Comment reconnaître et écrire les réactions impliquant l\'ion cuivre(II) \(\ce{Cu^{2+}}\) et prévoir précipitations et transferts d\'électrons.

Le cuivre : réactions et ions cuivre(II)

Objectifs

Identifier l\'ion cuivre(II) \(\ce{Cu^{2+}}\) en solution et écrire ses réactions courantes.
Comprendre la formation de précipités (ex. \(\ce{Cu(OH)2}\)).

Réaliser et équilibrer des équations d\'oxydo-réduction impliquant le cuivre.

Quel est l\'objectif principal de ce cours ?

Apprendre à extraire le cuivre du minerai.
Reconnaître et écrire les réactions du cuivre en solution.
Étudier les alliages du cuivre.

On se concentre ici sur les réactions en solution et les ions \(\ce{Cu^{2+}}\), donc la réponse 2 est correcte.

Notions clés

1. États d\'oxydation et ion cuivre(II)

Définition : le cuivre métallique est noté \(\ce{Cu}\) (état d\'oxydation 0). L\'ion cuivre(II) est \(\ce{Cu^{2+}}\) (perte de deux électrons).

Écriture d\'une ionisation simple :

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

Quel électronique correspont à \(\ce{Cu^{2+}}\) ?

Perte de deux électrons
Gain d\'un électron
Pas d\'électron perdu

\(\ce{Cu^{2+}}\) signifie que le cuivre a perdu deux électrons (réponse 1).

2. Précipitation et solubilité

Réaction classique :

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

Le solide formé \(\ce{Cu(OH)2}\) est un précipité bleu pâle/bleu-vert insoluble en milieu neutre.

Étape 1 : on ajoute progressivement \(\ce{OH^-}\).

Étape 2 : \(\ce{Cu(OH)2}\) solide apparaît au fond.

Étape 3 : la partie liquide peut s\'éclaircir si le précipité se rassemble.

Quel ion provoque la formation du précipité \(\ce{Cu(OH)2}\) ?

\(\ce{Na+}\)
\(\ce{SO4^{2-}}\)
\(\ce{OH^-}\)

Ce sont les ions hydroxyde \(\ce{OH^-}\) qui réagissent avec \(\ce{Cu^{2+}}\) pour former le précipité (réponse 3).

3. Réactions d\'oxydo-réduction (redox)

Exemple fréquent : cuivre métallique réagit avec des ions argent \(\ce{Ag+}\) dans une solution de nitrate d\'argent :

Equation globale observée :

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

Démarche pour équilibrer : écrire les demi-équations (oxydation et réduction) puis égaliser le nombre d\'électrons.

Exemple de demi-équations :

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

\(\ce{Ag+ + e^- -> Ag}\) (réduction)

Multiplication de la réduction par 2, addition et suppression des électrons aboutit à la réaction globale ci-dessus.

Dans la réaction avec \(\ce{Ag+}\), qui est oxydé ?

\(\ce{Ag}\)
\(\ce{Cu}\)
Ni l\'un ni l\'autre

Le cuivre métallique perd des électrons (est oxydé) pour former \(\ce{Cu^{2+}}\) (réponse 2).

Exemples résolus

Exemple 1 — Précipité : masse de \(\ce{Cu(OH)2}\) formée

On dispose de 0,020 mol de \(\ce{Cu^{2+}}\) en solution. On ajoute suffisamment d\'hydroxyde pour précipiter entièrement le cuivre. Calculer la masse de \(\ce{Cu(OH)2}\) formée.

Voir la solution

Étape 1 : écrire la réaction \(\ce{Cu^{2+} + 2 OH^- -> Cu(OH)2}\).

Étape 2 : relation stœchiométrique : 1 mol de \(\ce{Cu^{2+}}\) donne 1 mol de \(\ce{Cu(OH)2}\). Donc n\_Cu(OH)2 = 0{,}020 mol.

Étape 3 : masse molaire approximative \(M(\ce{Cu(OH)2}) = 63{,}55 + 2\times(16+1) \approx 97{,}55\ \mathrm{g\,mol^{-1}}\).

Étape 4 : calcul de la masse :

\[ m = n \times M = 0{,}020\ \mathrm{mol} \times 97{,}55\ \mathrm{g\,mol^{-1}} = 1{,}951\ \mathrm{g} \approx 1{,}95\ \mathrm{g}. \]

Exemple 2 — Réaction Cu / Ag+

Équilibrer la réaction et justifier le transfert d\'électrons.

Voir la solution

Démi-équations :

\[ \begin{align} \text{Oxydation: } &\; \ce{Cu -> Cu^{2+} + 2e^-} \\ \text{Réduction: } &\; \ce{Ag+ + e^- -> Ag} \end{align} \]

On multiplie la réduction par 2 pour équilibrer les électrons :

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

En additionnant on obtient :

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

C\'est un transfert de 2 électrons du cuivre vers les ions argent.

Dans l\'exemple 1, quelle relation relie les moles de \(\ce{Cu^{2+}}\) et \(\ce{Cu(OH)2}\) ?

1 mol \(\ce{Cu^{2+}}\) donne 1 mol \(\ce{Cu(OH)2}\)
1 mol \(\ce{Cu^{2+}}\) donne 2 mol \(\ce{Cu(OH)2}\)
2 mol \(\ce{Cu^{2+}}\) donnent 1 mol \(\ce{Cu(OH)2}\)

La stœchiométrie de \(\ce{Cu^{2+} + 2 OH^- -> Cu(OH)2}\) montre l\'équivalence 1:1 (réponse 1).

Erreurs fréquentes

Penser que tout cuivre en solution est \(\ce{Cu^{2+}}\) sans vérifier le pH et la présence d\'agents complexants (ex. \(\ce{NH3}\)).
Ne pas équilibrer les électrons dans une réaction redox.

Que faut-il vérifier lorsqu\'on observe une solution colorée ?

Rien, la couleur suffit toujours.
Le pH et la présence d\'autres ions (complexation possible).
La température uniquement.

La couleur peut changer selon le pH et la complexation, il faut donc vérifier ces paramètres (réponse 2).

Récapitulatif rapide

Cuivre métallique \(\ce{Cu}\) peut être oxydé en \(\ce{Cu^{2+}}\) en perdant 2 électrons.
\(\ce{Cu^{2+}}\) en solution est souvent bleu ; il forme un précipité avec \(\ce{OH^-}\) : \(\ce{Cu(OH)2}\).
Dans les réactions redox, écrire les demi-équations et équilibrer les électrons.

Cartes mémo

Ion cuivre(II)

\(\ce{Cu^{2+}}\) ; solution généralement bleue ; forme \(\ce{Cu(OH)2}\) avec \(\ce{OH^-}\).

Précipitation

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

Redox cuivres/argent

Ex. \(\ce{Cu + 2 Ag+ -> Cu^{2+} + 2 Ag}\) ; cuivre oxydé, argent réduit.

Piège fréquent

Complexation (ex. \(\ce{Cu(NH3)4^{2+}}\)) peut rendre le cuivre soluble même en présence de \(\ce{OH^-}\).