Oxyde cuivreux ou Oxyde de Cuivre I soit Cu 2 O Cu S B O Na masse molaire atomique (g.mol 1 ) 63,5 32 10,8 16 23,1 Principe A l état naturel, l oxyde de cuivre (I) constitue le minerai appelé cuprite. Au laboratoire, il est obtenu par réduction d un sel de cuivre (II), selon les différentes étapes suivantes : 1 étape : L élément cuivre (II) est réduit en cuivre (I) par du sulfite de sodium et les ions sulfite SO 3 2 sont oxydés en ions sulfate. 2 étape : Grâce à l action simultanée des ions chlorures (apportés par le chlorure de sodium), l élément cuivre (I) formé se trouve stabilisé, dans un premier temps, dans l ion complexe trichlorocuprate (I) de formule [CuCl 3 ] 2. 3 étape : Le trichlorocuprate (I) de sodium réagit ensuite à chaud avec le borax Na 2 B 4 O 7,10 H 2 O. Il y a formation d oxyde de cuivre I Cu 2 O et d acide borique H 3 BO 3. Mode Opératoire Dans un becher de 250 ml contenant 50 ml d eau distillée, dissoudre : 6 g de sulfite de sodium Na 2 SO 3,7H 2 O 5 g de NaCl. Porter à ébullition. Pendant ce temps, dans un becher de 250 ml contenant 25 ml d eau distillée, dissoudre 2,5 g de sulfate de cuivre (II) (CuSO 4,5 H 2 O). Ajouter cette deuxième solution à la première maintenue à ébullition. Il se forme momentanément un précipité verdâtre. La solution finale (solution A) est incolore et contient le complexe soluble de trichlorocuprate (I) de sodium. La laisser refroidir mais pas trop, la solution doit rester chaude. Dans un bécher de 400 ml, porter à ébullition une solution de 10 g de borax dans 200 ml d eau (solution B). Faire couler lentement la solution A contenue dans une burette graduée, dans la solution B maintenue à ébullition. Le précipité formé est d abord jaune et finement divisé puis il brunit rapidement et devient cristallin et rouge brique après 30 minutes d ébullition. Il s agit de Cu 2 O. A ce stade, laisser décanter. Filtrer sur büchner. Laver soigneusement à l eau froide le précipité sur le filtre. Passer 1 à 2 ml d acétone sur l oxyde encore humide. Bien essorer sur la trompe à eau. Sécher entre deux feuilles de papier filtre (seulement si nécessaire). Ne pas utiliser l étuve en raison d une oxydation de Cu 2 O (rouge) en CuO (noir). Peser la masse d oxyde cuivreux obtenue. Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie Lycée de Fécamp Le 15 11 2006 1
Compte rendu 1 étape : Equationbilan de la réduction du cuivre II par les ions sulfite Couple Cu 2+ /Cu + Couple SO 4 2 /SO 3 2 Bilan A l aide d un tableau d avancement, déterminer le réactif limitant et calculer la quantité d ions Cuivre (I) obtenue. n i ( Cu 2+ ) = n i (SO 3 2 ) = Avancement Réactif limitant : n ( Cu + )obtenu = 2 étape : Formation du trichlorocuprate (I) Quelle quantité de cet ion complexe obtienton? 3 étape : Equationbilan de la synthèse A l aide d un tableau d avancement, déterminer le réactif limitant et calculer la quantité d oxyde cuivreux obtenue. n( B 4 O 7 2 ) = Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie Lycée de Fécamp Le 15 11 2006 2
Avancement Calculer la masse d oxyde cuivreux théoriquement attendue et la comparer à celle réellement obtenue. Réactif limitant : Calculer le rendement et le commenter. Questions 1. Pourquoi ne peuton laver le produit à l eau distillée? Pourquoi le laveton à l acétone? 2. Pourquoi ne peuton pas sécher l oxyde à l étuve? Ecrire la réaction qui peut se produire. 3. En solution aqueuse, l ion trichlorocuprate I empêche la dismutation du cuivre I. Ecrire cette réaction de dismutation. 4. Etablir la configuration électronique des ions Cu + et Cu 2+ Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie Lycée de Fécamp Le 15 11 2006 3
Principe 1 étape : L oxyde de cuivre I est oxydé par les ions Fe 3+ contenus dans la liqueur de Bertrand. 2 étape : Les ions Fe 2+ formés sont dosés par une solution de permanganate de potassium. Liqueur de Bertrand : Elle renferme du sulfate ferrique en milieu acide sulfurique concentré. On la prépare comme suit : à 200 g d acide sulfurique concentré, ajouter 50 g de sulfate ferrique en agitant énergiquement. Verser ensuite avec prudence dans 500 ml d eau et mettre au bainmarie trois heures. Mode Opératoire Peser avec précision une masse m e de Cu 2 O préparé, correspondant à environ 100 mg de cuivre (calcul à faire). A ce prélèvement ajouter 10 ml de liqueur de Bertrand. Agiter jusqu à dissolution complète. Verser avec précaution cette solution dans environ 100 ml d eau. Ajouter ensuite 5 ml d acide phosphorique concentré. Doser les ions ferreux formés par une solution de permanganate de potassium à environ 0,02 mol.l 1 jusqu à coloration rose persistante trente secondes. Compte rendu 1) Exprimer en fonction des masses molaires, puis calculer le %Cu th contenu dans l oxyde cuivreux : Exprimer et calculer la masse de la prise d essai m e sachant que l on veut m Cu = 100 mg. 2) Equationbilan du dosage du cuivre I 1 étape : Oxydation du cuivre I par les ions ferriques Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie Lycée de Fécamp Le 15 11 2006 4
2 étape : Dosage des ions ferreux par le permanganate 3) Exprimer le pourcentage massique de cuivre contenu dans l oxyde cuivreux, %Cu exp, en fonction de m e (prise d essai de Cu 2 O), C per, V per et M Cu 4) Calculer ce %Cu exp, le comparer à la valeur théorique %Cu th et commenter la pureté du produit préparé. Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie Lycée de Fécamp Le 15 11 2006 5
On commencera par calculer : *la masse de borax correspondant à la masse d acide orthoborique pur obtenu précédemment ; *le volume d eau nécessaire (V2) pour être à saturation à 55 C, compte tenu de la solubilité du borax (176 g.l 1 à 55 C). *la masse ce carbonate de sodium NA2CO3,10H2O nécessaire, compte tenu de la réaction de synthèse. Cette masse sera majorée de 5% de façon à avoir un léger excès de crbonate. Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie Lycée de Fécamp Le 15 11 2006 6