\documentclass[10pt,a4paper]{article}

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\title{LC08 -- Caractérisations par spectroscopie en synthèse organique}
\renewcommand{\deg}{\si{\degree}}

\date{\today}

\begin{document}

\titre{Aurélien Goerlinger}{Yohann Faure}{}{}

\subsection*{Niveau : Lycée, TS}

À faire en début d'année de TS.

\subsection*{Bibliographie}
\begin{tabular}{@{\livre}p{0.48\linewidth} @{\  \ }p{0.48\linewidth}}
\textit{Chimie TS}  \textbf{Belin} &  Priorité \\ 
\textit{chimie TS}  \textbf{Nathan} & \\
\textit{chimie TS}  \textbf{Hachette} & \\
\textit{Chimie 2ème année PC-PC*}  \textbf{Hprépa} & \\
\url{https://www.superprof.fr/ressources/scolaire/physique-chimie/terminale-s/la-spectroscopie/spectre-vrmn.html}
\end{tabular}
%\footnotetext{Par soucis de place toujours, je pense pas qu'il soit nécessaire de mettre les références exactes surtout pour un livre classique.}
% Vous avez vu cette commande badass pour ne pas mettre les footnotes dans les environements locaux ??

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



\subsection*{Prérequis}
\begin{itemize}[label=\ding{226}]
 \item Nomenclature
 \item Fonctions chimiques
 \item Lewis, Cram
 \item Mésomérie
 \item couleur et longueur d'onde
\end{itemize}
\end{minipage}
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}
\subsection*{Expériences}
	\begin{itemize}[label=\Coffeecup]
	\item 
	\end{itemize}
\end{minipage}




\tableofcontents

\newpage
\section*{Introduction}
Lorsqu'on réalise une synthèse chimique, il est crucial de s'assurer que le produit obtenu et bien l'espèce que l'on  voulait obtenir en premier lieu. Nous avons déjà vu des techniques de caractérisations telles que la mesure de la température de fusion, de l'indice de réfraction ou la réactivité avec d'autres espèces chimiques. Cependant, ces méthodes sont lentes, parfois destructrices, elles ne nous donnent pas d'informations sur de potentiels intermédiaires réactionnels et elles ne permettent pas de caractériser un produit pour la première fois ou bien dans l'absence du produit de référence.

\vspace{0.2cm}
C'est pour répondre à ce besoin que la spectroscopie a été développée. Cette leçon a pour objectif de donner 3 exemples de spectroscopie couramment utilisée en synthèse organique.

\section{Spectroscopie UV-visible}


On a toustes déjà déterminé à sa couleur le contenu d'un verre (et on s'est toustes déjà trompé, mélangeant le jet27 au sirop de menthe, d'ailleurs). On le met à la lumière, ça nous donne sa couleur, généralement caractéristique (en tout cas pour le jet), et on en déduit le contenu ! Le principe de la spectroscopie UV-Visible est exactement celui-là : faire passer de la lumière UV et visible dans un milieu, et étudier ce qui passe au travers et ce qui ne passe pas, pour remonter au contenu.

\subsection{Couleur d'un composé}

La couleur d'un composé, c'est la lumière qu'il n'aborbe pas. En effet lorsqu'on regarde un sirop de menthe, on voit du vert, ce qui signifie que la couleur complémentaire du vert à été absorbée. Pour déterminer les couleurs complémentaires on utilise une étoile des couleurs. Ainsi un composé de couleur rouge a absorbé principalement le cyan, et un composé cyan a absorbé le rouge. De même un composé vert a absorbé le violet-rose, la menthe absorbe le rose.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=.7\textwidth]{fig/etoile.png}
    \caption{Étoile des couleurs}
    \label{fig:etoile}
\end{figure}

\subsection{Absorbance}

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=.7\textwidth]{fig/montageabsorbance.png}
    \caption{Schéma du montage de mesure de l'absorbance.}
    \label{fig:absorbance}
\end{figure}

