|
Méthodes d'analyse physique |
|
![]() |
II-
Dosage
spectrophotométrique.
a)-
Mesure de l’absorbance d’une
solution par spectrophotométrie.
b)-
Principe
de fonctionnement.
2)- Absorbance en fonction
de la concentration.
a)-
Réglage du spectrophotomètre. |
|
3)- Spectroscopie
infrarouge IR . a)- Présentation d’un spectre. |
QCM r
L |
Préparation à l'ECE : Le sérum physiologique
1)- Exercice 04 page 40 : Utiliser la loi de
Beer-Lambert.
2)- Exercice 05 page 40 : Exploiter la loi de Kohlrausch.
3)- Exercice 06 page 40 : écrire l’expression d’une
conductivité.
4)- Exercice 08 page 40 : Utiliser l’équation d’état du
gaz parfait.
5)- Exercice 14 page 41 : Contrôle de qualité d’un
produit.
6)- Exercice 16 page 42 : La tyrosine.
7)- DS N° 01 : Sirop
de menthe glacial : exercice 23 page 46.
8)- DS N° 02 : Sol truffier (15 min) : exercice 24 page
47. |
I-
Les dosages par
étalonnage.
Réaliser un dosage par étalonnage consiste à déterminer la concentration d’une espèce en solution en comparant une grandeur physique, caractéristique de la solution, à la même
grandeur physique mesurée pour des solutions étalons. |
2)-
Exemples : les différents types de dosages :
-
Dosage avec un
spectrophotomètre.
-
Dosage avec un
conductimètre (titrage conductimétrique).
-
Dosage avec un
pH-mètre (titrage
pH-métrique).
-
Dosage avec un
indicateur coloré (titrage colorimétrique).
II-
Dosage
spectrophotométrique.
a)-
Mesure de l’absorbance d’une
solution par spectrophotométrie.
-
On utilise le fait que toute solution colorée absorbe
la lumière visible (400 nm < λ0
< 800 nm).
-
Lorsqu’un faisceau de lumière monochromatique
traverse un milieu absorbant, l’intensité lumineuse
I du faisceau
transmis est inférieure à l’intensité lumineuse
I0
du faisceau incident.
-
Pour évaluer cette
diminution, on utilise :
-
La transmittance T :
-
L’absorbance A :
-
La transmittance
s’exprime en pourcentage.
-
À une transmittance
T de 100 % (T
= 1) correspond une absorbance nulle : A
= 0.
-
à une
transmittance de 1 % (T
= 0,01) correspond une absorbance A =
log 100 = 2.
-
Exemple de
réaction :
-
On peut utiliser
cette méthode lorsqu’une espèce colorée se forme ou disparaît au cours de la
réaction.
-
Réaction entre
l’eau oxygénée et les ions iodure en milieu acide :
-
Il se forme du
diiode qui est une espèce chimique colorée.
-
Équation de la
réaction :
H2O2
(aq)
+ 2
H+(aq)
+
2 I– (aq)
→ 2
H2O
(ℓ)
+ I2 (aq) |
Réaction lente |
b)-
Principe
de fonctionnement.
-
Un système dispersif (prisme ou réseau) permet de
sélectionner une radiation lumineuse de longueur d’onde
λ donnée.
- Cette radiation est dirigée vers l’échantillon à analyser.
- Le flux lumineux transmis est mesuré et converti en valeur
d’absorbance A.
c)-
Absorbance en fonction de la
longueur d’onde.
-
L’absorbance d’une
solution colorée dépend de la longueur d’onde de la radiation lumineuse
utilisée.
-
On donne
l’absorbance d’une solution de diiode en fonction de la longueur d’onde :
-
Pour une solution de diiode de concentration
C = 1,0
mmol / L, on mesure l’absorbance
A pour différentes
longueurs d’ondes.
-
La plage de
variation de la longueur d’onde se situe dans l’intervalle suivant :
-
400
nm < λ < 700
nm.
-
On règle la
longueur d’onde sur la valeur souhaitée, on fait le blanc avec la solution
étalon, puis on mesure l’absorbance.
-
Il faut répéter le
mode opératoire pour chaque mesure.
-
Courbe obtenue :
2)- Absorbance en fonction
de la concentration.
a)-
Réglage du spectrophotomètre.
-
Pour réaliser les
mesures d’absorbance, le spectrophotomètre est généralement réglé sur la
longueur d’onde
λmax
correspondant au maximum d’absorption du spectre de la solution étudiée.
