\documentclass[10pt,a4paper]{article}

\usepackage{agrphy}

\title{LC08 Caractérisation par spectroscopies en synthèse organique}
\date{\today}

\begin{document}

\titre{MONNET Benjamin}{}{}{}



\subsection*{Niveau : L3}



\subsection*{Commentaires du jury}




\subsection*{Bibliographie}
\begin{tabular}{@{\livre}p{0.48\linewidth} @{\ $\longrightarrow$ \ }p{0.48\linewidth}}
\textbf{JFLM}\footnotemark  & Expériences \\ 
\textbf{Un livre de terminale} & Pour le cours \\
\end{tabular}

\noindent
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}



\subsection*{Prérequis}
\begin{itemize}[label=\ding{226}]
 \item Formules topologiques des molécules
 \item Groupements caractéristiques
\end{itemize}
\end{minipage}
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}
\subsection*{Expériences}
	\begin{itemize}[label=\Coffeecup]
	\item  
	\end{itemize}
\end{minipage}



\tableofcontents
\pagebreak




\section*{Introduction}
Lorsque l'on fait des synthèses organiques, il est primordiale de savoir si le produit obtenu est bien celui qui est désiré. Il faut donc trouver une manière de caractériser ce qui est obtenu. Une de ses manières est la caractérisation par spectroscopie qui exploite l'intéraction du produit avec la lumière.

\section{Spectroscopie UV-visible}
\subsection{Principe et loi de Beer Lambert}
On envoie de la lumière visible à une certaine longueur d'onde $\lambda \in [200,800]nm$ avec une intensité $I_0$ sur une cuve. La lumière sort avec une intensité I. On définit l'absorbance par $A=-lgo \left( \frac{I}{I_0} \right)$. Avant la mesure, il faut faire ce que l'on appelle le blanc : on fait une mesure de référence avec jsute la cuve qui sera soustraite ensuite aux mesures faites avec la solution désirée dedans. Ainsi, seule l'influence de la solution sera prise en compte.

La loi de Beer-Lambert permet de relié la concentration de l'espèce colorée à l'absorbance :

\[
A=\epsilon l C
\]

$\epsilon$ est le coefficient d'extinction molaire, l la longueur de la cuve et C la concentration de l'espèce qui absorbe. Si jamais il y a plusieurs espèces absorbantes, alors on somme les contribution :

\[
A=\Sigma_i \epsilon_i l C_i
\]

Cela permet de suite en directe l'évolution de la concentration d'un solution. Ici, nous allons nous intéresser plutôt à mettre en évidence un spectre UV-visible simple en tant qu'exemple.

\subsection{Analyse d'un spectre}

\experience{De l'aspirine colorée}{JFLM2 p 160}{}{
\underline{Matériel} : Pas grand chose

\underline{Produit} : Fe(III) et acide salicylique.

On fait le spectre et on le discute ($\lambda_{max}, A_{max}$). On fait le lien avec l'étoile des couleurs.
}

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{UV_visible.JPG}
\end{center}

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{etoile.PNG}
\end{center}

\transition{On remarque néanmoins que cette technique de caractérisation possible une grosse lacune : elle ne s'applique qu'à des espèces qui absorbent dans le visible. Comme faire lorsque l'on a des solutions incolores ?
}

\section{Spectroscopies IR}
\subsection{Principe de fonctionnement}
Une liaison entre deux atomes peut se comporter comme un ressort et se mettre à vibrer. Elle peut tourner ou bien s'étirer. Ces mouvements se font à une certaine fréquence à laquelle correspond une certaine longueur d'onde. Ces longueurs d'onde se situe dans l'infrarouge. Les spectres IR tirent donc profit des types de liaisons dans une molécule et donc plus particulièrement des groupes caractéristiques.

