyle, sulfate ou amide en position 2 ou 6 sur la pyridine peuvent aussi être substitués au cours de cette réaction^[26]. Dans cette réaction, les 3-alkylpyridines sont substituées en position 2 par un groupe amine tandis que les 2 et 4-alkylpyridine ont du mal à réagir car l’amidure a tendance à arracher un proton de la chaine alkyle pour former un carbanion qui réagit moins bien avec les nucléophiles^[26].

La pyridine en présence de soude subit une attaque nucléophile de l'ion hydroxyde pour former la 2-hydroxy-1,2-dihydropyridine qui est oxydée en 2-pyridone avec un faible rendement^[26]. L'ion hydroxyde effectue une sustitution nucléophile identique à l'ion amidure mais dans des conditions plus vigoureuses.

La réaction des pyridines avec des alkyllithium ou des aryllithium conduit à des sels de lithium qui peuvent être parfois isolés mais qui en général perdent de l’hydrure de lithium pour être oxydés par le dioxygène et donner des pyridines substituées. La même réaction avec les organomagnésiens est possible mais plus difficile^[26].

Le solvant le plus utilisé pour faire les oxydations en chimie organique est la pyridine. La pyridine est difficilement oxydable et résiste bien aux conditions expérimentales des réactions d’oxydation en milieu basique. Toutefois, elle est oxydée par le permanganate de potassium en présence de potasse (à 100 °C) en libérant du gaz carbonique comme le benzène. La pyridine est aussi oxydée par l’ozone. L’ozonolyse affecte les trois doubles liaisons. Si la pyridine est substituée par des groupements alkyles, ces groupements sont aussi oxydés.

La pyridine traitée par les acides peroxycarboxyliques (le plus souvent l’acide méta-chloroperbenzoïque) ou l’eau oxygénée dans l’acide acétique à 100 °C peut être oxydée en N-oxyde de pyridine. L’action du trichlorure de phosphore ou de la triphénylphosphine sur les N-oxydes de pyridine permet de retourner aux pyridines correspondantes. L’utilisation d’une hydrogénation catalytique douce peut être utilisée pour passer des pyridines N-oxyde aux pyridines simples. Les pyridines N-oxyde sont utilisées dans de nombreuses réactions à cause de leur meilleures réactivité vis-à-vis des substitutions nucléophiles par rapport aux pyridines.

La pyridine est facilement réduite par le tétrahydruroaluminate de lithium LiAlH₄ pour former la dihydropyridine puis la tétrahydropyridine et enfin la pipéridine. La pyridine est donc plus facilement réduite que le benzène. L’hydrogénation catalytique de la pyridine à 25 °C, en milieu faiblement acide avec du platine ou faiblement basique avec un amalgame de nickel fournit également la pipéridine^[26]. Le borohydrure de sodium n’a pas d’effet sur la pyridine. Cependant, ce réactif réduit les sels de pyridium et les pyridines avec un groupement électroattracteur^[26]. La réduction de Birch (sodium en solution dans l’ammoniac) permet de réduire la pyridine. Le radical anion intermédiaire peut se dimériser mais la présence d’une source de proton comme l’éthanol permet d’obtenir une 1,4 dihydropyridine.

Le doublet de l’azote n’étant pas délocalisé, il confère à la pyridine des propriétés basiques. La pyridine est une base faible (l'ion pyridinium a un pK_a de 5,23). Cette faible basicité est en contradiction avec le fait que le doublet semble bien disponible pour capter un proton. L’explication vient de l’hybridation de l’azote. Un composé hybridé sp³ a un effet inductif attracteur plus faible que l’azote hybridé sp². Le doublet est donc plus lié à l’azote ce qui ne facilite pas sa protonation et diminue sa basicité. La basicité de l’azote permet les mêmes réactions que pour les amines tertiaires.