-
À cette longueur
d’onde, la valeur de l’absorbance étant la plus grande, l’incertitude sur la
mesure est la plus petite.
-
Pour les solutions aqueuses de diiode, on choisit
λ = 450 nm,
pour avoir le maximum de variations pour la valeur de
A.
-
On n’a pas choisi λ = 475 nm car
le spectrophotomètre sature en fin d’expérience lorsque la concentration en
diiode devient trop grande.
b)-
Préparation des solutions et
mesures :
-
On dispose d’une solution
S0
de concentration en diiode C0
= 1,0 mmol / L.
-
À partir de S0,
préparer les solutions 10 mL de solution
S en utilisant les
solutions présentes dans les burettes.
-
Matériel :
-
Préparer la solution
S et réaliser la
mesure de l’absorbance de la solution préparée.
Groupes
|
1
|
2
|
3
|
4
|
5
|
6
|
7
|
8
|
9
|
10
|
Solution S
mmol / L
|
0,10
|
0,20
|
0,30
|
0,40
|
0,50
|
0,60
|
0,70
|
0,80
|
0,90
|
1,0
|
Absorbance A g1 |
0.120 |
0.256 |
0.435 |
0.578 |
0.723 |
0.818 |
0.997 |
1.149 |
1.281 |
1.404 |
-
Pour préparer la solution
S, on mélange la
solution de diiode de concentration C0
= 1,0 mmol / L et la solution d’iodure de potassium de concentration
C = 0,20 mol
/ L.
Pour préparer la solution 1, on mélange à l’aide des burettes graduées, - 1 mL de solution de diiode de concentration C0 = 1,0 mmol / L - 9 mL de solution d’iodure de potassium de concentration C = 0,20 mol / L |
Pour préparer la solution 2, on mélange à l’aide des burettes graduées, - 2 mL de solution de diiode de concentration C0 = 1,0 mmol / L -
8 mL de solution d’iodure de potassium de concentration
C = 0,20 mol / L.
|
Ainsi de suite jusqu'à la solution 10. |
-
On trace la courbe
A = f
(C).
-
Courbe obtenu par
le Groupe 1 :
-
On obtient la
courbe d’étalonnage.
-
Ce graphe est une
portion de droite passant par l’origine.
-
L’absorbance A
est proportionnelle à la concentration C
de la solution de diiode.
-
A = k
. [I2].
-
On peut généraliser
ce résultat à toutes les solutions colorées.
-
Pour les solutions
suffisamment diluées, l’absorbance
A est proportionnelle à la concentration
C
de l’espèce colorée.
►
Définition :
L’absorbance d’une solution diluée contenant une espèce colorée est
proportionnelle à la concentration (effective)
C de cette espèce et à
l’épaisseur ℓ (cm) de la solution traversée par le faisceau
lumineux. |
A (λ)
= ε (λ) .
ℓ .
C |
A :
absorbance : grandeur sans unité |
ℓ :
largeur de la cuve (épaisseur de la solution traversée) (cm) |
ε
(λ) : coefficient d’extinction molaire (mol– 1. L. cm–
1) |
C :
concentration de l’espèce absorbante (mol . L– 1) |
ε (λ) : - ε (λ) est appelé
coefficient d’extinction molaire ou coefficient d’absorption
molaire. - Il dépend de la nature de
l’espèce dissoute et de la longueur d’onde de la radiation
utilisée. - Il dépend également du solvant et
de la température. |
-
La courbe A
= f
(C)
constitue la courbe d’étalonnage de la substance étudiée.
-
Elle permet de
déterminer la concentration d’une solution de la substance étudiée.
-
Elle permet donc de
doser une espèce chimique colorée.
-
Afin d’augmenter la
sensibilité de la méthode, on utilise la longueur d’onde qui correspond au
maximum d’absorption de la substance étudiée.
-
Cette méthode est
alors beaucoup plus précise que la méthode colorimétrique utilisant une échelle
des teintes.
-
Remarque : la
solution colorée doit être suffisamment diluée,
-
C ≤ 1,0 × 10–2
mol . L–1, et le
spectrophotomètre ne doit pas saturer.
1)- Le conductimètre.
Titrage
conductimétrique
Le
conductimètre est constitué : - D'une sonde de conductimétrie (deux plaques conductrices en vis-à-vis,
alimentées par une tension alternative).
