Oxyde cuivrique
__ Cu2+ __ O2− Maille cristalline de l'oxyde cuivrique.
Identification
Nom UICPA	Oxyde de cuivre(II)
No CAS	1317-38-0
No ECHA	100.013.882
No CE	215-269-1
No RTECS	GL7900000
PubChem	14829
SMILES	O=[Cu] PubChem, vue 3D
InChI	Std. InChI : vue 3D InChI=1S/Cu.O Std. InChIKey : QPLDLSVMHZLSFG-UHFFFAOYSA-N
Apparence	poudre noire
Propriétés chimiques
Formule	CuO [Isomères]
Masse molaire[1]	79,545 ± 0,003 g/mol Cu 79,89 %, O 20,11 %,
Propriétés physiques
T° fusion	1 326 °C [2]
T° ébullition	2 000 °C
Masse volumique	6,315 g·cm-3
Propriétés électroniques
Bande interdite	1,2 eV
Constante diélectrique	18,1 à 15 °C
Propriétés optiques
Indice de réfraction	${\displaystyle n_{}^{}}$ 2,63
Précautions
SGH[3]
Attention H302, H410, P260 et P273 H302 : Nocif en cas d'ingestion H410 : Très toxique pour les organismes aquatiques, entraîne des effets à long terme P260 : Ne pas respirer les poussières/fumées/gaz/brouillards/vapeurs/aérosols. P273 : Éviter le rejet dans l’environnement.
Transport[3]
90 3077 Code Kemler : 90 : matière dangereuse du point de vue de l'environnement, matières dangereuses diverses Numéro ONU : 3077 : MATIÈRE DANGEREUSE DU POINT DE VUE DE L’ENVIRONNEMENT, SOLIDE, N.S.A. Classe : 9 Étiquette : 9 : Matières et objets dangereux divers Emballage : Groupe d'emballage III : matières faiblement dangereuses.
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

L’oxyde de cuivre(II) ou oxyde cuivrique est un composé du cuivre et de l'oxygène, de formule CuO (le cuivre y est à son état d'oxydation +2). C'est un solide noir de structure ionique, qui fond vers 1 200 °C en dégageant un peu d'oxygène.

L'oxyde cuivrique existe sous forme naturelle : la ténorite.

Propriétés chimiques

On peut former de l'oxyde cuivrique en chauffant du cuivre à l'air libre, mais il se forme alors également de l'oxyde cuivreux Cu₂O :

2 Cu + O₂ → 2 CuO.

4 Cu + O₂ → 2 Cu₂O.

L'oxyde cuivrique peut être obtenu avec un meilleur degré de pureté en chauffant du nitrate de cuivre(II) Cu(NO₃)₂, de l'hydroxyde de cuivre(II) Cu(OH)₂ ou du carbonate de cuivre(II) CuCO₃ :

2 Cu(NO₃)₂ → 2 CuO + 4 NO₂ + O₂.

Cu(OH)_{2 (s)} → CuO_(s) + H₂O_(l).

CuCO₃ → CuO + CO₂.

L'oxyde cuivrique est basique et réagit avec les acides minéraux tels que l'acide chlorhydrique HCl, l'acide sulfurique H₂SO₄ ou l'acide nitrique HNO₃ en donnant le sel de cuivre(II) correspondant :

CuO + 2 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O.

CuO + 2 HCl → CuCl₂ + H₂O.

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O.

Il réagit avec les bases concentrées pour former les sels de cuprates correspondants :

2 XOH + CuO + H₂O → X₂[Cu(OH)₄].

Il peut également être réduit en cuivre métallique à l'aide d'hydrogène H₂ ou de monoxyde de carbone CO :

CuO + H₂ → Cu + H₂O.

CuO + CO → Cu + CO₂.

Une méthode de préparation de l'oxyde cuivrique en laboratoire consiste à électrolyser une solution aqueuse de bicarbonate de sodium NaHCO₃ avec une anode en cuivre sous faible différence de potentiel : il suffit alors de chauffer le mélange d'hydroxyde de cuivre(II) Cu(OH)₂ et de carbonate de cuivre(II) CuCO₃ obtenu.

Applications

Oxyde cuivrique.

L'oxyde cuivrique est utilisé comme pigment pour produire des lumières bleues en pyrotechnie.

Il intervient dans la production de solutions de réactif de Schweizer [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂](OH)₂, utilisé notamment dans la fabrication de la viscose.

Il trouve des applications comme matériau semiconducteur de type p en raison de sa faible largeur de bande interdite (1,2 eV).

Il est également utilisé comme abrasif en optique, et dans la fabrication de certaines piles électriques.

Il est parfois utilisé à la place de l'oxyde de fer dans la thermite pour en faire un explosif de faible puissance plutôt qu'un matériau incendiaire.

Dépollution, phytoremédiation

Des algues rouges du genre Ceramium séchées et traitées à l'hydroxyde de sodium et au formaldéhyde pourraient être utilisées comme biosorbant pour extraire des ions Cu²⁺ de l'eau^[4]. Des tests ont été faits en 2013 avec Ceramium rubrum, dont la biomasse séchée a, lors des expériences, présenté une capacité de biosorption évaluée à 25,51 mg de cuivre par gramme d'algue séchée. Cette capacité a été respectivement portée à 42,92 et 30,03 mg/g quand la biomasse algale a été traitée par l'hydroxyde de sodium et le formaldéhyde, grâce à une multiplication des sites actifs responsables de la biosorption (du cuivre en l'occurrence)^[4].

Notes et références

Voir aussi