Un groupe carboxyle, ou groupe acide carboxylique, est la combinaison de quatre atomes qui agissent comme une unité : un carbone (C), deux oxygènes (O) et un hydrogène (H). Les chimistes organiques écrivent habituellement la structure du groupe carboxyle simplement -COOH ou -CO2H. Pour les non-initiés, cela suggère que les deux atomes d’oxygène sont connectés ou liés l’un à l’autre, bien qu’ils ne le soient pas. L’oxygène attiré à droite immédiate du carbone partage ses deux électrons de valence avec cet atome, formant un groupe carbonyle (-C=O). L’autre oxygène se fixe à ce même carbone ainsi qu’à l’hydrogène par des liaisons simples uniquement, ce qui donne un groupe hydroxyle lié au carbone (-C-OH).
Les composés organiques contenant un ou plusieurs groupes carboxyle sont appelés acides carboxyliques. Deux exemples courants d’acides carboxyliques à un seul groupe carboxyle sont l’acide formique (HCOOH), d’abord préparé à partir de la distillation de fourmis, et l’acide acétique (CH3COOH), le vinaigre de fermentation. L’acide oxalique puissant est le plus simple de ces acides avec deux groupes carboxyle. Sa structure chimique peut être dessinée comme HOOC-COOH, ou (COOH)2. Les acides carboxyliques contenant de l’oxygène sont généralement plus forts qu’on pourrait le supposer.
En effet, certains facteurs favorisent la forme ionisée, ou anion carboxylate, -COO-, par rapport au groupe carboxyle uni. Lorsque l’hydrogène s’en va, son électron reste derrière. Bien qu’il s’agisse d’un phénomène naturel selon lequel la charge désire être neutralisée, d’autres facteurs, tels que la résonance, peuvent stabiliser considérablement une espèce chimique chargée. Pour visualiser cela, il est nécessaire de considérer à nouveau la structure du groupe carboxyle à un niveau plus détaillé.
Dans le carboxylate, le groupe hydroxyle lié au carbone, -C-OH se transforme en -CO-. Un électron libre – ici, le minuscule moins dessiné en haut à droite de l’oxygène, mais seul, écrit e- – a une certaine liberté de mouvement. Il semblerait pouvoir partir via le mécanisme réactionnel -CO- → -C=O + e-.
Inversement, l’autre oxygène devrait être capable de capter cet électron -C=O + e- → -CO-. Le fait est que les deux oxygènes sont équivalents dans cet environnement, dans lequel aucun n’est encombré d’un atome d’hydrogène. Au moins sur le papier, l’électron devrait être capable de résonner, ou de faire des allers-retours, entre les deux atomes d’oxygène.
Logiquement, cette résonance devrait stabiliser le carboxylate en raison de la délocalisation des électrons. De plus, aucun oxygène ne doit se lier au carbone avec une simple ou une double liaison. La longueur des obligations doit être égale et ressembler à une obligation un et demi. En fait, ils le sont. Pour l’acide acétique, la longueur de la liaison carbonyle oxygène-carbone est de 1.21Å et l’hydroxyle lié au carbone a une longueur de 1.36Å, tandis que pour le carboxylate, les deux longueurs de liaison carbone-oxygène sont de 1.26Å.