-
D'un
boîtier qui sert d'alimentation pour la sonde. - Ce boîtier dispose en outre d'une zone de lecture, d'un bouton
de réglage
de la
température et d'un bouton d'étalonnage.
-
Un
troisième bouton permet en général de sélectionner le calibre. |
-
Régler le bouton de
température du conductimètre sur la température de la pièce.
-
Rincer (avec de
l'eau distillée) et essuyer délicatement (avec du papier Joseph) la sonde.
-
Plonger la sonde
dans une solution d'étalonnage.
-
Régler le bouton
d'étalonnage du conductimètre pour que la valeur affichée coïncide avec la
valeur donnée par le fabriquant de la solution d'étalonnage (à la température de
la pièce).
-
Sortir la sonde de
la solution d'étalonnage, la rincer, la replacer dans l'eau distillée.
-
Rincer la sonde de
conductimétrie (si possible avec la solution dont on veut mesurer la
conductivité). L'essuyer délicatement avec du papier Joseph.
-
Plonger la sonde
dans la solution dont on veut mesurer la conductivité.
-
Attendre la
stabilité (quelques secondes).
-
Lorsque la lecture
est terminée, rincer la sonde et la plonger dans la solution d'eau.
Détermination
de la concentration d’une solution L’hypocalcémie, carence de l’organisme en élément calcium, peut être traitée par
injection intraveineuse d’une solution de chlorure de
calcium (Ca2+ (aq)
+ 2
Cl– (aq)). Pour
déterminer sa concentration C,
on utilise une méthode conductimétrique. 1. On dispose, pour étalonner la cellule conductimétrique, de solutions étalons Si de
concentrations connues
Ci.
-
Le tableau
suivant fournit les conductances Gi de ces
différentes solutions.
-
Tracer la courbe G = f (C). 2. Le contenu d’une ampoule de solution injectable a été dilué 100 fois. La mesure de la conductance de la solution diluée, avec la même cellule conductimétrique et à la même
température, donne :
G’ = 2,71 mS.
a.
Déterminer la valeur de la concentration
C’ de la solution diluée.
b.
En
déduire la concentration C
de la solution injectable.
c.
Pourquoi a-t-il été nécessaire de diluer cette solution ?
3.
Déterminer l’apport calcique, c’est-à-dire la quantité d’élément
calcium, d’une ampoule
de solution injectable de 10,0 mL. |
Correction :
Détermination
de la
concentration d’une solution
1.
Courbe G = f (C).
-
Les points
sont sensiblement alignés. On peut tracer la droite moyenne.
-
Avec le
tableur Excel, on ajoute une courbe de tendance et comme
modèle ‘’linéaire’’
-
La courbe
obtenue est une droite qui passe pratiquement par l’origine. - On peut affirmer que la conductance G de la solution est proportionnelle à
la concentration
C de la solution, ceci
dans le domaine étudié.
-
On tire : G (mS) = 0,588 C (mmol / L)
2.
Conductance de la solution diluée
a.
Concentration C’ de la
solution diluée.
-
Exploitation graphique :
-
C’
≈ 4,6 mmol / L
-
C’
≈ 4,6 × 10– 3 mol / L
b.
Concentration C de la
solution injectable.
-
C
= 100 C’
-
C
≈ 100 × 4,6 × 10– 3
-
C
≈ 4,6 × 10– 1
mol / L
c.
Pourquoi a-t-il été nécessaire de diluer cette solution ?
-
La
concentration de la solution injectable est supérieure à la
concentration
de la solution S0.
-
Elle
n’appartient pas au domaine d’étude.
-
La loi n’est plus vérifiée pour les solutions trop
concentrées.
d.
Apport calcique d’une ampoule de solution injectable de 10,0 mL.
-
Par
définition : n (Ca2+) = [Ca2+]
. V
-
n (Ca2+)
≈ 4,6 ×
10– 1 × 10,0 × 10–
3
-
n (Ca
2+) ≈
4,6 × 10– 3 mol |
a)-
La conductivité d’une
solution ionique (rappels).
-
Cellule conductimétrique :
Mesure
de la conductance d’une solution de chlorure de sodium :
►
Dispositif
expérimental :
Conductance et facteur d’influence..
-
Réglages : On
choisit le signal sinusoïdal :
-
On règle la
fréquence du
G.B.F
sur 500 Hz.
-
On règle la tension
U aux bornes de la
cellule sur 1,00 V.
