S ENCYCLOPÉDIE CHIMIQUE
•L’oxyde cuivrique se dissout dans l’ammoniaque, en donnant une dissolution d’un bleu foncé, connue sous le nom A'eau céleste.
Il est aisément réductible par l’hydrogène et le charbon. La température nécessaire pour la réduction par l’hydrogène est très basse : elle varie suivant la provenance de l’oxyde. Elle est de 135 à 136 degrés pour l’oxyde obtenu par précipitation et séché à 300 degrés; la présence de l’azote ne retarde pas cette réduction.
L’oxyde provenant de la calcination du nitrate n’est réduit qu’à 205 degrés par un mélange à parties égales d’hydrogène et d’azote (1).
Le potassium et le sodium le réduisent avec ignition, un peu au-dessus de : leur point de fusion. j
Fondu avec le cyanure de potassium, il donne du cuivre métallique et du j cyanate (Liebig). 1
Chauffé légèrement avec le phosphore, il donne un phosphure et un phosphate, i
Mêlé avec un excès de soufre, il donne à chaud un dégagement d’acide suL fiireux avec formation de sulfure :
2CuO-f2S = Cu*SH-SO».
Si, au contraire, c’est l’oxyde de cuivre qui prédomine, on obtient un sulfate :
7 CuO -f- S = CuOSO® -f- 3 Cu^O.
Chauffé avec de la fleur de soufre dans un courant d’hydrogène, il se transforme intégralement en sous-sulfure; cette réaction sert, en analyse, au dosage du cuivre (Henri Rose). ]
Une dissolution de chlorure stanneux le transforme, à l’ébullition, en chlorure cuivreux avec dépôt d’oxyde d’étain (Proust). ^
L’oxyde cuivrique, même après ignition, est attaqué par une solution de chlorure ferreux à froid ; É
3CuO -H 2 FeCl = CuSCl + CuCl -f Fe^O^. 9
La réaction est facilitée par la présence du sel marin (Sterry Hunt).
Beaucoup de substances organiques, notamment l’essence de térébenthine, le réduisent en oxyde cuivreux. ^
L’oxyde obtenu par précipitation jouit de propriétés oxydantes particulières. Chauffé à 280 degrés en tubes scellés avec de l’éther, il l’oxyde à l’état d’aldéhyde et d’acide acétique, en se réduisant lui-même en oxydule et en cuivre métallique (2). 'M
(1) Poggendorfs Annalen, t. CXXXVI. Æ
(2) Cueroult, Comptes rendus, t. LXXIX, p. 221. fl
HYDRATE d’oXYDE CUIVRIQUE (CuO.HO)
Il paraît en exister deux variétés :
La première s’obtient en précipitant une solution d’un sel cuivrique par un léger excès de soude ou de potasse caustique, lavant rapidement à l’eau froide, et séchant dans le vide.
Dans cet état, on peut le chauffer au-dessus de 100 degrés sans lui faire perdre son eau. Avant d’avoir subi cette dessiccation, il est beaucoup plus instable ; il se déshydrate en noircissant, même avant 100 degrés, au milieu de l’eau. — Il retient toujours une petite quantité d’alcali, qu’il est impossible d’enlever par les lavages.
Bôttger recommande de décomposer une solution bouillante de sulfate de cuivre par l’ammoniaque, jusqu’à ce que le précipité commence à bleuir, puis, de laver le précipité grenu de sel basique, et de le traiter par une solution étendue de potasse et de soude. On obtient ainsi un hydrate d’une couleur bleu de ciel, facile à laver, qu’on peut conserver longtemps à l’état humide.
La seconde variété a été signalée par M. Péllgot.
Il l’a obtenue en versant une grande quantité d’eau, soit dans la dissolution bleue fournie par l’action de l’ammoniaque sur le cuivre en présence de l’air ; soit sur les deux azotites de cuivre et d’ammoniaque qu’il a isolés de cette dissolution.
Il a également réussi à préparer cet oxyde par d’autres procédés :
1“ En traitant par un alcali un sel de cuivre dissous dans beaucoup d’eau, et préalablement additionné d’un léger excès d’ammoniaque ;
2° En versant de la potasse ou de la soude dan§ un sel de cuivre mélangé avec un sel ammoniacal ;
3“ En ajoutant beaucoup d’eau à une dissolution faiblement ammmoniacale d’azotate de cuivre.
C’est un précipité cristallin d’un beau bleu. Il résiste à l’action de l’eau bouillante. Il absorbe lentement l’acide carbonique de l’air sans altération de couleur.
L’ammoniaque, concentrée en dissout 7 à 8 pour 100 de son poids; cette liqueur est préférable au réactif Schweitzer pour dissoudre la cellulose, parce qu’elle ne renferme pas d’acide azoteux.
Les solutions alcalines concentrées, employées en grand excès, dissolvent un peu d’hydrate cuivrique en se colorant en bleu ; l’action prolongée de la chaleur en sépare de l’oxyde noir, et l’addition d’eau en précipite de l’hydrate bleu XRouelle, Proust).
L’hydrate d’oxyde de cuivre, précipité d’une solution contenant un mélange à équivalents égaux de sulfate de cuivre et de sulfate ferreux, se réduit à l'état d’oxydule d’après l’équation :
2 GuO -1- 2 FeO = Cu^O + Fe®OA
tLevol.)
Si l’on ajoute de l’hydrate cuivrique à une solution neutre de sulfate de fer pur, il se produit immédiatement un précipité rougeâtre, renfermant de l’oxyde cuivreux et du sulfate ferrique basique ;
2 (Fe0,S03) + 2 CuO + 2 HO = Cu®0,H0 + Fe*03,2 SOTO.
