DIAGRAMME E–PH DU CUIVRE
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Ainsi, au-dessus de pH = 1, 0 l’oxyde Cu 2 O(s) est a priori présent. Au-dessous de ce
pH la forme largement majoritaire du cuivre de nombre d’oxydation égal à +I reste
a priori l’ion Cu + . Nous justifierons plus loin la prudence de ces affirmations. Nous
pouvons ensuite réaliser le même calcul pour l’hydroxyde de cuivre (+II) Cu(OH) 2 (s)
et déterminer la gamme de pH pour laquelle le solide existe effectivement. Considérons une solution contenant des ions Cu 2+ à la concentration de tracé ; le pH est élevé
par ajout de soude (sans variation de volume). Lorsque l’hydroxyde Cu(OH) 2 (s) apparaît, la loi de GULDBERG et WAAGE s’applique :
10
−20
=
10
−2
K e
h
2
qui implique : pH = 5, 0. Ainsi, au-dessus de pH = 5, 0 l’hydroxyde Cu(OH) 2 (s) est
présent. Au-dessous de ce pH la forme très largement majoritaire du cuivre de nombre
d’oxydation égal à +II correspond à l’ion Cu 2+ .
c) Diagramme de situation
Nous pouvons alors dresser le diagramme de situation relatif aux espèces Cu(s), Cu + ,
Cu 2 O(s), Cu 2+ et Cu(OH) 2 (s) sous la forme présentée figure 8.8. Ce diagramme indique a priori les couples oxydant-réducteur à considérer en fonction du pH :
– pour pH < 1,0 les couples engagés sont Cu 2+ /Cu + et Cu + /Cu(s) ;
– pour 1,0 < pH < 5,0 les couples engagés sont Cu 2+ /Cu 2 O(s) et Cu 2 O(s)/Cu(s) ;
– pour pH > 5,0 les couples engagés sont Cu(OH) 2 (s)/Cu 2 O(s) et Cu 2 O(s)/Cu(s).
n.o
pH
0
+ I
+ II
Cu (s)
Cu
+
Cu 2+
Cu 2 O (s)
Cu(OH) 2 (s)
1,0
5,0
Figure 8.8 – Diagramme de situation du cuivre
5.2 Équations des frontières
a) Tracé provisoire, instabilité d’un nombre d’oxydation
Nous réitérons dans le cas du cuivre le travail réalisé sur les espèces contenant du fer
ou du zinc, en adoptant une démarche comparable. Nous étudierons ici les différents
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Ainsi, au-dessus de pH = 1, 0 l’oxyde Cu 2 O(s) est a priori présent. Au-dessous de ce
pH la forme largement majoritaire du cuivre de nombre d’oxydation égal à +I reste
a priori l’ion Cu + . Nous justifierons plus loin la prudence de ces affirmations. Nous
pouvons ensuite réaliser le même calcul pour l’hydroxyde de cuivre (+II) Cu(OH) 2 (s)
et déterminer la gamme de pH pour laquelle le solide existe effectivement. Considérons une solution contenant des ions Cu 2+ à la concentration de tracé ; le pH est élevé
par ajout de soude (sans variation de volume). Lorsque l’hydroxyde Cu(OH) 2 (s) apparaît, la loi de GULDBERG et WAAGE s’applique :
10
−20
=
10
−2
K e
h
2
qui implique : pH = 5, 0. Ainsi, au-dessus de pH = 5, 0 l’hydroxyde Cu(OH) 2 (s) est
présent. Au-dessous de ce pH la forme très largement majoritaire du cuivre de nombre
d’oxydation égal à +II correspond à l’ion Cu 2+ .
c) Diagramme de situation
Nous pouvons alors dresser le diagramme de situation relatif aux espèces Cu(s), Cu + ,
Cu 2 O(s), Cu 2+ et Cu(OH) 2 (s) sous la forme présentée figure 8.8. Ce diagramme indique a priori les couples oxydant-réducteur à considérer en fonction du pH :
– pour pH < 1,0 les couples engagés sont Cu 2+ /Cu + et Cu + /Cu(s) ;
– pour 1,0 < pH < 5,0 les couples engagés sont Cu 2+ /Cu 2 O(s) et Cu 2 O(s)/Cu(s) ;
– pour pH > 5,0 les couples engagés sont Cu(OH) 2 (s)/Cu 2 O(s) et Cu 2 O(s)/Cu(s).
n.o
pH
0
+ I
+ II
Cu (s)
Cu
+
Cu 2+
Cu 2 O (s)
Cu(OH) 2 (s)
1,0
5,0
Figure 8.8 – Diagramme de situation du cuivre
5.2 Équations des frontières
a) Tracé provisoire, instabilité d’un nombre d’oxydation
Nous réitérons dans le cas du cuivre le travail réalisé sur les espèces contenant du fer
ou du zinc, en adoptant une démarche comparable. Nous étudierons ici les différents