-
On choisit la cellule conductimétrique :
S
= 1 cm2 et
ℓ
= 1 cm
-
Solution de chlorure de sodium de concentration
C
= 5,0 × 10– 3 mol / L.
►
Mesure :
I
= 1,08 mA |
Valeur de la
conductance : |
U
= 1,00 V |
|
f
= 500 Hz |
-
Avant chaque
mesure, il faut rincer les électrodes à l’eau distillée.
-
Essuyer
délicatement les électrodes avec du papier absorbant, agiter doucement la
cellule dans la solution pour bien homogénéiser.
-
La conductance G
est proportionnelle à la concentration C
de la solution si C
< 1,0 ×10–2 mol / L.
-
G = k’
. C
-
D’autre part :
-
La conductance G
d’une portion de solution est proportionnelle au rapport
.
-
Par définition, le
coefficient de proportionnalité est appelé :
-
Conductivité de la solution ionique que l’on note
σ ''sigma minuscule''.
-
On écrit :
|
G
est la conductance en siemens S |
S :
surface des
électrodes en m2. |
|
ℓ :
distance entre les électrodes en m. |
|
σ :
conductivité de
la solution en S . m– 1 |
-
La grandeur σ
est caractéristique de la solution.
-
Elle rend compte de
la capacité de la solution à conduire le courant électrique.
-
Elle ne dépend pas
de la géométrie de la cellule.
-
La grandeur σ
est liée à la nature et la concentration des ions présents dans la solution.
►
La
conductance G :
-
La
conductance G est l’inverse de la
résistance R d’une portion de solution.
-
G
dépend de la solution et des caractéristiques géométriques de la cellule de
mesure.
-
Pour s’affranchir de
ces caractéristiques, on définit la conductivité
σ à partir de la conductance :
-
G
= kcellule
. σ
-
La
grandeur kcellule
est la constante de la cellule.
-
Lorsqu’on réalise un
dosage avec un conductimètre, on utilise toujours la même cellule.
-
On réalise toujours un
étalonnage de l’appareil avant d’effectuer une série de mesures.
b)-
Conductivité molaire ionique.
-
À chaque ion d’une solution ionique, on affecte une
conductivité molaire ionique λ.
-
La conductivité
molaire ionique se rapporte à un ion donné.
-
Elle dépend de la
température, de la nature du solvant.
-
Elle ne dépend pas de la concentration si
C
< 1,0 × 10–2 mol / L.
-
Exemple pour les
ions sodium, on écrit :
-
λ (Na
+) = 5,01 × 10– 3 S
. m2 . mol–
1 dans l’eau.
-
Pour les ions
chlorure :
-
λ (Cl–)
= 7,63 × 10 –
3
S . m2 .
mol– 1 dans l’eau.
-
Remarque :
-
Dans une solution
électrolytique, ce sont les ions qui sont responsables du passage du courant.
-
Un courant dans une
solution est dû à la circulation des ions positifs et négatifs se déplaçant en
sens inverse.
-
Chaque ion dans la
solution contribue à la conductivité de celle-ci.
-
La conductivité σ
de la solution est égale à la
somme des
conductivités
due aux cations
et aux anions.
-
On écrit :
-
σ
=
σ (+) +
σ (–)
-
Formule générale :
-
-
La conductivité σ
d’une solution ionique dépend de la nature des ions présents Xi
et de leur concentration [ Xi
] respectives.
►
Conductivité molaire
ionique de quelques ions :
Ions |
λ
mS . m2 . mol– 1 |
Na+ |
5,01 |
H3O+ |
34,98 |
Cℓ– |
7,63 |
HO– |
19,86 |
►
Exemple :
-
Pour une solution
de chlorure de sodium :
-
Solution de
chlorure de sodium :
|
eau |
|
|
|
NaCℓ
(s) |
→ |
Na+
(aq) |
+ |
Cℓ–
(aq) |
-
Or : C
= [Cℓ–] = [Na+]
-
σ =
λ (Cℓ–) . [
Cℓ–
] + λ (Na+) . [
Na+
]
-
σ =
{λ
(Cℓ–)
+ λ (Na+)
} . C
-
Solution de
chlorure de baryum :
|
eau |
|
|
|
BaCℓ2
(s) |
→ |
Ba2+
(aq) |
+ |
2 Cℓ–
(aq) |
-
Or : [
Ba2+ ] = C
et [
Cℓ–
] = 2 C
-
σ
=
λ
(Cℓ–)
. [
Cℓ–
] + λ
(Ba2+)
. [
Ba2+
]
-
Expression en fonction de
C :
-
σ =
λ (Cℓ–).2 C
+ λ (Ba2+).
