1° étape : L`oxyde de cuivre I est oxydé par les ions Fe3+

XXIII édition
Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie - Lycée de Fécamp -
Le 15 – 11 – 2006 - 1 -
Oxyde cuivreux ou Oxyde de Cuivre I soit Cu2O
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 SO32- 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 [CuCl3]2-.
- 3° étape : Le trichlorocuprate (I) de sodium réagit ensuite à chaud avec le borax Na2B4O7,10 H2O.
Il y a formation d’oxyde de cuivre I Cu2O et d’acide borique H3BO3.
Mode Opératoire
 Dans un becher de 250 mL contenant 50 mL d’eau distillée, dissoudre : - 6 g de sulfite de sodium Na2SO3,7H2O
- 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) (CuSO4,5 H2O).
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 Cu2O.
 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 Cu2O (rouge) en CuO (noir).
 Peser la masse d’oxyde cuivreux obtenue.

XXIII édition
Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie - Lycée de Fécamp -
Le 15 – 11 – 2006 - 2 -
Compte –rendu
1° étape : Equation-bilan de la réduction du cuivre II par les ions sulfite
Couple Cu2+/Cu+
Couple SO42-/SO32-
Bilan
A l’aide d’un tableau d’avancement, déterminer le réactif limitant et calculer la quantité d’ions Cuivre (I) obtenue.
ni ( Cu2+) =
ni (SO32-) =
Avancement
Etat initial
En cours
Etat final
Réactif limitant :
n ( Cu+)obtenu =
2° étape : Formation du trichlorocuprate (I)
Quelle quantité de cet ion complexe obtient-on ?
3° étape : Equation-bilan de la synthèse
A l’aide d’un tableau d’avancement, déterminer le réactif limitant et calculer la quantité d’oxyde cuivreux obtenue.
n( B4O72-) =

XXIII édition
Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie - Lycée de Fécamp -
Le 15 – 11 – 2006 - 3 -
Avancement
Etat initial
En cours
Etat final
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 peut-on laver le produit à l’eau distillée ? Pourquoi le lave-t-on à l’acétone ?
2. Pourquoi ne peut-on 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 Cu2+

XXIII édition
Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie - Lycée de Fécamp -
Le 15 – 11 – 2006 - 4 -
Principe
1° étape : L’oxyde de cuivre I est oxydé par les ions Fe3+ contenus dans la liqueur de Bertrand.
2° étape : Les ions Fe2+ 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 bain-marie trois heures.
Mode Opératoire
 Peser avec précision une masse me de Cu2O 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 %Cuth contenu dans l’oxyde cuivreux :
Exprimer et calculer la masse de la prise d’essai me sachant que l’on veut mCu = 100 mg.
2) Equation-bilan du dosage du cuivre I
1° étape : Oxydation du cuivre I par les ions ferriques
-
-
-

XXIII édition
Séance de préparation aux travaux pratiques des Olympiades de la chimie - Lycée de Fécamp -
Le 15 – 11 – 2006 - 5 -
2°étape : Dosage des ions ferreux par le permanganate
-
-
-
3) Exprimer le pourcentage massique de cuivre contenu dans l’oxyde cuivreux, %Cuexp, en fonction de me (prise d’essai de Cu2O),
Cper, Vper et MCu
Etat initial
En cours
Etat final
Etat initial
En cours
Etat final
4) Calculer ce %Cuexp, le comparer à la valeur théorique %Cuth et commenter la pureté du produit préparé.