Les sels de pyridinium sont beaucoup plus réactifs envers les réactifs nucléophiles notamment en position ortho ou para. Ces additions sont parfois suivies d’une ouverture de cycle. Les sels d’alkylpyridine en présence d’hydroxyde d’argent donnent les hydroxydes correspondants et par chauffage en position β ils peuvent perdre une molécule d’eau^[26]. La réduction de sel de pyridinium N-acylé par le borohydrure de sodium conduit au 1,2 et 1,4 dihydropyridine^[26].

Les acides minéraux et organiques forts forment des sels stables avec la pyridine en protonant l’azote (chlorhydrate et sulfate de pyridium). Ces sels sont très solubles dans l’eau et très hygroscopiques. La présence de groupe à effet inductif donneur facilite la formation de sel en stabilisant la charge positive par effet inductif donneur. Les acides de Lewis sont inhibés par la pyridine car ils sont attaqués par le doublet de l’azote^[26].

Les halogénures d’alkyle ou d’aryle activés forment avec la pyridine des sels de N-alkylpyridinium ou N-arylpyridinium. Cette réaction est utilisée pour faire des réactions de deshydrohalogénation qui conduisent aux alcènes. L’acrylonitrile et les acrylates réagissent lors d’une réaction de Mickael pour donner des sels de pyridium^[26].

Les chlorures d'acyle réagissent facilement à 0 °C avec la pyridine pour donner des chlorures de 1-acylpyriridinium. Les chlorures d’acide arylsulfonique réagissent de la même manière. Les anhydrides d’acide forment aussi des complexes^[26].

Les substituants présents sur la pyridine influencent les propriétés basiques du noyau^[28]. Un groupement avec un effet mésomère donneur en position 4 augmente la basicité en stabilisant le cation et en délocalisant la charge positive. La basicité diminue lorsque des groupements avec un effet mésomère attracteur sont sur le cycle.

Les pyridines qui portent des groupes méthyle, amine, ou hydroxyle en position 2 ou 4 conduisent en présence de bases fortes à des anions qui sont stabilisés par mésomérie^[29]. Les hydrogènes de ces groupes peuvent être plus facilement arrachés et les valeurs de pK_a sont donc moins élevées pour ces composés. Lorsque le substituant est en position 3, la stabilisation par mésomérie est moins évidente et par conséquent la valeur du pK_a est plus élevée.

La pyridine est souvent utilisée comme réactif ou bien comme catalyseur en synthèse organique dans des réactions de condensation, déshalogénation, halogénation ou d’acylation^[30] et aussi comme un précurseur pour la synthèse de produits intermédiaires utilisés dans la fabrication d’insecticides, d’herbicides, de médicaments, d’arômes alimentaires, de colorants, d’adhésifs, de peintures, d’explosifs et de désinfectants. La pyridine est alors utilisée comme précurseur à des réactions de substitution nucléophile et plus rarement des substitutions électrophiles ou bien des réactions d’alkylation sur l’azote. La pyridine est aussi utilisée pour dénaturer l’alcool, les antigels et les fongicides, et aussi comme adjuvant pour les teintures textiles.

La pyridine est couramment utilisée comme solvant basique polaire et permet de neutraliser la formation d’acide lors de certaines réactions. La pyridine est souvent utilisée comme solvant polaire aprotique basique ou simplement ajoutée au milieu réactionnel pour neutraliser les acides qui résultent de ces réactions. Cependant la haute température d’ébullition rend parfois la pyridine difficile à éliminer et d’autres solvants organiques avec une faible température d’ébullition sont utilisés.

La pyridine d5 deutérée où les hydrogènes de la pyridine ont été remplacés par des atomes de deutérium peut être utilisée comme solvant en spectroscopie RMN.

La pyridine et ses dérivés peuvent être utilisés pour activer certaines réactions d’acylation ou d’estérification.