C
-
σ =
(2
λ
(Cℓ–).+
λ (Ba2+)
) . C
►
Remarque :
-
σ =
k . C
c)-
Énoncé de la loi de
Kohlrausch :
La conductivité σ d’une solution diluée d’une espèce ionique dissoute
est
proportionnelle à sa concentration molaire
C en soluté
apporté : |
σ =
k .
C |
σ
= k . C |
C ;
concentration en mol . L– 1
|
k :
coefficient de
proportionnalité en S . L .
m– 1. mol– 1
|
|
σ :
conductivité de
la solution en S . m– 1 |
-
À partir de la
mesure de la conductivité d’une solution, on peut déterminer la valeur de sa
concentration.
►
Remarque :
-
On peut le faire
aussi à partir de la valeur de la conductance si on ne possède pas de
conductimètre.
-
Remarque :
-
Les lois de
Beer-Lambert
et Kohlrausch
ont des équations analogues.
-
La solution colorée doit être suffisamment diluée,
C
≤ 1,0 × 10–2 mol . L–1,
et ne doit contenir qu’un seul soluté ionique.
IV-
La
détermination d’une quantité de gaz.
-
L’état gazeux est un
état dispersé.
-
À l’état
microscopique :
-
Les molécules ou les
atomes sont éloignés les uns des autres et se déplacent dans toutes les
directions de façon désordonnée.
-
Les interactions entre
les entités chimiques sont faibles.
- À l’état gazeux règne le chaos moléculaire
-
L’agitation des
molécules constituant un gaz, sous faible pression caractérise son état
thermique.
-
L’agitation des
molécules qui constituent un gaz est liée à une grandeur macroscopique :
-
la
température absolue du gaz, notée
T.
-
L’unité de température
absolue est le Kelvin : symbole K.
-
La température absolue
étant liée à l’agitation des molécules d’un gaz, on ne peut pas refroidir
indéfiniment un gaz.
-
Lorsque la température
diminue, l’agitation thermique diminue aussi.
-
Lorsque les molécules
sont immobiles, il n’y a plus d’agitation thermique et on ne peut plus refroidir
: c’est le zéro absolu.
-
En
l’absence de toute agitation thermique la température
T
= 0 K.
-
C’est le zéro absolu
où toutes les particules sont immobiles.
-
Au zéro absolu, la
température absolue est nulle, la pression est nulle et il n’y a plus
d’agitation thermique.
-
La température absolue
est une grandeur obligatoirement positive.
-
Relation : l’échelle de température Celsius (température notée
θ)
se déduit de la température absolue par la relation :
-
T
(K) = θ ° C
+ 273,15 ou T
(K) ≈ θ ° C
+ 273
2)- Équation d’état du gaz
parfait.
-
Un gaz est dit parfait
si la taille de ses entités est négligeable devant la distance qui les sépare et
si les interactions entre elles sont négligeables.
-
À basse pression, tous
les gaz peuvent être assimilés à des gaz parfaits.
►
Équation d’état du gaz
parfait :
P . V
= n . R . T |
|
P |
Pression en
pascal (Pa) |
V |
Volume en
mètre cube (m3) |
n |
Quantité de
matière en mole (mol) |
R |
Constant des
gaz parfaits : R = 8,314 Pa . m3 .mol–1
. K–1 |
T |
Température
absolue en kelvin (K) |
-
Pour un gaz réel :
-
P
. V
≈ n .
R
. T
si la pression est faible et si la température n’est pas trop basse.
-
Dans les conditions
habituelles de température et de pression, l’air (mélange de gaz) se comporte
comme un gaz parfait.
►
Application :
-
Les
briquets à gaz contiennent du butane liquide (C4H10).
-
La
pesée d’un briquet a donné une masse
m
= 20,51 g.
-
Grâce à
un tuyau souple, de faible section et adapté à l’orifice de sortie du gaz, on
recueille par déplacement d’eau un volume
V
= 1,5 L de butane dans une bouteille en matière plastique.
-
On pèse
alors le briquet : sa masse
m’ = 16,93 g.
-
Masse
molaire du butane M (C4H10)
= 58,1 g . mol–1.
-
Faire un schéma de
l’expérience.
