Karamö, le prof virtuelLeçon 14 sur 16
L'élément cuivre et ses réactions
Je sais décrire le métal cuivre, écrire les équations de ses principales réactions (avec le dioxygène, les acides, les ions) et identifier l'ion cuivre II.
- 55 min
- 5 exercices corrigés
- 1 schéma
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Connaître les propriétés physiques et les usages du cuivre
- Écrire l'oxydation du cuivre par le dioxygène et la réduction de l'oxyde de cuivre II
- Décrire l'action des acides sur le cuivre (acides dilués, acide nitrique, acide sulfurique concentré)
- Identifier l'ion Cu²⁺ et interpréter sa réaction avec le fer ou le zinc
- Faire des calculs de masses et de volumes sur ces réactions
Avant de commencer : Les leçons « Structure de l'atome », « Molécules et ions » et « Quantité de matière » (n = m/M, n = V/Vₘ) ; savoir équilibrer une équation chimique ; les notions d'oxydation et de réduction vues en 10e.
1Je découvre
Dans un atelier du quartier Madina, Alpha récupère de vieux câbles électriques. Il retire la gaine en plastique : à l'intérieur, des fils brillants de couleur rouge orangé. « C'est du cuivre, lui dit le réparateur, le meilleur métal pour conduire le courant, après l'argent. »
Sur le toit d'un vieux bâtiment colonial, Alpha a déjà vu des gouttières vertes, et sa grand-mère garde une vieille marmite en cuivre dont le fond est devenu noir à force d'être posé sur le feu. Au lycée, le professeur a fait une expérience étonnante : un clou en fer plongé dans une solution bleue s'est couvert d'une couche rouge de cuivre, et la solution a pâli.
Rouge, vert, noir, bleu : le même élément, le cuivre, se présente sous des couleurs très différentes selon les composés qu'il forme.
Quelles sont les propriétés du cuivre, avec quoi réagit-il, et comment reconnaître ses composés ?
2Je comprends
1. Carte d'identité du cuivre
| Propriété | Valeur |
|---|---|
| Symbole, numéro atomique | Cu, Z = 29 |
| Masse molaire atomique | 63,5 g/mol |
| Aspect | métal rouge orangé, brillant |
| Masse volumique | 8,96 g/cm³ |
| Température de fusion | 1 085 °C |
| Ions courants | Cu2+ (ion cuivre II, bleu en solution) ; Cu^+ (ion cuivre I) |
Le cuivre est un très bon conducteur de l'électricité et de la chaleur, il est ductile (on l'étire en fils fins) et malléable (on le martèle en feuilles). D'où ses usages : fils et câbles électriques, bobinages des moteurs, tuyauteries, ustensiles de cuisine. Il entre dans des alliages : le laiton (cuivre + zinc), jaune, utilisé pour les robinets et les objets décoratifs ; le bronze (cuivre + étain), utilisé pour les statues et les cloches.
2. Action du dioxygène
À froid, dans l'air humide, le cuivre se couvre lentement d'une couche verte, le vert-de-gris (principalement un carbonate de cuivre hydraté), formée par l'action du dioxygène, de l'eau et du dioxyde de carbone de l'air. Cette couche, appelée patine, protège le métal en dessous : c'est la couleur des vieilles gouttières.
À chaud, le cuivre se couvre d'une couche noire d'oxyde de cuivre II : c'est le fond noirci de la marmite.
2Cu + O2 → 2CuO
Le cuivre gagne de l'oxygène : il est oxydé.
3. La réduction de l'oxyde de cuivre II
L'oxyde de cuivre II peut perdre son oxygène si on le chauffe avec un réducteur :
- avec le carbone : 2CuO + C → 2Cu + CO2 (l'eau de chaux se trouble) ;
- avec le dihydrogène : CuO + H2 → Cu + H2O (des gouttelettes d'eau apparaissent).
L'oxyde de cuivre est réduit en cuivre rouge ; le carbone ou le dihydrogène sont oxydés. C'est une oxydoréduction.
Exemple
Réduire l'oxyde de cuivre par le carbone.
On chauffe 7,95 g d'oxyde de cuivre II avec la quantité de carbone juste nécessaire. Données : Cu 63,5 ; O 16 ; C 12 g/mol ; Vₘ = 24 L/mol.
M(CuO) = 63,5 + 16 = 79,5 g/mol ; n(CuO) = 7,95 / 79,5 = 0,100 mol.
Équation : 2CuO + C → 2Cu + CO₂. D'après les coefficients :
n(Cu) = n(CuO) = 0,100 mol, donc m(Cu) = 0,100 × 63,5 = 6,35 g.
n(C) = n(CuO) / 2 = 0,050 mol, donc m(C) = 0,050 × 12 = 0,60 g.
n(CO₂) = 0,050 mol, donc V(CO₂) = 0,050 × 24 = 1,2 L.