Ce précipité, porté à l’ébullition avec un excès de sulfate ferreux, devient noir; il contient alors du cuivre métallique (•!).
SESQUIOXYDE DE CUIVRE (Cu*0^)
On n’a pas. réussi à l’isoler.
M. Fremy a constaté que l’azotate de potasse attaque avec vivacité le cuivre allié à de faibles quantités de zinc, en donnant naissance à une masse brune, partiellement soluble dans l’eau. — La dissolution est rosée; mais elle passe bientôt par les nuances du rouge et du violet, puis se décolore tout à coup, en dégageant de l’oxygène, et laisse déposer de l’oxyde de cuivre anhydre.
En arrosant de l’hydrate cuivrique avec un hypochlorite alcalin, M. Fremy a , obtenu une dissolution brune, se décomposant comme la précédente.
L’action du chlore sur une lessive de potasse, tenant de l’hydrate de potasse | en suspension, donne de même une solution rouge, très instable, dégageant ! spontanément de l’oxygène avec formation d’oxyde cuivrique noir (2). '
Ces faits rendaient très problable l’existence des cuprates. M. Walter Crum a réussi à isoler un cuprate de chaux en petits cristaux d’un brun rosé, en ajoutant de l’azotate de cuivre à une solution de chlorure de chaux refroidie à zéro, en présence d’un excès de chaux, et abandonnant le mélange pendant vingt-quatre heures.
Ces cristaux ont pour formule Cu^O^ L’eau chaude les décompose en oxygène et en oxyde cuivrique. On ne peut les sécher sans les décomposer.
OXYDE SALIN DE CUIVRE (Cu®0® = 2 Cu-0,Cu0)
D’après Favre et Maumeué, l’oxyde cuivrique, calciné longtemps au rouge Vif, perd 8,1 pour 100 d’oxygène. La masse fondue d’oxyde salin, traitée par les acides, donne un mélange de sels cuivreux et cuivriques. Ce composé ab- . sorbe de l’oxygène au rouge-cerise (A. Gautier).
Siewerl a décrit deux hydi'ates salins : î
En traitant une solution de chlorure cuivreux dans l’hyposulfite de soude par | un grand excès d’ammoniaque, il a obtenu un sel bleu, qui, traité à chaud paf
(1) Braun, Zeitschrift fur Cliemie, nouvelle série, t. 111, p. 568^ (â) Krügcr, Poggetidorfl’s Annalen, t. LXII, p. 457.
LE CUIVRE Eï SES COMPOSÉS.
la potasse étendue, donne un précipité d’hydrate cuproso-cupi'ique, ayant pour composition :
Cu20,Cu0,H0.
Récemment préparé, cet hydrate est'soluble dans' l’acide chlorhydrique, et s’en sépare de nouveau par l’addition de potasse.
Desséché dans le vide, il n’est plus soluble dans l’acide chlorhydrique, et se décompose par la chaleur.
L’addition d’ammoniaque à une dissolution de chlorure cuivreux dans le chlorure de sodium, en précipite, après douze heures, une poudre d’un bleu clair.
Séché dans le vide, ce deuxième hydrate a pour foi’mule :
Cu20,2Cu0+ 5HO.
BIOXYDE DE CUIVRE (CuO*)
Modes de formation. — On l’obtient, d’après Thénard, en versant sur de l’hydrate cuivrique encore gélatineux, refroidi à zéro, une dissolution aqueuse d’eau oxygénée, ne renfermant pas plus de 8 volumes d’oxygène. L’hydrate devient d’abord verdâtre, et finalement prend une couleur jaune. A ce moment on ajoute de l’eau, sans quoi le bioxyde formé se décomposerait en dégageant de l’oxygène. On le lave avec soin ; on le sèche entre des doubles de papier buvard, et on le dessèche dans le vide.
Un autre mode de préparation, dû également à Thénard, consiste à mêler une solution d’azotate de cuivre à de l’eau oxygénée étendue et refroidie à zéro ; l’addition de potasse en très léger excès précipite le bioxyde de cuivre.
D’après “Werner Schmidt, le peroxyde de manganèse, obtenu par précipitation d’un sel de manganèse à l’aide de l’hypochlorite de soude, transforme, à la longue, tout le cuivre d’une solution cuivrique en peroxyde.
L’action est très lente ; elle dure trois semaines. On obtient le rendement théorique :
Cu0,S03 + MnO* = Mn0,S03 + GuO*.
Le peroxyde de plomb se comporte de la même façon.
Bôttger, en arrosant l’hydrate cuivrique avec l’hypochlorite de soude, l’a transformé en peroxyde.
Enfin, en ajoutant de Teau oxygénée à une solution de sulfate cuproammonique, on observe un vif dégagement d’oxygène, et il se forme un précipité vertolive, se desséchant en une masse brun verdâtre contenant : CuO®,HO CWeltzien).
Propriétés. — Le bioxyde de cuivre est d’un brun jaunâtre. Convenablement
desséché, il se détruit au-dessous de 100 degrés en dégageant de l’oxygène.
A l’état humide, il se décompose spontanément au bout de douze heures ; la présence de la potasse active encore cette décomposition.
Il est insoluble dans l’eau.
En présence des acides, il donne des sels cuivriques et de l’eau oxygénée. D’après Weltzien, l’acide chlorhydrique étendu le décompose, en formant du chlorure cuivrique, de l’eau, du peroxyde d’hydrogène, et un peu d’oxygène libre:
CuO^HO + HCl = CuCl + HO® -|- HO.
2CuO®HO + 2HG1 = 2CuCl -f O® -f 4UO.
Il ne se dégage pas de chlore dans cette réaction.
