Caractéristiques
Utilisations [1 à 16]
Le cuivre et ses composés ont de nombreuses applications industrielles :
- Fabrication de nombreux alliages à base de cuivre : bronze (avec l'étain), laiton (avec le zinc), cupro-alliages tels que constantan, monel (avec le nickel), maillechort (avec le nickel et le zinc), alliage de Devarda (avec l'aluminium et le zinc), alliages de joaillerie (avec l'or et l'argent) ;
- Utilisation dans la fabrication de matériels électriques (câbles, fils, enroulements de moteurs, dynamos, transformateurs), de matériels pour l'électronique (circuits imprimés, résistances électriques et autres composants électroniques), de matériels de plomberie (canalisations, tuyauteries), de matériels pour l'automobile (sièges à soupapes), de matériels pour le bâtiment (couvertures), de matériels pour les équipements industriels (hélices, organes de pompes, tubes de condenseurs), fabrication de pièces de monnaie ;
- Fabrication de catalyseurs en synthèse organique (Cu, Cu(CH3COO)2, CuCl2, CuCl, Cu2O, Cu(NO3)2, Cu2Cl(OH)3) ;
- Fabrication de bains colorants pour métaux, de pigments pour le verre, les céramiques, les émaux, les peintures, encres et vernis (Cu(CH3COO)2, CuCl2, Cu2O, CuO, Cu(NO3)2, CuSO4) ;
- Industrie pétrolière : agents désodorisants, désulfurants, agents de flottation (CuCl2, CuCl, CuSO4) ;
- Industrie textile : teinture des textiles, mordant, tannage du cuir (CuSO4, Cu(CH3COO)2, CuCl2, Cu(NO3)2) ;
- Hydrométallurgie : raffinage des métaux (Cu2O, CuO, CuCl2) ;
- Galvanoplastie, traitements de surfaces (CuCl2, CuCl), électrodes de galvanisation, bains électrolytiques (CuCl, CuSO4) ;
- Soudage : fabrication de pâtes pour brasures (Cu2O) ;
- Agents de polissage pour les verres optiques (CuCl) ;
- Fabrication de produits biocides : produits antisalissure (Cu, CuNCS, Cu2O), produits de protection du bois (CuO, CuCO3+Cu(OH)2, Cu(OH)2), désinfectants non en contact avec les denrées alimentaires (CuSO4) ;
- Fabrication de produits phytopharmaceutiques : herbicides, fongicides (anti-mildiou) (Cu2O, Cu(OH)2), bouillie bordelaise (CuSO4 avec l'hydroxyde de calcium Ca(OH)2), sulfate de cuivre tribasique ;
- Photographie : fixateur (CuCl2) ;
- Pyrotechnie : production de couleurs dans les compositions pyrotechniques (CuCl2, CuO, CuSO4, Cu(NO3)2).
Propriétés physiques [1 à 4, 6 à 23, 25, 26]
Le cuivre est un métal de couleur rose saumon, extrêmement ductile et malléable aussi bien à froid qu'à chaud. Il possède des conductivités électrique et thermique particulièrement élevées.
| Nom Substance | Détails |
|---|---|
| Cuivre métal |
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| Di(acétate) de cuivre |
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| Thiocyanate de cuivre |
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| Oxyde de cuivre |
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| Oxyde de dicuivre |
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| Trihydroxychlorure de dicuivre |
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| Dinitrate de cuivre |
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| Dichlorure de cuivre |
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| Chlorure de cuivre |
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| Sulfate de cuivre |
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| Carbonate de cuivre basique |
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| Dihydroxyde de cuivre |
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Propriétés chimiques [2, 4, 19, 24]
Le cuivre métal est peu réactif. Au contact de l'atmosphère (en présence d'oxygène et de dioxyde de carbone), il s'oxyde pour former une couche protectrice constituée de carbonate de cuivre basique connu sous le nom de « vert de gris ».
La valeur du potentiel standard du cuivre (E° Cu2+/Cu = 0,34 V) étant supérieure à celle de l'hydrogène (E° H+/H2 = 0 V), le cuivre métal ne réagit pas avec les solutions acides non oxydantes comme l'acide chlorhydrique (réaction très lente avec l'acide sulfurique concentré). Par contre, des solutions acides ayant des propriétés oxydantes marquées (comme l'acide nitrique ou des solutions diluées d'acide sulfurique aérées et oxygénées) peuvent attaquer le cuivre pour conduire au dinitrate de cuivre dans le cas d'une attaque à l'acide nitrique. Les solutions d'ammoniaque, de sels ammoniacaux ou de cyanures formant des complexes très stables avec le cuivre produisent une corrosion rapide du métal.