\textit{L'absorbance} est une mesure de la proportion de lumière qui traverse un milieu. On la note $A$, elle dépend de la longueur d'onde, de l'épaisseur du milieu, et de la concentration en espèce chimique absorbante.

$$A(\lambda,\ell,c)=-\log{\frac{I}{I_0}}$$

Dans la limite des milieu suffisamment dilués, elle est donnée par la \textbf{loi de Beer Lambert}. Avec $\ell$ l'épaisseur (en cm), $\lambda$ la longueur d'onde, et $c$ la concentration en espèce colorée (en mol/L), on a :

$$A=\epsilon(\lambda)\times \ell\times c$$

$\epsilon$ est nommé \textit{coefficient d'extinction molaire}. Il est intrinsèque à l'espèce considérée, ne dépend pas de l'épaisseur, ne dépend pas de la concentration. Il est traditionnellement en $\si{\liter\per\centi\meter\per\mol}$. Cette unité permet de faire des mesures sur des échantillons de longueur connue en cm, comme \textit{Sortir la cuve} cette petite cuve. On dit que le milieu est suffisamment dilué si son absorbance est inférieure à 2.

On peut évidement relier l'absorbance à la couleur, et c'est ce que l'on va faire avec l'exemple suivant !


\subsection{Exemple de la menthe}

Prenons la Tartrazine (E102). Ce colorant étant jaune, on s'attend à ce qu'il absorbe beaucoup dans le violet, \textit{i.e.} autour de 400 nm. Voici son spectre d'absorbance. On voit bien ce que l'on s'attendait à voir.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=.7\textwidth]{fig/jaune.png}
    \caption{Spectre d'absorbance de la Tartrazine.}
    \label{fig:jaune}
\end{figure}


Prenons maintenant le bleu patenté E131. Il est comme, son nom l'indique, bleu, ce qui indique un maximum d'absorbance dans les 600nm. Sans surprise...

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=.7\textwidth]{fig/bleu.png}
    \caption{Spectre d'absorbance du bleu patenté.}
    \label{fig:bleu}
\end{figure}

Prenons enfin ce spectre là, spectre du mélange d'un bleu patenté et d'une tartrazine. On absorbe à la fois le bleu et le rouge, ce qui veut dire qu'il nous reste le... Le Veeeert oui Timéo, bravo !

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=.7\textwidth]{fig/menthe.png}
    \caption{Spectre d'absorbance du mélange.}
    \label{fig:menthe}
\end{figure}

\experience{Mélange des colorants}{}{10s}{
Et en effet si on mélange ces deux colorants en quantité égales on obtient ceci : mélanger de la tartrazine et du bleu patenté, comparer à de la menthe.
}

\subsection{Utilisation quantitative de l'absorbance}

La technique expérimentale d'utilisation d'un spectromêtre UV-Visible : Il peut mesurer l'absorbance dans les longueurs d'onde entre 100 et 1000nm, donc il va chatouiller l'UV, et le proche infrarouge.

\remarque{Notice d'une mesure d'absorbance au spectromêtre UV-visible :}{
\begin{itemize}
    \item Allumer le spectromêtre
    \item \textit{Faire le blanc}
    \item Choisir une longueur d'onde (ou un mode spectre)
    \item insérer la cuve contenant l'échantillon remplie aux 3/4 (sans en toucher les bords)
    \item Fermer le capot du spectromêtre et lancer la mesure
\end{itemize}
}


\experience{Spectre de la menthe}{}{5mn}{
Faire le spectre UV visible de sirop de menthe dilué (X fois, X comme dans l'expérience suivante). À préparer.
}

C'est effectivement ce qu'il y a dans le sirop de menthe. À noter que là, en terme de goût, y'a rien. Ces spectres ne sont pas des signatures, mais ils peuvent tout de même nous renseigner sur le contenu d'un échantillon, notamment lorsque l'on voit deux pics d'absorbance, on se doute que c'est la signature d'un mélange. Il existe une autre application plus quantitative de la mesure d'absorbance.