\subsection{Exemple de spectre}
Par rapport aux spectre UV/visible, on change les axes : on met en abscisses la transmittance $T=\frac{I}{I_0}$ et en ordonnée, on utilise plutôt le nombre d'onde : $\sigma= \frac{1}{\lambda}$

On distingue 2 zones :

\begin{itemize}
 \item 4000 > $\sigma$ > 1400 cm$^{-1}$ : bandes caractéristiques des laisons OH, NH ,CH, C=O et C=C
 \item 1400 > $\sigma$ > 500 cm$^{-1}$ zone plus complexe
\end{itemize}

Pour synthétiser l'aspirine dont nous avons parlé plus tôt, une méthode consiste à oxyder la saligénine :

\begin{center}
\includegraphics[scale=0.8]{IR2.PNG}
\end{center}

Pour lire les spectres, on utilise des tables :

\begin{center}
\includegraphics[scale=0.8]{IR.PNG}
\end{center}

\transition{
Encore une fois, cette technique de spectroscopie présente des défauts : deux molécules peuvent avoir les mêmes groupements caractéristiques sans être identique. On utilise alros ce qu'on appelle des spectres RMN.
}

\section{Specrtes RMN}
\subsection{Principe}
On s'intéressera dans le cadre de ce cours uniquement à des spectres RMN du proton. On soumet la molécule à un champ magnétique $\vec{B}$ à une certaine pulsation $\omega$. Selon l'environnement d'un proton, il va résonner avec le champ à une certain pulsation et on verra donc un pic apparaitre sur le spectre.

\subsection{Exemple et lecture de spectre}
Pour expliquer, spectre simple :


\begin{center}
\includegraphics[scale=0.7]{RMN1.PNG}
\end{center}

Un proton avec n protons voisins donne un n-uplet.

L'intégration est proportionnelle au nombre de protons.

Enfin, il y a des tables pour aider.

\begin{center}
\includegraphics[scale=0.7]{RMNtable.PNG}
\end{center}

\experience{Estérification de l'acide salicylique en acide acétylsalicylique}{JFLM2 }{}{
\underline{Matériel} : de quoi faire un chauffage à reflux.

\underline{Produits} : acide salycilique, anhydride éthanoïque et acide sulfurique concentré

\underline{Protocole} :
\begin{itemize}
 \item Introduire 5g d'acide salicylique dans un ballon
 \item Ajouter 10 mL d'anhydride éthanoïque et quelques gouttes d'acide sulfurique concentré pour catalysé la réaction
 \item Faire chauffer à reflux pendant 20 min
 \item Attendre que ça refroidisse et que ça recristalle
\end{itemize}
}

\begin{center}
\includegraphics[scale=0.7]{RMN.PNG}
\end{center}


\section*{Questions}
\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{Questions.PNG}
\end{center}

Réponses :
\begin{itemize}
 \item Je pense que c'est pas toujours possible mais pourquoi...
 \item Ce sont les protons en $\alpha$ du carbone sur lequel le groupe de protons étudié est rattaché
 \item La loi de Beer-Lambert est valable dans l'IR.
 \item Spectre CO2 : \url{https://planet-terre.ens-lyon.fr/article/gaz-effet-serre.xml}
 \begin{center}
 \includegraphics[scale=0.5]{Spectre_CO2.PNG}
 \end{center}
 \item "Pour les amines et amides primaires, on observera DEUX bandes d'élongation correspondant aux vibrations d'élongation symétrique et asymétrique alors que pour les amines et amides secondaires, on observera UNE SEULE bande correspondant à l'élongation symétrique." 1ère bande entre 3300 et 3500 cm$^{-1}$, 2ème bande entre 3200 et 3400 cm$^{-1}$ pour les amines primaires. Amines secondaires : entre 3100 et 3500 cm$^{-1}$
 \item La spectroscopie ça a l'air d'être terminale.
 \item "Un chromophore est un groupement d'atomes comportant une ou plusieurs doubles liaisons, et formant avec le reste de la molécule une séquence de doubles liaisons conjuguées, c'est-à-dire une alternance de doubles et de simples liaisons" "Dans une molécule organique un groupe d’atomes constitue un groupement chromophore s’il modifie l’intervalle des longueurs d’ondes des rayonnements absorbés par cette molécule."
\end{itemize}


\section*{Remarques}
\begin{itemize}
 \item
\end{itemize}




\end{document}