-
Au
cours de l’expérience, la pression du gaz recueilli est égale à la pression
atmosphérique P = 1020 hPa et sa température
θ = 23,0 °C.
-
Calculer la quantité de matière
n de gaz qui s’est échappée du briquet
à partir du volume de gaz obtenu.
-
-
Calculer la quantité
de matière n
de gaz qui s’est échappée du briquet à partir des pesées :
-
m
(C4H10)
= m
– m’
-
-
Les deux résultats
sont cohérents.
-
Volume d’une mole de
butane gazeux dans les conditions de l’expérience :
-
-
Température θ
= 23,0 °C.
-
Avec cette expérience
simple, on peut avoir une estimation du volume molaire d’un gaz.
3)- Volume molaire et
quantité de gaz.
-
Loi d’Avogadro – Ampère
:
-
Énoncé :
-
Des volumes égaux de
gaz différents, pris dans les mêmes conditions de température et de pression,
renferment le même nombre de molécules.
-
Il découle de cette
loi que des volumes égaux de gaz différents, pris dans les mêmes conditions de
température et de pression, renferment le même nombre de moles.
-
Ainsi :
-
Une mole de
dihydrogène, une mole de butane, une mole de méthane occupent le même volume
dans les mêmes conditions de température et de pression.
-
Tous les gaz ont le
même volume molaire.
-
Le volume molaire :
Le volume molaire d’un gaz parfait est le volume occupé par une
mole de ce gaz |
|
|
|
P |
Pression en
pascal (Pa) |
Vm |
Volume en
mètre cube par mole (m3. mol–1) |
R |
Constant des
gaz parfaits : R = 8,314 Pa . m3 .mol–1
. K–1 |
T |
Température
absolue en kelvin (K) |
-
Autre relation :
-
Le
volume molaire Vm
permet de relier la quantité de gaz
n
à son volume V.
-
V
= n
. Vm
1)- Groupes caractéristiques et fonctions.
Groupe caractéristique |
Famille
de composés |
Formule
générale |
– OH Hydroxyle |
Alcool |
R – OH |
Carbonyle |
aldéhyde |
![]() |
Cétone |
|
|
carboxyle |
Acide
carboxylique |
|
groupe ester |
Ester |
|
|
Alcène |
|
|
Amine
(Primaire) |
|
|
Amide |
|
-
Les solutions colorées
absorbent certaines radiations dans le domaine du visible, dont la longueur
d’onde est comprise entre :
-
400 nm
≤ λ
≤ 800 nm
-
Les solutions
incolores peuvent absorber des radiations dans le domaine ultraviolet :
-
Pour
une espèce chimique colorée, on peut tracer le graphe donnant l’absorbance
A
en fonction de la longueur d’onde
λ.
-
On obtient alors le
spectre d’absorption de l’espèce chimique.
-
Exemple : Spectre
d’absorption du diiode :
-
La valeur de la
longueur d’onde correspondant à l’absorbance maximale du spectre d’absorption
peut permettre l’identification d’une espèce chimique.
3)- Spectroscopie
infrarouge IR .
a)-
Présentation d’un spectre.
(tsch042010)
-
La spectroscopie IR
est une spectroscopie d’absorption.
-
Les composés
organiques absorbent aussi dans le domaine de l’infrarouge.
-
Pour ces spectres,
on fait figurer :
-
La transmittance T
ou intensité lumineuse transmise par l’échantillon analysé en ordonnée (elle
s’exprime en pourcentage)
-
Le nombre d’ondes σ
en abscisse.
-
Le nombre d’ondes σ
est l’inverse de la longueur d’onde λ.
-
-
Unité :
-
Généralement, le nombre d’ondes
σ
s’exprime en cm–1 en
chimie organique.
-
En chimie organique, les radiations
infrarouges exploitées vont de 400 cm–1
à 4000 cm–1. (25 μm à 250
μm)
-
Cette spectroscopie
peut se faire en phase gazeuse ou en phase condensée.
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Exemple : Spectre
de la propanone.
-
Remarque :
-
Une faible valeur
de transmittance correspond à une forte absorption.
-
Les bandes
d’absorption sont orientées vers le bas.
-
L’axe des abscisses
est orienté vers la gauche. Cette échelle n’est pas toujours linéaire.
-
On distingue deux zones principales dans le spectre
IR :
►
Le
nombre d’onde compris entre 1500 et 4000 cm–1.