On a vu que l'absorbance est reliée à la concentration par la loi de Beer-Lambert dans la limite ou la solution est suffisamment diluée. On peut donc se servir de sa mesure pour déterminer une concentration. Si on se place à une longueur d'onde, et que l'on prend un milieu contenant un composé chimique coloré absorbant à cette longueur d'onde, et un seul, et que l'on veut connaître la concentration de ce composant, on peut faire une droite d'étalonnage et remonter à sa concentration. Le sirop de menthe comme on l'a vu contient deux colorants, mais si on se place à 640 nm, seul le bleu patenté absorbe, selon la loi :

$$A=\epsilon(\lambda)\times \ell\times c$$



\experience{Dosage du bleu patenté dans la menthe}{}{}{
On a dilué la menthe X fois pour se placer à A<1. On fait une courbe d'étalonnage au bleu patenté, et on remonte à la concentration. On compare avec les doses toxiques :

Dose Journaliere admissible : 15mg/kg, pour un humain de 67kg ca fait 1g.
}

\section{Spectroscopie IR}

\subsection{Principe}
En présence d'un rayonnement infrarouge (800nm-1mm, \textit{i.e.} 4-40kJ/mol), les liaisons chimiques se mettent à vibrer en absorbant le rayonnement. Les vibrations d'une liaison se font à des fréquences caractéristiques de leur nature chimique (multiplicité, longueur, polarité). Ces vibrations peuvent être de plusieurs forme, la plus simple étant la vibration d'élongation, que l'on peut montrer facilement sur une molécule diatomique :

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=.3\textwidth]{fig/vibration.png}
    \caption{Élongation d'une liaison.}
    \label{fig:vibration}
\end{figure}

\remarque{Vers le supérieur}{on peut modéliser la liaison par un ressort de raideur $k$, reliant deux masses $m_1$ et $m_2$. La fréquence de vibration est alors $\nu=\frac{1}{2\pi}\sqrt{\frac{k}{\mu}}$, avec $\mu=\frac{m_1m_2}{m_1+m_2}$.}

Une molécule diatomique ne peut que faire de l'élongation, mais une molécule plus complexe peut faire plein de choses plus funky, comme par exemple :

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=\textwidth]{fig/autresmodes.png}
    \caption{Les autres modes de vibration possible.}
    \label{fig:modes}
\end{figure}

On peut ainsi simplement procéder comme en spectroscopie UV-Visible, et tracer l'absorbance. En IR elle est plutôt tracée sous la forme de transmitence, \textit{i.e.} le pourcentage de lumière qui traverse. $T=10^{-A}$. On la trace en fonction non pas de la longueur d'onde mais du \textit{nombre d'onde}, $\sigma=1/\lambda=\nu/C$. En général on gradue de 4000cm$^{-1}$ à 500cm$^{-1}$.

Voici un exemple de spectre.


\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=.5\textwidth]{fig/IRrandom.png}
    \caption{Un spectre IR random.}
    \label{fig:IRrandom}
\end{figure}


\subsection{Analyse de spectre}


On distingue deux zones distinctes sur le spectre :
\begin{itemize}
    \item 4000 > $\sigma$ > 1400 cm$^{-1}$ : bandes caractéristiques des liaisons OH, NH, CH, CO et CC.
    \item 1400 > $\sigma$ > 500 cm$^{-1}$ : "empreinte digitale", propre à un composé donné (plus complexe).
\end{itemize}

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=.7\textwidth]{fig/tabloIR.png}
    \caption{Table des nombres d'ondes IR.}
    \label{fig:tabloIR}
\end{figure}

Analysons rapidement un spectre ou deux ! Le spectre IR de la saligénine présente un pic fort assez étroit vers 2900 cm$^{-1}$ qui témoigne de la présence de plus de liaisons CH que dans l’acide salicylique. Au contraire, un pic étroit et très fort vers 1700$^{-1}$ est visible dans le spectre de l’acide salicylique, caractéristique des liaisons CO.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=\textwidth]{fig/sali.png}
    \caption{Les spectres des deux composés, dans l'ordre.}
    \label{fig:sali}
\end{figure}

