Avez-vous déjà vu un métal disparaître sous vos yeux, puis refaire surface comme si de rien n’était ? C’est l’expérience vécue par les élèves de 2nde Pro ABIL Laboratoires lors de leurs premiers travaux pratiques de chimie. Blouse, lunettes, gants : nos apprentis laborantins ont suivi l’élément cuivre à la trace.
Au bec Bunsen : le cuivre noircit, puis retrouve ses couleurs
Tout commence au bec Bunsen. Enthousiastes mais très prudents avec le brûleur, les élèves chauffent une lame de cuivre. « Oh, c’est chaud ! » lance l’un d’eux. Et il a raison : la température atteint 800 à 900 °C. En quelques secondes, le rouge brillant se couvre d’une couche noire d’oxyde de cuivre : le cuivre s’est oxydé au contact du dioxygène de l’air.
Le cuivre métallique rouge (Cu) réagit à chaud avec le dioxygène de l’air (O₂) pour former de l’oxyde de cuivre II (CuO), un solide noir.
2 Cu (s) + O₂ (g) → 2 CuO (s)
Mais l’histoire ne s’arrête pas là. Les élèves pèsent 7,5 g de poudre noire d’oxyde de cuivre et 0,57 g de carbone, soit la quantité exacte pour que tout réagisse. « Faut qu’on soit pixel sur les balances ! » précise un élève. Ils mélangent les deux poudres, puis chauffent le tube. Dans la coupelle, bonne surprise : environ 6 g de cuivre sont de retour ! Le carbone a pris l’oxygène à l’oxyde de cuivre, c’est une réduction.
Chauffé avec le carbone (C), l’oxyde de cuivre noir (CuO) est réduit : le cuivre métallique (Cu) se régénère et du gaz carbonique (CO₂) se dégage.
2 CuO (s) + C (s) → 2 Cu (s) + CO₂ (g)
Quand la coupelle reste noire, c’est que le mélange n’était pas homogène. « Allez, mode sérieux activé ! » motive l’un d’eux. Les élèves recommencent, avec plus de soin.
Sous la hotte : le cuivre disparaît dans l’acide nitrique
Place au grand spectacle, mais sous haute protection. Gants, lunettes, blouse et hotte en marche : les élèves se sentent rassurés et confiants avec leurs équipements. Et ils en ont besoin ! Au contact de l’acide nitrique, le cuivre « disparaît » en quelques instants. « Mortel, le gaz ! » s’exclame un élève, et il n’a pas tort : ce gaz roux est toxique, c’est pourquoi tout le monde reste prudent et le laisse filer par la hotte.
Le cuivre solide est oxydé en ions cuivre II (Cu²⁺), responsables de la couleur bleue de la solution, avec dégagement de dioxyde d’azote (NO₂).
Cu (s) + 4 HNO₃ (aq) → Cu²⁺ (aq) + 2 NO₃⁻ (aq) + 2 NO₂ (g) + 2 H₂O (l)
Puis les regards se tournent vers le tube : la solution est d’un beau bleu, signature des ions cuivre II. Les élèves sont surpris par la disparition du cuivre, puis émerveillés : « Trop stylée, la couleur ! » admirent-ils.
L’électrolyse : le cuivre refait surface
Et si on récupérait le cuivre d’une solution d’ions cuivre II ? Place à l’électrolyse ! Un courant continu traverse la solution, et un dépôt rougeâtre apparaît sur la cathode. « Ah ouais, chokbar ! » s’enthousiasme un élève. En effet, le cuivre qui avait « disparu » est bel et bien revenu, et les élèves sont interloqués.
Les ions cuivre II (Cu²⁺) captent deux électrons à la cathode pour se déposer sous forme de cuivre métallique solide (Cu).
Cu²⁺ (aq) + 2 e⁻ → Cu (s)
Le cycle du cuivre
Le cuivre a changé de forme (atome, oxyde, ion), mais jamais il n’a disparu : c’est la conservation des éléments.
Rouge au départ, noir sous la flamme, bleu dans le flacon, puis rouge à nouveau sur la cathode : le cuivre a changé de couleur à chaque étape, mais jamais d’identité. Nos élèves l’ont prouvé, même quand l’expérience leur résistait.
Bravo à la classe de 2nde Pro ABIL Laboratoires pour sa curiosité, sa prudence et sa persévérance. « Franchement, on a géré, merci pour les TP ! » s’accordent-ils à dire.
Prochaines étapes : le soufre et le calcium, avec leurs réactions caractéristiques, dont un gaz à l’odeur d’œuf pourri et un précipité blanc. Les élèves n’ont pas fini d’être surpris !