4. Action des acides
Acides dilués (chlorhydrique, sulfurique), à froid et à l'abri de l'air : pas de réaction. Le cuivre ne donne pas de dihydrogène avec les acides, contrairement au fer, au zinc ou à l'aluminium. On dit que le cuivre est un métal peu réducteur (un métal « noble » au sens large).
Acide nitrique dilué : le cuivre est attaqué. La solution devient bleue (ions Cu2+) et il se dégage du monoxyde d'azote NO, incolore, qui devient roux au contact de l'air en se transformant en dioxyde d'azote NO2 :
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O puis 2NO + O2 → 2NO2 (vapeurs rousses, toxiques).
Acide sulfurique concentré et chaud : le cuivre est attaqué avec dégagement de dioxyde de soufre SO2, gaz suffocant :
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O
Ces deux expériences se font sous la hotte : les gaz dégagés sont toxiques.
- Dioxygène à chaud (CuO noir)
- Acide nitrique (solution bleue, NO)
- Acide sulfurique concentré chaud (SO₂)
- Ions argent Ag⁺
- Acide chlorhydrique dilué
- Acide sulfurique dilué à froid
- Eau pure
- Ions zinc Zn²⁺ ou fer Fe²⁺
5. L'ion cuivre II, Cu2+
Couleur. Les solutions contenant des ions Cu2+ (sulfate de cuivre, nitrate de cuivre) sont bleues.
Test d'identification. On ajoute quelques gouttes de soude (ions OH^-) : il se forme un précipité bleu d'hydroxyde de cuivre II.
Cu2+(aq) + 2OH^-(aq) → Cu(OH)2(s)
Si on chauffe ce précipité, il noircit : il se transforme en oxyde de cuivre II, Cu(OH)2 → CuO + H2O.
Le sulfate de cuivre anhydre, CuSO4, est une poudre blanche qui devient bleue au contact de l'eau (formation de cristaux hydratés CuSO4, 5H2O) : c'est un test de présence de l'eau.
6. Réaction des ions Cu2+ avec un métal plus réducteur
Plongeons un clou en fer dans une solution de sulfate de cuivre : il se couvre d'un dépôt rouge de cuivre et la solution pâlit, puis devient verdâtre (ions Fe2+).
Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
Le fer cède des électrons (il est oxydé), les ions Cu2+ les captent (ils sont réduits). Le zinc donne la même réaction : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu. En revanche, une lame de cuivre plongée dans une solution d'ions Fe2+ ou Zn2+ ne donne rien. Le fer et le zinc sont plus réducteurs que le cuivre. Le cuivre, lui, réduit les ions argent : Cu + 2Ag^+ → Cu2+ + 2Ag.
Méthode
Pour traiter un exercice sur les réactions du cuivre :
- J'identifie le type de réaction : oxydation par O₂, réduction de CuO, action d'un acide, réaction avec des ions.
- J'écris l'équation-bilan équilibrée (éléments et charges).
- Je calcule la quantité de matière du réactif connu : n = m/M ou n = V/Vₘ.
- J'utilise les coefficients de l'équation pour trouver la quantité des autres espèces.
- Je convertis en masse (m = n × M) ou en volume de gaz (V = n × Vₘ), avec l'unité.
Exemple
Le clou dans la solution de sulfate de cuivre.
On plonge un clou en fer, en excès, dans 200 mL de solution de sulfate de cuivre à 0,050 mol/L. Quelle masse de cuivre se dépose, et quelle masse de fer disparaît ?
n(Cu²⁺) = C × V = 0,050 × 0,200 = 0,010 mol.
Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu : tout se fait mole à mole.
m(Cu) déposé = 0,010 × 63,5 = 0,635 g ; m(Fe) consommé = 0,010 × 56 = 0,56 g.
Quand tous les ions Cu²⁺ ont réagi, la solution n'est plus bleue.
3Je retiens
Je retiens
Cuivre : Cu, Z = 29, M = 63,5 g/mol, métal rouge, ρ = 8,96 g/cm³, fusion à 1 085 °C, très bon conducteur ; alliages : laiton (Cu + Zn), bronze (Cu + Sn).
Air humide : vert-de-gris. À chaud : 2Cu + O₂ → 2CuO (noir).
Réduction : 2CuO + C → 2Cu + CO₂ ; CuO + H₂ → Cu + H₂O.
Acides dilués non oxydants (HCl, H₂SO₄ dilué) : pas d'action.
Acide nitrique : 3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O (NO devient roux à l'air).
Test de Cu²⁺ (solution bleue) : Cu²⁺ + 2OH⁻ → Cu(OH)₂, précipité bleu.
Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu (dépôt rouge). CuSO₄ anhydre blanc devient bleu avec l'eau.
4Erreurs fréquentes
- Écrire que le cuivre réagit avec l'acide chlorhydrique en donnant du dihydrogène : le cuivre ne déplace pas l'hydrogène des acides.
- Confondre les couleurs : cuivre métal rouge ; CuO noir ; Cu²⁺ bleu en solution ; Cu(OH)₂ précipité bleu ; vert-de-gris vert.
- Oublier les coefficients dans les calculs : dans 2CuO + C, il faut 1 mol de carbone pour 2 mol d'oxyde de cuivre.
- Inverser le sens de la réaction avec les ions : le fer se recouvre de cuivre dans une solution de Cu²⁺, mais le cuivre ne se recouvre pas de fer dans une solution de Fe²⁺.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Associe chaque espèce à sa couleur : cuivre métal ; oxyde de cuivre II ; solution de sulfate de cuivre ; hydroxyde de cuivre II ; sulfate de cuivre anhydre ; dioxyde d'azote. Couleurs : blanc ; bleu (solution) ; bleu (précipité) ; noir ; rouge ; roux.
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Cuivre métal : rouge ; oxyde de cuivre II : noir ; solution de sulfate de cuivre : bleu (solution) ; hydroxyde de cuivre II : bleu (précipité) ; sulfate de cuivre anhydre : blanc ; dioxyde d'azote : roux.
2Exercice 2
On chauffe à l'air 3,175 g de cuivre en poudre jusqu'à oxydation complète.
a) Écris l'équation de la réaction.
b) Calcule la masse d'oxyde de cuivre II obtenue.
c) Calcule le volume de dioxygène consommé (Vm = 24 L/mol).
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a) 2Cu + O2 → 2CuO.
b) n(Cu) = 3,17563,5 = 0,0500 mol ; n(CuO) = n(Cu) = 0,0500 mol ; m(CuO) = 0,0500 × 79,5 = 3,975 g, soit environ 3,98 g.
c) n(O2) = n(Cu)2 = 0,0250 mol ; V(O2) = 0,0250 × 24 = 0,60 L.
3Exercice 3
On verse de l'acide chlorhydrique dilué sur de la tournure de cuivre d'une part, et sur de la grenaille de zinc d'autre part.
a) Dans quel tube observe-t-on un dégagement gazeux ? Nomme le gaz.
b) Que peut-on conclure sur le cuivre ?
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a) Seul le tube contenant du zinc donne un dégagement gazeux : c'est du dihydrogène (il détone à l'approche d'une flamme). Zn + 2H^+ → Zn2+ + H2.
b) Le cuivre n'est pas attaqué par l'acide chlorhydrique dilué : il est moins réducteur que le zinc et ne peut pas réduire les ions H^+ en dihydrogène.
4Exercice 4
On fait réagir 6,35 g de cuivre avec de l'acide nitrique dilué en excès.
a) Qu'observe-t-on ?
b) Calcule le volume de monoxyde d'azote dégagé (Vm = 24 L/mol).
c) Pourquoi faut-il réaliser cette expérience sous la hotte ?
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a) Le cuivre disparaît progressivement, la solution devient bleue et il se dégage un gaz incolore qui devient roux au contact de l'air.
b) n(Cu) = 6,3563,5 = 0,100 mol. D'après l'équation, 3 mol de Cu donnent 2 mol de NO : n(NO) = 23 × 0,100 ≈ 0,0667 mol. V(NO) = 0,0667 × 24 = 1,6 L.
c) Le monoxyde d'azote et le dioxyde d'azote qu'il forme à l'air sont des gaz toxiques : la hotte les aspire.
5Exercice 5
(Synthèse) Une solution inconnue est bleue. Kadiatou y ajoute quelques gouttes de soude : il se forme un précipité bleu. Elle y plonge ensuite une lame de zinc.
a) Quel ion la solution contient-elle ? Écris l'équation de formation du précipité.
b) Qu'observe-t-elle sur la lame de zinc ? Écris l'équation de la réaction et précise l'espèce oxydée et l'espèce réduite.
c) Si la solution contient 0,020 mol d'ions Cu2+, quelle masse de zinc est consommée au maximum ? (Zn : 65 g/mol)
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a) L'ion cuivre II Cu2+ : Cu2+(aq) + 2OH^-(aq) → Cu(OH)2(s).
b) La lame de zinc se couvre d'un dépôt rouge de cuivre et la solution pâlit. Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu. Le zinc est oxydé (il perd 2 électrons) ; l'ion Cu2+ est réduit (il gagne 2 électrons).
c) Réaction mole à mole : n(Zn) = 0,020 mol ; m(Zn) = 0,020 × 65 = 1,3 g.
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6Je vérifie
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