\subsection{Mise en évidence de la liaison Hydrogène}

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=\textwidth]{fig/oh.png}
    \caption{Spectres IR du propanol en phase liquide (à gauche) et gazeuse (à droite).}
    \label{fig:oh}
\end{figure}

En phase gazeuse, vers 3600 cm$^{-1}$, un pic très fin se découpe, caractéristique de la liaison OH : la liaison hydrogène n’est pratiquement pas présente du fait de l’agitation et de l’éloignement des molécules. En phase liquide, ce pic est absent, la liaison OH pouvant plus difficilement vibrer..


\transition{La spectroscopie IR est une technique puissante permettant de mettre en évidence la présence de liaisons caractéristiques. Cependant elle permet difficilement de voir la structure globale du composé.}

\section{Spectroscopie RMN}

\subsection{Principe}

Lorsqu'un atome est soumis à un champ magnétique extérieure, certains de ses niveaux qui avaient la même énergie se séparent pour avoir une énergie différente, c'est ce qu'on appelle une \textit{levée de dégénérescence}. Il est alors possible pour l'atome d'absorber ou d'émettre un photon dont l'énergie correspond à la différence d'énergie entre ces deux niveaux : on a alors des transitions entre les deux niveaux dont la différence d'énergie $\Delta E$ vaut ainsi l'énergie du photon, \textit{i.e.} $\Delta E = h \nu$. 
Ainsi, le spectre d'absorption de l'atome comportera un pic d'absorption à la fréquence $\nu$ correspondant à la transition énergétique entre ces 2 niveaux. c'est ce qu'on appelle la \textit{résonance magnétique nucléaire}.

En chimie, on considère rarement des atomes isolés. En effet, on travaille avec des molécules, ce qui va modifier la valeur du champ magnétique perçu par un atome donné de la molécule. Ainsi, les électrons voisins d'un atome donné ont leur propre champ magnétique et donc vont plus ou moins écranter le champ magnétique imposé par l'expérimentateur. Cela a pour effet de modifier la différence d'énergie entre les niveaux de l'atome et donc la fréquence de résonance correspondant pour absorber/émettre un photon. 

\important{
En fonction de son environnement chimique, un atome aura donc un pic d'absorption a des fréquences différentes. En particulier, plus un atome est proche d'un atome plus électronégatif, moins il aura d'électrons dans son voisinage pour l'écranter et donc plus fort sera le champ magnétique qu'il ressent. La différence d'énergie entre les 2 niveaux dégénérés sera donc plus fort et donc la fréquence de résonance sera plus forte. On dit que l'atome est \textbf{déblindé}. 

En revanche, si l'atome a beaucoup d'électrons dans son voisinage, il sera écranté et ressentira un champ magnétique plus faible. On dit que l'atome est \textbf{blindé}.
}
Un cas courant de spectroscopie RMN est la RMN dite "du proton". Dans ce cadre, on s'intéresse ici uniquement aux atomes d'hydrogène, composés d'un seul proton. On se placera dans ce cadre dans le reste de la leçon.

\vspace{0.2cm}
On remarque cependant que la fréquence de résonance dépend du champ magnétique extérieur imposé par l'expérimentateur, et donc du spectromètre utilisé. Pour pouvoir comparer les spectres obtenus avec des machines différentes, il faut donc introduire une grandeur indépendante de la machine utilisée.

\important{
On définit le \textbf{déplacement chimique} $\delta$, exprimé en partie par millions (ou ppm), par la formule suivante : $$\delta = \frac{\nu-\nu_{ref}}{\nu_0} \times 10^6$$
où $\nu_{ref}$ est la fréquence de résonance de protons pour une molécule de référence (par exemple le tétraméthylsilane (TMS) Si(CH$_3$)$_4$ dont les protons sont très faiblement déblindés et donc le signal est à droite des signaux étudiés) et $\nu_0$ est la fréquence du rayonnement envoyé par le spectromètre.
}

\subsection{Caractéristiques d'un signal en RMN}

Intuitivement, on peut comprendre que deux protons liés au même atome ont le même environement chimique et donc le même déplacement chimique. Ce n'est pas tout le temps vrai (exemple sur un CH$_2$ donc une liaison double C-C), et il est possible que deux protons aient le même environnement chimique sans être sur le même atome. 
De manière générale, tous les protons ayant le même environnement chimique sont dits \textbf{équivalents}. Ils ont alors le même déplacement chimique et sont représentés par le même signal.

