Carbonate de cuivre(II)
Carbonate de cuivre(II) | |
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Identification | |
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No CAS | |
No ECHA | 100.013.338 |
No CE | 214-671-4 |
No RTECS | FF950000 |
PubChem | 14452 |
SMILES | |
InChI | |
Apparence | poudre vert/bleu |
Propriétés chimiques | |
Formule | CuCO3 |
Masse molaire[1] | 123,555 ± 0,005 g/mol C 9,72 %, Cu 51,43 %, O 38,85 %, |
Propriétés physiques | |
T° fusion | 200 °C |
Solubilité | insoluble dans l'eau, soluble dans l'acide acétique |
Masse volumique | 3,9 g·cm-3 |
Écotoxicologie | |
DL50 | 159 mg/kg (rat, oral) |
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | |
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Le carbonate de cuivre(II), aussi appelé simplement carbonate de cuivre, est un sel ionique bleu-vert et de formule chimique CuCO3. En fait sa couleur peut varier du bleu clair au vert car il peut être mélangé avec de l'hydroxyde de cuivre(II) (Cu(OH)2) à divers stades d'hydratation et en particulier dans la patine vert-de-gris qui se forme sur le cuivre et ses alliages (laitons, bronzes) lors de leur exposition en conditions extérieures.
Le carbonate de cuivre(II) a été autrefois très utilisé comme pigment et fait partie encore parfois des couleurs de l'artiste peintre sous le nom de cendres bleues. Il a été également utilisé dans certains types de maquillage, comme des rouges à lèvre, bien qu'il soit toxique pour l'Homme. Enfin, il a été également utilisé pendant de nombreuses années comme algicide pour les étangs des fermes d'aquaculture.
Le carbonate de cuivre(II) a été le premier composé à être décomposé en ses éléments : cuivre, carbone et oxygène, en 1794 par le chimiste français Joseph Louis Proust (1754-1826). Lorsqu'il est chauffé, il se décompose thermiquement en dioxyde de carbone (CO2) et oxyde de cuivre(II) (CuO), un solide noir :
- CuCO3 (s) → CuO (s) + CO2 (g).
![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/5/55/Ch%C3%A2teau_Frontenac2010_crop_roofs.jpg/220px-Ch%C3%A2teau_Frontenac2010_crop_roofs.jpg)
Le cuivre et ses alliages acquièrent lentement une patine vert terne dans l'air humide parce que la surface du métal est oxydée par le dioxygène. Cette patine verte, le vert-de-gris que certains architectes utilisent à des fins de décoration, peut être en fait un mélange équimolaire (1:1) de Cu(OH)2 et de CuCO3[2] :
- 2 Cu (s) + H2O (g) + CO2 + O2 → Cu(OH)2 + CuCO3 (s).
Le carbonate de cuivre basique apparaît aussi naturellement sous forme de malachite (Cu2(OH)2CO3) et d'azurite (Cu3(OH)2(CO3)2).
Préparation[modifier | modifier le code]
Le carbonate de cuivre(II) peut être préparé en combinant des solutions de sulfate de cuivre(II) et de carbonate de sodium :
- 2 CuSO4 + 2 Na2CO3 + H2O → Cu2(OH)2CO3 + 2 Na2SO4 + CO2.
Pratiquement, il faut centrifuger 1 minute à 6 000 g le mélange puis laver le précipité à l'eau distillée avant de le centrifuger une nouvelle fois.
Le carbonate de cuivre(II) pur est obtenu à partir du carbonate de cuivre basique par mise en présence de CO2 à 180 °C et 4,6 MPa (46 atm) de pression.[réf. nécessaire]
Références[modifier | modifier le code]
- (en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Copper(II) carbonate » (voir la liste des auteurs).
- Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
- Masterson, W.L. et Hurley, C.N. (2004). Chemistry: Principles and Reactions, 5e éd. Thomson Learning, Inc. (p. 498).
- (en) « Carbonate de cuivre(II) », sur ChemIDplus.