-
Cette zone ne
contient qu’un nombre limité de bandes, correspondant à des types de liaisons
particuliers.
-
Chaque bande est
caractérisée par :
-
Sa position dans le
spectre (la valeur du nombre d’onde du minimum de transmittance,
-
Sa largeur (bande
large ou fine),
-
Son intensité
(faible, moyenne ou forte), correspondant à la valeur minimale de la
transmittance.
►
Le
nombre d’onde compris entre 400 et 1500 cm–1.
-
Il s’agit d’une
zone très riche en bandes d’absorption pour les molécules organiques possédant
un ou plusieurs atomes de carbone.
-
Elle est
généralement exploitée qu’en comparaison avec un spectre de référence.
-
Cette zone
s’appelle l’empreinte digitale de la molécule.
-
Dans un spectre
infrarouge, la zone d’identification des groupes caractéristiques correspond à :
σ
> 1600 cm–1.
-
Les spectres IR
sont constitués d’une série de bandes d’absorption.
-
Chaque bande
d’absorption est associée à un type de liaison, principalement caractérisé par
les deux atomes liés et la multiplicité de la liaison.
-
Un spectre
infrarouge renseigne sur la nature des liaisons présentes dans une molécule.
-
Les bandes
d’absorption associées à chacune des liaisons rencontrées en chimie organique
correspondent à un domaine de nombre d’ondes bien précis.
-
Une table des absorptions caractéristiques des
liaisons dans le domaine de l’IR
donne les fourchettes des nombres d’onde (souvent l’allure des bandes) pour
différents types de liaison.
-
Un spectre infrarouge nous renseigne sur
la nature des liaisons présentes dans la molécule et permet d’en identifier les
groupes caractéristiques.
-
Les spectres IR
sont liés au fait que les atomes d’une molécule ne sont pas fixes, ils vibrent
autour d’une position d’équilibre.
-
Les vibrations
peuvent correspondre à une élongation longitudinale :
-
Les vibrations
peuvent correspondre à une déformation angulaire :
-
Les vibrations des
liaisons d’une molécule sont à l’origine de son spectre infrarouge.
-
Un spectre
infrarouge renseigne sur la nature des liaisons présentes dans une molécule et
sur les groupes caractéristiques qui sont présents dans la molécule.
d)-
Bandes d’absorption
caractéristiques.
-
Tableau simplifié :
Liaison |
σ (cm–1) |
Intensité |
–
O –
Hlib |
3580 à 3650 |
Forte |
–
O –
Hlié
ou
–
O –
Hassocié |
3200 à 3400 |
Forte |
Ctri
– H |
3000 à 3100 |
Moyenne |
Ctêt
–
HAromat |
3030 à 3080 |
Moyenne |
Ctri
–
H |
2800 à 3000 |
Forte |
Ctri
–
HAldéhyde |
2750 à 2900 |
Moyenne |
–
O –
HAcide
carb |
2500 à 3200 |
Forte |
1650 à 1730 |
Forte |
|
|
1680 à 1710 |
Forte |
Ctêt
– H |
1415 à 1470 |
Forte |
|
1050 à 1450 |
Forte |
|
1000 à 1250 |
Forte |
-
Les notations :
-
L’intensité
traduit l’importance de l’absorption.
-
–
O
–
Hlib sans liaison hydrogène et
–
O
– Hlié
avec liaison
hydrogène.
-
Ctri
correspond à un carbone trigonal engagé dans une double liaison.
-
Ctêt
correspond à un carbone tétragonal engagé dans quatre liaisons simples.
►
Bande
C = O
-
La liaison C = O
est présente dans de nombreuses molécules organiques telles que les aldéhydes,
cétones, acide carboxyliques, esters, amides,…
-
La position de la
bande d’absorption dépend de la nature de la fonction.
-
Elle est généralement comprise entre
1650 cm–1 et 1750 cm–1.
-
Lorsque la liaison
C = O est conjuguée à d’autres doubles
liaisons, la liaison C = O
est affaiblie et le nombre d’onde correspondant
diminue.
►
Bande
C – O
-
La liaison C – O
est présente dans les alcools, les acides carboxyliques,…
-
Sa bande d’absorption se situe entre
1070 cm–1 et 1450 cm–1.
