zinc dans sulfate de cuivre :?:

Sur les expériences et manipulations, buts, pertinence, déroulement, explication scientifique, organisation pratique et trucs et astuces... Pour les documents pédagogiques, merci de les placer dans la section du niveau concerné.

zinc dans sulfate de cuivre :?:

Messagede rinou » 22 Jan 2013, 21:53

Bonjour,
Lorsqu'on réalise la réaction entre de la grenaille de zinc et une solution de sulfate de cuivre , pourquoi observe-t-on un dégagement gazeux qui devient de plus en plus abondant surtout après décoloration de la solution?
Par ailleurs pourquoi le cuivre noircit ? (surtout si on fait cette manip avec de la poudre de zinc)
Merci d'avance de vos suggestions.
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Re: zinc dans sulfate de cuivre :?:

Messagede profmando » 15 Fév 2013, 11:18

Bonjour,
Le dégagement gazeux doit être un dégagement de H2 faisant intervenir le couple H2O/H2, non ?
Par ailleurs j'avais lu il y a un certain temps qu'on pouvait éviter le noircissement du cuivre en ajoutant du H2SO4.
Cette année j'ai trouvé un nouveau mode opératoire qui évite le soucis : on met le zinc dans un papier filtre et on passe le sulfate de cuivre progressivement dessus. Ainsi, on voit très bien que le solide devient marron clair.
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Re: zinc dans sulfate de cuivre :?:

Messagede candy » 15 Fév 2013, 14:28

Je pense que si la reaction est rapide (avec de la poudre de zinc donc) le depot de cuivre n'est pas bien regulier et n'a pas un bel aspect brillant. Ca m'arrivait parfois dans les TP a la fac, on disait qu'on "cramait" le depot.
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Re: zinc dans sulfate de cuivre :?:

Messagede Aranel53 » 15 Fév 2013, 21:17

Cette histoire de dégagement gazeux m'avait bien posé problème l'année dernière : j'avais laissé mes douze tubes sur ma table et je n'avais pas eu le temps de les nettoyer le soir même. Le lendemain matin, les bulles avaient carrément fait flotter la moitié du dépôt noir au fond dans les douze tubes...

Il m'avait semblé remarquer quelques bulles quand les élèves faisaient la manip mais je n'avais jamais cherché plus loin.

Puis en discutant avec une collègue sur l'origine de ce gaz, on a bouché un des tubes, on l'a secoué pour décrocher les bulles du dépôt et en approchant une allumette on a eu le "pioup" caractéristique du dihydrogène. Maintenant pourquoi du dihydrogène se dégagerait en mélangeant du zinc métallique et du sulfate de cuivre ? Et en fait, on a une surprise en mesurant le pH d'une solution de sulfate de cuivre (surtout aux concentrations que l'on utilise pour cette manip !). Les complexes aqueux des métaux de transitions sont souvent des acides forts. Et donc c'est cette acidité qui attaque le zinc restant et dégage du dihydrogène. On a testé quand le zinc est en défaut, le dégagement nocturne ne se produit pas.


D'ailleurs, c'est pour ça que la bouillie bordelaise n'est pas du sulfate de cuivre pur, il y a de la chaux avec pour neutraliser l'acidité du sulfate de cuivre et ne pas attaquer les feuilles de plantes sur lesquelles elle est appliquée.
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Re: zinc dans sulfate de cuivre :?:

Messagede candy » 11 Oct 2013, 19:56

Pourquoi la solution de sulfate de cuivre est-elle acide? Quelles sont les equilibres qui interviennent?
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Re: zinc dans sulfate de cuivre :?:

Messagede profmando » 11 Oct 2013, 20:18

Sans certitude, j'ai trouvé cette réaction sur un forum :
[Cu(H2O)6]2+ <--> [Cu(H2O)5]+ + H+
qui s'explique chimiquement par le fait que dans le complexe, la liaison Cu-OH affaiblirait une liaison O-H

Je n'ai jamais mesuré le pH de la solution de CuSO4 qu'on utilise, je testerai par curiosité !
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Re: zinc dans sulfate de cuivre :?:

Messagede candy » 11 Oct 2013, 20:46

Merci mais il y a un probleme... ce n'est pas equilibre comme reaction...
J'a trouve [Cu(H20)6]2+ <------------> [Cu(OH)2(H20)4] (s) +2H+ mais sans la constante...
A suivre
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Re: zinc dans sulfate de cuivre :?:

Messagede nlbmoi » 12 Oct 2013, 07:49

Quand on met des ions cuivre 2+ en solution, il faut effectivement prendre en compte la sphère solvatation : pour les ions cuivre, il y a 6 molécules d'eau et en fait la couleur bleue des ions cuivre 2+ est dûe à [Cu(H20)6]2+ : c'est ce qui est implictement admis quand on écrite Cu2+ (aq)
Ce complexe se représente par du cuivre 2° entouré selon un octaèdre par des molécules d'eau (4 dans un plan, un au dessus et un en dessous) : il y a donc potentiellement des H+ assez éloigné de l'ion central qui peut être capté par une base : on forme donc [Cu(H20)5(OH)]+. POur cecouple, le pKa est de 7,3 : une solution contenant "des ions Cu2+" a donc un pH de 4,15 donc plutôt acide quand même !
Il peut également y avoir un autre H+ de capter pour former [Cu(H20)4(OH)2].
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Re: zinc dans sulfate de cuivre :?:

Messagede Laurent Europe DK » 17 Fév 2018, 18:34

Si je ne me trompe pas, c'est que l'ion cu2+ est un acide de Lewis, comme l'ion Al3+. Sa réaction avec l'eau libére des ions H+. Il précipite avec les OH- pour donner cu(Oh) 2, la gélatine bleue schtroumpf. Le ph de cette solution est fixé par le produit de solubilité de ce précipité et le ke de l'eau.
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