En outre, deux protons sont dits \textbf{voisins} si ils sont liés à des carbones voisins.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=0.2\textwidth]{fig/exemple_protons_equivalents.png}
    \caption{Molécule de propane (utile pour illustrer la notion de protons équivalents et voisins).}
    \label{fig:propane}
\end{figure}





En fonction de l'environnement chimique des atomes d'hydrogène équivalents, ceux-ci vont donner des signaux différents sur le spectre RMN de la molécule. Cependant, on peut déduire l'environnement chimique de chaque groupe de protons équivalent en analysant certaines caractéristiques de leur signal :
\begin{itemize}
    \item la valeur de $\delta$.
    
    Certaines structures ont une valeur tabulée de $\delta$, comme par exemple le groupement phényl qui donne un signal autour de 7 ppm. Bien sûr, ces valeurs ne sont pas 100\% exactes puisqu'il faut prendre en compte un éventuel blindage ou déblindage des protons.
    
    \item la multiplicité, \text{i.e.} le nombre $n$ de pics dans un signal. 
    
    En fonction du nombre de pics, on appelle le signal singulet (1 pic), doublet (2 pics), triplet (3pics), ..., $n$-uplet ($n$ pics). Un groupe de protons équivalents qui a $n-1$ voisins formera un $n$-uplet.
    
    \item l'intégration, \textit{i.e.} l'aire sous la courbe du signal.
    
    Cette aire est proportionnelle au nombre de protons dans le groupe de protons équivalents. Souvent, on trace une courbe d'intégration qui prend la forme d'une succession de paliers de plus en plus haut. On passe d'un palier à un autre à chaque signal, et la hauteur du saut est proportionnelle au nombre de protons dans le groupe de protons équivalents correspondant au signal.
\end{itemize}

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=0.7\textwidth]{fig/table_deplacement_chimique.png}
    \caption{Déplacements chimiques typiques pour certaines structures.}
    \label{fig:table_delta}
\end{figure}



\subsection{Lecture d'un spectre RMN}
Analysons quelques exemples et voyons si les spectres RMN correspondent à nos prédictions.

\subsubsection{Exemple 1 : l'éthanol}
On commence avec une molécule simple, l'éthanol.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=0.4\textwidth]{fig/exemples_RMN/ethanol.png}
    \caption{Un premier exemple : l'éthanol.}    \label{fig:ethanol}
\end{figure}

En regardant la molécule d'éthanol, on compte 3 groupes de protons équivalents :
\begin{itemize}
    \item le CH$_3$, qui devrait intégrer pour 3 H et devrait apparaître sous forme de triplet puisqu'il a 2 H voisins.
    \item le CH$_2$, qui devrait intégrer pour 2 H et devrait apparaître sous forme de quadruplet puisqu'il a 3 H voisins.
    \item le OH, qui devrait intégrer pour 1 H et devrait apparaître sous forme de singulet puisqu'il n'a pas de voisins.
\end{itemize}

Cela correspond bien au spectre RMN obtenu avec Specamp.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=0.8\textwidth]{fig/exemples_RMN/spectreRMN_ethanol.png}
    \caption{Spectre RMN de l'éthanol.}    \label{fig:spectreRMN_ethanol}
\end{figure}


\subsubsection{Exemple 2 : le bromobutane}
Passons maintenant à un autre exemple, le bromobutanone. Cet exemple est très bien pour illustrer la notion de multiplicité.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=0.4\textwidth]{fig/exemples_RMN/bromobutane.png}
    \caption{Le bromobutane.}    \label{fig:bromobutane}
\end{figure}