• La 4-diméthylaminopyridine (DMAP) est utilisé pour activer les anhydrides lors de réactions d’acylation. L’intermédiaire est un sel 1-acylpyridium qui réagit avec une amine primaire ou secondaire pour former une amide^[26].
• La 4-(1-pyrrolidinyl)-pyridine (PPY) permet d’activer une réaction d’estérification entre un acide carboxylique et certains alcools en présence de DCC (dicyclohexylcarbodiimide). Le PPY réagit avec l’intermédiaire formé par la réaction entre l’acide et le DCC, qui se comporte de la même manière qu’un anhydride d'acide^[26].

La pyridine est très utilisée comme ligand en chimie de coordination (dans ce cadre, elle est abrégée « py ») car elle a une grande habileté à former des complexes avec de nombreux cations de métaux de transition. La pyridine est un ligand plutôt mou dans la théorie HSAB. Dans les complexes, une liaison azote-métal est formée. Ces complexes peuvent être utilisés pour des analyses sélectives.

Certains des complexes de la pyridine sont utilisés pour oxyder les alcools primaires ou secondaires.

• Le réactif de Collins ou de Sarret sont constitués par un équivalent d’acide chromique et deux équivalents de pyridine. Ils sont préparés par chauffage et diffèrent entre eux par leur forme cristalline.
• Le réactif de Conforth est constitué d’un équivalent de trioxyde de chrome et de deux équivalents de pyridine mélangée avec de l’eau
• Le dichromate de pyridinium PDC est constitué d’un équivalent de dichromate de deux équivalents de pyridine et d’acide chlorhydrique
• Le chlorochromate de pyridinium PCC est constitué d’un équivalent de trioxyde de chrome, d'un équivalent d’acide chlorhydrique et de pyridine.

La pyridine, avec de l’acide barbiturique est couramment utilisée pour la détection colorimétrique des cyanures en solution aqueuse. Elle réagit avec le chlorure de cyanure (formé par la réaction entre l’ion cyanure et la chloramine-T) pour former une espèce conjuguée avec deux molécules d’acide barbiturique, ensemble qui possède une teinte rouge. L’intensité de la coloration est directement proportionnelle à la concentration en cyanure.

La pyridine est nocive par inhalation, par contact avec la peau et par ingestion^[23]. Elle est absorbée par le tractus gastro-intestinal, la peau et les poumons^[23]. Les problèmes gastro-intestinaux qui peuvent survenir en même temps sont : des nausées, des vomissements, des anorexies voire des diarrhées^[23]. Par inhalation, les vapeurs de pyridine sont irritantes pour les muqueuses oculaires, nasales et respiratoires. Les symptômes habituels d’une exposition à la pyridine sont : maux de têtes, toux, respiration de type asthmatique, laryngite, nausées et vomissement. La pyridine par contact cutané ou par projection provoque une irritation de la peau et des muqueuses, voire des brulures. La pyridine a été à l’origine de quelques cas de sensibilisation cutanée à type d’eczéma. Au niveau oculaire, la pyridine induit des lésions sévères avec opacification cornéenne et cicatrisation de la conjonctive^[23]. Les deux principaux organes touchés par la pyridine sont le tractus gastro-intestinal et le système nerveux central. Quelle que soit la quantité absorbée, les problèmes majoritaires sont neurologiques : céphalée, vertiges, asthénie, nervosité, confusion. La pyridine est métabolisée de la même façon pour toutes les espèces étudiées et est éliminée sous forme inchangée ou métabolisée par l’urine. La pyridine n’est pas mutagène.

