Le cuivre forme des ions Cu(II) bleus qui donnent des précipités, complexes et participent à des réactions d'oxydoréduction simples et observables.

Le cuivre — Réactions et ions cuivre(II)

Niveau : 2nde — Durée estimée : 25–35 min

Objectifs

Comprendre comment se forment les ions cuivre(II) \(\ce{Cu^{2+}}\).
Reconnaître les réactions caractéristiques : précipitation avec \(\ce{OH^-}\), complexation avec \(\ce{NH3}\), réactions de déplacement.
Écrire et équilibrer des équations simples impliquant \(\ce{Cu^{2+}}\) et identifier les demi-équations d'oxydoréduction.

1. Oxydation du cuivre et formation de \(\ce{Cu^{2+}}\)

Le cuivre métallique peut perdre des électrons pour donner l'ion cuivre(II) : la demi-équation d'oxydation s'écrit

\[ \ce{Cu -> Cu^{2+} + 2e^-} \]

Dans des conditions ordinaires, le cuivre ne réagit pas avec des acides non oxydants (ex. HCl). Par contre, un acide oxydant (ex. HNO3) peut oxyder Cu en \(\ce{Cu^{2+}}\) :

Exemple de réaction globale (variant selon les conditions) :

\[ \ce{3Cu + 8HNO3 -> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O} \]

Le cuivre métallique réagit-il avec de l'acide chlorhydrique dilué (HCl) pour former \(\ce{Cu^{2+}}\) ?

Oui, facilement.
Non, pas avec un acide non oxydant.
Oui, mais seulement à froid.

Le cuivre est résistant aux acides non oxydants : il faut un oxydant pour passer à \(\ce{Cu^{2+}}\).

2. Propriétés des ions cuivre(II) en solution

Dans l'eau, le cuivre(II) est entouré de molécules d'eau :

\(\ce{[Cu(H2O)6]^{2+}}\)

Ajout d'hydroxyde : le réactif basique \(\ce{OH^-}\) précipite le solide bleu de l'hydroxyde de cuivre(II) :

\[ \ce{Cu^{2+} + 2OH^- -> Cu(OH)2 (s)} \]

Voir la solution expérimentale (chercher d'abord)

On met quelques gouttes de \(\ce{NaOH}\) sur une solution de \(\ce{CuSO4}\). Le précipité bleu de \(\ce{Cu(OH)2}\) se forme immédiatement. Avec excès de \(\ce{NH3}\), le précipité redissout (formation de complexe).

Étape 1 : écrire les ions en solution, par ex. \(\ce{CuSO4 -> Cu^{2+} + SO4^{2-}}\).

Étape 2 : ajouter \(\ce{OH^-}\) : combiner \(\ce{Cu^{2+}}\) et \(\ce{OH^-}\) pour former \(\ce{Cu(OH)2}\).

Étape 3 : vérifier la conservation des charges et des atomes : \(\ce{Cu^{2+} + 2OH^- -> Cu(OH)2}\) est équilibrée.

Quelle phrase décrit l'observation quand on ajoute \(\ce{NaOH}\) à une solution de \(\ce{Cu^{2+}}\) ?

On obtient un précipité blanc qui noircit au contact de l'air.
La solution devient incolore.
Un précipité bleu apparaît.

La réaction classique est la formation du précipité bleu \(\ce{Cu(OH)2}\).

3. Complexation avec l'ammoniaque et dissolution du précipité

Le précipité de \(\ce{Cu(OH)2}\) se dissout en présence d'excès d'ammoniaque pour former le complexe tétraammine cuivre(II), de couleur bleu foncé :

\[ \ce{Cu^{2+} + 4NH3 -> [Cu(NH3)4]^{2+}} \]

Que se passe-t-il quand on ajoute d'abord peu d'ammoniaque à une solution contenant \(\ce{Cu^{2+}}\), puis beaucoup d'ammoniaque ?

Rien puis précipité blanc.
Précipité bleu, puis dissolution en un complexe bleu foncé.
La solution s'oxyde et devient verte.

Peu d'ammoniaque provoque la formation de \(\ce{Cu(OH)2}\) ; en excès, on forme \(\ce{[Cu(NH3)4]^{2+}}\) (bleu foncé).

4. Réactions de déplacement (exemple avec le zinc)

Le zinc métallique peut réduire \(\ce{Cu^{2+}}\) en cuivre métallique :

Équation non ionique :

\[ \ce{Cu^{2+} + Zn -> Cu + Zn^{2+}} \]

Demi-équations :

\begin{align} \ce{Cu^{2+} + 2e^- &-> Cu} \\ \ce{Zn &-> Zn^{2+} + 2e^-} \end{align}

Parmi ces métaux, lequel peut réduire \(\ce{Cu^{2+}}\) en cuivre métallique ?

Le zinc est plus réactif que le cuivre et peut lui céder des électrons pour former \(\ce{Zn^{2+}}\).

Schéma : test d'identification du \(\ce{Cu^{2+}}\)

Schéma représentant l'ajout d'un réactif (\(\ce{NaOH}\) ou \(\ce{NH3}\)) à une solution contenant \(\ce{Cu^{2+}}\).

Erreurs fréquentes

Écrire des équations non équilibrées : vérifier toujours la conservation des atomes et des charges.
Oublier les états physiques (s) pour précipités et (aq) pour espèces en solution.
Penser que tout acide dissout le cuivre : il faut un oxydant.

Que signifie l'annotation (s) dans une équation chimique ?

Solution aqueuse
Solide (précipité)
Gaz

(s) indique un solide ; (aq) indique une espèce en solution aqueuse.

Récapitulatif

Cu metal peut être oxydé en \(\ce{Cu^{2+}}\) par des oxydants (ex. \(\ce{HNO3}\)).
\(\ce{Cu^{2+}}\) en solution est bleu ; il forme \(\ce{Cu(OH)2}\) (précipité bleu) avec \(\ce{OH^-}\).
En excès d'ammoniaque, \(\ce{Cu(OH)2}\) se transforme en \(\ce{[Cu(NH3)4]^{2+}}\) (complexe bleu foncé).
Les réactions de déplacement (ex. avec Zn) s'expliquent par des demi-équations et le transfert d'électrons.

Cartes mémo

Ion cuivre(II)

\(\ce{Cu^{2+}}\) : en solution aqueuse il est bleu (aquo-complexe).

Précipité avec \(\ce{OH^-}\)

\(\ce{Cu^{2+} + 2OH^- -> Cu(OH)2 (s)}\) (bleu).

Complexe avec NH3

\(\ce{Cu^{2+} + 4NH3 -> [Cu(NH3)4]^{2+}}\) (bleu foncé).

Demi-équation d'oxydation

\(\ce{Cu -> Cu^{2+} + 2e^-}\)