En solution, le cuivre présente les deux principaux degrés d'oxydation suivants : Cu(+I) et Cu(+II).
Fondu, il donne des alliages avec de nombreux métaux (étain, zinc, nickel, aluminium...).
Sous forme de poudre métallique, le cuivre forme des composés explosifs en présence des constituants suivants : acétylène, nitrure de sodium, bromates, chlorates, iodates de baryum, calcium, magnésium, potassium, sodium ou zinc. La poudre de cuivre peut également réagir violemment en présence de bases fortes et d'oxydants puissants tels que le nitrate d'ammonium, les vapeurs de brome, le chlore, le peroxyde d'hydrogène.
En chimie organique, le cuivre catalyse certaines réactions (déshydrogénation, condensation, oxydation, hydrogénation.).
Certains de ses alliages et de ses composés possèdent des propriétés analogues.
L'oxyde de dicuivre monovalent Cu2O est stable dans l'air sec ; toutefois, dans l'air humide, il réagit avec l'oxygène pour former de l'oxyde de cuivre bivalent CuO. Ce dernier peut être également obtenu par une réaction d'oxydation rapide de Cu2O réalisée sous air à partir de 700 °C. L'oxyde de dicuivre se dissocie totalement vers 1 800 °C. Les acides chlorhydrique, bromhydrique et iodhydrique le transforment en sels de cuivre monovalents. Il est soluble dans l'ammoniaque avec formation d'un complexe ammoniacal.
L'oxyde de cuivre bivalent CuO se dissout dans les acides minéraux, dans les acides formique et acétique à chaud. Il se solubilise lentement dans l'ammoniaque et rapidement dans une solution alcaline de carbonate d'ammonium.
Le chlorure de cuivre CuCl s'oxyde rapidement en présence d'air humide pour donner de l'oxychlorure hydraté de type CuCl2, 3Cu(OH)3 ; il est insoluble dans les acides sulfurique et nitrique dilués. Il peut réagir violemment avec l'acide nitrique fumant.
Le dichlorure de cuivre CuCl2 est attaqué à chaud par l'acide fluorhydrique et par l'acide sulfurique concentré.
Le carbonate de cuivre basique et le trihydroxychlorure de dicuivre sont solubles dans l'ammoniaque et dans des solutions aqueuses alcalines de cyanures avec formation de complexes de cuivre ; ils se dissolvent également dans les acides minéraux et, à chaud, dans l'acide acétique.
Le sulfate de cuivre anhydre est un agent oxydant faible. Il absorbe rapidement l'humidité de l'air et se transforme en sulfate de cuivre pentahydraté qui est la variété la plus stable des sulfates de cuivre hydratés et d'une utilisation industrielle très répandue. Il peut réagir violemment avec les bases fortes, l'acétylène et le chlorate de potassium.
Le sulfate de cuivre est dissocié par la chaleur en se transformant en oxyde de cuivre. L'hydrogène, l'oxyde de carbone et le carbone le réduisent à l'état métallique.
Le dinitrate de cuivre est un oxydant puissant. Il peut réagir violemment en présence d'agents réducteurs tels que nitrures, sulfures, chlorure d'étain et autres combustibles... Au contact de l'air et en présence d'humidité, le dinitrate de cuivre s'hydrate facilement. Le dinitrate de cuivre se trouve le plus souvent commercialisé sous sa forme trihydratée qui, par chauffage autour de 80 °C, peut se transformer en nitrate de cuivre basique CuNO3, 3Cu(OH)2 et finalement en oxyde de dicuivre à une température supérieure à 180 °C.
Le dihydroxyde de cuivre semble être d'une stabilité thermodynamique limitée ; l'ajout d'ammoniaque au dihydroxyde de cuivre permettrait de le stabiliser cinétiquement. Il est soluble dans les acides minéraux et dans l'ammoniaque où il forme des complexes de cuivre ammoniacaux.
Le thiocyanate de cuivre est très peu soluble dans les acides dilués et soluble dans l'ammoniaque ; il se décompose à la chaleur.