La pyridine dans les conditions normales de température et de pression est un composé stable. Cependant, la pyridine est facilement inflammable et se décompose à température élevée avec des dégagements de vapeurs de cyanure, hautement toxiques^[23]. Les vapeurs de pyridine peuvent former dans certaines proportions un mélange explosif avec l’air. Le dioxyde de carbone, les poudres chimiques, les mousses spéciales peuvent être efficaces en cas d’incendie. La pyridine peut attaquer le caoutchouc ou certains plastiques^[23]. Pour cela la pyridine doit être stockée dans des récipients en acier ou en fer pour les grandes quantités^[23]. Les récipients en verre ne sont utilisés que pour les petites quantités. La pyridine peut réagir vivement avec les acides forts^[23] (acide nitrique, acide sulfurique fumant…) ou les oxydants forts^[23] (trioxyde de chrome, permanganate de potassium…) et doit être stockée dans des locaux bien ventilés à l’abri de toute source d’ignition, des rayonnements solaires et des sources de chaleurs. Les stockages de pyridine doivent se trouver éloignés des produits oxydants et des acides forts^[23].

La pyridine est entièrement soluble dans l’eau, et forme des mélanges toxiques même lorsqu’elle est fortement diluée. La pyridine est stable dans l’eau et il ne se produit pas d’hydrolyse donc ce composé reste présent dans les milieux aquatiques pendant une longue période sans se dégrader. La pyridine est une base et fait monter le pH des milieux aquatiques, provoquant des changements importants. Des immissions continues de pyridine dans le milieu aquatique peuvent provoquer une métabolisation accrue de la microflore. Des concentrations de 0,5 mg/l sont suffisantes pour inhiber les processus de nitrification et d’ammonification. Les processus d’oxydation engendrés par la pyridine diminuent sensiblement à partir d’une concentration de 5 mg/l^[17]. La pyridine est très mobile dans le sol.

Le rôle de la pyridine comme polluant atmosphérique est mis au jour en 2019. Cette molécule, produite en abondance par l’activité humaine, facilite la formation des aérosols atmosphériques et influence ainsi la formation des nuages et donc le climat^[31],[32].

• R. Milcent et F. Chau, Chimie organique hétérocyclique : Structures fondamentales, chimie et biochimie des principaux composés naturels, EDP Sciences, 2003, 846 p. (ISBN 978-2-86883-583-3, présentation en ligne)
• J. Clayden, N. Greeves et al. (trad. A. Pousse), Chimie organique, De Boeck Université, 2002, 1534 p. (ISBN 978-2-7445-0149-4, présentation en ligne)
• (en) Erwin Klingsberg et R. A. Abramovitch, Pyridine and its derivatives, Part 1

Composés structurellement ou chimiquement apparentés :

• Pipéridine, analogue saturé de la pyridine
• Pyrrole, un hétérocyclique aromatique à 4 carbones et un azote
• Bipyridine, un composé polypyridine simple consistant en deux molécules de pyridine liées par une simple liaison
• Diazines : molécules aromatiques avec deux atomes d’azote dans le cycle
  • Pyrimidine
  • Pyridazine
  • Pyrazine
• Triazines : molécules aromatiques avec trois atomes d’azote dans le cycle
  • 1,2,3-Triazine
  • 1,2,4-Triazine
  • 1,3,5-Triazine
• noyaux de pyridine et un de benzène fusionnés :
  • Quinoléine
  • Isoquinoléine
• Aniline, benzène avec un groupe NH₂ attaché
• Pyridines substituées
  • Picoline, pyridine avec un groupe méthyle
  • Lutidine, pyridine avec deux groupes méthyle
  • Collidine, pyridine avec trois groupes méthyle
  • Acide picolique, pyridine avec groupe COOH en position 2
  • Acide nicotinique, pyridine avec groupe COOH en position 3
  • Acide isonicotinique, pyridine avec groupe COOH en position 4
• Noyaux aromatiques simples

• (en) « Molecular Orbitals of Pyridine » [« Orbitales moléculaires de la pyridine »] (consulté le 25 octobre 2019)
• Fiches Internationales de Sécurité Chimique Pyridine ICSC : 0323 sur NIOSH
• (en) Synthesis of pyridines (overview of recent methods)

• Portail de la chimie
• Portail de la biochimie