En regardant la molécule de bromobutane, on compte 4 groupes de protons équivalents :
\begin{itemize}
    \item le CH$_3$, qui devrait intégrer pour 3 H et devrait apparaître sous forme de triplet puisqu'il a 2 H voisins.
    \item le CH$_2$ juste à droite du CH$_3$, qui devrait intégrer pour 2 H et devrait apparaître sous forme de sextuplet puisqu'il a un groupe de 3 H voisins et un groupe de 2 H voisins, donc 5 H voisins en tout.
    \item le CH$_2$ juste à droite du CH$_2$ précédent, qui devrait intégrer pour 2 H et devrait apparaître sous de quintuplet puisqu'il a 2 groupes de 2 H voisins donc 4 H voisins en tout.
    \item le CH$_2$ juste à gauche du brome, qui devrait intégrer pour 2 H et devrait apparaître sous forme de triplet puisqu'il a 2 H voisins.
\end{itemize}

Cela correspond bien au spectre RMN obtenu avec Specamp.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=0.8\textwidth]{fig/exemples_RMN/spectre_RMN_bromobutane.png}
    \caption{Spectre RMN du bromobutane.}    \label{fig:spectreRMN_bromobutane}
\end{figure}


\subsubsection{Exemple 3 : la cyclohexanone}

Attaquons un troisième exemple avec la cyclohexanone, molécule qui présente un cycle.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=0.4\textwidth]{fig/exemples_RMN/cyclohexanone.png}
    \caption{La cyclohexanone.}    \label{fig:cyclohexanone}
\end{figure}

En regardant la molécule de cyclohexanone, on compte 3 groupes de protons équivalents :
\begin{itemize}
    \item les 2 CH$_2$ de part et d'autre de la cétone, qui devraient intégrer pour 4 H et apparaître sous forme de quintuplet puisqu'il a 4 H voisins.
    \item le CH$_2$ opposé à la cétone dans le cycle, qui devrait intégrer pour 2 H et devrait apparaître sous forme de quintuplet puisqu'il a 4 H voisins.
    \item les 2 CH$_2$ de part et d'autre du CH$_2$ précédent, qui devraient intégrer pour 4 H et apparaître sous forme de septuplet puisqu'il a un groupe de 4 H voisins et un groupe de 2 H voisins, donc 6 H voisins en tout.
\end{itemize}



Cela correspond bien au spectre RMN obtenu avec Specamp, sachant que quand il y a trop de pics, ils sont assez durs à discerner, et c'est plutôt l'intégration qui nous renseigne.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=0.8\textwidth]{fig/exemples_RMN/spectre_RMN_cyclohexanone.png}
    \caption{Spectre RMN du cyclohexanone.}    \label{fig:spectreRMN_cyclohexanone}
\end{figure}


\subsubsection{Exemple 4 : l'aspirine}

Finissons nos exemples avec une molécule connue, l'aspirine. 

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=0.4\textwidth]{fig/exemples_RMN/aspirine.png}
    \caption{L'aspirine.}    \label{fig:aspirine}
\end{figure}

En regardant la molécule d'aspirine, on compte 6 groupes de protons équivalents :
\begin{itemize}
    \item le CH$_3$, qui devrait intégrer pour 3 H et devrait apparaître sous forme de singulet puisqu'il n'a aucun voisin.
    \item le OH du COOH, qui devrait intégrer pour 1 H et devrait apparaître sous forme de singulet puisqu'il n'a aucun voisin. Cependant une lecture de table nous dit que c'est à $\delta>8$, donc on risque de ne pas le voir (et en effet on ne le voit pas).
    \item le CH du cycle, en haut à droite, qui devrait intégrer pour 1 H et devrait apparaître sous forme de doublet puisqu'il 1 H voisin. (il doit être le plus déblindé du lot car proche du COOH, donc celui avec le plus grand $\delta$.)
    \item le CH du cycle, en bas à droite, qui devrait intégrer pour 1 H et devrait apparaître sous forme de triplet puisqu'il a 2 groupes de 1 H voisins.
    \item le CH du cycle, en bas au milieu, qui devrait intégrer pour 1 H et devrait apparaître sous forme de triplet puisqu'il a 2 groupes de 1 H voisins.
    \item le CH du cycle, en bas à gauche, qui devrait intégrer pour 1 H et devrait apparaître sous forme de doublet puisqu'il a 1 groupe de 1 H voisin.
\end{itemize}