-
Tableau à
connaître :
Liaison |
σ (cm–1) |
Bande |
– O – H
Alcool |
3200 – 3400 |
Bande forte
et
large |
–O – H
Acide
carboxylique |
2600 – 3200 |
Bande forte
et
large |
C = O
Aldéhyde
Cétone
Acide
carboxylique |
1700 – 1760 |
Bande forte
et
fine |
C = O
Ester |
1700 - 1740 |
Bande forte
et
fine |
C = C
Alcène |
1625 - 1685 |
Bande
moyenne |
N – H
Amine |
3100 - 3500 |
Bande
moyenne |
-
Une bande est forte
lorsque la valeur de la transmittance est faible.
-
Une bande est large
si elle s’étale sur un intervalle de nombre d’ondes important.
Groupe hydroxyle :
Groupe carbonyle :
Groupe carboxyle :
e)-
Exemples de spectres
infrarouges :
►
Spectre
IR de l’éthanol :
-
Spectre de
l’éthanol à l’état gazeux :
-
Spectre de
l’éthanol à l’état liquide :
-
Ci-dessus, on peut
observer les spectres infrarouges de l’éthanol à l’état gazeux et à l’état
liquide.
-
À l’état gazeux :
-
La liaison O – H
donne une bande moyenne et fine vers 3620 cm–1.
-
Il n’existe pas de liaison hydrogène entre les
molécules d’éthanol, la liaison O – H
est dite libre.
-
On la note O – Hlib.
- À l’état liquide :
-
La liaison O – H
se manifeste par une bande d’absorption forte et large de 3200 cm–1
à 3400 cm–1.
-
Les liaisons hydrogène établies entre les molécules
d’éthanol affaiblissent les liaisons covalentes
O – H et conduisent
à un abaissement du nombre d’onde σO
– H.
-
De plus, la bande s’élargit. La liaison
O – H est dans ce
cas dite associée, on la note O – Hassocié
ou O – Hlié.
-
Ce résultat est
général.
►
Cas de la propanone :
-
Les liaisons
C – H
donnent une bande large et moyenne de 2800 cm–1
à 3100 cm–1.
-
La double liaison
C = O
donne une bande fine et forte vers 1700 cm–1.
►
Acide éthanoïque :
-
Les liaisons
O – H
donnent une bande large et forte de 2500 cm–1
à 3200 cm–1.
- Pour les acides carboxyliques en solution concentrée, les molécules s’associent sous forme de dimères grâce à des liaisons hydrogène.
- On note un affaiblissement
important des liaisons
– O – H.
-
La
bande d’absorption relative aux liaisons
– O – H
se situe autour du nombre d’onde
σ ≈ 3000 cm–1.
-
Cette bande est
caractéristique d’un acide carboxylique.
-
La double liaison
C = O
donne une bande fine et forte vers 1700 cm–1.
►
Comparaison du spectre
IR du
propanal avec celui de la propanone.
-
Dans ce
cas on travaille sur la partie comprise entre 1500 cm–1
et 4000 cm–1.
-
Les
deux spectres présentent une bande forte et fine centrée sur 1700 cm–1.
-
Cette
bande est caractéristique du groupe carbonyle
C
=
O.
-
Dans le
spectre IR
du propanal, on remarque la présence de deux bandes moyennes et fines entre 2750
cm–1 et 2900 cm–1,
caractéristiques de la liaison
Ctri –
HAldéhyde.
-
Ces deux bandes ne
sont pas présentes dans le spectre de la propanone.
-
Ces deux bandes
permettent de distinguer la molécule de propanal de la molécule de propanone.
1)- Dosage par étalonnage
conductimétrique.
-
Évolution de la
conductivité lors d’un titrage.
-
Dosage des ions
chlorure dans le lait.
Méthodes
d’analyse physique
Les dosages par
étalonnage
La détermination
d’une quantité de gaz
La spectroscopie
Préparation à l'ECE : Le sérum physiologique
1)- Exercice 04 page 40 : Utiliser la loi de
Beer-Lambert.
2)- Exercice 05 page 40 : Exploiter la loi de Kohlrausch.
3)- Exercice 06 page 40 : écrire l’expression d’une
conductivité.
4)- Exercice 08 page 40 : Utiliser l’équation d’état du
gaz parfait.
5)- Exercice 14 page 41 : Contrôle de qualité d’un
produit.
6)- Exercice 16 page 42 : La tyrosine.
7)- DS N° 01 : Sirop
de menthe glacial : exercice 23 page 46.
8)- DS N° 02 : Sol truffier (15 min) : exercice 24 page
47. |
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