Cela correspond bien au spectre RMN obtenu avec Specamp, à ceci près qu'on n'observe pas sur ce spectre le signal correspondant au H de l'acide carboxylique qui est très déblindé (donc $\delta \sim 8.5\text{-}13$). Notons également l'apparition du singulet à 5 ppm qui intègre pour 2 H et qui trahit la présence d'eau.

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=0.8\textwidth]{fig/exemples_RMN/spectre_RMN_aspirine.png}
    \caption{Spectre RMN de l'aspirine.}    \label{fig:spectreRMN_aspirine}
\end{figure}

\remarque{Constante de couplage}{
Il existe en réalité une autre caractéristique pour un signal : sa constante de couplage. Il s'agit de l'écart entre les pics d'un signal et correspond au couplage spin-spin entre les hydrogènes d'un groupe équivalent ou entre hydrogènes voisins. Cette constante ne change pas grand chose au signal quand tous les hydrogènes voisins d'un groupe donné font partie du même groupe équivalent, mais ce n'est plus le cas quand les hydrogènes voisins appartiennent à différents groupes de protons équivalents.

Par exemple, si un hydrogène a pour voisin un groupe de 2 H et un groupe de 3 H, le signal ne sera pas un quintuplet mais un quadruplet de triplet (en supposant que la constante de couplage du groupe à 3 H soit la plus grande). On observe donc un grande variété de signaux complexes.
}

\section*{Conclusion}

Les spectroscopies IR et RMN donnent des informations complémentaires sur la présence d’un composé tandis
que le loi de Beer-Lambert nous donne accès une concentration. Ces techniques ont le grand avantage d’être non
destructives et rapides. à noter que la spectroscopie UV-visible peut également être utilisée pour suivre l’évolution de la concentration en fonction du temps et donc à la cinétique de la réaction. 

Nous venons de voir la technique de la RMN. C’est cette technique qui est utilisée en IRM (imagerie par résonance
magnétique), sur les protons de l’eau, mais cette fois on ne s’intéresse plus au spectre, mais à la répartition spatiale.
On aurait également pu parler de la spectro de masse, qui permet de connaître la masse d’une molécule.



\section*{Extraits du programme}

\textit{Spectres UV-visible :}  Lien entre couleur perçue et longueur d’onde au maximum d’absorption de substances organiques ou inorganiques. Mettre en oeuvre un protocole expérimental pour caractériser une espèce colorée. Exploiter des spectres UV-visible.
\vspace{0.2cm}

\textit{Spectres IR :} Identification de liaisons à l’aide du nombre d’onde correspondant ; détermination de groupes caractéristiques. Mise en évidence de la liaison hydrogène. Exploiter un spectre IR pour déterminer des groupes caractéristiques à l’aide de tables de données ou de logiciels. Associer un groupe caractéristique à une fonction dans le cas des alcool, aldéhyde, cétone, acide carboxylique, ester, amine, amide. Connaître les règles de nomenclature de ces composés ainsi que celles des alcanes et des alcènes.

\vspace{0.2cm}

\textit{Spectres RMN du proton :} Identification de molécules organiques à l’aide : – du déplacement chimique ; – de l’intégration ; – de la multiplicité du signal : règle des (n+1)-uplets. Relier un spectre RMN simple à une molécule organique donnée, à l’aide de tables de données ou de logiciels. Identifier les protons équivalents. Relier la multiplicité du signal au nombre de voisins. Extraire et exploiter des informations sur différents types de spectres et sur leurs utilisations.

\end{document}

